3 Les Liaisons Chimiques - Theorie - 2013
3 Les Liaisons Chimiques - Theorie - 2013
3 Les Liaisons Chimiques - Theorie - 2013
La liaison ionique
Ion Cation Anion
Monoatomique Polyatomique Charge
Bilan des charges Positif Négatif
Liaison ionique Electrovalence Attraction électrostatique
Liaison intermoléculaire
Liaison intermoléculaire liaison intramoléculaire pôle
Dipôle Liaison (pont) hydrogène attraction électrostatique
Tous les autres atomes du tableau périodique ont une couche externe non remplie (moins
de 8 électrons sur la couche externe). Ceux-ci ne sont pas stables.
Un atome dont la couche externe n'est pas complète, n'est pas stable.
Le but de chaque atome qui a une couche externe incomplète, est d’acquérir la structure
électronique du gaz rare le plus proche.
Pour atteindre son but, il va se lier à d’autres atomes,
- soit pour donner ses électrons externes aux autres atomes,
- soit pour prendre les électrons de ces autres atomes,
- soit pour partager les électrons de ces autres atomes.
Lorsque l’atome aura acquis la structure électronique du gaz rare le plus proche, il
aura une couche externe complète et sera ainsi plus stable.
A) L'atome de lithium a un seul électron externe. Il aura donc plus de facilité à perdre
son unique électron externe pour obtenir la structure électronique du gaz rare le plus
proche, l'hélium, qu'à en prendre 7, pour compléter sa dernière couche et acquérir la
structure électronique du néon.
perd 1 e- +
atome : Li• ion : Li (He)
1 2 1
+ 1+
Symbole : Li → Li ou Li
Exemples :
A) L'atome de fluor (7 e- externes) aura beaucoup de peine à perdre ses 7 électrons,
mais complétera très aisément sa dernière couche à 8 électrons pour obtenir la
structure électronique du néon.
atome : ion :
gagne 1 e-
n= 1 2 1 2
9 p+ → 9 p+
9 e- + 1 e- → 10 e-
Bilan des charges : 0 1- = ion négatif = anion
- 1-
Symbole : F → F ou F
16 p+ → 16 p+
16 e- + 2 e- → 18 e-
Bilan des charges : 0 2- = ion négatif = anion
-- 2-
Symbole : S → S ou S
Si un métal perd des électrons pour devenir un cation, ces électrons ne se retrouvent pas
à l’état libre dans la matière. Ceux-ci sont ‘’capturés’’ par un 2ème atome (un non-métal) qui
deviendra un anion. Ainsi la formation d’un cation implique forcément la formation d’au
moins un anion et vice-versa.
On a donc un lien qui s'établit entre le métal (donneurs d'électrons) et le non-métal
(accepteurs d'électrons) lorsqu’il y a transfert d'électrons du métal vers le non-métal.
C’est lors de ce transfert d’électron(s) que le métal se ‘’transforme’’ en cation et le non-
métal en anion.
Lorsque le lien entre deux atomes, conduit à un transfert d’électron(s) d’un premier atome
vers un deuxième atome, on parle de liaison ionique ou d’électrovalence.
Dans un composé ionique, c’est-à-dire un composé qui contient des ions, les cations et les
anions restent à proximité les uns des autres, car ils sont de charges électriques opposées
et s’attirent les uns, les autres. On parle alors d’attraction électrostatique.
Le chlorure de sodium est un solide cristallin où les ions sodium (boules ……………) sont
entourés par les anions chlorure (boules ……………...) et vice-versa.
Les cations sont donc entourés d’anions et vice-versa.
B) Les composés ioniques sont solubles dans l’eau. Lorsqu’ils se dissolvent, les anions
et les cations ne sont plus retenus les uns à proximité des autres par l’attraction
électrostatique et ils se retrouvent à l’état libre et hydraté.
Hydraté signifie que les ions sont entourés de molécules d’eau indissociables de l’ion.
On appelle les solutions contenant des ions libres et hydratés, des électrolytes car
elles laissent passer le courant. Nous étudierons ces solutions en détail au chapitre
sur les réactions chimiques.
+- +
+
molécules d’eau
cristal de NaCl
…………………………………………. +
Ions hydratés
En prenant 1 cation et 1 anion, nous obtenons la neutralité des charges. La formule brute
de notre composé est donc NaCℓ.
La formule brute d’un composé ionique correspond au rapport le plus petit entre le
nombre de cations et le nombre d’anions donnant une molécule neutre.
3.4.2.5 Déterminer la formule brute d’un cation et d’un anion monoatomiques, ainsi
que la quantité de chacun des ces ions à partir de la formule brute d’un
composé ionique.
L’exercice inverse, c’est-à-dire déterminer la formule brute des ions et leur nombre, à
partir de la formule brute de la molécule, est un exercice plus complexe. Voilà un exemple
avec le raisonnement détaillé permettant d’atteindre ce but.
- Le chlore est dans la colonne VIIA, il possède donc 7 électrons sur sa couche
externe.
- Il lui manque seulement 1 électron pour avoir la structure électronique du gaz rare
le plus proche.
- Après avoir gagné cet électron, il aura un électron de plus que son nombre de
protons. Autrement dit, il aura une charge négative. Il formera donc l’anion Cℓ1-.
- L’indice numérique suivant le symbole Cℓ dans la formule brute étant 2, il y a 2
anions dans la molécule.
La molécule contient donc 2 anions Cℓ1-.
SO42-
Remarques :
• Même si l’ensemble d’atomes s’appelle ‘’ion’’ et contient deux charge entières
négatives, les charges sont, en réalité, localisées sur certains atomes du ion, ici
deux atomes d’oxygène. On appelle ces atomes de l’ion, les atomes porteurs de la
charge.
Il ne faut pas confondre l’ion et les atomes porteurs des charges.
• Lorsque la molécule contient plusieurs ions polyatomiques, la formule brute de l’ion
polyatomique, dans la formule brute de la molécule, se trouve entre parenthèse
(sans la charge), suivie d’un indice numérique indiquant le nombre de ces ions
polyatomiques.
Exemple: Le phosphate de calcium est composé des ions suivants : Ca2+ et PO43-
A) Aℓ2O3
cation monoatomique
anion monoatomique
Aℓ2O3
3 anions
2 cations
1 anion monoatomique
(NH4)2S
C) Ba(OH)2
anion polyatomique
Ba(OH)2
D) CaCO3
Anion polyatomique
CaCO3
Remarque :
Ce n’est pas parce que deux éléments se trouvent l’un à côté de l’autre dans la formule
brute d’une molécule, qu’ils sont forcément liés entre eux dans cette dernière.
Exemple : HNO3 L’atome d’hydrogène n’est pas lié à l’atome d’azote même s’ils sont
côte à côte dans la formule brute.
3.4.4.2 Le formalisme
Les électrons
• Un électron célibataire est représenté par un point.
Les charges
• Une charge entière est dessinée à proximité de la formule de Lewis de l’élément
porteur de la charge, si possible en face du contre-ion (ion de charge opposée).
Exemple : Na2O
..O..
2- 2- - -
Formule de Lewis: . O . + 2 e- Formule de Lewis: = O ou O
Comme le sodium donne son électron à l’oxygène, les deux éléments sont liés l’un avec
l’autre par une liaison ionique.
- - +
Formule développée : Na+ O Na
3.4.5 L'électronégativité
3.4.5.1 Généralités
Linus Carl PAULING, chimiste américain né en 1901 et
décédé le 19 août 1994. Prix Nobel de Chimie en 1954 pour
ses travaux sur la nature de la liaison chimique, Pauling reçut
aussi le Prix Nobel de la Paix en 1962 pour son opposition
aux armes atomiques.
L’expérience a montré qu’une liaison entre deux atomes avait un caractère ionique
marqué, lorsque la différence d’électronégativité entre les deux atomes impliqués dans la
liaison était supérieure ou égale à 1.5.
La liaison ionique est le mode de liaison utilisé entre deux atomes dont la différence
d'électronégativité est plus grande ou égale à 1,5. (∆Ε ≥ 1,5 ).
Graphite diamant
3.5.1 Généralités
Nous avons vu au paragraphe précédent que deux atomes d’une molécule forment une
liaison ionique, si leur différence d’électronégativité était plus grande ou égale à 1.5.
Quant est-il si la différence d’électronégativité est inférieur à 1.5 ?
Même si un atome avec un couche électronique incomplète cherche à acquérir un couche
complète en perdant ou en gagnant des électrons, certains atomes ne sont pas assez
électronégatifs pour pouvoir arracher les électrons de leur partenaire de liaison. Dans ce
cas, les 2 atomes vont partager leur électrons externes par recouvrement des deux
orbitales contenant chacune un électron célibataire.
Les liaisons chimiques 15
1DF
Une liaison où les atomes partagent leur électrons externes s’appelle une liaison
covalente.
Il existe trois types de liaisons covalentes :
a) covalentes pures b) covalentes polaires c) covalentes de coordination
Dans ce cours, nous n’aborderons que les liaisons covalentes pures et polaires
Lorsque les atomes partagent plusieurs paires de liaison, on dit qu'ils forment des liaisons
multiples.
Exemples :
Une liaison covalente double : une liaison covalente triple :
la molécule de dioxygène O2 - la molécule de diazote N2
N N
La liaison covalente polaire est le mode de liaison utilisé entre deux éléments dont la
différence d’électronégativité est supérieure à 0, mais inférieure à 1.5. (0 < ∆Ε < 1.5).
Exemples :
- La molécule d'acide chlorhydrique
constituée d'un atome d'hydrogène et
d'un atome de chlore.
Le chlore, plus électronégatif que
l'hydrogène, a tendance à attirer les
électrons de la paire de liaison.
Rappels :
Dans la formule développée, les éléments sont représentés par leur formule de Lewis.
Ce n’est pas parce que deux éléments se trouvent l’un à côté de l’autre dans la formule
brute d’une molécule, qu’ils sont forcément liés entre eux dans cette dernière.
3.5.4.2 Procédure
3.5.4.2.1 La formule développée des corps simples contenant soit à la fois une/des
liaison(s) ionique(s) et covalente(s)
Voilà comment procéder pour dessiner la formule développée des corps simples
contenant soit à la fois une/des liaison(s) ionique(s) et covalente(s) :
Dans Na2CO3, les liaisons ioniques se trouvent entre les atomes de sodium et
d’oxygène.
Na+ - O.
Na+ - O.
Lier tous les autres éléments de la molécule entre eux en faisant en sorte
a) que tous les électrons célibataires soient utilisés
b) que 2 atomes identiques ne soient pas liés entre eux
Na+
-O Na+
-O
.
Na+ - O . .C. . Na+ -O
. .. C
O O
Dessiner toutes les charges partielles.
Na+ - O
δ−
δ−
Na+ -O C
4δ+
2δ−
O
3.5.4.2.2 La formule développée des corps simples contenant uniquement une(des)
liaison(s) covalente(s)
Lier tous les éléments de la molécule entre eux en faisant en sorte que
a) L’atome le moins électronégatif est lié à l’atome le plus électronégatif
b) tous les électrons célibataires soient utilisés.
c) 2 atomes identiques ne soient pas liés entre eux.
3.6.1 La valence
La valence indique le nombre d'électrons que l’atome met en jeu pour former des liaisons
avec d'autres atomes, quel que soit le type de liaison.
La valence est donc un nombre entier positif.
La plupart des éléments possèdent plusieurs nombres d'oxydation suivant les molécules
auxquelles ils appartiennent. Les principaux nombres d'oxydation sont répertoriés dans le
tableau périodique.
MgCℓ2
Dans les ions, la somme des nombre d’oxydation n’est pas nulle, comme c’est le cas dans
les molécules, car les ions ne sont pas neutres. Dans un ion, la somme des nombres
d’oxydation, est égale à la charge de l’ion
NO2-
CℓO-
3.7.2 Principe
Une liaison intermoléculaire est toujours une attraction électrostatique, c’est-à-dire qu’elle
se base sur le fait qu’une zone électriquement positive d’une molécule, est attirée par une
zone électriquement négative d’une autre molécule, et vice-versa.
Nous avons vu que, dans les composés ioniques, les cations sont entourés d’anions et
vice-versa et que, par conséquent, il n’est pas possible de savoir quel cation est associé à
quel anion. Dans les solides ioniques, il n’est donc pas possible de distinguer les
attractions électrostatiques intra- et intermoléculaires d’où la notion de maille cristalline.
Ceci est différent pour les composés covalents polaires. Ces derniers contiennent des
charges partielles, dans la molécule, et donc des zones positives et négatives appelées
pôles. Ainsi lorsque deux molécules covalentes polaires sont à proximité l’une de l’autre,
le pôle positif d’une molécule est attiré par le pôle négatif de la deuxième molécule. On a
donc une attraction électrostatique entre les molécules, cette attraction forme la liaison
intermoléculaire. Comme la présence d’un pôle positif dans une molécule implique
forcément la présence d’un pôle négatif, car la molécule est neutre, on dit que la molécule
contient un dipôle et l’attraction électrostatique intermoléculaire correspondante s’appelle
une attraction dipôle-dipôle électrique.
3.7.3.1 Définition
Lorsque l’attraction électrostatique intermoléculaire de type dipôle-dipôle a lieu entre un
atome d’hydrogène et un 2ème atome plus électronégatif porteur d’une paire libre (N, O, S,
F, Cℓ, Br etc.), on parle de liaison (ou de pont) hydrogène. Dans cette liaison,
l’hydrogène est toujours le pôle positif.
δ- δ+ δ-
A H B
3.7.3.2 Cas de l’eau
−H forment un angle d'environ 105 ° et
Dans les molécules d’eau, les liaisons covalentes O−
sont fortement polarisées en raison de la grande différence d'électronégativité entre
l'oxygène et l'hydrogène (∆E = 1,2).
Les molécules d’eau forment des liaisons hydrogène entre elles, le pôle positif étant les
atomes d’hydrogène (δ+) et le pôle négatif étant l’atome d’oxygène (2δ-) avec ses deux
paires libres.
Les liaisons hydrogènes sont très importantes dans l'eau, car bien que plus faibles que les
liaisons covalentes, elles sont très nombreuses. Leur importance est telle qu’elles
modifient considérablement les températures d'ébullition et de fusion de l’eau qui sont
anormalement élevées pour sa masse moléculaire :
L’eau, étant à priori un composé léger, on s’attendrait à ce qu’elle soit gazeuse comme
ses composés parents H2S et H2Se. En fait, les ponts hydrogènes lient fortement les
molécules d’eau en elles, ce qui se traduit par un état liquide.
2δ-
-
2δ
O O
δ+ δ+ δ+ δ+
δ+H Hδ + δ+H Hδ +
2δ-
O
δ+ δ+ Liaisons
δ+H Hδ + hydrogène
2δ - 2δ -
O O
δ+ δ+ δ+ δ+
δ+H Hδ + δ+H Hδ +
A l'état liquide comme dans la glace, les molécules d'eau sont associées par des liaisons
hydrogène entre molécules.
De même, le point d’ébullition est élevé, car pour vaporiser les molécules, il faut fournir
beaucoup d’énergie, et donc de chaleur, pour casser les ponts hydrogène.
Liaisons hydrogène
Les forces de liaisons issues d'un atome sont distribuées sphériquement avec autant
d'autres atomes qu'il est possible d'en assembler autour de lui. Il s'ensuit:
• une masse volumique élevée due à l'empilement compact des atomes.
• une bonne conductibilité électrique et calorifique due à la présence des électrons
mobiles.