C4 Constitution et transformation de la matière

La liaison chimique

1. Stabilisation des atomes par formations des ions

1. Les gaz nobles :

Les gaz nobles possèdent une stabilité énergétique remarquable. Ils
réagissent très rarement avec d’autres éléments. Cela est dû à leur
configuration électronique qui est de la forme ns2np6 : leur couche
externe est saturée.
L’atome d’hélium possède 2 électrons de valence, un duet et le néon
et l’argon possèdent 8 électrons de valence, un octet.

→ Pour obtenir une configuration électronique stable, les atomes forment des ions ou des molécules.

2. Formation d’ions monoatomiques

Pour obtenir la même configuration électronique que celle du gaz noble le plus proche, les atomes
peuvent perdre ou gagner un ou plusieurs électrons pour former des ions monoatomiques stables.

Exemples : Un atome d’aluminium Al

(1s22s22p63s23p1) perd 3 électrons pour
obtenir la configuration électronique du
néon Ne (1s22s22p6), le gaz noble le plus
proche. Il forme alors l’ion Al3+.
Un atome de soufre S gagne 2 électrons
pour obtenir la configuration électronique de l’argon Ar, le gaz noble
le plus proche. Il forme alors l’ion S2-.

Les atomes des éléments d’une même colonne du tableau périodique

forment des ions monoatomiques de même charge.

Quelques exemples d’ions monoatomiques à connaître :

L’ion hydrogène H+, l’ion sodium Na+, l’ion potassium K+, l’ion calcium Ca2+, l’ion

2. Formation de molécules
magnésium Mg2+, l’ion fluorure F-, l’ion chlorure Cl-

1
Une molécule est une entité chimique stable et électriquement neutre, formée d’au moins deux atomes
liés entre eux par une liaison covalente.

3. Les liaisons dans une molécule

Définition :
Une liaison covalente correspond à la mise en commun de deux électrons par deux atomes, chacun
fournissant un électron. Elle se schématise par un trait :
Liaison covalente (simple)

C−C

Dans les molécules, les atomes s’associent en formant des liaisons dites « covalentes » : elles sont le
résultat de la mise en commun des électrons de la couche externe des atomes.
En créant ce type de liaison, les atomes ont alors une couche de valence saturée à 2 ou 8 électrons.
On distingue trois types de liaison :
- La liaison simple qui implique la mise en commun de 2 électrons :
- La liaison double qui implique la mise en commun de 4 électrons :
- La liaison triple qui implique la mise en commun de 6 électrons :

4. Représentation des molécules

2
 Définitions :
▪ La formule brute d’une molécule indique la nature et le nombre des atomes qui la
composent ;
▪ La formule semi-développée plane fait apparaître tous les atomes et toutes les liaisons entre
ces atomes SAUF les liaisons avec les atomes d’hydrogène ;
▪ La formule développée plane fait apparaître tous les symboles des atomes et toutes les
liaisons entre les atomes.

Exemple :

Formule
Nom de la molécule Formule brute Formule développée
semi-développée

Éthanol C2H6O CH3 − CH2 − OH

5. Le modèle de Lewis

Le modèle de Lewis d’une molécule indique l’organisation des électrons de valence de chaque atome.
Ces électrons sont associés :
→ en doublets liants, formant la liaison covalente et appartenant aux deux
atomes liés ;
→ en doublets non liants, formés par les électrons de valence n’étant pas
impliqué dans une liaison et appartenant ainsi à un seul atome.
→ dans le schéma de Lewis d’une molécules, tous les doublets sont représentés par des tirets.

Exemple : modèle de Lewis de la

molécule de méthanol

Ainsi :
Atome Nombre de liaisons covalentes Nombre de doublets non liants Structure de Lewis

H 1 0

C 4 0

3
 O 2 2
ou

N 3 1

Cℓ 1 3

formules de Lewis de quelques molécules

Dioxyde de
Eau Méthane Ammoniac Méthanal Diazote
carbone

6. Caractéristiques des molécules

1. L’énergie de liaison :

L’énergie de liaison d’une liaison covalente A—B correspond à l’énergie nécessaire pour rompre la
liaison et reformer les atomes isolés A et B. En se liant par une liaison covalente, deux atomes
gagnent en stabilité énergétique. Par exemple, la molécule de dihydrogène H 2 est plus stable
énergétiquement que les deux atomes isolés H.

Plus l’énergie de liaison est grande, plus la liaison est stable.

2. La masse d’une molécule :

La masse d’une molécule peut être calculée à partir de sa formule brute et de la masse des atomes
qui la composent.

Exemple : la masse d’une molécule d’eau H2O, est égale à la somme de la masse de 2 atomes
d’hydrogène et de la masse d’un atome d’oxygène.
m(H2O)=(2 x mH)+ mO = (2 x 1.7.10-27)+ 2.7 . 10-26 =

4
Comment peut-on prévoir le nombre de liaisons covalentes que peut établir
un atome ?
On peut déterminer la formule développée d’une molécule lorsqu’on connait sa formule brute : le
nombre de liaisons covalentes que peut établir un atome dépend du nombre d'électrons que présente
cet atome sur sa couche externe.

Méthode :
 Faire la liste de tous les types d’atomes qui interviennent dans la molécule ;
 Écrire la structure électronique de chaque atome ;
 En déduire le nombre d’électrons de la couche externe pour chacun ;
 Trouver le nombre de liaisons covalentes que chaque atome doit établir : il correspond au nombre
d’électrons que chaque atome doit acquérir pour saturer à 8 électrons sa couche externe ;
 Représenter TOUS les atomes avec des points qui symbolisent leurs électrons externes ;
 Placer les liaisons covalentes de façon à ce que chaque atome respecte ce nombre.

Exemple : Formule de la molécule de chloral (C2HCℓ3O)

H C O Cℓ
 Atome 1
(1 H) 12
( 6 C) 16
( 8 O) 35
( 17 C )
Hydrogène Carbone Oxygène Chlore
Structure 1s2 2s22p6
 1s1 1s2 2s22p2 1s2 2s22p4
électronique 3s23p5
Nombre
d’électrons
 1 4 6 7
dans la couche
externe
Nombre
 1 4 2 1
d’électrons à

5
 acquérir

Représentation
des atomes avec

leurs électrons
externes

Établissement des

liaisons covalentes