Liens chimiques

Une liaison chimique est la force qui maintient les atomes ensemble dans les composĂ©s. Ces forces sont Ă©lectromagnĂ©tiques et peuvent ĂŞtre de diffĂ©rents types et valeurs. L’Ă©nergie nĂ©cessaire pour rompre une liaison est connue sous le nom de Ă©nergie de liaison.

Lorsqu’une liaison se produit, les atomes ne changent pas. Par exemple, lors de la formation de l’eau (H2O), les hydrogènes H restent des hydrogènes et l’oxygène O est toujours de l’oxygène. Ce sont les Ă©lectrons des hydrogènes qui sont partagĂ©s avec l’oxygène.

Types de liaisons chimiques

En fonction de la configuration électronique des atomes et de leur affinité pour les électrons, nous avons différents types de liaisons:

  • Liaison ionique: les Ă©lectrons d’un atome sont transfĂ©rĂ©s vers l’autre atome.
  • Une liaison covalente: les Ă©lectrons entre les atomes sont partagĂ©s.

Liaisons chimiques ioniques

Une liaison ionique se forme lorsqu’il y a transfert d’Ă©lectrons entre un mĂ©tal et un non-mĂ©tal. Par exemple, le sodium (Na) est un mĂ©tal dont l’enveloppe externe a un Ă©lectron. Cela peut ĂŞtre facilement transfĂ©rĂ© et rester sous forme de cation Na +. D’autre part, le chlore (Cl) a sept Ă©lectrons dans sa coquille externe, c’est pourquoi il a une plus grande prĂ©disposition Ă  attirer un Ă©lectron et Ă  rester avec huit Ă©lectrons, ce qui le transforme en anion chlorure Cl-.

Si le sodium et le chlore sont réunis en solution aqueuse, leurs charges opposées sont attirées par les forces électrostatiques. Les composés ainsi formés sont disposés en cristaux.

Caractéristiques générales des cristaux ioniques

  • Dans les liaisons ioniques, un cation et un anion participent.
  • Ă€ l’Ă©chelle macroscopique, les composĂ©s ioniques forment des solides cristallins.
  • Ils ont gĂ©nĂ©ralement des points de fusion Ă©levĂ©s en raison de la forte attraction multidirectionnelle et Ă©lectrostatique entre les ions de signe opposĂ©. Autrement dit, un cation peut se lier Ă  plusieurs anions en mĂŞme temps. Il en va de mĂŞme pour les anions.
  • Ils se fracturent lorsqu’ils sont soumis Ă  une force externe par la formation de plans de rĂ©pulsion ionique.
  • Ils ne conduisent pas l’Ă©lectricitĂ© Ă  l’Ă©tat solide.
  • Ils conduisent l’Ă©lectricitĂ© lorsqu’ils fondent, en raison de la prĂ©sence d’ions mobiles.
  • Ils conduisent l’Ă©lectricitĂ© lorsqu’ils sont dissociĂ©s en solution.

Exemples de composés ioniques

fluorine

La plus grande mine de fluorite CaF2 se trouve au Mexique.

De nombreux composés ioniques sont des pierres précieuses telles que la fluorite ou le fluorure de calcium CaF2. Le chlorure de calcium CaCl2 est un composé ionique utilisé principalement pour empêcher la formation de glace et comme déshumidificateur. Le bromure de magnésium MgBr2 est utilisé comme accélérateur de réactions chimiques.

Voir aussi liaison ionique.

Liaisons chimiques covalentes

Une liaison covalente est Ă©tablie entre deux atomes lorsqu’ils partagent des Ă©lectrons. Les Ă©lectrons ne sont pas fixes, ils se dĂ©placent entre les deux atomes en fonction de la Ă©lectronĂ©gativitĂ© de chaque atome, c’est-Ă -dire de l’attraction pour les Ă©lectrons que possèdent les atomes.

Liaison covalente polaire

Quand substances ayant une capacitĂ© diffĂ©rente Ă  attirer les Ă©lectrons forme une liaison covalente, on dit que celle-ci est polaire. Par exemple: dans la molĂ©cule de sulfure d’hydrogène HS, le soufre S est plus Ă©lectronĂ©gatif que l’hydrogène, donc les Ă©lectrons qu’ils partagent seront plus proches du soufre.

Un autre exemple de liaison covalente polaire se trouve dans la liaison entre le carbone et le fluor CF. Les deux partagent des électrons, mais comme le fluor attire plus fortement les électrons, ils créent un dipôle électrique dans lequel le côté fluor est plus négatif et le côté carbone plus positif.

Dans la formation d’une liaison covalente polaire, nous ne parlons pas d’anions ou de cations; l’atome avec une Ă©lectronĂ©gativitĂ© plus Ă©levĂ©e est laissĂ© avec une charge Ă©lectrique partiellement nĂ©gative et l’atome avec une Ă©lectronĂ©gativitĂ© infĂ©rieure est laissĂ© avec une charge positive partielle.

Liaison covalente non polaire

Lorsque des substances ayant une capacitĂ© similaire Ă  attirer les Ă©lectrons forment une liaison, on dit que celle-ci n’est pas polaire, car les Ă©lectrons sont partagĂ©s Ă©galement entre les atomes.

Par exemple: la liaison entre les carbones dans la molĂ©cule d’Ă©thane C2H6 est non polaire, car l’attraction pour les Ă©lectrons est Ă©gale entre les deux carbones.

Selon la quantitĂ© d’Ă©lectrons qui sont partagĂ©s, il peut avoir une liaison covalente simple, double ou triple. Nous expliquons chacun ci-dessous.

Liaison covalente simple

Une simple liaison covalente se produit lorsqu’une seule paire d’Ă©lectrons est partagĂ©e. Il est reprĂ©sentĂ© par une ligne entre deux atomes. Par exemple, la molĂ©cule d’oxygène:

Double liaison covalente

La double liaison covalente Ce type de liaison covalente, il y a quatre Ă©lectrons partagĂ©s entre les atomes. Ils sont reprĂ©sentĂ©s par deux lignes parallèles entre les deux atomes. Cette liaison est plus forte que la simple liaison covalente. Par exemple, l’Ă©thène:

Triple liaison covalente

triple liaison covalente

Le monoxyde de carbone CO, un gaz toxique, est un composé covalent avec une triple liaison.

Une triple liaison signifie que six Ă©lectrons sont partagĂ©s entre deux atomes. Il est reprĂ©sentĂ© par trois lignes parallèles entre les Ă©lĂ©ments. Par exemple, la molĂ©cule d’azote N2.

Caractéristiques des composés covalents

  • Les Ă©lectrons sont partagĂ©s entre deux ou plusieurs atomes. Ces liaisons se produisent frĂ©quemment entre des Ă©lĂ©ments similaires ou entre des non-mĂ©taux.
  • Ils peuvent former des molĂ©cules, contrairement aux cristaux ioniques.
  • Les molĂ©cules formĂ©es sont neutres.
  • Ils ne peuvent pas conduire l’Ă©lectricitĂ©.
  • Une fois dissous, ils ne produisent pas de particules chargĂ©es.
  • Lorsque les molĂ©cules de ces substances sont maintenues ensemble par de faibles forces intermolĂ©culaires, elles ont des points de fusion bas, ce qui en fait des gaz ou des liquides Ă  tempĂ©rature ambiante.
  • Les solides covalents Ă  forces multidirectionnelles ont des points de fusion Ă©levĂ©s (diamant, graphite, silice) et forment un rĂ©seau ou des solides pĂ©riodiques.

Exemples de composés avec des liaisons covalentes

adrénaline

L’adrĂ©naline est un composĂ© avec des liaisons covalentes simples et doubles.

La plupart des composĂ©s organiques, oĂą le carbone est l’Ă©lĂ©ment principal, sont caractĂ©risĂ©s par la prĂ©sence de liaisons covalentes. Les molĂ©cules telles que l’adrĂ©naline, le mĂ©thane CH4 et le glucose C6H12O6 sont constituĂ©es de liaisons covalentes.

Voir Ă©galement:

  • Les hydrocarbures
  • ComposĂ©s organiques

Concepts clés à retenir dans les liaisons chimiques

ElectronĂ©gativitĂ©: la capacitĂ© d’un atome Ă  attirer des Ă©lectrons de valence.

Ă©lectrons de valence: les Ă©lectrons qui peuvent former la liaison sont les Ă©lectrons de valence. Ce sont les Ă©lectrons trouvĂ©s dans la couche d’Ă©nergie la plus externe d’un atome.

Comment se forment les liaisons chimiques?

La nature a toujours tendance Ă  atteindre l’Ă©tat d’Ă©nergie le plus bas. Les gaz nobles sont des Ă©lĂ©ments qui ont leur pleine couche d’Ă©nergie Ă©lectronique de valence; par consĂ©quent, ces Ă©lĂ©ments sont très stables et peu rĂ©actifs. Donc, la tendance des Ă©lĂ©ments Ă  avoir une coquille d’Ă©nergie de valence complète c’est la force qui favorise la formation de liaisons chimiques.

Les Ă©lĂ©ments peuvent accepter, abandonner ou partager des Ă©lectrons de telle sorte que leur dernière couche d’Ă©nergie comporte 8 Ă©lectrons. Ceci est connu comme le règle de l’octet.

Exemple 1

La configuration Ă©lectronique du potassium est:

style taille 14px normal K espace 1 normal s carré 2 normal s élevé à 2 espace haut de gamme 2 normal p élevé à 6 espace 3 normal s carré 3 normal p élevé à 6 espace extrémité relevé 4 normaux s élevé à 1 extrémité style

Selon la règle de l’octet, le potassium devient plus stable s’il abandonne l’Ă©lectron 4s1 au dernier niveau, le laissant comme suit:

style taille 14px normal K élevé à plus d'espace 1 normal s carré 2 normal s élevé à 2 espace nageoire soulevée 2 normal p au 6 espace 3 normal s carré 3 normal p au 6 espace extrémité surélevé style

En revanche, la configuration Ă©lectronique du chlore est:

style taille 14px Cl espace 1 normal s carré 2 normal s carré 2 normal p élevé à 6 espace 3 normal s carré 3 normal p élevé à 5 extrémité style

Pour atteindre l’octet, c’est plus facile si le chlore accepte un Ă©lectron, avec lequel la configuration devient:

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Donc, si K et Cl sont placĂ©s dans le mĂŞme conteneur, l’Ă©lectron de K est transfĂ©rĂ© vers Cl et une liaison chimique se forme entre K et Cl, rendant ce composĂ© plus stable que lorsqu’ils sont sĂ©parĂ©s.

Exemple 2

Dans le cas de deux atomes avec des affinitĂ©s diffĂ©rentes pour les Ă©lectrons, il est facile de comprendre pourquoi ils se rejoignent. Que se passe-t-il entre deux atomes Ă©gaux? Regardons l’exemple de l’oxygène molĂ©culaire O2.

La configuration Ă©lectronique de l’oxygène est:

style taille 14px normal O espace 1 s carré 2 normal s carré 2 normal p élevé à 4 extrémité style

L’oxygène a donc 6 Ă©lectrons (2s2 2p4) dans sa coquille externe. Deux atomes d’oxygène ont la mĂŞme attraction pour les Ă©lectrons, mais lorsqu’ils se rejoignent, ils partagent deux paires d’Ă©lectrons, chacune avec huit Ă©lectrons dans sa coquille externe. Il en rĂ©sulte que la molĂ©cule d’oxygène O2 est plus stable que deux atomes d’oxygène sĂ©parĂ©s.

RĂ´le de l’Ă©lectron dans la liaison chimique

La l’acteur principal des liaisons entre les atomes est l’Ă©lectron. En se souvenant de la structure de l’atome, chaque atome a le mĂŞme nombre d’Ă©lectrons chargĂ©s nĂ©gativement et de protons chargĂ©s positivement. Cela donne Ă  l’atome une charge neutre. Cependant, les Ă©lectrons ont la capacitĂ© de se dĂ©placer entre les atomes dans certaines conditions.

Pour comprendre la nature des liaisons chimiques, il est important de connaĂ®tre la configuration Ă©lectronique de l’atome, c’est-Ă -dire comment les Ă©lectrons sont distribuĂ©s dans un atome. Les Ă©lectrons qui occupent les niveaux d’Ă©nergie les plus Ă©levĂ©s (les plus externes) sont appelĂ©s Ă©lectrons de valence et ce sont ceux qui participent Ă  la formation des liaisons chimiques.

Lorsqu’un atome perd ou gagne un Ă©lectron, il acquiert une charge Ă©lectrique et devient ion. Un atome qui a abandonnĂ© son Ă©lectron a maintenant une charge positive et s’appelle cation. En revanche, lorsque vous prenez un Ă©lectron, il a une charge nĂ©gative et s’appelle anion.

Scientifiques en vedette en liaison chimique

En 1858, le chimiste allemand Friedrich August KekulĂ© (1829-1896) a Ă©tĂ© le premier Ă  dĂ©finir la capacitĂ© de l’atome d’un Ă©lĂ©ment Ă  se joindre aux atomes d’autres Ă©lĂ©ments. Ainsi, il a prĂ©dit que le carbone Ă©tait tĂ©travalent, ce qui signifiait qu’il pouvait se lier Ă  quatre autres atomes.

Un autre chimiste allemand, Richard Abegg (1869-1910) ont dĂ©couvert que les gaz nobles (qui ne se lient pas Ă  d’autres atomes) possĂ©daient 8 Ă©lectrons de valence. Il a ensuite suggĂ©rĂ© que les atomes s’unissent pour obtenir la configuration des gaz rares, c’est-Ă -dire avec 8 Ă©lectrons dans leur enveloppe extĂ©rieure.

Pour sa part, le chimiste amĂ©ricain Gilbert Newton Lewis (1875-1946) ont dĂ©couvert que, dans les liaisons covalentes, les Ă©lectrons sont partagĂ©s entre les atomes. Lewis est Ă©galement crĂ©ditĂ© d’avoir reprĂ©sentĂ© des Ă©lectrons avec des points autour du symbole chimique de l’atome.

 

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