Les liaisons chimiques
Les atomes s'assemblent en mol�cule en mettant en commun ou en c�dant des �lectrons. Le but �tant que la mol�cule soit plus stable que chaque atome isol�. Ainsi, dans certains cas, des �lectrons seront c�d�s d'un atome � un autre afin que chacun des deux atomes atteigne un �tat stable.
Dans certains cas, l'attraction r�ciproque entre des atomes, la liaison entre eux, se justifiera par le fait qu'ils sont charg�s de signes contraires (+/-). Il peut y avoir des liaisons bas�es sur la simple attraction �lectrostatique (Forces de Coulomb) ou bas�e sur le partage d'�lectron de fa�on �quitable ou pas entre les atomes.
I. Les diff�rentes unions entre atomes ou "comment les atomes s'unissent-ils" ?
I.1. Liaison covalente normale parfaite ( CNP )
Exemple : la mol�cule d' H2 (dihydrog�ne) : chaque atome est constitu� d'un proton (+) autour duquel gravite un �lectron (-). Il y a une force d'attraction qui s'exerce entre le proton et l'�lectron appartenant au
m�me atome. Ces m�mes �l�ments �tant attir�s �galement par ceux de l'atome voisin.
(!) Chaque atome d'hydrog�ne est �lectriquement neutre. Pourtant, ils sont compos�s de charges positives et n�gatives. Gr�ce � la pr�sence des �lectrons, il est possible de combiner les charges afin de former une mol�cule �lectriquement neutre �galement (!)
Chacun des �lectrons est attir� par les deux noyaux, mais en m�me temps, des forces de r�pulsion s'exercent entre les �l�ments charg�s identiquement (les noyaux se repoussent et les �lectrons se repoussent). Cela signifie que les deux atomes se rapprocheront jusqu'� une certaine distance. Cette distance �tant le lieu o� forces de r�pulsions et d'attractions sont �gales. Il faut rappeler que les �lectrons et la liaison ne sont pas fig�s. Il s'agit d'un syst�me dynamique (en mouvement). Ainsi, en moyenne, les �lectrons dans la mol�cule de dihydrog�ne ( H2 ) se trouvent entre les deux noyaux d'hydrog�ne.
Repr�sentons la m�me chose mais avec le mod�le de Lewis :
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soit :
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Les deux �lectrons sont mis en
communs et perdent leur appartenance � l'un ou � l'autre atome. Ils sont
mis en communaut�. Ces deux �lectrons forment une paire �lectronique. D�s
lors, chaque atome de H est entour� de deux �lectrons et a atteint la
configuration plus stable de L'H�lium.
Cette mise en commun est appel�e liaison covalente ou covalence. |
| atome d'hydrog�ne | atome d'hydrog�ne |
Chaque �l�ment va avoir tendance � essayer d'obtenir la configuration �lectronique du Gaz rare le plus proche.
Dans le cas ci-dessus, il s'agit d'une mise en commun entre atomes identiques. Cette mise en commun sera appel�e Liaison covalente normale parfaite (CNP). La mol�cule �tant parfaitement sym�trique tant du point de vue des atomes que des �lectrons.
La repr�sentation : Il s'agit de celle de Lewis l�g�rement modifi�e. L'on repr�sente d'abord chaque atome par son symbole entour� de ces signes (paires ou �lectrons), ensuite, on �tablit les paires entres les �lectrons des deux atomes. Exemple ci-dessous :
| H2 | 
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soit : |
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ce qui donne: |
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I.2. Liaison covalente normale polaris�e (CNpol.)
a. �lectron�gativit�
L'�lectron�gativit� d'un �l�ment d�signe la force d'attraction que cet �l�ment exerce sur les �lectrons d'une liaison. L'�l�ment le plus �lectron�gatif est le Fluor (4) et le moins �lectron�gatif est le C�sium (0,7). L'�lectron�gativit� des autres �l�ments varie entre ces deux mesures. L'�lectron�gativit� augmente de gauche � droite dans une p�riode et de bas en haut dans une m�me famille. L'�lectron�gativit� par le symbole c.
C'est le chimiste et physicien am�ricain Linus Pauling qui a d�termin� de fa�on arbitraire, (il a fait un choix), l'�chelle d'�lectron�gativit�.
Il a attribu� la valeur "4" au Fluor et par comparaison a attribu� des valeurs aux autres �l�ments.
La diff�rence d'�lectron�gativit� Δc entre deux �l�ments s'obtient en faisant la diff�rence entre la plus grande valeur d'�lectron�gativit� et la plus basse.
Les �l�ments dont la liaison est covalente normale polaris�e ne portent pas des charges �lectriques enti�res. En effet, l'�lectron bien qu'�tant plus attir� par l'un des atomes est toujours pr�sent au c�t� de l'autre atome �galement. Ils mettent chacun en commun un �lectron c�libataire. Cependant, si la diff�rence d'�lectron�gativit� est inf�rieure ou �gale � 1,5. Les �lectrons n'appartiendront pas � un �l�ment sp�cifique. Ils seront juste plus souvent pr�s de l'�l�ment le plus �lectron�gatif (en moyenne - n'oublions pas que c'est un mod�le dynamique en mouvement au cours du temps !).
Chaque �l�ment sera charg� avec une charge partielle. Observez le graphique ci-dessous faisant le lien entre la diff�rence d'�lectron�gativit� et la charge partielle port�e par les atomes.
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b. D�monstration avec la mol�cule d'HCl
1. Repr�sentation des atomes sous forme du mod�le de Lewis |
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2. Calcul de la diff�rence d'�lectron�gativit� des �l�ments |
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3. Repr�sentation de la liaison en sachant que l'�lectron sera statistiquement plus souvent pr�sent pr�s de l'�l�ment le plus �lectron�gatif, celui-ci devenant donc partiellement n�gatif (1 �lectron en plus, la plupart du temps, mais pas tout le temps !), l'autre �l�ment devenant partiellement positif (un �lectron en moins). La fl�che indique qu'il s'agit d'un d�placement de l'�lectron et non du d�part de l'�lectron. La fl�che indique donc l'�l�ment le plus �lectron�gatif. |
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Une liaison covalente normale polaris�e est donc une mise en commun d'un ou plusieurs �lectrons c�libataires entre atomes d'�lectron�gativit� peu diff�rente (Δc ≤ 1,5). Au del�, l'�lectron va �tre attir� si fort par l'atome le plus �lectron�gatif, qu'ils vont ou va lui �tre donn� par l'autre atome !
Simulation : polarit� des mol�cules
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d. Quelques exemples avec des mol�cules courantes.
I.3. La Liaison ionique
Lorsque la diff�rence d'�lectron�gativit� est sup�rieure � 2, les forces en pr�sence s'exer�ant sur les �lectrons de l'�l�ment le moins �lectron�gatif sont suffisantes pour lui arracher d�finitivement un ou plusieurs �lectrons. Il ne s'agit donc plus d'une mise en commun, mais d'un don.
Les charges seront donc compl�tes, l'�l�ment le moins �lectron�gatif perd un ou plusieurs �lectrons et devient donc un ion positif (cation) et l'�l�ment le plus �lectron�gatif re�oit un ou plusieurs �lectrons et devient donc un ion n�gatif (anion).
Les interactions entres ces �l�ments sont alors des interactions d'ordre �lectrostatique (Force de Coulomb).
Repr�sentation avec une mol�cule de NaCl
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1. Repr�sentation sous forme du mod�le de Lewis des �l�ments composant la mol�cule |
2. Calcul de la diff�rence d'�lectron�gativit� |
3. La diff�rence d'�lectron�gativit� est telle que l'�l�ment le moins �lectron�gatif c�de un de ses �lectrons � l'�l�ment le plus �lectron�gatif. Le premier devient positif (+ 1 proton et le deuxi�me devient n�gatif ( + 1 �lectron). |
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Na (c = 0,9) et Cl (c = 3) | |
| -> (3 - 0,9) = 2,1 |
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| -> Δc = 2,1 > 2 | ||
| -> ionique | ||
D�finition
Une liaison ionique r�sulte d'une attraction entre ions form�s par transfert d'�lectrons entre atomes d'�lectron�gativit�s tr�s diff�rentes (Δc> 2) de l'atome le moins �lectron�gatif vers l'atome le plus �lectron�gatif.
Pour les cas o� la diff�rence d'�lectron�gativit� est comprise entre 1,6 et 2, et, si aucune autre indication n'est ajout�e � l'�nonc�, seul l'exp�rimentation pourra montrer s'il s'agit d'une liaison covalente normale polaris�e ou d'une liaison ionique. Pour ces cas l�, les deux r�ponses seront donc accept�es dans l'�tat actuel
de nos connaissances.
La liaison ionique n'est pas orient�e. Il s'agit d'interactions �lectrostatiques entre des entit�s charg�es de signes oppos�s. Voyons comme illustration la structure d'un cristal de sel de cuisine (NaCl). Il est impossible d'isoler une mol�cule "NaCl".
Un ion Na+ est attir� plusieurs ions Cl- et un ion Cl- est attir� par plusieurs ions Na+. Les ions Cl- se repoussent entre eux et les ions Na+ se repoussent entre eux. L'association des forces d'attractions et de r�pulsions permet d'arriver au r�sultat suivant : chaque cation est directement entour� d'anions et chaque anion est directement entour� de cations.
I.4. synth�se
Dans la mol�cule H2, l'attraction entre les deux noyaux est assur�e par une paire d'�lectrons situ�s entre eux. Cette paire d'�lectrons est responsable de la liaison entre les deux noyaux.
Dans le cristal NaCl, la liaison est assur�e par des interactions �lectrostatiques entre les ions et non plus par une paire d'�lectrons liants comme dans H2 , Cl2 ...
La liaison chimique peut rev�tir deux aspects contrast�s:
Une liaison assur�e par la mise en commun d'une paire d'�lectrons liants: LIAISON COVALENTE si les �lectrons sont attir�s par la m�me �lectron�gativit� par chacun des atomes, LIAISON COVALENTE POLARISEE, s'il existe une diff�rence d'�lectron�gativit� inf�rieure ou �gale � 1,5 entre les atomes.
Une liaison assur�e par l'attraction �lectrostatique entre ions de signes oppos�s : LIAISON IONIQUE.
cas liaison
- entre deux �l�ments identiques (ex : H2)
liaison covalente normale parfaite
- diff�rence d'�lectron�gativit� inf�rieure ou �gale � 1,5 (Δc ≤ 1,5).
liaison covalente normale polaris�e
- diff�rence d'�lectron�gativit� sup�rieure � 2 (Δc > 2)
liaison ionique (*) Il existe cependant certaines exceptions � ces r�gles.
1. Les liaisons entre O sont � �viter, car peu stables. 2. Les liaisons entre O et H se forment tr�s facilement 3. La liaison ionique est utilis�e si un des atomes de la mol�cule ne r�alise pas l'octet. Elle se rencontrera dans les mol�cules contenant un m�tal. 4. Les liaisons entre C (carbone) se font tr�s facilement, ils peuvent �tre unis de fa�on simple, double voire triple. 5. Dans certains cas, la combinaison de deux types de liaison peut �tre possible. ( ex : liaison ionique et covalente dans la mol�cule de HNO2).
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