Liaisons chimiques - 2nd S

 

 

Exceptés, les gaz rares, les éléments chimiques n'existent pas l'état libre mais en combinaison pour former des édifices moléculaires

La liaison de covalence (ou liaison covalente) résulte de la mise en commun par deux atomes d'une ou plusieurs paires d'électrons célibataires appelées doublets de liaison ou doublets liants

 

La valence d'un atome est le nombre de liaisons de covalence qu'il peut former

 

Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome est égal au nombre d'électrons qu'il doit acquérir pour saturer sa couche externe à un octet d'électrons (ou un duet pour l'atome d'hydrogène).

 

Le nombre de liaisons $n_{L}$ peut être calculé par la relation :

$$n=n_{max}-p$$

 

$n_{max}$ nombre d'électrons pour saturer la couche externe et $p$ nombre d'électrons périphériques d'un atome

 

Pour les couches $K$ : $n=2-p$

 

Pour les couches $L$ et $M$ : $n=8-p$

$$\begin{array}{|c|c|c|c|} \hline \text{Atome}&Z&\text{Formule électronique}&\text{Nombre de liaisons}\\ \hline \text{Hydrogène }H&1&(K)^{1}&n=2-1=1\\ \hline \text{Chlore }Cl&17&(K)^{2}(L)^{8}(M)^{7}&n=8-7=1\\ \hline \text{Oxygène }O&8&(K)^{2}(L)^{6}&n=8-6=2\\ \hline \text{Azote }N&7&(K)^{2}(L)^{5}&n=8-5=3\\ \hline \text{Carbone }C&6&(K)^{2}(L)^{4}&n=8-4=4\\ \hline \end{array}$$

 

$\surd\ $ Le nombre des doublets non liants $n_{d}$ est : $n_{d}=\dfrac{(p-n_{L})}{2}$

 

 

Une molécule est une entité chimique électriquement neutre formée d'un nombre limité d'atomes liés entre eux par des liaisons de covalence

Dans une molécule, on retrouve :

 

$-\ $ une liaison simple, entre les atomes $A$ et $B$, est notée : $A-B$

 

$-\ $ une liaison double, entre les atomes $A$ et $B$, est notée : $A=B$

 

$-\ $ une liaison triple, entre les atomes $A$ et $B$, est notée : $A\equiv B$

La formule brute d'une molécule est constituée des symboles des éléments qui composent cette molécule affectés en indice de coefficients indiquant leur nombre dans la molécule

$H_{2}$, $O_{2}$, $Cl_{2}$, $NH_{3}$, $CH_{4}$, $C_{2}H_{6}$

L'atomicité d'une molécule représente le nombre de d'atomes qu'elle comporte

$$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|} \hline \text{Molécule}&H_{2}&NH_{3}&CH_{4}&C_{2}H_{6}&KMnO_{4}&K_{2}Cr_{2}O_{7}\\ \hline \text{Atomicité}&2&4&5&8&6&11\\ \hline \end{array}$$

La représentation de Lewis d'une molécule est une représentation des atomes et de tous les doublets d'électrons périphériques liants et non-liants de cette molécule

La formule développée d'une molécule est une représentation de Lewis de la molécule où les doublets non liants ne sont pas représentés

$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|} \hline \text{Eau}\qquad\qquad&\text{Méthane}\qquad&\text{Ammoniac}\qquad&\text{Dioxyde de carbone}\qquad&\text{Méthanal}\qquad&\text{Diazote}\\ \hline \end{array}$

La formule développée d'une molécule est une écriture simplifiée de la formule développée dans laquelle, les liaisons de type $X-H$ $(C-H\;,\ N-H\;,\ O-H\ldots\;etc.)$ ne sont pas représentées

$H_{2}N-NH_{2}$ ; 

 

$CH_{2}=CH_{2}$ ; 

 

$CH_{3}-CH_{2}-CH_{3}$ ; 

 

$CH_{3}-CH_{2}-OH$ ; 

 

$HN=NH$

 

$-\ $ L'électronégativité est la tendance d'un atome à capter. 

 

Elle traduit l'aptitude de l'atome à attirer les électrons des liaisons

L'électronégative augmente de la gauche vers la droite le long d'une période du bas vers le haut le long d'une colonne dans la classification périodique

 

Le fluor est l'élément le plus électronégatif

 

$-\ $ L'électropositivité est la tendance d'un élément chimique à céder des électrons

Une liaison entre deux atomes, $A$ et $B$, ayant des électronégativités différentes est polarisée : ils forment une liaison covalente polarisée (ou polaire)

 

Les électrons ne sont alors pas répartis de manière symétrique entre les deux atomes. 

 

On considère alors que :

 

$-\ $ L'atome $A$ porte un excès de charges négatives $($noté $\delta^{-})$ ;

 

$-\ $ L'atome $B$ porte un défaut de charges négatives $($noté $\delta^{+}).$

 

Les symboles $\delta^{-}$ et $\delta^{+}$ représentent des fractions de la charge élémentaire $e$ $(e=1.6\cdot10^{-19}C)$ : on parle de charges partielles (négative ou positive) sur la liaison

 

$-\ $ Dans une liaison polaire, le barycentre des charges électriques $(-)$ n'est pas confondu avec celui des charges électriques $(+).$

 

$-\ $ Plus la différence d'électronégativité entre les $2$ atomes est importante, plus la liaison est polarisée

C'est une liaison covalente dans laquelle le doublet d'électrons de liaison à partager est apporté par un seul atome. 

 

L'atome qui donne le doublet s'appelle donneur, l'autre s'appelle accepteur.

 

La liaison dative se représente par une flèche allant du donneur à l'accepteur. 

 

Une fois formée, cette liaison est égale aux autres liaisons covalentes.

 

La liaison ionique est une liaison établie par attraction électrostatique entre deux ions de signes opposés dans les composés ioniques

 

Sa cohésion est assurée par la force de l'attraction électrostatique qui unit les deux ions

La formule ionique représente un ensemble électriquement neutre écrit avec des ions constituant le composé

$-\ $ Chlorure de sodium $(Na^{+}$ ; $Cl^{-})$ ou $(Na^{+}+Cl^{-})$

 

$-\ $ Fluorure de calcium $(Ca^{2+}$ ; $2F^{-})$ ou $(Ca^{2+}+2F^{-})$

 

$-\ $ Chlorure de magnésium $(Mg^{2+}$ ; $2Cl^{-})$ ou $(Mg^{2+}+2Cl^{-})$

 

$-\ $ Sulfate de sodium $(2Na^{+}$ ; $SO_{4}^{2-})$ ou $(2Na^{+}+SO_{4}^{2-})$

La formule statistique d'un composé ionique représente un ensemble électriquement neutre et indique la proportion de chacun des ions (cations et anions) qui la compose

$-\ $ Chlorure de sodium : $NaCl$

 

$-\ $ Fluorure de calcium : $CaF_{2}$

 

$-\ $ Chlorure de magnésium : $MgCl_{2}$

 

$-\ $ Sulfate de sodium : $Na_{2}SO_{4}$

$$\begin{array}{|l|l|l|} \hline &\text{CATIONS}&\text{ANIONS}\\ \hline \text{Ion portant une seule charge}&H^{+}\text{ proton}&F^{-}\text{ ion fluorure}\\ &Na^{+}\text{ ion sodium}&NO_{3}^{-}\text{ion nitrate}\\ &Ag^{+}\text{ ion argent}&Cl^{-}\text{ion chlorure}\\ &H_{3}O^{+}\text{ ion hydronium}&HO^{-}\text{ion hydroxyde}\\ &K^{+}\text{ ion potassium}&MnO_{4}^{-}\text{ion permanganate}\\ &NH_{4}^{+}\text{ ion ammonium}&\\ \hline \text{Ion portant deux charge}&Mg^{2+}\text{ magnésium}&O^{2-}\text{ ion oxyde}\\ &Ca^{2+}\text{ ion calcium}&S^{2-}\text{ion sulfure}\\ &Ba^{2+}\text{ ion baryum}&SO_{3}^{2-}\text{ion sulfite}\\ &Fe^{2+}\text{ ion fer }II&SO_{4}^{2-}\text{ion sulfate}\\ &Ni^{2+}\text{ ion nickel}&CO_{3}^{2-}\text{ion carbonate}\\ &Cu^{2+}\text{ ion cuivre }II&Cr_{2}O_{7}^{2-}\text{ion dichromate}\\ &Zn^{2+}\text{ ion zinc}&S_{2}O_{3}^{2-}\text{ion thiosulfate}\\ &Sn^{2+}\text{ ion étain}&S_{2}O_{6}^{2-}\text{ion tétrathionate}\\ &Pb^{2+}\text{ ion plomb}&\\ \hline \text{Ion portant trois charge}&Al^{3+}\text{ ion aluminium}&PO_{4}^{3-}\text{ ion phosphate}\\ &Fe^{3+}\text{ ion fer }III&N^{3-}\text{ion nitrate}\\ &Au^{3+}\text{ ion or}&\\ \hline \end{array}$$

Dans un solide cristallin ionique, il existe des forces électriques attractives entre ions différents, mais également, des forces électriques répulsives entre ions identiques

 

Globalement les forces attractives l'emportent sur les forces répulsives : l'ensemble de ces forces constitue la liaison ionique

 

Dans le cas du chlorure de sodium $(NaCl)$, un ion chlorure $(Cl^{-})$ et un ion sodium $(Na^{+})$ qui s'attirent, se trouvent sur le côté d'un carré, alors que deux ions chlorure ou deux ions sodium qui se repoussent, se trouvent sur une diagonale du carré