Les liaisons chimiques
Pourquoi les liaisons chimiques se forment-elles ? En grande partie, c’est pour diminuer l’énergie potentielle (EP) du système. L’énergie potentielle résulte de l’interaction des charges positives et négatives. Au niveau atomique, les charges positives sont portées par les protons et les charges négatives sont portées par les électrons.L’EP peut être calculée à l’aide de la loi de Coulomb, qui est le produit de deux charges, Q1 et Q2, divisé par la distance entre les charges, d. Si les deux charges ont le même signe (+ class=GramE>,+ou -,-), l’EP sera un nombre positif. Les charges semblables se repoussent, un PE positif est donc un facteur de déstabilisation. Si les deux charges sont de signes différents, le PE sera négatif. Cela indique une force d’attraction entre les charges et constitue un facteur de stabilisation. La liaison chimique conduit à un abaissement du PE et à la formation d’espèces chimiques plus stables.
La liaison ionique
Les liaisons ioniques se forment entre les métaux et les non-métaux. Les métaux sont les éléments du côté gauche du tableau périodique. Les éléments les plus métalliques sont le césium et le francium. Les métaux ont tendance à perdre des électrons pour atteindre la configuration électronique des gaz nobles. Les groupes 1 et 2 (les métaux actifs) perdent respectivement 1 et 2 électrons de valence, en raison de leur faible énergie d’ionisation. Les non-métaux sont limités aux éléments situés dans le coin supérieur droit du tableau périodique. L’élément le plus non métallique est le fluor. Les non-métaux ont tendance à gagner des électrons pour atteindre des configurations de gaz nobles. Ils ont des affinités électroniques relativement élevées et des énergies d’ionisation élevées. Les métaux ont tendance à perdre des électrons et les non-métaux à en gagner. Ainsi, dans les réactions impliquant ces deux groupes, il y a un transfert d’électrons du métal vers le non-métal. Le métal est oxydé et le non-métal est réduit. Un exemple de ce phénomène est la réaction entre le métal, le sodium, et le non-métal, le chlore. L’atome de sodium cède un électron pour former l’ion Na+ et la molécule de chlore gagne des électrons pour former 2 ions Cl-. Les charges de ces anions et cations sont stabilisées en formant un réseau cristallin,dans lequel chacun des ions est entouré de contre-ions.
La liaison covalente
La liaison covalente a lieu entre les non-métaux. Il n’y a pas de transfert d’électrons, mais un partage des électrons de valence. Les non-métaux ont tous des énergies d’ionisation assez élevées, ce qui signifie qu’il est relativement difficile d’enlever leurs électrons de valence. Les non-métaux ont également des affinités électroniques relativement élevées, ce qui signifie qu’ils ont tendance à attirer les électrons vers eux. Ils partagent donc des électrons de valence avec d’autres non-métaux. Les électrons partagés sont maintenus entre les deux noyaux. La formule des composés covalents représente le nombre réel d’atomes qui sont liés pour former des molécules, comme C6H12O6 pour le glucose. Les espèces covalentes existent en tant que molécules individuelles.
La liaison métallique
La liaison métallique existe entre les atomes de métal. Les métaux ont des énergies d’ionisation relativement faibles (électrons facilement éliminés) mais aussi des affinités électroniques faibles (très faible tendance à gagner des électrons). Les métaux vont donc partager des électrons. Cependant, il s’agit d’un type de liaison différent de la liaison covalente. Les métaux partagent des électrons de valence, mais ceux-ci ne sont pas localisés entre les atomes individuels. Au contraire, ils sont répartis dans tout le métal et sont complètement délocalisés. On les décrit souvent comme une « mer » d’électrons qui circulent librement entre les atomes. Le graphique ci-dessous tente de le montrer. Les sphères gris foncé représentent les noyaux métalliques et les électrons du noyau. Les zones grises plus claires sont les électrons de valence lâchement détenus, qui sont effectivement partagés par tous les atomes métalliques.
La liaison ionique – Énergie du réseau
Les métaux et les non-métaux interagissent pour former des composés ioniques. Un exemple de ceci est la réaction entre Naet Cl2.
Le lien, ci-dessous (qui parfois fonctionne et parfois ne fonctionne pas) montre cette réaction qui a lieu.
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
C’est une réaction extrêmement exothermique. Une grande quantité de chaleur est dégagée, ce qui indique une forte diminution du PE du système.
Le produit, NaCl, est beaucoup plus stable que les réactifs, Na et Cl2.
Cette réaction peut être décomposée en quelques étapes, pour déterminer la source de cette énergie. On attend un grand nombre négatif comme réponse finale.
Premièrement, le sodium est ionisé :
Na (g) → Na+ + e- I1 = 494 kJ/mol
Il faut ajouter de l’énergie pour enlever l’électron.
Le chlore est ionisé:
Cl(g) + e- → Cl-sup> (g) Affinité électronique = -349 kJ/mol
De l’énergie est cédée lorsque le chlore gagne un électron.
La somme de ces deux est positive. Il doit y avoir une autre étape impliquée. Cette étape consiste à assembler les ions dans un réseau cristallin, on l’appelle donc l’énergie de réseau.
Pour NaCl, elle est égale à class=GramE>-787 kJ/mol.
Cela représente la forte attraction entre les anions (Cl-)et les anions (Na+) maintenus à proximité. L’interaction est coulombienne, proportionnelle à la taille et au signe des charges, et inversement proportionnelle à la distance qui les sépare.
Symboles électrons-points de Lewis
Le chimiste, G.N. Lewis, a conçu une façon simple de rendre compte des électrons de valence lorsque les atomes forment des liaisons. Les points électroniques de Lewis représentent les électrons de valence de chaque atome. Le symbole de l’élément lui-même, représente le noyau et les électrons du noyau et chaque « point » représente un électron de valence.
Ceux-ci sont représentés ci-dessous :
Avec les métaux, (à gauche de la ligne rouge) le nombre total de points représente les électrons que l’élément peut perdre afin de former un cation. Dans les non-métaux (à droite de la ligne rouge), le nombre de points non appariés représente le nombre d’électrons qui peuvent devenir appariés, par le gain ou le partage d’électrons. Ainsi, le nombre de points non appariés est égal soit à la charge négative de l’anion qui se forme, par transfert d’électrons avec un métal, soit au nombre de liaisons covalentes que l’élément peut former en partageant des électrons avec d’autres non-métaux. Le Mg, avec deux points, a tendance à former l’ion Mg2+. Le carbone, avec 4 points non appariés, peut former l’ion carbure, C4-, lorsqu’il réagit avec des métaux, ou peut former quatre liaisons lorsqu’il réagit avec des non-métaux.
La réaction entre Na et Cl2 peut être écrite en fonction de leurs structures de points électroniques de Lewis.
Rayons ioniques
Lorsque les atomes perdent des électrons pour former des cations, le rayon ionique est toujours plus petit que le rayon atomique. Il y a moins d’électrons, avec une charge nucléaire inchangée, Z. Cela signifie que les électrons restants seront maintenus plus fortement et plus près du noyau. Lorsque les atomes gagnent des électrons pour former des anions, le rayon ionique est toujours plus grand que le rayon atomique. Avec plus d’électrons, le terme de répulsion électron/électron est plus grand, ce qui déstabilise l’atome et éloigne les électrons du noyau. Vous trouverez ci-dessous un tableau des rayons ioniques.
Le sodium élémentaire est plus grand que le chlore élémentaire. Cependant, lorsqu’ils sont ionisés, leurs tailles relatives s’inversent. Il est trèsdifficile de prévoir les tailles absolues.
On peut prédire les tailles relatives pour les iso-électroniques, espèces qui ont le même nombre d’électrons. Par exemple, O2- et F- ont tous deux 10 électrons. La charge nucléaire de l’oxygène est de +8 et celle du fluor de +9. Les charges positives augmentent, mais les charges négatives restent les mêmes (-10). Ainsi, F- sera plus petit en raison de l’attraction accrue (+9/-10 contre +8/-10). Les séries de In3+, Sn4+et Sb5+ montrent la même tendance. Ils ont tous 46e-, mais ont des charges nucléaires de +49, +50 et +51, respectivement. Sb5+ est le plus petit des trois.