Fiche explicative de la leçon: Liaisons ioniques Chimie • Deuxième année secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire la liaison ionique en termes d’attraction électrostatique et à l’utiliser pour expliquer les propriétés des structures ioniques.

La plupart des gens sont familiers avec au moins quelques types différents de composés ioniques, car les composés ioniques sont un élément de base de la vie moderne. Les gens utilisent régulièrement du simple sel de table pour donner plus de goût à leur nourriture et ils utilisent de la craie pour écrire sur des tableaux noirs. Les fabricants utilisent la magnésie comme principal ingrédient ignifuge pour les matériaux de construction et le personnel hospitalier utilise du chlorure de potassium pour traiter l’hypokaliémie. Les composés ioniques sont clairement très répandus et utiles, c’est pourquoi il est important de comprendre leurs structures et propriétés chimiques.

Les composés ioniques sont formés d’ions chargés positivement et d’ions chargés négativement. Les ions se regroupent et forment un réseau - une immense structure tridimensionnelle. Les structures ioniques ont de nombreuses propriétés intéressantes, et nous allons énumérer et expliquer ces propriétés dans les paragraphes suivants.

Le sel de table est principalement composé de chlorure de sodium. Le réseau du chlorure de sodium contient à la fois des ions sodium chargés positivement () et des ions chlorure chargés négativement (). Les ions sodium ont un état de charge de et les ions chlorure ont un état de charge de . Il y a une forte attraction électrostatique entre ces ions de charge opposée, ce qui rend le réseau de chlorure de sodium relativement stable.

La figure suivante montre comment les ions de sodium et chlorure sont disposés dans l’espace tridimensionnel. L’image de gauche montre un modèle boules-bâtonnets et l’image de droite montre le modèle compact correspondant. Les modèles boules-bâtonnets sont conçus intentionnellement avec trop d’espace entre les ions. Ils ont aussi tendance à être fabriqués de sorte que le diamètre d’au moins un type d’ion soit irréaliste, bien trop grand ou trop petit. Les modèles boules-bâtonnets sont conçus pour aider les gens à comprendre comment les ions sont liés dans un réseau ionique plutôt que pour montrer avec précision les longueurs de liaison et les diamètres des ions. Les modèles compacts offrent une perspective plus réaliste des diamètres des ions et des longueurs des liaisons, mais ils semblent encombrés. Chaque modèle de représentation a ses limites, ce qui explique pourquoi les chimistes utilisent plus d’un modèle pour enseigner et comprendre la structure d’un réseau ionique. Les deux méthodes de représentation sont clairement très différentes, mais elles indiquent toutes deux que le chlorure de sodium a la formule empirique ou . Les deux méthodes de représentation montrent que le chlorure de sodium est constitué d’autant d’ions sodium () que d’ions chlorure ().

Exemple 1: Comprendre la structure des composés de type chlorure de sodium

Une représentation de la structure du chlorure de sodium est donnée ci-dessous.

1. Quelle est la formule du chlorure de sodium ? 
2. Quelle affirmation représente un désavantage de l’utilisation de ce type de représentation pour les structures ioniques ? 
   1. Elle montre les ions liés avec des couleurs différentes.
   2. La taille des ions et les distances entre eux ne sont pas correctes.
   3. Elle montre la structure 3D des ions dans le réseau.
   4. Elle montre la disposition des ions dans le réseau.
   5. Le rapport entre les ions chargés positivement et les ions chargés négativement peut être déterminé.

Réponse

Partie 1

La formule chimique est le plus petit rapport entier entre les ions présents dans un composé ionique. Elle est utilisée pour indiquer le nombre relatif d’ions chargés positivement et négativement dans un réseau ionique de grande taille. La figure montre une partie du réseau de chlorure de sodium. La figure peut être utilisée pour déterminer que le réseau de chlorure de sodium contient un ion sodium pour chaque ion chlorure. La figure suggère que E doit être la bonne réponse à cette question, car la réponse E indique que la formule pour le chlorure de sodium est . La réponse E indique indirectement que le réseau de chlorure de sodium est constitué d’un ion sodium pour chaque ion chlorure.

Partie 2

Les modèles boules-bâtonnets sont conçus intentionnellement avec trop d’espace entre les ions. Ils ont aussi tendance à être fabriqués de sorte que le diamètre d’au moins un type d’ion soit irréaliste, bien trop grand ou trop petit. Les modèles boules-bâtonnets sont conçus pour aider les gens à comprendre comment les ions sont liés dans un réseau ionique plutôt que pour montrer avec précision les tailles des liaisons ou des ions. Ce n’est pas toujours souhaitable d’utiliser des modèles boules-bâtonnets à des fins pédagogiques, car ils ne montrent pas avec précision les tailles des liaisons chimiques ou des ions chargés. Ces affirmations sont concordantes avec la réponse B. On peut donc conclure que la réponse B est la bonne réponse à cette question.

Les modèles tridimensionnels sont généralement difficiles à dessiner ou à construire et il est parfois plus facile d’utiliser une projection bidimensionnelle plus simple pour décrire la structure d’un réseau ionique. Les projections en deux dimensions montrent comment les ions chargés positivement et négativement sont organisés dans l’espace. Ils montrent que les ions avec une certaine charge sont toujours entourés par des ions avec une charge de signe opposé. Ils montrent également qu’il y a très peu d’espace entre les ions chargés positivement et négativement. La figure suivante montre comment une projection bidimensionnelle relativement simple peut être utilisée pour décrire la structure d’un réseau ionique géant.

Exemple 2: Comprendre comment représenter la structure cristalline d’un composé ionique

Lequel des schémas suivants représente le mieux la structure cristalline d’un composé ionique ? 

Réponse

Les composés ioniques contiennent des ions chargés positivement et négativement. Chaque ion chargé positivement est entouré d’ions chargés négativement, et réciproquement. Les ions de charges opposées sont regroupés dû à l’attraction électrostatique, et ils finissent par former un réseau tridimensionnel géant. Il y a très peu d’espace entre les ions de charges opposées, tout cela nous amène à choisir l’option D comme bonne réponse.

Le chlorure de sodium peut être préparé en faisant réagir du chlore gazeux avec un échantillon chauffé de sodium liquide. La réaction est extrêmement exothermique, beaucoup de chaleur et de lumière sont générées lors de la réaction des atomes de sodium et de chlore pour former le chlorure de sodium. La réaction chimique se produit lorsque des atomes de sodium transfèrent chacun leur seul électron de valence vers des atomes de chlore. L’équation suivante montre comment on peut faire réagir du sodium métallique avec du chlore gazeux pour former du chlorure de sodium : 

Les chimistes utilisent généralement la règle de l’octet pour expliquer pourquoi les atomes de sodium et de chlore réagissent entre eux. La règle de l’octet stipule que les atomes transfèrent ou partagent des électrons pour atteindre la même configuration d’électrons que le gaz noble le plus proche.

Les atomes de chlore ont sept électrons en couche externe (de valence), et ils doivent gagner un seul électron pour avoir la même configuration électronique qu’un atome d’argon. Les atomes de sodium ont un seul électron en couche externe. Il leur faut perdre cet électron pour avoir huit électrons de valence et la même configuration électronique qu’un atome de néon. Les atomes de sodium et de chlore peuvent tous les deux atteindre la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble si les électrons célibataires de la couche externe passent des atomes de sodium aux atomes de chlore. La figure suivante montre comment les atomes de sodium et de chlore atteignent la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble lorsque les électrons célibataires passent des atomes de sodium aux atomes de chlore.

Les atomes de sodium et de chlore génèrent des ions de charges opposées qui sont soumis à des interactions électrostatiques attractives. Les ions de charges opposées interagissent entre eux, et ils finissent par former une structure géante de réseau ionique. Chaque ion sodium est entouré de six ions chlorure, et chaque ion chlorure est entouré de six ions de sodium.

Les structures de Lewis sont des illustrations simples montrant comment les électrons de la couche externe sont partagés ou transférés au cours de réactions chimiques. Les structures de Lewis peuvent être utilisées pour montrer comment le chlorure de sodium est formé lorsque les électrons passent des atomes de sodium vers les atomes de chlore. La figure suivante, présentant les structures de Lewis permet de comprendre comment se forment les ions sodium et chlorure lorsque les électrons célibataires de la couche externe passent des atomes de sodium aux atomes de chlore.

Les atomes perdent parfois ou gagnent plus qu’un seul électron de la couche externe lorsqu’ils forment des composés ioniques. Les atomes de calcium perdent deux électrons lorsqu’ils forment du carbonate de calcium () et les atomes de magnésium perdent deux électrons lorsqu’ils forment de la magnésie (). Les atomes d’oxygène gagnent deux électrons lorsqu’ils forment de l’oxyde de sodium () et ils gagnent également deux électrons quand ils forment la plupart des autres oxydes comme l’oxyde de béryllium () ou l’oxyde de baryum ().

La tendance d’un atome à gagner ou à perdre des électrons peut être déterminée à partir de sa position dans le tableau périodique. Les atomes ont tendance à gagner des électrons s’ils font partie d’une famille située vers l’extrémité droite du tableau périodique. Les atomes ont tendance à perdre des électrons s’ils font partie d’une famille située vers l’extrémité gauche du tableau périodique. Le tableau suivant montre comment les atomes d’une famille du tableau périodique ont tendance à perdre ou à gagner un nombre déterminé d’électrons lors de réactions chimiques. Les atomes de la famille 1A ont tendance à former des ions à l’état car ils perdent un seul électron de valence, et les atomes de la famille 6A ont tendance à former des ions à l’état car ils gagnent deux électrons de valence.

La composition chimique d’un composé ionique peut être décrite de manière simple et efficace à partie de sa formule chimique. Une formule chimique est le plus petit rapport entier entre les ions présents dans un composé. La formule chimique d’un composé ionique décrit l’abondance relative des ions chargés positivement et des ions chargés négativement. Elle indique combien d’ions chargés positivement sont présents pour chaque ion chargé négativement. La formule chimique de tout composé ionique est toujours définie de façon à ce que la charge des cations équilibre exactement celle des anions. La formule contiendra toujours le même nombre de cations et d’anions s’ils ont des charges égales mais de signe opposé.

Le chlorure de sodium a la formule , car les ions sodium ont un état de charge de et les ions chlorure ont un état de charge égale, mais de signe opposé, de . L’oxyde de magnésium a la formule car les ions magnésium ont un état de charge de et les ions oxyde ont un état de charge égale, mais de signe opposé, de . Le chlorure de sodium et l’oxyde de magnésium contiennent le même nombre de cations et d’anions car leurs cations et leurs anions ont des charges égales, mais de signe opposé.

La formule d’un composé ionique contient toujours un nombre inégal de cations et d’anions si les ions n’ont pas des charges égales et de signe opposé. Il doit y avoir un déséquilibre des ions de sorte que l’ensemble du système ionique soit électriquement neutre. L’oxyde de sodium a la formule , car ses ions oxyde ont un état de charge de et ses ions sodium ont un état de charge de . L’oxyde de sodium ne peut être électriquement neutre seulement s’il contient deux ions sodium pour chaque ion oxyde.

Les composés ioniques ont toujours un rapport d’ions de charges opposées qui fait que leur charge électrique globale est nulle. Le tableau suivant montre comment la formule d’un composé ionique est toujours équilibrée de sorte que les charges positives et négatives s’annulent.

Exemple 4: Comprendre comment dessiner les structures de Lewis pour les composés de l’oxyde de sodium

Quel représentation montre la structure correcte de l’oxyde de sodium ? 

Réponse

Les atomes ont tendance à obéir à la règle de l’octet quand ils réagissent et forment des composés ioniques. L’oxygène est un élément de la famille 6A et ses atomes gagnent deux électrons lorsqu’ils forment des composés ioniques. Le sodium est un élément de la famille 1A et ses atomes perdent un électron lorsqu’ils forment des composés ioniques. Les réponses A et E montrent correctement que les atomes de sodium et d’oxygène obéissent à la règle de l’octet lorsqu’ils réagissent et forment des ions sodium () et oxyde (). L’oxyde de sodium doit avoir la formule , car les ions oxyde ont un état de charge de et les ions sodium ont un état de charge de . Le réseau ionique ne peut avoir qu’une charge électrique nulle s’il y a deux ions sodium pour chaque ion oxyde. Cela implique que la réponse E est fausse, et que la réponse A est la bonne.

Le tableau suivant montre certaines des propriétés physiques et chimiques courantes des réseaux ioniques géants.

Les composés ioniques ont généralement des points de fusion élevés, car il faut beaucoup d’énergie pour rompre les fortes liaisons électrostatiques entre les ions chargés positivement et les ions chargés négativement. Les liaisons électrostatiques sont plus fortes lorsque les ions ont un état de charge de ou de au lieu d’un état de charge de . La magnésie () est utilisée comme ingrédient ignifuge dans les matériaux de construction car elle contient des ions divalents et . Il y a de très fortes interactions électrostatiques entre les ions divalents, et il faut beaucoup d’énergie thermique pour les séparer.

Exemple 5: Comprendre comment la charge ionique affecte les points de fusion des composés ioniques

Le diagramme en barres ci-dessous indique les points de fusion de trois composés ioniques. Laquelle des attributions suivantes est correcte ? 

1. X : 
   Y : 
   Z : 
2. X : 
   Y : 
   Z : 
3. X : 
   Y : 
   Z : 
4. X : 
   Y : 
   Z : 
5. X : 
   Y : 
   Z : 

Réponse

De la chaleur est nécessaire pour rompre les liaisons électrostatiques entre les ions chargés négativement et les ions chargés positivement dans les composés ioniques. Les liaisons sont plus fortes lorsque les ions ont un état de charge de ou de au lieu de . Le fluorure de sodium () contient des ions avec des états de charge de et de . Le fluorure de magnésium () contient des ions avec des états de charge de et de . L’oxyde de magnésium () contient des ions avec des états de charge de et de .

Une grande quantité d’énergie est nécessaire pour rompre les liaisons ioniques dans le et une quantité moindre pour rompre les liaisons ioniques dans le réseau de . Encore moins d’énergie est nécessaire pour rompre les liaisons ioniques dans le réseau de. Nous pouvons utiliser ces affirmations pour déterminer que l’oxyde de magnésium doit avoir le point de fusion le plus élevé et que le fluorure de sodium doit avoir le point de fusion le plus bas. Le fluorure de magnésium doit avoir un point de fusion compris entre ces deux extrêmes. Ce raisonnement peut être utilisé pour déterminer que la réponse C est la bonne réponse à cette question.

Les composés ioniques sont presque toujours durs, et ils peuvent supporter de grandes forces qui sont appliquées sur une grande surface en raison des forces d’attraction entre leurs ions de charges opposées. Le chlorure de sodium et l’oxyde de magnésium ont des duretés semblables à celles de certains minéraux comme le gypse et la calcite.

Les composés ioniques sont durs, mais ils sont aussi cassants. Les réseaux ioniques sont constitués d’ions parfaitement alignés et cette structure très symétrique peut être perturbée si une force est appliquée sur une petite surface. La contrainte peut pousser certains ions hors de leur emplacement et faire les ions de même charge se repousser fortement. Les forces de répulsion électrostatique déstabilisent le réseau ionique et le réseau finit généralement par se fissurer et se briser. La figure suivante montre comment un réseau ionique peut être déstabilisé quand il est frappé par une force (contrainte) appliquée sur une petite surface.

Les composés ioniques sont presque toujours très solubles dans l’eau parce que les molécules d’eau sont polaires, et elles ont de fortes interactions électrostatiques avec les ions chargés positivement et les ions chargés négativement qui forment un réseau ionique. Les molécules d’eau décomposent les structures géantes du réseau ionique lorsqu’elles interagissent avec les ions chargés en les séparant progressivement les uns des autres. Les ions séparés finissent par être dissous dans l’eau. Ils peuvent se déplacer librement dans l’eau, et ils peuvent même conduire un courant électrique.

Les composés ioniques ne conduisent pas l’électricité à l’état solide, mais ils peuvent conduire l’électricité quand ils sont fondus ou dissous dans l’eau. Les matériaux ne peuvent conduire l’électricité que s’ils contiennent un certain type de particule porteuse de charge. Les particules chargées positivement et celles chargées négativement ne sont pas mobiles lorsqu’elles sont piégées dans un réseau tridimensionnel géant, mais peuvent se déplacer librement lorsque le réseau est fondu ou dissous dans l’eau.