Fiche explicative de la leçon: Liaison métallique Chimie • Deuxième année secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire la liaison métallique et son effet sur les propriétés physiques et chimiques des métaux.

Presque tout le monde connaît les métaux, qui sont utilisés partout dans le monde. Certains métaux sont utilisés dans la fabrication des fils électriques et d’autres sont transformés en boîtes de conserve ou encore en bijoux. Les métaux entrent également dans la fabrication des véhicules automobiles et ils permettent de construire des structures solides pour les grands bâtiments et monuments. Les métaux forment un pilier de la vie moderne, et il serait difficile d’imaginer la vie sans eux.

Les métaux sont composés de cations relativement immobiles et d’électrons délocalisés très mobiles. Les cations immobiles forment un réseau tridimensionnel géant, et ce réseau est maintenu en place grâce à des forces d’attraction entre le réseau et les électrons délocalisés. Les liaisons métalliques sont généralement décrites comme des interactions non directionnelles car les électrons délocalisés agissent collectivement comme une colle qui influe sur tous les cations métalliques de manière égale. Les métaux sont presque toujours décrits comme étant denses car le réseau est constitué de cations maintenus les uns aux autres très étroitement.

La figure suivante montre que les électrons délocalisés proviennent de la couche de valence des atomes de métal. Les électrons de valence ont une très faible énergie d’ionisation, et ce sont les électrons les plus faciles à retirer des atomes neutres. Les électrons délocalisés sont relativement libres lorsqu’ils se dissocient des atomes de métal, et ils peuvent se déplacer entre les cations formant un réseau métallique. Il est important de réaliser ici que le nombre d’électrons délocalisés sera presque toujours exactement égal au nombre d’électrons de valence dans un élément métallique pur. Les atomes de sodium génèrent chacun un seul électron car ils ont un seul électron de valence et les atomes de magnésium en génèrent deux car ils ont deux électrons de valence.

Le tableau suivant répertorie certaines des propriétés physiques les plus courantes d’éléments métalliques purs. Ces propriétés peuvent toutes être expliquées par le modèle du fluide d’électrons.

Le point de fusion et le point d’ébullition d’un métal dépendront de la taille de ses cations de charge positive. Les métaux ont généralement des points de fusion et d’ébullition élevés s’ils contiennent de petits cations. Les métaux ont généralement des points de fusion et d’ébullition plus faibles s’ils contiennent de grands cations. Le tableau suivant donne les points de fusion et les rayons atomiques des éléments métalliques sodium et lithium.

Le lithium a un point de fusion plus élevé que le sodium, en partie parce que les atomes de lithium sont plus petits et peuvent s’entasser plus près les uns des autres. Dans un réseau de lithium, les atomes de lithium sont alors très concentrés, ce qui génère des forces de liaisons métalliques relativement élevées. Il faut beaucoup d’énergie pour vaincre les forces d’attraction entre les cations lithium et les électrons délocalisés. Il faut beaucoup moins d’énergie pour vaincre les forces d’attraction entre les cations de sodium, plus grands, et les électrons délocalisés.

Les points de fusion et d’ébullition sont également influencés par la charge électrostatique des cations dans le réseau métallique. Les cations ont des interactions fortes avec les électrons s’ils ont une charge élevée et des interactions plus faibles s’ils ont une charge plus faible. Les cations ont des interactions relativement fortes avec les électrons s’ils ont une charge de ou et des interactions relativement faibles s’ils ont une charge de . Cette affirmation est soutenue par les données du tableau ci-dessous. Ce tableau prouve que le sodium a un point de fusion et un point d’ébullition plus bas que le magnésium. Il prouve également que le magnésium a un point de fusion et un point d’ébullition plus bas que l’aluminium.

Les ions sodium ont des interactions relativement faibles avec les électrons délocalisés voisins, car ils ont une charge de . Les ions magnésium ont des interactions plus fortes avec les électrons délocalisés, car ils ont une charge de . Les ions aluminium ont des interactions encore plus fortes avec les électrons délocalisés, car ils ont une charge de .

Il est important de comprendre que les points d’ébullition et de fusion sont également influencés par la concentration d’électrons délocalisés dans un réseau métallique. L’aluminium a un point d’ébullition exceptionnellement élevé, en partie parce qu’il contient une très forte concentration d’électrons délocalisés. Chaque atome d’aluminium génère trois électrons délocalisés, alors que chaque atome de sodium et de magnésium ne peut générer qu’un ou deux électrons délocalisés, respectivement. La figure suivante illustre le fait que les atomes d’aluminium génèrent plus d’électrons délocalisés que les atomes de sodium.

Les paragraphes précédents indiquent que diverses propriétés des particules et du réseau ont une influence sur les points de fusion et d’ébullition d’un métal. Ces paragraphes ont expliqué que les métaux tendent à avoir des points de fusion et d’ébullition relativement élevés s’ils contiennent de petits cations. Le lithium métallique a donc un point de fusion plus élevé que celui du sodium, car les ions lithium sont plus petits que les ions sodium. Les paragraphes précédents expliquent également que les métaux tendent à avoir des points de fusion et d’ébullition élevés s’ils contiennent une concentration élevée d’électrons délocalisés ainsi que des cations possédant une charge élevée. L’aluminium a un point d’ébullition beaucoup plus élevé que celui du sodium, car il contient une plus grande concentration d’électrons délocalisés et il est constitué de cations de charge plus élevée.

Exemple 3: Identifier le système avec le point de fusion le plus élevé

Lequel des atomes suivants formerait le métal solide ayant le point de fusion le plus élevé ? 

Réponse

La question nous demande de déterminer quel atome formerait le métal solide ayant le point de fusion le plus élevé. Nous pouvons immédiatement éliminer l’atome B, puisqu’il possède une couche d’électrons de valence complète et que c’est donc un gaz noble. Les atomes de gaz nobles ont tendance à former des gaz qui ont des points de fusion incroyablement bas. Les autres options doivent être soigneusement comparées entre elles car elles correspondent toutes à des métaux, et nous ne pouvons pas les éliminer aussi rapidement.

Les métaux ont généralement des points de fusion élevés lorsqu’ils ont un nombre élevé d’électrons de valence. Les métaux tendent à avoir un point de fusion relativement bas s’ils ont un seul électron de valence, et un point de fusion plus élevé s’ils ont deux ou même trois électrons de valence. Cela suggère que les atomes A et C ont des points de fusion plus élevés que les atomes D et E. Les atomes A et C ont deux électrons de valence, et les atomes D et E ont un seul électron de valence. Ce raisonnement nous aide à déterminer que la bonne réponse doit être l’atome A ou l’atome C. Nous devons maintenant comparer d’autres propriétés atomiques pour déterminer lequel des atomes A et C a le point de fusion le plus élevé.

Les métaux ont généralement des points de fusion plus élevés s’ils sont constitués de plus petits atomes, et des points de fusion plus bas s’ils sont constitués de plus grands atomes. L’atome A a trois couches d’électrons et l’atome C a deux couches d’électrons. Les couches d’électrons prennent de la place, ce qui suggère que l’atome C est plus petit que l’atome A. Notre raisonnement suggère que l’atome C doit former un métal solide ayant un point de fusion plus élevé que les atomes A et B ou les atomes D et E. Nous pouvons conclure que l’atome C doit être la réponse correcte à cette question.

Les métaux sont de bons conducteurs d’électricité, puisqu’ils contiennent des électrons délocalisés. Les électrons délocalisés peuvent transporter des charges lorsqu’une tension est appliquée aux bornes du réseau métallique. Les électrons délocalisés se déplacent vers la borne positive, et la borne négative produit des électrons supplémentaires. Les métaux tendent à être de meilleurs conducteurs d’électricité lorsqu’ils ont un plus grand nombre d’électrons délocalisés. L’aluminium est un meilleur conducteur électrique que le magnésium, et le magnésium est un meilleur conducteur électrique que le sodium.

Exemple 4: Comprendre comment les électrons de valence affectent la conductivité électrique

Le graphique à barres ci-dessous illustre les conductivités électriques de l’aluminium, du magnésium et du sodium.

1. En utilisant les symboles des éléments, identifie les métaux , , et .
   1. , ,
   2. , ,
   3. , ,
   4. , ,
   5. , ,
2. Laquelle des propriétés atomiques suivantes contribue le plus fortement à la différence de conductivité entre les métaux , , et  ? 
   1. Masse atomique
   2. Énergie de liaison
   3. Énergie d’ionisation
   4. Nombre d’électrons de cœur
   5. Nombre d’électrons de valence

Réponse

Partie 1

Les éléments sodium, magnésium et aluminium ont tous le même nombre d’électrons de cœur, mais un nombre différent d’électrons de valence. Les métaux tendent à avoir une conductivité électrique plus élevée lorsqu’ils contiennent un plus grand nombre d’électrons de valence, porteurs de charges. Les atomes de sodium ont un électron de valence, les atomes de magnésium, deux, et les atomes d’aluminium, trois. Le système doit correspondre au sodium car sa conductivité électrique est la plus faible. Le système doit correspondre à l’aluminium car sa conductivité électrique est la plus élevée. Le système doit correspondre au magnésium car sa conductivité électrique se situe entre ces deux extrêmes. Ces affirmations peuvent être utilisées pour déterminer que l’option D est la bonne réponse à cette question.

Partie 2

Les métaux ont généralement une conductivité électrique plus élevée lorsqu’ils contiennent un plus grand nombre d’électrons de valence, qui sont porteurs de charges. L’aluminium a trois électrons de valence par atome, et il a la plus grande conductivité électrique parmi les trois options. Le sodium a un seul électron de valence par atome, et il a la conductivité électrique la plus faible parmi les trois options. Nous pouvons utiliser ces observations pour déterminer que l’option E est la bonne réponse à cette question.

Les métaux tendent à être de meilleurs conducteurs thermiques que les non-métaux, ce qui s’explique également par la présence d’électrons délocalisés. Dans les matériaux non métalliques, la chaleur est conduite lorsque certains des atomes non métalliques entrent en contact avec une source de chaleur. La source de chaleur fait fortement vibrer certains de ces atomes non métalliques de manière localisée. Cette énergie cinétique est ensuite transmise à d’autres atomes non métalliques lorsque l’un des atomes vibrants heurte d’autres atomes non métalliques adjacents. À mesure que les atomes non métalliques vibrent et se cognent successivement les uns aux autres, l’énergie cinétique traverse lentement le matériau non métallique.

Les atomes de métal peuvent, de façon similaire, transférer de la chaleur par des processus lents de vibrations et collisions. Certains cations métalliques vibrent lorsqu’ils sont chauffés, et ces cations finissent par se heurter à d’autres cations métalliques adjacents. L’énergie thermique peut traverser le réseau métallique à mesure que l’énergie cinétique est transmise le long d’une longue chaîne de cations métalliques vibrants.

Mais les métaux contiennent également des électrons délocalisés très mobiles qui peuvent transférer la chaleur très rapidement. Les électrons sont relativement libres, et ils peuvent se déplacer de cations en cations. Les électrons délocalisés peuvent traverser le réseau métallique et transférer rapidement la chaleur entre les différentes parties de la structure métallique géante. La figure ci-dessous compare les processus de transfert de chaleur (flèches rouges) dans des structures géantes métalliques et non métalliques.

Les métaux purs sont généralement ductiles et malléables. Les métaux sont décrits comme étant ductiles car ils peuvent être étirés en fils minces. Les métaux sont décrits comme étant malléables car ils peuvent être martelés ou pressés en différentes formes sans se casser ou se fissurer. Les métaux sont généralement ductiles et malléables car ils contiennent des électrons délocalisés.

Les structures métalliques géantes sont constituées de couches de cations métalliques maintenues ensemble par une mer d’électrons délocalisés. Cela permet à une couche de cations métalliques de glisser facilement sur une autre couche sans que le réseau n’ait à casser ou transformer de liaison chimique. La mer d’électrons délocalisés changera de forme à mesure que les couches de cations métalliques glisseront les unes sur les autres.

Les éléments métalliques purs peuvent presque toujours être décrits comme étant brillants lorsqu’ils existent sous la forme d’un grand bloc ou d’une pierre de taille moyenne à grande. La brillance d’un métal peut, elle aussi, être expliquée par ses électrons délocalisés. On dit que les électrons délocalisés à la surface du métal absorbent puis réfléchissent, en continu, des paquets d’énergie lumineuse. C’est cette réflexion de la lumière par la mer d’électrons délocalisés qui fait que la surface métallique est perçue comme brillante. Certains métaux sont considérés comme très précieux par leur brillance. L’or est vendu à un prix élevé notamment parce qu’il est si brillant et si rare.

Il n’est pas toujours souhaitable d’avoir des métaux malléables ou ductiles et on souhaite parfois transformer les métaux purs en alliages afin de les rendre plus rigides. On peut produire un alliage en mélangeant un métal pur avec un autre élément métallique ou non métallique. La figure ci-dessous montre comment un alliage peut être formé en mélangeant un élément métallique pur avec une autre substance complètement différente. Les alliages tendent à avoir des propriétés physiques inhabituelles car ils ont une disposition irrégulière des atomes et des ions.