Fiche explicative de la leçon: Types de liaisons chimiques Chimie • Deuxième année secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire les différents types de liaison chimique, à comprendre le concept de valence et à représenter des liaisons chimiques à l’aide des structures de Lewis.

Les atomes ont tendance à être instables lorsqu'ils ne sont pas liés et significativement plus stables lorsqu'ils sont assemblés comme dans les composés. Certains atomes se combinent entre eux pour former des molécules simples liées de manière covalente, telles que l’eau () ou le dioxygène (). D’autres atomes se regroupent pour former des structures géantes en réseau. Cela comprend les réseaux ioniques et métalliques. Les molécules simples liées de manière covalente contiennent généralement deux ou trois atomes, alors qu'un réseau géant peut contenir un nombre incroyablement élevé d’atomes ou d’ions. Les atomes peuvent visiblement former des types de composés très différents, et il s'agit d'une bonne raison d'apprendre ce qui fait en sorte que certains atomes forment des composés covalents alors que d’autres forment des structures géantes en réseau.

Les propriétés de liaison d’un atome ou d’un ion sont principalement déterminées par son nombre d’électrons de valence. Les électrons de valence sont les électrons d’un atome ou d’un ion qui ne peuvent pas être classés parmi les électrons de cœur. Il s'agit donc des électrons qui ne se retrouvent pas sur les couches électroniques internes. Ils se retrouvent plutôt sur la couche électronique périphérique. Nous pouvons mieux comprendre les électrons de valence en examinant les couches électroniques de certains atomes représentatifs des éléments du groupe 1. La figure suivante illustre les couches électroniques de trois atomes des éléments du groupe 1. Ce sont le lithium, le sodium et le potassium, qui sont représentés respectivement de gauche à droite.

Nous pouvons constater que le lithium a seulement trois électrons au total, alors que le potassium en a dix-neuf. Le sodium a un nombre total d’électrons qui se situe entre ces deux extrêmes. Cette figure démontre que les atomes des éléments du groupe 1 ont un nombre total d’électrons différent, mais qu'ils ont tous le même nombre d’électrons de valence. Il est possible d'affirmer qu’ils ont tous le même nombre d’électrons de valence parce qu’ils ont tous un seul électron sur leur couche électronique périphérique.

Les éléments finissent généralement par former un réseau géant maintenu ensemble par des liaisons métalliques lorsqu’ils possèdent un petit nombre d’électrons de valence. Les atomes des éléments du groupe 1 forment un réseau maintenu ensemble par des liaisons métalliques étant donné qu'ils ont un seul électron de valence. La figure suivante illustre comment les atomes de sodium forment un réseau géant maintenu ensemble par des liaisons métalliques. Elle représente les électrons sous forme de cercles bleus, et le symbole désigne un grand nombre.

Les atomes de sodium se transforment efficacement en ions sodium chargés positivement lorsque tous leurs électrons de valence s'unissent pour former une mer d’électrons chargés négativement. Les électrons de valence ont tendance à être appelés électrons délocalisés lorsqu’ils sont dissociés de leurs atomes dans un réseau métallique. Ce phénomène s'explique en partie par le fait que les électrons de valence sont très mobiles. C'est aussi parce qu'ils n'ont pas tendance à rester près d’un seul cation métallique. Les structures métalliques en réseau ont tendance à être relativement stables en raison des forces électrostatiques attractives fortes qui s'établissent entre leurs cations métalliques et leur mer d’électrons chargés négativement.

La liaison métallique représente un seul type de liaison chimique parmi d’autres. Il existe au moins deux autres types de liaison chimique qui sont abordés dans cette fiche explicative. Il s'agit de la liaison ionique, qui est responsable de la formation des composés ioniques, et de la liaison covalente, qui est responsable de la formation des composés covalents. Les composés ioniques sont constitués d’ions de charge opposée. Ils contiennent un nombre incroyablement élevé d’ions chargés positivement et négativement qui sont disposés sous forme de réseau tridimensionnel géant. Chacun des ions chargés positivement est entouré d’ions chargés négativement et chacun des ions chargés négativement est entouré d’ions chargés positivement. Les liaisons ioniques représentent les interactions électrostatiques fortes qui s'établissent entre les ions chargés positivement et négativement dans un réseau ionique. Les liaisons ioniques ont tendance à être fortes et difficiles à briser. Il faut généralement beaucoup d’énergie pour briser les interactions électrostatiques fortes qui s'établissent entre les ions dans un réseau ionique.

Des liaisons ioniques sont habituellement formées lorsque des électrons de valence sont transférés des atomes métalliques vers des atomes non métalliques. Ce processus de transfert d’électrons produit des ions de charge opposée qui sont attirés les uns envers les autres. Les atomes métalliques se transforment en ions chargés positivement lorsqu’ils perdent des électrons, alors que les atomes non métalliques se transforment en ions chargés négativement lorsqu’ils gagnent des électrons. Ces ions de charge opposée sont attirés les uns envers les autres et finissent par former un réseau tridimensionnel. Les liaisons ioniques représentent les forces électrostatiques fortes qui s'établissent entre les ions de charge opposée dans un réseau ionique tridimensionnel. Il y a habituellement très peu d’espace entre les ions chargés positivement et négativement dans un réseau ionique.

La liaison covalente représente un autre type de liaison chimique. Des liaisons covalentes se forment lorsqu’un atome non métallique partage ses électrons de valence avec un autre atome non métallique. Les composés covalents sont habituellement très petits. Ils sont généralement plus petits qu’un simple nanomètre et ils ne peuvent pas contenir plus de deux ou trois atomes individuels. Les composés liés de manière covalente sont des structures très intéressantes, car ils ne contiennent aucun ion chargé positivement ou négativement. Ils contiennent plutôt des atomes ne portant pas de charge ou portant une charge partielle comme l’hydrogène et l’oxygène. Les composés covalents ne sont pas formés lorsque des électrons sont transférés entre des atomes. Ils se forment plutôt lorsque des électrons de valence sont partagés entre des atomes.

La figure suivante illustre ces trois types différents de liaisons chimiques. Il est important de souligner que la figure ne montre aucun électron de cœur. elle montre seulement les électrons de valence. La figure illustre que les électrons de valence des métaux sont essentiellement dissociés de tout atome métallique. Elle illustre également que les électrons de valence des composés ioniques et covalents sont associés avec des ions ou des atomes individuels.

Les paragraphes précédents ont démontré qu’il existe des similitudes importantes entre les différents types de liaisons chimiques. Nous y avons appris que les composés métalliques et ioniques contiennent tous les deux des ions qui sont disposés ensemble de façon compacte sous forme de réseau tridimensionnel. La structure de ces deux types de réseau est maintenue à l'aide de forces d’attraction électrostatiques fortes qui s'établissent entre les cations et une mer d’électrons délocalisés ou des ions de charge opposée.

Les paragraphes précédents ont également souligné l'existence de nombreuses différences importantes entre les différents types de liaison chimique. Nous y avons appris que les composés covalents contiennent des atomes neutres ou portant une charge partielle, alors que les composés ioniques contiennent un mélange d’ions chargés positivement et négativement. De plus, les composés covalents ont tendance à être incroyablement petits, alors qu’un réseau métallique ou ionique a tendance à être beaucoup plus gros. L’une des différences les plus importantes entre les liaisons métalliques et non métalliques est la présence ou l’absence d’électrons délocalisés. Les métaux contiennent une mer d’électrons délocalisés, mais il n'existe pas d’électrons délocalisés comparables dans les composés liés de manière covalente ou ionique. Le tableau suivant récapitule la plupart des informations abordées dans les paragraphes précédents.

La règle de l’octet est une hypothèse scientifique incroyablement simple qui peut être utilisée pour expliquer la formation des composés ioniques et covalents. Elle stipule que les atomes ont tendance à être plus stables lorsqu’ils possèdent huit électrons de valence, ce qui leur confère donc la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble. La figure suivante illustre la configuration électronique des trois atomes de gaz noble qui sont à la base de la règle de l’octet. La règle de l'octet prévoit que les atomes réagissent habituellement de manière à atteindre une configuration électronique correspondant à celle de l'un des atomes de gaz noble.

Considérons maintenant la réaction du sodium métallique avec le chlore non métallique. Cette réaction est fortement exothermique et produit du chlorure de sodium très stable. Le sodium est un élément du groupe 1 qui possède un seul électron de valence. Il peut donc atteindre la même configuration électronique qu’un atome de néon en perdant son seul électron de valence. Il atteint ainsi la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble lorsque son seul électron de valence est transféré vers un atome non métallique.

Le chlore est un élément du groupe 17 qui possède sept électrons de valence. Il peut donc atteindre la même configuration électronique qu’un atome d’argon en gagnant un seul électron de valence. Il atteint ainsi la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble en obtenant un seul électron de valence de la part d'un atome métallique.

Les atomes de sodium et de chlore peuvent donc atteindre la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble en réagissant l’un avec l’autre. Les atomes de sodium métallique se transforment en ions chargés positivement lorsqu’ils perdent des électrons, alors que les atomes de chlore se transforment en ions chargés négativement lorsqu’ils gagnent ces électrons. Les ions sodium et chlorure ainsi produits ont une configuration électronique stable, car ils ont tous les deux huit électrons de valence, ce qui leur confère la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble. Cette réaction est illustrée dans la figure suivante.

Considérons maintenant des exemples représentatifs d’atomes partageant des électrons afin d'atteindre de manière efficace la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble.

La figure suivante illustre comment deux atomes de chlore peuvent se combiner afin de partager un seul électron de valence. Chaque atome de chlore gagne ainsi un électron de valence lorsque les deux atomes de chlore se combinent ensemble. Ils vont tous les deux passer de sept à huit électrons de valence, ce qui leur confère la même configuration électronique qu’un atome d’argon. Une seule paire d’électrons partagée est habituellement appelée une liaison covalente simple. Nous pouvons donc affirmer que la molécule de chlore diatomique contient deux atomes de chlore qui sont liés ensemble par une liaison covalente simple chlore–chlore ().

La figure suivante illustre comment deux types différents de composés covalents peuvent être formés à partir d’atomes d’oxygène. Elle illustre comment les atomes d’oxygène peuvent se combiner entre eux pour former une molécule de dioxygène. Elle illustre également comment deux atomes d’oxygène peuvent se combiner avec un atome de carbone pour former une molécule de dioxyde de carbone. Les atomes d’oxygène passent de six à huit électrons de valence en se liant l’un à l’autre ou lorsque deux atomes d’oxygène se lient à un seul atome de carbone. Vous remarquerez ici que les atomes d’oxygène partagent deux électrons de valence lorsqu’ils forment des molécules d’oxygène diatomiques ou des molécules de dioxyde de carbone triatomiques. Deux paires d’électrons partagées sont habituellement appelées une liaison covalente double. Nous pouvons affirmer qu’une molécule d’oxygène diatomique contient deux atomes d’oxygène qui sont liés ensemble par une liaison covalente double oxygène-oxygène (). De façon similaire, chaque molécule de dioxyde de carbone contient deux atomes d’oxygène qui sont liés à un atome de carbone à l'aide de deux liaisons covalentes doubles ().

Certains atomes ont tendance à partager plus que deux électrons de valence étant donné qu’ils possèdent cinq électrons de valence ou moins. L’azote est un atome non métallique du groupe 15 qui possède cinq électrons de valence. Il peut donc se rendre à huit électrons de valence, ce qui lui confère la même configuration électronique qu'un atome de néon, en partageant trois électrons de valence pour former une liaison covalente triple. La figure suivante illustre comment deux atomes d’azote peuvent se combiner ensemble pour former une molécule d’azote diatomique. Cette molécule est composée de deux atomes qui ont chacun la même configuration électronique qu'un atome de néon. Ils possèdent tous les deux huit électrons de valence, car ils partagent trois électrons de valence chacun pour former une liaison covalente triple azote-azote ().

L’azote peut également atteindre la même configuration électronique que le néon en établissant plusieurs liaisons covalentes simples avec d’autres atomes. L’azote peut ainsi gagner trois électrons de valence en formant trois liaisons covalentes simples avec des atomes d’hydrogène adjacents. La figure suivante illustre comment un seul atome d’azote peut se rendre à huit électrons de valence en formant une molécule d’ammoniac. Nous pouvons constater qu’une molécule d’ammoniac contient un atome d’azote lié à trois atomes d’hydrogène à l'aide de trois liaisons covalentes simples.

Le tableau suivant indique le nombre d’électrons que les métaux doivent perdre afin d'atteindre la même configuration électronique qu’un gaz noble. Il montre également combien d’électrons les non-métaux doivent gagner ou partager afin d'atteindre la même configuration électronique qu’un gaz noble.

Ce tableau montre qu’il existe une relation entre le numéro du groupe, le nombre d’électrons de valence et le nombre d’électrons à perdre ou à gagner. Les métaux du groupe 2 ont deux électrons sur leur couche périphérique et ils ont donc besoin de perdre deux électrons de valence afin d'atteindre la même configuration électronique qu’un gaz noble. Les non-métaux du groupe 16 ont six électrons de valence et ils ont donc tendance à gagner ou à partager deux électrons pour se rendre à huit électrons de valence, ce qui leur confère la même configuration électronique qu’un gaz noble.

Les structures de Lewis sont des illustrations schématiques simples qui montrent comment les électrons de valence sont partagés ou transférés entre les atomes pour former des composés liés de manière covalente ou ionique. La figure suivante illustre la structure de Lewis d'une molécule de chlore diatomique () qui possède une liaison covalente. Chaque électron de valence est représenté par un petit point unique. Les points rouges représentent les électrons de valence de l’un des atomes de chlore, alors que les points noirs représentent les électrons de la couche de valence de l’autre atome de chlore. La structure de Lewis illustre comment deux atomes de chlore peuvent atteindre la même configuration électronique qu’un gaz noble en partageant une seule paire d’électrons.

La structure de Lewis suivante illustre comment les atomes de chlore atteignent la même configuration électronique que l’argon lorsqu’ils réagissent avec le sodium métallique pour produire du chlorure de sodium ().

Cette figure montre que les ions sodium transfèrent le seul électron sur leur couche de valence vers les atomes de chlore, ce qui génère des ions de charge opposée qui possèdent tous les deux huit électrons de valence. Nous devons souligner ici que les ions sodium et chlorure portent des charges électriques égales mais opposées. Cela signifie que le chlorure de sodium ne portera pas de charge électrique globale. Il sera donc neutre. Les composés ioniques ont toujours une charge électrique globalement neutre.

Certains composés ioniques doivent contenir un nombre inégal d’ions chargés positivement et négativement pour avoir une charge électrique globalement neutre. Ce phénomène s'explique mieux en prenant le fluorure de magnésium comme exemple. Ce composé a la formule chimique . Il contient donc deux ions fluorure chargés négativement pour chaque ion magnésium . Ce composé peut avoir une charge électrique globale nulle lorsqu’il y a deux ions fluorure pour chaque ion magnésium . La structure de Lewis pour la formation du fluorure de magnésium est illustrée ci-dessous. Il est évident que la réaction entre les atomes de magnésium et de fluor génère deux ions fluorure pour chaque ion magnésium.

Le tableau suivant illustre comment des ions chargés positivement et négativement portant différentes charges peuvent se combiner pour former différents types de composés ioniques. Nous pouvons constater que les composés ioniques contiennent toujours un certain rapport entre les ions chargés positivement et les ions chargés négativement qui leur confère une charge électrique globale nulle. Les connaissances acquises jusqu'à maintenant peuvent être utilisées pour prédire la formule chimique de tout type de composé ionique.

Exemple 3: Comprendre comment dessiner des structures de Lewis pour les ions fluorure

Lequel des éléments suivants représente la structure de Lewis appropriée pour un ion fluorure ? 

A.

B.

C.

D.

E.

Réponse

Les atomes de fluor possèdent sept électrons sur leur couche de valence et ils forment des ions fluorure lorsqu’ils gagnent un seul électron sur leur couche périphérique. Ceci signifie que les ions fluorure ont huit électrons sur leur couche de valence et une charge électrostatique négative. Cette situation s'observe dans le choix de réponse E, qui est donc exact.

Il est généralement relativement simple de prédire combien de liaisons covalentes seront formées par un atome en utilisant la règle de l’octet. La règle de l’octet stipule que les atomes ont une configuration électronique plus stable lorsqu'ils ont huit électrons de valence, ce qui leur confère la même configuration électronique qu’un gaz noble. Les atomes ont tendance à former un certain nombre de liaisons covalentes pour atteindre huit électrons de valence, ce qui leur confère la même configuration électronique qu’un gaz noble. Les éléments du groupe 17 ont tendance à former une liaison covalente simple, car ils ont sept électrons de valence et ont donc besoin d'en obtenir un de plus pour arriver à huit. Les éléments du groupe 16 tendent à former deux liaisons covalentes, car ils ont six électrons de valence et ont donc besoin d'en obtenir deux de plus pour arriver à huit. Ces informations sont résumées dans le tableau suivant. Il est important de souligner qu’une liaison covalente double est composée de deux liaisons covalentes et qu’une liaison covalente triple est composée de trois liaisons covalentes. Les atomes d’oxygène peuvent former deux liaisons covalentes simples ou une liaison covalente double afin d'avoir huit électrons de valence.

Cette fiche explicative a exploré différents types de liaison chimique. Cependant, il est important de souligner qu’elle ne couvre pas de manière exhaustive toutes les façons différentes susceptibles d'être utilisées par les atomes pour transférer ou partager des électrons, ainsi que les diverses interactions électrostatiques qui peuvent s'établir entre les atomes adjacents. D’autres fiches explicatives exploreront certains de ces concepts, tels que la liaison covalente de coordination et la liaison hydrogène, afin de permettre une compréhension plus globale des liaisons chimiques et des différentes interactions électrostatiques qui peuvent s'établir entre les atomes adjacents. Les liaisons covalentes de coordination représentent un type particulier de liaison covalente. Les liaisons hydrogène représentent des interactions intermoléculaires exceptionnellement fortes qui existent entre certains types de molécules.