Transcription de la vidéo
Dans cette vidéo, nous allons étudier comment les atomes et les ions peuvent s’unir pour former des composés chimiques. Nous allons voir comment les électrons externes (ou électrons de valence) des atomes sont engagés dans la formation de la liaison chimique. Et nous allons apprendre à le représenter en utilisant la structure de Lewis.
Dans le tableau périodique des éléments, on trouve 118 éléments chimiques différents, ce qui signifie qu’il y a 118 types d’atomes différents qui composent toute la matière qui nous entoure. Enfin, pas tout à fait, puisque l’homme fabrique certains éléments, mais le raisonnement demeure. Si in regarde la composition chimique des matières qui nous entourent, on se rend compte qu’il existe un autre niveau de complexité. Nous rencontrons rarement ces différents éléments à l’état d’atomes individuels. Au contraire, nous allons voir que la plupart des substances sont composées d’atomes ou d’ions d’un élément attachés les uns aux autres par un type de liaison chimique.
Les liaisons chimiques entre les atomes ou les ions se produisent généralement parce que la formation d’une liaison diminue l’énergie potentielle des atomes ou des ions, ce qui accroît la stabilité de l’ensemble. C’est exactement comme si vous lâchiez une balle du haut d’une colline, elle dévalera la pente, et arrivera dans une vallée où son énergie potentielle sera aussi minimisée. Les atomes ou les ions peuvent former trois principaux types de liaisons chimiques qui dépendent généralement des types d’éléments auxquels nous avons affaire.
La liaison covalente a lieu principalement entre non-métaux. Ce type de liaison survient quand des atomes partagent leurs électrons pour former ce que nous appelons des molécules. La liaison covalente est un type de liaison que vous rencontrerez très souvent en chimie. Par exemple, tous les atomes de l’eau sont reliés de manière covalente. De même pour toutes les molécules des gaz contenus dans l’air (l’oxygène, l’azote et le dioxyde de carbone), ainsi que la plupart des composés présents chez les êtres vivants, tels que les protéines, les lipides et les glucides.
Le type de liaison suivant est la liaison ionique. Ce type de liaison s’effectue généralement entre les métaux et les non-métaux. C’est l’attraction électrostatique entre des ions de charges opposées qui est à l’origine de cette liaison ionique. Au niveau atomique, ces attractions électrostatiques sont responsables de l’agencement très ordonné et répétitif des ions, que nous appelons réseau. Cela ressemble un peu à des fruits joliment empilés dans un magasin. Au niveau macroscopique, les composés pourvus de liaisons ioniques forment généralement des solides cristallins. C’est ce que nous voyons le NaCl que vous trouvez chez vous sous forme de sel de table.
Enfin, il y a la liaison métallique qui, comme son nom l’indique, n’existe qu’entre atomes de métal. Dans la liaison métallique, il y a aussi partage d’électrons, mais de façon très différente à celle que nous avons vu avec la liaison covalente. Dans les métaux, les électrons circulent autour des atomes de métal, ce que l’on décrit souvent comme une mer d’électrons. Contrairement à ce que nous avons vu avec la liaison covalente où les électrons sont localisés dans la liaison entre les atomes, dans une liaison métallique, les électrons sont dispensés dans tout le métal. On appelle cela la délocalisation des électrons. Parce que les électrons sont libres de se déplacer autour des atomes de métal, les métaux sont généralement d’excellents conducteurs d’électricité.
Vous avez remarqué qu’ici nous avons classé le type de liaison en fonction des types d’éléments intervenants, des métaux ou des non-métaux, ce qui en général nous suffit. Cependant, il existe quelques exceptions, comme par exemple le chlorure de béryllium (BeCl2), où l’on trouve un métal (le béryllium) et un non-métal (le chlore). Cependant, dans le cas du chlorure de béryllium, même si la liaison se fait entre des atomes de métaux et de non-métaux, on la décrit comme liaison covalente, et non ionique comme on aurait pu s’y attendre.
Mais ce genre d’exceptions est plutôt rare. Vous remarquerez également que quel que soit le type de liaison, elle a toujours à voir avec les électrons. Dans la liaison covalente, la liaison se crée par partage d’électrons entre les atomes. Dans la liaison ionique, les atomes gagnent ou perdent des électrons pour former des ions, qui sont ensuite attirés les uns par les autres. Et dans la liaison métallique, les électrons sont délocalisés dans tout le métal. Plus précisément, ce sont les électrons les plus externes, que nous appelons électrons de valence, qui participent à la formation de la liaison chimique. Les électrons internes (électrons de cœur) ne participent généralement pas aux liaisons car ils sont trop proches du noyau, et sont protégés par les électrons externes.
Pour les éléments des groupes principaux, c’est-à-dire les éléments des blocs s et p, ou les éléments des groupes 1 et 2 et 13 à 18, le nombre d’électrons de valence correspond au dernier chiffre du numéro de groupe auquel il appartient ; nous pouvons donc utiliser le tableau périodique pour déterminer combien d’électrons de valence possède un élément. Le magnésium appartient au groupe 2 du tableau périodique. Donc, les atomes de magnésium ont deux électrons de valence, tout comme les atomes de tous les autres éléments du groupe 2. Le chlore appartient au groupe 17 du tableau périodique, et donc les atomes de chlore ont sept électrons de valence.
Et comme le néon appartient au groupe 18 du tableau périodique, les atomes de néon ont huit électrons de valence. Dans le cas des liaisons covalentes, le nombre d’électrons de valence que possède un atome détermine en grande partie le nombre de liaisons qu’il peut former, et, dans le cas de la liaison ionique, les types d’ions qu’un atome peut former. Le scientifique Gilbert Lewis a été pionnier de nombreuses études sur le comportement des atomes dans les liaisons chimiques. Il a constaté que, en général, lorsque les atomes s’unissent, ils ont tendance à perdre, gagner ou partager des électrons pour remplir complètement leur couche externe. Étant donné que de nombreux atomes, éléments des groupes principaux, possèdent une couche externe complète de huit électrons, on appelle ce comportement la règle de l’octet.
Cette règle de l’octet n’est pas une règle d’or, et on peut facilement trouver des éléments qui n’obéissent pas à cette règle. Par exemple, la première couche d’électrons ne peut contenir que deux électrons, et donc l’hydrogène et l’hélium auront une couche externe complète avec seulement deux électrons. Le bore enfreint également cette règle. Même si il peut contenir huit électrons sur sa couche externe, elle en porte généralement moins. Et les choses deviennent encore moins évidentes quand nous arrivons à la quatrième période. Toutefois, on peut quand même utiliser cette règle pour examiner comment les atomes se lient et forment des ions.
Avec la règle de l’octet présente à l’esprit, examinons de plus près quelques-uns de ces schémas représentant les couches d’électrons que nous examinions auparavant. Comme nous l’avons dit, le magnésium a deux électrons sur sa couche externe. Donc, si le magnésium perdait ces deux électrons, il pourrait avoir une couche externe complètement vide. Ceci explique pourquoi le magnésium et les autres éléments du groupe deux du tableau périodique forment généralement des ions 2+ (deux plus). Le chlore a sept électrons de valence, comme tous les éléments du groupe 17 du tableau périodique, ce qui signifie que le chlore gagnera en général un électron, car il ne lui manque qu’un seul électron pour avoir une couche externe complète de huit électrons, on obtiendra ainsi l’ion Cl- (moins).
À la différence du magnésium, le chlore peut aussi se lier de manière covalente à d’autres atomes pour compléter sa couche externe. Ici, le chlore se lie à l’hydrogène. Pour simplifier la figure, je n’ai pas représenté les électrons internes du chlore. Cela formerait la molécule HCl. Chaque atome qui participe à la liaison partage un de ses électrons, ce qui complète la couche externe de chacun, le chlore et l’hydrogène. Enfin, le néon a huit électrons de valence sur sa couche externe, ce qui signifie que sa couche externe est déjà pleine. Cela signifie que le néon ainsi que les autres éléments du groupe 18 du tableau périodique n’ont pas tendance à former d’ions ou de liaisons. En d’autres termes, le néon et les autres gaz nobles ne sont pas réactifs.
Pour décrire comment ces électrons de valence participent la formation d’une liaison chimique, nous pouvons utiliser ce qu’on appelle la structure de Lewis. La structure de Lewis, nommées d’après le scientifique Gilbert Lewis, a plusieurs noms, comme la représentation de Lewis par des points ou la structure électronique par points. Dans cette vidéo, on utilisera l’expression structure de Lewis. Il est vrai que nous pourrions continuer à utiliser les schémas des couches électroniques auxquels nous avons fait référence tout au long de cette vidéo. Mais dessiner les électrons internes ou de cœur à chaque fois, alors qu’ils ne participent pas vraiment à la liaison, peut vite devenir compliqué et détourner l’attention de ce qui réellement important.
Alors, pour dessiner une structure de Lewis, par écrire le symbole nous commençons élémentaire de l’atome ou de l’ion, cela représentera à la fois le noyau et les électrons internes. Puis, nous indiquons par des points le nombre d’électrons extérieurs ou électrons de valence. Nous ajoutons un point à la fois, de chaque côté du symbole de l’élément, jusqu’à ce qu’il n’y ait plus d’électrons de valence. Si l’atome a beaucoup d’électrons de valence, une fois qu’il y a un électron de chaque côté du symbole de l’élément, nous formerons des paires d’électrons et continuons jusqu’à épuisement des électrons de valence. Le placement de points ici n’est pas important, il faut juste que nous en placions un de chaque côté avant de les associer par paire.
Si nous observons la structure de Lewis, cela peut nous donner beaucoup d’informations sur l’ion et l’atome qui pourrait se former, ou sur le nombre de liaison que cet atome aura tendance à former. Lorsque nous regardons la structure de Lewis pour le chlore, nous constatons que l’un des électrons n’est pas apparié. Cela veut dire qu’il peut partager cet électron non apparié avec un autre atome pour former une liaison. On en arrive ainsi à la même conclusion que celle à laquelle nous étions parvenus plus tôt en examinant la molécule HCl. Et comme nous l’avons vu avant avec les schémas des couches électroniques, l’emplacement vide dans la structure de Lewis pour le chlore indique qu’il peut gagner un électron pour remplir sa couche externe et former l’ion Cl- (moins).
Si nous voulons dessiner la structure de Lewis pour l’ion Cl- (moins), il nous faut encadrer la structure de Lewis par des crochets et placer la charge de l’ion à l’extérieur des crochets. Nous pouvons faire la même chose pour le magnésium. En observant sa structure de Lewis, nous pouvons constater qu’il possède deux électrons dans sa couche de valence, qu’il perdra pour former l’ion magnésium 2+ (deux plus). Donc, déterminer la structure de Lewis d’un atome peut nous apporter beaucoup d’informations. Cela peut nous indiquer la charge des ions qu’il aura tendance à former en regardant à quel point l’atome est proche d’avoir une couche externe complète. Et le nombre d’électrons non appariés dans la structure de Lewis indique le nombre de liaisons covalentes que cet atome peut former.
Juste une parenthèse avant de passer à quelques exemples de problèmes : tout au long de cette vidéo, nous avons représenté les électrons par des points. Mais en réalité, les électrons ne sont pas figés autour du noyau. Leur comportement est un peu plus compliqué que celui de simples points. En réalité, les électrons sont répartis autour du noyau dans ce qu’on appelle un nuage d’électrons. Ce nuage d’électrons peut prendre de drôles de formes, mais cette représentation par points reste utile pour nous aider à comprendre leur comportement dans les liaisons chimiques. Alors maintenant, testons nos nouvelles connaissances sur les types de liaisons chimiques avec quelques exercices.
Laquelle des propositions suivantes n’est pas un type de liaison chimique? (A) covalente, (B) nucléaire, (C) métallique ou (D) ionique.
En chimie, nous rencontrerons trois types principaux de liaisons chimiques. La première est la liaison covalente. On trouve généralement ce type de liaison entre les éléments non métalliques. Cela consiste en un partage d’électrons externes pour créer une liaison chimique. Quand les atomes se lient de manière covalente, ils peuvent former des molécules simples comme l’eau, ou bien de grandes structures covalentes à réseau répétitif, comme le graphite. Il y a ensuite la liaison ionique. La liaison ionique survient principalement entre les éléments non métalliques et métalliques. Ce type de liaison est occasionné par l’attraction électrostatique entre des ions de charges opposées. C’est le type de liaison que vous rencontrez avec le sel de table, de formule chimique NaCl ou chlorure de sodium.
Le dernier type de liaison est la liaison métallique, qui, comme son nom l’indique, se produit entre les métaux. Ce type de liaison se caractérise par un partage d’électrons circulant dans une mer d’électrons autour des noyaux métalliques. Nous pouvons donc voir que les options (A), (C) et (D) font toutes références à des types de liaisons chimiques. Nucléaire, non. Ceci fait plutôt référence à un type de processus chimique qui entraîne généralement une modification au niveau du noyau de l’atome.
La couche de valence de l’oxygène est sa seconde couche d’électrons et contient six électrons. Combien de liaisons covalentes l’oxygène peut-il former?
La couche de valence est la couche électronique la plus externe. Les électrons de la couche de valence sont les électrons impliqués dans la formation des liaisons chimiques et des ions. En effet, les atomes gagneront, perdront ou partageront des électrons et des liaisons de manière à obtenir une couche externe complète, habituellement constituée de huit électrons de valence. L’énoncé nous dit que l’oxygène a six électrons de valence. Même si on ne nous donnait pas cette information, nous serions en mesure de connaitre le nombre d’électrons de valence en utilisant le tableau périodique, puisque pour les éléments des groupes principaux, le nombre d’électrons de valence correspond au dernier chiffre du nom du groupe auquel ils appartiennent.
Dans tous les cas, puisque l’oxygène a six électrons de valence, selon la règle de l’octet, il gagnera deux électrons afin de compléter sa couche de valence. Ceci est faisable en formant soit un ion, soit des liaisons chimiques. Mais dans cette question, on nous demande précisément combien de liaisons peut former l’oxygène. Quand les atomes se lient de manière covalente, les électrons sont partagés entre les atomes qui participent à la liaison, en donnant un de ses électrons. Ainsi, pour chaque liaison covalente formée, un atome gagnera un électron. L’oxygène peut donc former deux liaisons covalentes, c’est ce que nous voyons avec les molécules H2O que forment l’oxygène en se liant de manière covalente à deux hydrogènes.
Maintenant, terminons avec les points clés de cette leçon. La liaison chimique permet de relier les atomes pour former des composés. Il existe trois principaux types de liaisons chimiques: les liaisons covalentes, qui se forment spécifiquement entre les éléments non métalliques, les liaisons ioniques, qui se forment entre un métal et un non-métal, et les liaisons métalliques qui se forment entre métaux. Les électrons externes ou électrons de valence sont les électrons engagés dans la formation de ces différents types de liaisons chimiques.
Lorsque les atomes se lient, ils perdent, gagnent ou partagent des électrons afin compléter leur couche de valence jusqu’à huit électrons. Nous pouvons utiliser la structure de Lewis pour représenter les électrons de valence d’un atome ou d’un ion, en écrivant le symbole de l’élément pour représenter le noyau et les électrons de cœur, et des points autour du symbole de l’élément pour représenter les électrons de valence.
