liaison chimique

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Présentation

liaison chimique, interaction entre des atomes, assurant la cohésion des molécules qu'ils constituent ou entre des molécules voisines.

Les forces mises en jeu sont dues aux interactions électromagnétiques des électrons de valence (électrons de la couche électronique la plus externe) des atomes en présence. D’un point de vue énergétique, il n’y a formation de molécules que si chaque atome acquiert une configuration électronique plus stable (celle des gaz rares).

On distingue les liaisons fortes, correspondant à une énergie de liaison très élevée — supérieure à 100 kJ.mol^-1 (kilojoules par mole) — et des liaisons faibles. Parmi les premières, on trouve les liaisons ioniques, covalentes et métalliques. Les liaisons faibles sont principalement les liaisons par forces de Van der Waals et les liaisons hydrogène. En réalité, une liaison n'est pas purement ionique, covalente ou métallique : elle est souvent de nature intermédiaire.

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Liaisons fortes

2.1

Liaison ionique

Il s'agit d'une attraction électrostatique, due aux forces de Coulomb, qui unit des ions porteurs de charges électriques de signe opposé dans les composés ioniques tels que le chlorure de sodium (NaCl), constitué des ions Na⁺ et Cl^-. Dans ce composé, les liaisons ioniques sont suffisamment fortes pour assurer la cohésion du cristal.

En effet, le cation Na⁺ (ayant un électron de moins que l’atome neutre de sodium) et l’anion Cl^- (ayant un électron de plus que l’atome neutre de chlore) possèdent la configuration électronique très stable d’un gaz rare (respectivement néon et argon). La réaction entre ces deux ions est donc favorisée d’un point de vue énergétique et le chlorure de sodium se forme facilement.

La liaison ionique est une liaison forte (énergie de liaison élevée) et non dirigée (isotrope) : elle s'exerce dans toutes les directions de l'espace. Lorsque le solide se liquéfie ou est dissous, il perd sa rigidité et le produit obtenu est conducteur d'électricité et électrolysable, les ions étant alors mobiles.

2.2

Liaison covalente ou atomique

C'est Gilbert Lewis qui a introduit le principe de la liaison covalente en 1916 : dans une molécule, une liaison covalente entre deux atomes est créée par la mise en commun de deux électrons ou d’un doublet électronique. Ce doublet d’électrons commun peut avoir deux origines : soit chaque atome contribue à la liaison en fournissant un électron, auquel cas il s’agit d’une liaison covalente au sens courant du terme ; soit les deux électrons sont fournis par un seul des deux atomes sous la forme d’un doublet électronique, et l’on parle alors de liaison de coordinence, ou de coordination ou encore de liaison dative. Ce type de liaison donneur-accepteur de doublet électronique est à la base de la formation des complexes. La mise en commun d’électrons ou de doublets électroniques permet de compléter la dernière couche électronique de chaque atome, ou couche de valence. Ainsi, l’atome prend la configuration électronique du gaz rare le plus proche, configuration la plus stable : c'est la règle de l'octet.

Par exemple, les atomes neutres de chlore ont un électron de moins que les atomes d'argon (35 contre 36). Lorsque deux atomes de chlore forment une liaison covalente Cl : Cl en mettant en commun deux électrons (un de chaque atome), ils atteignent tous deux le nombre d'électrons de l'argon (36). On représente traditionnellement la mise en commun d'une paire d'électrons par une barre entre les symboles des atomes : Cl : Cl s'écrit Cl 8 Cl.

De façon similaire, il manque à l'atome d'azote (N) trois électrons pour en avoir autant que le néon (dix) ; chaque atome d'azote peut avoir autant d'électrons que le néon si deux atomes d'azote mettent six électrons en commun, N # N ou N : N. Les deux atomes d'azote sont alors reliés par une triple liaison. De même, le soufre peut atteindre le nombre d'électrons de l'argon en mettant en commun quatre électrons par une double liaison, S :: S ou S 9 S. Dans le cas du dioxyde de carbone, le carbone (avec six de ses électrons) et l'oxygène (avec huit électrons) peuvent tous deux atteindre le nombre d'électrons du néon (dix) à l'aide de deux doubles liaisons, O 9 C 9 O. Seuls les électrons mis en commun sont indiqués dans toutes ces formules de liaisons.

La liaison covalente est forte et dirigée (anisotrope) : au sein d'une molécule, on considère que les liaisons sont indépendantes les unes des autres. Selon la théorie quantique, la liaison covalente se forme par recouvrement (axial ou latéral) des orbitales atomiques. La mise en commun de deux électrons (ou un doublet) correspond à une liaison simple (comme dans la molécule de dihydrogène : H 8 H), quatre électrons (ou deux doublets) à une double liaison (comme dans l’éthylène : H₂C 9 CH₂)et six électrons (ou trois doublets)à une triple liaison (comme dans l’acétylène : HC : CH). La ou les directions selon lesquelles s'effectue le recouvrement des orbitales expliquent, dans certains cas, la forme de la molécule (forme coudée, comme celle de l'eau).

La liaison est polaire lorsqu'il existe une différence notable d'électronégativité entre les atomes mis en jeu dans la liaison : les deux électrons sont alors inégalement répartis entre les atomes liés. La densité de charge est donc différente pour chaque atome, l'atome le plus électronégatif ayant tendance à attirer davantage les électrons que l'autre atome. On indique alors la présence de charges partielles sur chaque atome, la somme de ces charges étant nulle. Si les deux atomes sont identiques, comme dans le dihydrogène (H₂) ou d'électronégativité très voisine, la liaison est non polaire. Cette caractéristique conditionne en partie la réactivité chimique du composé.

2.3

Liaison métallique

C'est l'exemple d'une liaison où interviennent des électrons délocalisés (comme dans la molécule du voir benzène) : les électrons mis en jeu dans ces liaisons appartiennent, en fait, à l’ensemble des atomes du cristal. De tels composés ont ainsi une importante conductibilité thermique et électrique. Les métaux et leurs propriétés sont traités en physique des solides, notamment à l’aide de la théorie des bandes.