Chapitre 3 :
Liaisons chimiques
GCI 190 - Chimie Hiver 2009
Contenu
1. Liaisons ioniques
2. Liaisons covalentes
3. Liaisons métalliques
4. Liaisons moléculaires
5. Structure de Lewis
Objectifs du chapitre
Connaître les bases des différentes liaisons chimiques existantes
Liaisons ioniques
Liaisons covalentes
Liaisons métalliques
Utiliser la règle de l’octet pour expliquer ces liaisons
Comprendre l’électronégativité et la polarité des molécules
Lectures recommandées
Chang et Papillon (2009)
Chapitre 7 – La liaison chimique I : les concepts de base
• pp. 284 - 325
Les liaisons chimiques
Pourquoi les atomes s’agencent-ils entre eux???
Pourquoi y a-t-il formation de molécules à partir d’atomes?
Les atomes réagissent entre eux pour arriver à une configuration électronique plus stable, celle des gaz nobles.
4 He ↑↓ 20 Ne ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Représentation de Lewis
Le développement du tableau périodique
Périodicité de la représentation électronique
Configuration orbitale et électrons de valence
Lors de la formation des liaisons chimiques, seules les couches électroniques périphériques, non complètes, entrent en contact.
Les électrons de cette couche sont appelés électrons de valence
Configuration orbitale et électrons de valence
23 Na
11
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
11+
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
1 6
2
2
2 2 3
1 s s p s
Configuration orbitale et électrons de valence
Combien y a-t-il d’électrons de valence sur l’atome de carbone? Sur celui de soufre?
Configuration orbitale et électrons de valence
↑↓ ↑↓ ↑ ↑
12 C
6
2 2
2
2 2
1 s s p
↑↓ ↑↓ ↑ ↑
32 S
16
4 2
6 2
2
2 2 3 3
1 s s p s p
Configuration orbitale et électrons de valence
Le nombre d’électrons de valence correspond, exception faite de l’hélium, au numéro de son groupe.
Notation de Lewis
La notation de Lewis est donné par le symbole d’un élément représentatif entouré par ses
électrons de valence
•
•
•
•
Cl
•: H • •
••
C
•Na •
Règle de l’octet : formation des liaisons chimiques
La règle de l’octet stipule que tout atome, exception faite de l’hydrogène, a tendance à former des liaisons jusqu’à l’obtention de huit électrons de valence.
Dans une structure de Lewis, les électrons ne
Dans une structure de Lewis, les électrons ne
participant pas à la liaison covalente, dits non liants ou doublets libres, sont représentés par des points alors que ceux qui participent au partage d’électrons, les doublets liants, sont représentés par un tiret ou une paire commune de points.
Règle de l’octet
De quel façon les atomes, autres que les gaz
inertes, altèrent-ils leur configuration électronique pour acquérir cette stabilité?
1. Un métal peut perdre de 1 à 3 électrons pour former un cation et ainsi acquérir la configuration du gaz inerte un cation et ainsi acquérir la configuration du gaz inerte précédent;
2. Un atome non-métallique peut gagner de 1 à 3
atomes pour acquérir la configuration du prochain gaz rare;
Liaisons ioniques
Liaisons ioniques
Formation de cations
Les métaux possèdent une faible énergie d’ionisation
• Perte des électrons de valence
−
• +
+
→ Na e
Na 1
3
1]
[ Ne s [ Ne ]
Formation d’ions
−
• +
+
→
• Mg e
Mg 2 2
2
3
2]
[ Ne s [ Ne ]
−
• +
+
→
•
• Al Al 3 3 e
1 2
3
3 ]
[ Ne s p [ Ne ]
Formation d’ions
Formation d’anions
• −
•
•
•
•
•
•
•
− + : Cl • → : Cl : e • • • •
5 2
3
3 ]
[ Ne s p [ Ne ] 3 s
23 p
6= [ Ar ]
Formation de composés ioniques
Formation d’anions
• −
•
•
•
•
•
•
− + : • → : : 2
2 e O O
•
•
•
•
4 2
2
2 ]
[ He s p [ He ] 2 s
22 p
6= [ Ne ]
Formation de composés ioniques
• − + •
• → +
• O : 2 ( Li ) : O : 2
Li •
−
•
• +
•
•
+
→
• O : 2 ( Li ) : O : 2
Li • Li 2 O
Formation de composés ioniques
•
•
•
•
•
Al •
•
•
•
• O :
) :
(:
3 )
( 2
: 3 2 −
•
•
•
•
• +
•
•
+
→
• O Al O
•
•
Al • • O
•: Al O
État physique des composés ioniques
Chaque cation (Na+) est entouré de 6 anions (Cl-) et forment un réseau 3-dimensionnelle organisé;
À l’état naturel les composés ioniques se retrouvent sous forme solide;
retrouvent sous forme solide;
Formation de liens électrostatiques et non- directionnels.
Liaisons métalliques
Dans une liaison métallique, il y a abandon et délocalisation générale des électrons de
valence. En d’autres termes, il y a formation de cations noyés dans un nuage d’électrons.
Acquisition de la configuration des gaz rares
Ce type de liaison se rencontre dans les métaux.
Liaisons métalliques
La liaison formée est forte et non-directionnelle.
Les électrons mobiles expliquent les
conductibilités thermique et électrique élevées conductibilités thermique et électrique élevées des métaux.
ex. Na, Fe, Cu, Ag
Liaisons covalentes
Liaisons covalentes
Une liaison covalente est une liaison chimique dans laquelle chacun des atomes liés met en commun un électron d'une de ses couches
externes afin de former un doublet d'électrons liant les deux atomes. C'est une des forces qui produit les deux atomes. C'est une des forces qui produit l'attraction mutuelle entre atomes.
Les électrons apportés, permettent de saturer la dernière couche d'électrons et donc, stabilisent l'atome;
Liaisons covalentes
Malone et Dolter (2010)
Les liaisons covalentes
Ce type de liaison se produit en général entre deux éléments dont la couche extérieure est au moins à moitié pleine soient des non-métaux.
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
: :
: :
: :
:
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
−
→
• +
• F F F F F
F ou
Chaque électron du doublet partagé est attiré par les 2 noyaux
Les liaisons covalentes polyatomiques
• •
H • •
Électrons non liants ou doublets libres
•
•
•
• O : H •
H •
H O
H
•
•
•
• :
:
Respect de la règle de l’octet
: :
:
•
•
•
•
F
F H O H
•
•
:
: :
:
: F • • F • •
8e- 8e-
H O
H : • • :
8e-
2e- 2e-
Types de liaisons covalentes
Deux atomes liés ensemble par un doublet
d’électrons sont associés par une liaison covalente simple
Dans de nombreux composés, 2 atomes partagent 2 ou 3 doublets d’électrons. Dans ces cas, nous
parlons de liaisons multiples:
2 doublets = liaison double
3 doublets = liaison triple
Liaisons multiples
Liaison double Liaison triple
•
•
•
•
O C
O :: :: : N N :
•
•
•
•
O O
•
•
•
• C O
O :: ::
8e- 8e- 8e-
N N
:
: N N
•
•
•
•
8e- 8e-
Les liaisons triples (suite)
H C
C
H : :
•
•
•
•
•
•
C C
H H
H C
C
H : :
•
•
•
•
8e-
2e- 2e-
8e-
Liaisons multiples
Longueur des liaisons
Les ions polyatomiques
Tout comme les molécules, les atomes constituant des ions polyatomiques sont liés entre eux par des liaisons covalentes.
La charge de ces ions permet au regroupement d’atomes d’acquérir la configuration des gaz
nobles.
Les ions polyatomiques
Carbonate (CO32-)
Électrons de valence associés au C : 4
Électrons associés à l’O : 3X6 = 18
Électrons additionnels provenant de la charge : 2
e-
Nombre total d’électrons : 24
: :
* 3 2
•
•
•
•
−
+ • C • + O
e
•••
•
•
•
•
•
•
•
• : :: C O O
•
•
•
: : O
e-
Écriture des molécules – Structure de Lewis –
1. Y a-t-il présence de composés ioniques?
Les composés binaires métal-non-métal sont généralement ioniques;
Les atomes des groupes IA et IIA (sauf le Be) forment des composés ioniques;
Les molécules constituées uniquement d’éléments non-métalliques contiennent uniquement des liens covalents
2. Placer l’atome central; habituellement l’élément le moins
2. Placer l’atome central; habituellement l’élément le moins électronégatif ou celui qui n’apparaît qu’une seule fois.
3. Disposer les autres éléments de façon symétrique autour de l’atome central.
4. Déterminer le nombre total d’électrons de valence en ajoutant ou soustrayant des électrons dans le cas des ions.
5. Tracer une liaison covalente simple entre l ’atome central et les atomes environnants.
6. Compléter avec des doublets doubles ou triples selon le cas de
Structure de Lewis
- Schématisation -
Structure de résonnance
Lorsqu’une même molécule peut être décrite par différentes structures de Lewis en modifiant la position des électrons liants et non liants, il y a résonnance.
Les structures de résonnance sont utilisées pour palier les limites des structures de Lewis et ne
représentent pas individuellement la structure de la molécule qui serait plutôt une moyenne de
l’ensemble.
Structure de résonnance
Le nitrate a 3 structures de résonnance
Chaque structure est identique
À l’exception de la position du lien double et des doublets libres.
Expérimentalement, tous les liens N-O sont identiques
Représentation moyenne de la molécule
Charge formelle
Les charges formelles sont un moyen de déterminer la structure de Lewis qui représente le mieux une
molécule en permettant de repérer les électrons de valence dans la molécule.
Suivant si la molécule est neutre, un cation ou un anion, la sommes des charges formelles doit être
Charge
formelle d’un atome dans une structure de Lewis
=
Nombre total d’électrons de valence dans l’atome isolé
-
Nombre d’électrons non liants
-1/2 Nombre total d’électrons liants
Types de liaisons
En réalité, bon nombre de liaisons présente des propriétés mitoyennes (liaisons mixtes)
H H
Lien covalent
H Cl
Cl Na
Lien mixte Lien ionique
Électronégativité et polarité
Électronégativité
Dans une molécule constituée d’atomes
identiques, il y a un partage égal des électrons.
Toutefois, lorsqu’une molécule est constituée
Électronégativité
Électronégativité
L’électronégativité est la tendance qu’a un atome à attirer vers lui les électrons impliqués dans une liaison chimique
Valeur relative (sans unité);
Plus l’électronégativité est grande, plus cet atome a tendance à attirer vers lui les électrons;
Les éléments plus électronégatifs :
Forte affinité électronique (captent facilement les e-)
Électronégativité
Propriété périodique
Polarisation des molécules
Une liaison covalente dans laquelle il y a une séparation partielle des charges due à un
partage inégal des électrons est connue comme une liaison covalente polaire.
Ces liaisons polaires forment des pôles (un positif et un négatif) à l’intérieur de la molécule.
Plus la différence d’électronégativité est grande, plus la molécule est polaire;
Dipôles permanents
Malone et Dolter (2010)
Polarisation des molécules
Polarité induite (dipôle induit)
Séparation des charge dans un atome ou une molécule est provoquée par la force qu’exerce un ion ou une
molécule polaire situé à proximité.
molécule polaire situé à proximité.
Liaisons intermoléculaires
Tan et al., 2001
Forces de van der Waals
La liaison de van der Waals implique une liaison entre deux molécules polarisées.
δ+
δ-
δ+
δ+
Illustration Adsorption
http://www.algor.com/news_pub/cust_app/jardine/images/DIAGRAM.gif
Illustration Adsorption
http://www.chemistry.wustl.edu/~edudev/LabTutorials/Water/PublicWaterSupply/PublicWaterSupply.html
Cas particulier des forces de van der Waals : les ponts hydrogènes
Le pont hydrogène est un cas particulier
d’interaction dipôle-dipôle impliquant l’atome d’hydrogène, participant déjà à une liaison covalente polaire, et un atome O, N ou F.
Illustration
ADN
Les liaisons intermoléculaires - Résumé -
Les liaisons moléculaires sont de deux types: les forces de van der Waals et la liaison ou pont
hydrogène. Plus ces forces sont élevées, plus le point de fusion et d’ébullition sont élevés.
Ce type de liaison se rencontre entre molécules. Les
Ce type de liaison se rencontre entre molécules. Les liaisons faibles formée sont crées par les interactions électrostatiques entre les dipôles électriques.
Il y a création d’un dipôle électrique dans une
molécule lorsque le centre des charges positives n’est pas confondu avec celui des charges négatives
Dipôles permanents et dipôles induits
En résumé…
Différents types de liens
Ionique
Métallique
Covalent
Acquérir la configuration électronique des gaz nobles
Électrons de valence
En résumé…
Règle de l’octet
Structure moléculaire
Liaisons intermolécules
Électronégativité
Électronégativité
• Liaisons mixtes Dipôles
Forces de Van der Waals
Liaisons hydrogène
Exercices suggérés
Chang et Papillon (2009)
Chapitre 7 : 7-5, 7-19, 7-33, 7-41, 7-43, 7-49, 7-97
