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Détermination du type de liaison chimique

M-M HX, HXO, XO,X-X MO, MOH, MX, MXO

Liaison métallique

Covalence.

Mise en communs d’électrons

Electrovalence.

Transfert effectif d’un ou plusieurs électrons de l’atome le moins électronégatif vers le plus négatif.

Formation d’ions : liaison ionique

Covalence normale Chaque atome apporte un électron

E Différence d’électronégativité

Covalence dative.

Les deux électrons sont apportés par un

seul des atomes

Covalence normale polarisée.

Apparition de dipôles.

Covalence normale parfaite.

Pas de dipôle.

Semi-polaire.

Le doublet est apporté par l’atome le moins électronégatif

Coordinative.

Le doublet est apporté par l’atome le plus électronégatif.

E < 0.4

E < 1.7

M = métal; X = non-métal.

MM : métal-métal; MO : oxyde de métal; MOH : hydroxyde; MX : sel binaire; MXO : sel ternaire; HX : acide binaire; HXO : acide ternaire; XO : oxyde de non-métal; XX : non-métal-non-métal

4

azote : 3.0 hydrogène : 2.1 NH

E E

+

N⁺ H H

H H

2

,

,

,

H O BH CH

2

H Cl

H O H

+ −

+ − +

−

− −

2 4

soufre : 2.5 oxygène : 3.5 H SO

E E

2.0; 2.1

K Br

 = E Na Cl

 = E

O O H O S O H

Note 1 : Au-delà E = 1.7, le pourcentage ionique de la liaison est supérieur à 50% et on considère que la liaison est ionique. Cette valeur de référence E = 1.7 n’est pas admise par tout le monde. On trouve dans la littérature des valeurs allant de 1.7 à 2.0. E = 1.7 est une moyenne statistique basée sur des valeurs expérimentales et correspond

généralement à un caractère ionique de 50% environ.

Note 2 : La notion de covalence dative a tendance à tomber en désuétude. Elle est remplacée par la notion de covalence

de coordination et est réservée aux accepteurs et donneurs de doublets (acides et bases de Lewis).