Fil d'Ariane
Mis à jour le mardi 24 mai 2016
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J'ai tout compris !

Les atomes se lient !

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Nous avons vu dans le chapitre 2 que les atomes s'associent pour former les molécules qui constituent la matière. Cette association d'atomes formant les molécules se fait grâce à des liaisons chimiques.

Tout cela est dû aux électrons et à leur organisation. En fait, les électrons gigotent sans arrêt : ils passent d'un atome à un autre, puis reviennent avec un ami, repartent ailleurs... De vrais vagabonds ! :lol:

Cependant, tous les atomes ne peuvent pas s'assembler. Et lorsqu'ils le font, ce n'est pas n'importe comment : il y a des règles à respecter. C'est de cela que je vais vous parler dans ce chapitre. Bienvenue dans le monde merveilleux des liaisons chimiques !

Les liaisons chimiques : comment ça marche ?

Principe de formation des liaisons

Pour comprendre pourquoi une liaison se forme entre deux atomes, il faut savoir que le but de tout atome est d'atteindre la stabilité. Pas de panique, j'explique. ;)
Prenez votre tableau périodique pour suivre en même temps que moi.

Regardez la colonne de droite du tableau. Ce sont les gaz rares, on en a déjà parlé auparavant. Nous avons vu dans le chapitre précédent que les gaz rares ont une valence égale à zéro, c'est-à-dire qu'ils ne réagissent pas : ils sont stables. Tous les autres atomes veulent être stables comme les gaz rares, c'est-à-dire qu'ils veulent obtenir la même structure électronique que ceux-ci.

Prenons un exemple pour mieux comprendre : l'atome de fluor (case n°9) veut acquérir la même structure que le néon, le gaz rare le plus proche (case n°10), afin d'être stable. Comparons la structure électronique des deux atomes :

Atome

Couche K

Couche L

Fluor

2

7

Néon

2

8

Les couches K sont identiques. Par contre, les couches L sont différentes : le fluor possède 7 électrons sur cette couche, le néon en possède 8. Pour ressembler au néon, le fluor va donc tenter de recevoir un électron supplémentaire. Comment ? En formant des liaisons chimiques avec d'autres atomes. Voilà l'origine de la formation des liaisons ! :magicien:

Prenons d'autres exemples :

  • Le sodium (n°11) va perdre un électron pour ressembler au néon (n°10).

  • L'hydrogène (n°1) va gagner un électron pour ressembler à l'hélium (n°2).

  • L'arsenic (n°33) va gagner 3 électrons pour ressembler au Krypton (n°36).

La règle générale est donc la suivante : chaque atome donne ou reçoit des électrons afin de ressembler au gaz rare le plus proche. Pour satisfaire à cette condition, il faut retenir deux règles.

  • La règle du duet : Les 4 premiers éléments (H, He, Li, Be) tendent à posséder deux électrons dans leur couche de valence.

  • La règle de l'octet : Les atomes tendent à posséder 8 électrons dans leur couche de valence.

Pour rappel, la couche de valence est la couche non vide la plus éloignée du noyau. On remarque qu'il n'y a que celle-ci qui doit recevoir ou perdre des électrons pour ressembler au gaz rare le plus proche car les autres couches sont déjà identiques.

Représentation de Lewis

Avant d'aborder le sujet principal de ce chapitre, j'aimerais vous exposer une méthode de représentation des molécules. Jusqu'à maintenant, je les dessinais en 3D, avec des couleurs, des ombres... C'est bien joli, mais ce n'est pas pratique ! Imaginez que vous deviez dessiner de cette façon une molécule constituée de 50 atomes... Il faudrait être bon en dessin, et ce n'est pas donné à tout le monde (pas à moi en tout cas :-° ).

Une solution à ce problème : la représentation de Lewis. Celle-ci permet de représenter plus simplement les atomes et leurs liaisons. Plutôt que de les dessiner en couleurs et en 3D, le symbole de l'élément chimique est entouré par les électrons de valence représentés par des points et des barres. Par exemple :

Exemples de représentation de Lewis

Je vous rappelle que les points représentent un électron, et que les barres représentent un doublet électronique, c'est-à-dire deux électrons. Les explications concernant les doublets viendront beaucoup plus tard, ce n'est pas important pour le moment. Retenez simplement qu'une barre = un doublet = 2 électrons.

La notion de doublet vous paraît sûrement floue pour l'instant. Cela est normal ! Je vous demanderai juste de prendre l'habitude de dessiner ces doublets lorsque vous utilisez la représentation de Lewis. Si vous ne comprenez pas pourquoi ils existent, leur rôle, leur utilité, c'est tout à fait normal, je vous rassure. Si ça vous dérange, pensez qu'un doublet, c'est deux électrons, tout simplement.

Les différents types de liaisons

Je vais maintenant vous parler de deux types de liaisons : la liaison covalente et la liaison ionique. Sachez qu'il en existe d'autres, mais cela est trop compliqué pour l'instant et je ne voudrais pas que vous vous tapiez la tête contre les murs. :-°

La liaison covalente

La liaison covalente se forme lorsque des électrons sont mis en commun entre deux atomes. Prenons l'atome d'oxygène comme exemple. Il possède 6 électrons dans sa couche de valence et aimerait en posséder 8 pour respecter la règle de l'octet. Cela peut être le cas en rencontrant par exemple un autre atome d'oxygène.

En effet, chaque atome d'oxygène met en commun deux de ses électrons. De cette façon, chaque atome d'oxygène possède 8 électrons sur sa couche de valence et la règle de l'octet est respectée. Comme ils se complètent mutuellement, ils sont "attachés" l'un à autre et forment une liaison chimique (ici covalente) :

Liaison covalente double du dioxygèneCliquez pour agrandir

Vous remarquerez que nous avons en fait formé une double liaison : les deux liaisons covalentes relient les mêmes atomes. La liaison entre deux atomes peut être simple, double ou triple :

Nombre de liaisons covalentes : simple, double ou tripleCliquez pour agrandir

La liaison ionique

La liaison ionique se forme lorsqu'il y a échange d'électrons et formation d'ions. Cette liaison est présente dans le sel de cuisine : d'un côté, nous avons un atome de sodium (Na) qui possède un électron sur sa couche de valence ; de l'autre, c'est un atome de chlore (Cl) qui possède 7 électrons sur sa couche de valence. Le chlore aimerait donc recevoir un électron pour respecter la règle de l'octet. Le sodium, lui, aimerait donner un électron afin de vider la couche M (sa couche L devient alors sa couche de valence et comme elle contient déjà 8 électrons, la règle de l'octet est respectée).

Illustrons : le chlore dit « Aaaaah, qu'est-ce que j'aimerais recevoir un électron ! ». Le sodium répond « Tiens, justement ça m'arrangerait d'en perdre un ! Je vais te donner un électron. ». Hop, ces deux atomes s'échangent un électron et la règle de l'octet est satisfaite pour chacun d'eux.

Nous avons donc deux ions qui se forment : Na+ et Cl-. Retournez voir les explications sur les ions si ce n'est pas clair.
Les deux ions sont de charge opposée (Na+ est de charge positive et Cl- de charge négative) et ils s'attirent donc. C'est cette attraction que l'on appelle liaison ionique.

Liaison ionique du sel (NaCl)Cliquez pour agrandir

Différence entre liaison covalente et liaison ionique

En bref, nous venons de voir deux liaisons qui diffèrent par leur manière de respecter la règle de l'octet (ou du duet) :

  • La liaison covalente se forme lors de la mise en commun d'électrons.

  • La liaison ionique se forme lorsque les atomes s'échangent des électrons. Il ne s'agit plus d'un partage d'électrons, mais bel et bien d'un échange.

Remarquons aussi que la liaison ionique n'est pas une liaison au sens premier du terme, mais plutôt une interaction, contrairement à la liaison covalente. Dans la liaison ionique, les deux atomes restent ensemble car ils s'attirent mutuellement, par attraction électrostatique (le cation, de charge positive est attiré par l'anion, de charge négative, et vice-versa), un peu comme deux aimants.

Quelques exemples

La molécule d'eau

Dans le chapitre 2, nous avons établi qu'une molécule d'eau est constituée de trois atomes : deux atomes d'hydrogène et un d'oxygène. Ces atomes sont assemblés grâce à deux liaisons chimiques représentées ici en rouge dans la représentation de Lewis :

Représentation de Lewis d'une molécule d'eau

La molécule s'écrit bien H-O-H, ça a son importance ! Nous ne pouvons pas l'écrire H-H-O, par exemple, car les valences ne seraient pas respectées. En effet, l'oxygène a une valence II, c'est-à-dire qu'il possède deux bras. L'hydrogène a quant à lui une valence I, il ne possède qu'un bras. Dans une molécule, il faut que tous les bras soient occupés. Ici, la seule façon de remplir cette condition est de mettre l'atome d'oxygène entre les deux atomes d'hydrogène.

Les deux liaisons chimiques présentes dans la molécule d'eau sont covalentes polarisées. Pourquoi ? Nous verrons cela plus tard. Pour l'instant, ce qui est important, c'est que vous sachiez représenter la molécule comme je viens de le faire. Ne vous occupez pas encore de reconnaître le caractère ionique ou covalent d'une liaison.

Plus compliqué : le phosphure de calcium

Maintenant, on va s'amuser un peu et mettre le feu... en représentant une molécule utilisée dans les bombes incendiaires et les feux d'artifices : le phosphure de calcium. :D
Cette molécule est constituée de deux atomes de phosphore et de trois atomes de calcium. Essayez de répondre par vous-même à cette question : quelle est la valence des deux atomes différents formant la molécule ?
Indice : Il faut regarder dans le tableau périodiquePhosphore : valence III
Calcium : valence II
Maintenant que vous connaissez le nombre de bras de chaque atome, il vous reste à les lier entre eux. Petit exercice : représentez la molécule, sans oublier qu'il ne peut rester aucun bras de libre. Je n'ai pas dit que c'était facile à faire, mais il faut essayer !

Représentation de Lewis d'une molécule de phosphure de calcium

Nous remarquons qu'il y a deux liaisons doubles et deux liaisons simples.

Exercices

Exercice 1 : Combien y a-t-il de liaisons chimiques dans :
  1. Une molécule d'eau ?Réponse : 2.
    Nous avons déjà traité cet exemple.

  2. Représentation de Lewis de l'acide chlorhydrique : HCl

    Une molécule d'acide chlorhydrique, constituée d'atomes d'hydrogène et de chlore ?Réponse : 1.
    Il faut tout d'abord regarder les valences : I pour l'hydrogène ; I pour le chlore.
    Les relier entre eux est donc évident :

  3. Représentation de Lewis du monoxyde de soufre : SO

    Une molécule de monoxyde de soufre constituée d'atomes de soufre et d'oxygène ?Réponse : 1.
    Valence du soufre : II ; valence de l'oxygène : II.
    Nous avons donc une double liaison (même si elle est double, ce n'est qu'une liaison) :

  4. Représentation de Lewis de l'oxyde de fer (III) : Fe2O3

    Une molécule d'oxyde de fer ? Une telle molécule est constituée d'atomes d'oxygène et d'atomes de fer. On considère pour cet exercice que le fer a une valence égale à III.Réponse : 4.
    Valence de l'oxgène : II ; valence du fer : III.
    Nous avons donc 4 liaisons, deux simples et deux doubles :

  5. Représentation de Lewis de l'hydroxyde de magnésium : Mg(OH)2

    Une molécule d'hydroxyde de magnésium ? Une telle molécule est constituée de 5 atomes : 2 d'oxygène, 2 d'hydrogène et un de magnésium.Réponse : 4.
    Valence de l'oxgène : II ; valence de l'hydrogène : I ; valence du magnésium : II.
    Nous avons donc 4 liaisons :

    Si vous avez interverti la position d'un oxygène avec le magnésium, la molécule dessinée n'est pas correcte. Cependant, vous ne pouviez pas encore le deviner ! Si vous avez trouvé le nombre de liaisons, ça me convient parfaitement, c'est que vous avez compris ce que je voulais vous expliquer au travers de ce chapitre. :)

Exercice 2 : Complétez les pointillés par une des suggestions entre parenthèses.
  1. Le brome sera stable s'il ... (reçoit / donne) un électron.Réponse : reçoit.
    L'objectif de tout atome est de devenir stable en respectant la règle du duet ou de l'octet. Dans le cas du brome, la règle de l'octet est respectée s'il passe de 7 à 8 électrons de valence, afin de ressembler au gaz noble le plus proche : le krypton. Le brome doit donc gagner un électron.

  2. Une molécule de sulfure d'hydrogène est constituée d'un atome de soufre et ... (d'un / de deux / de trois) atome(s) d'hydrogèneRéponse : de deux.
    La valence du soufre est II. Celle de l'hydrogène est I. Il faut donc deux atomes d'hydrogène.

  3. L'argon gagnera sa stabilité en perdant ... (0 / 1 / 2 / 3 / 4/ 8) électron(s).Réponse : 0.
    Le radon est un gaz rare, il possède déjà 8 électrons de valence et est donc déjà stable (il remplit la règle de l'octet).

  4. L'iode doit gagner ou perdre des électrons afin que sa structure électronique soit identique à celle ... (de l'hélium / du néon / de l'argon / du krypton / du xénon / du radon).Réponse : du xénon.
    En remplissant la règle du l'octet, l'iode gagnera un électron et sa structure électronique sera identique à celle du xénon (on passe de 7 à 8 électrons sur la couche de valence).

C'en est terminé des liaisons entre les atomes. Vous savez maintenant pourquoi et comment les atomes se lient pour former des molécules, du moins je l'espère car c'était le but de ce chapitre. ^^

Pour rappel, voici la différence entre les deux types de liaisons dont je vous ai parlé :

  • La liaison covalente est formée par la mise en commun d'électrons entre deux atomes.

  • La liaison ionique est formée par un échange d'électrons entre deux atomes.

Nous allons maintenant voir comment classer la matière. Nous avons déjà réussi à classer les atomes dans un tableau (chapitre 3), mais pas encore la matière. C'est l'objectif du prochain chapitre. Suivez le guide, c'est par ici...

N'hésitez pas à me faire part de vos remarques et impressions car c'est grâce à vous que je pourrai améliorer ce tutoriel. Si vous avez des questions, je vous invite à les poster sur le forum ou à utiliser les commentaires du chapitre adéquat.

Exemple de certificat de réussite
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