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Les liaisons chimiques
Les liaisons chimiques sont des interactions fondamentales entre atomes qui permettent la formation de composés chimiques stables. Elles résultent principalement de la redistribution des électrons entre les atomes, dans le but de minimiser l'énergie du système et de respecter les principes de stabilité électronique.

Les liaisons chimiques, également appelées liaisons interatomiques, resultent des forces qui lient les atomes ensemble pour former des molécules, du fait de l'interaction entre les électrons des atomes impliqués. Les principaux types de liaisons interatomiques sont :

Les liaisons covalentes. - Ces liaisons se forment lorsque deux ou plusieurs atomes partagent des électrons pour atteindre une configuration électronique stable, similaire à celle d'un gaz noble. Les liaisons covalentes peuvent être polarisées (avec une répartition inégale des électrons) ou non polarisées (avec une répartition égale des électrons).

Les liaisons ioniques. - Ces liaisons se forment par le transfert d'électrons d'un atome à un autre, résultant en la formation d'ions opposément chargés qui s'attirent mutuellement. Les composés ioniques sont généralement formés entre des métaux et des non-métaux.

Les liaisons métalliques. - Ces liaisons se trouvent dans les métaux et impliquent des électrons délocalisés qui se déplacent librement dans le réseau métallique, liant les ions métalliques ensemble.

Les liaisons intermoléculaires
Cette page est consacrée aux seules liaisons chimiques. Mais il est utile de dire ici quelques mots rapides sur les liaisons intermoléculaires, qui résultent des forces forces qui existent entre les molécules et non à l'intérieur de celles-ci. Ces forces sont généralement plus faibles que celles impliquées dans les liaisons interatomiques, mais jouent un rôle important dans la détermination des propriétés physiques des substances, telles que le point de fusion, le point d'ébullition, la solubilité et la viscosité. 

Les principaux types de liaisons et forces intermoléculaires sont :

Les forces de Van der Waals. - Les forces de dispersion de London, les forces de Keesom (dipôle permanent-dipôle permanent) et les forces de Debye (dipôle induit-dipôle permanent). Les forces de dispersion sont présentes dans toutes les molécules, tandis que les autres nécessitent des molécules polaires.

Les ponts (ou liaisons)  hydrogène. - Ce sont des forces particulières de type dipôle-dipôle qui se produisent lorsque l'hydrogène est lié à un atome hautement électronégatif (comme l'oxygène, l'azote ou le fluor). Les ponts hydrogène sont plus forts que les forces de Van der Waals proprement dites et jouent un rôle important dans la structure et les propriétés de nombreuses substances biologiques et non biologiques.

Les forces ion-dipôle. - Ces forces se produisent entre les ions et les molécules polaires et sont importantes dans les solutions où des ions sont présents.

Liaison covalente

La liaison covalente est l'une des formes les plus courantes de liaison chimique et résulte du partage de paires d'électrons entre deux atomes. Cette interaction permet aux atomes de compléter leur couche électronique externe et ainsi d'atteindre une configuration stable, souvent en respectant la règle de l'octet (chaque atome tend à avoir huit électrons dans sa couche externe, à l'exception de l'hydrogène qui suit la règle du duet avec deux électrons).
Les liaisons covalentes sont fondamentales dans la structure et la fonction des biomolécules, comme les protéines, les acides nucléiques (ADN, ARN), et les lipides. Les molécules biologiques complexes sont formées par la répétition de liaisons covalentes entre divers atomes. La chimie organique est principalement centrée sur les liaisons covalentes, comme celles entre le carbone, l'hydrogène, l'oxygène et l'azote, qui forment une grande variété de composés organiques. De nombreux matériaux et produits, comme les plastiques, les polymères, et les médicaments, sont basés sur des structures de liaisons covalentes.
Caractéristiques principales.
Partage d'électrons.
Les atomes impliqués dans une liaison covalente partagent des électrons de valence. Ce partage permet à chaque atome d'atteindre une configuration électronique plus stable. Par exemple, dans la molécule de H2​, chaque atome d'hydrogène partage son seul électron avec celui de l'autre hydrogène pour former une paire d'électrons partagée.

Formation de molécules stables.
La liaison covalente permet de former des molécules, qui sont généralement plus stables que les atomes individuels. Par exemple, la molécule d'eau H2O est formée par deux liaisons covalentes entre l'oxygène et deux atomes d'hydrogène.

Classification des liaisons covalentes.
Les liaisons covalentes peuvent être classées en plusieurs types en fonction de divers critères, notamment la polarité, le nombre de paires d'électrons partagées et la manière dont les électrons sont répartis entre les atomes. Voici les principaux types de liaisons covalentes :

Selon le nombre de paires d'électrons partagées.

 Liaison simple. - Une paire d'électrons est partagée entre deux atomes. Exemples : H2​, Cl2​, CH4​ (liaison C−HC−H).

Liaison double. - Deux paires d'électrons sont partagées. Exemples : O2​ (deux liaisons doubles entre les atomes d'oxygène), CO2​ (liaison C=O).

Liaison triple. - Trois paires d'électrons sont partagées. Exemples : N2​ (deux liaisons triples entre les atomes d'azote), HC≡CH (liaison C≡C).

Selon la polarité.
Liaison covalente non polaire. - Lorsque les deux atomes ont une électronégativité identique ou très proche, les électrons sont partagés de manière équitable entre les deux atomes. Exemple : La molécule H2​ (hydrogène), où les deux atomes ont la même électronégativité, les électrons sont partagés de manière égale.

Liaison covalente polaire. - Lorsque les atomes impliqués ont des électronégativités différentes, l'atome le plus électronégatif attire plus fortement les électrons partagés, créant ainsi une distribution inégale de la densité électronique. Cette inégalité de partage génère un dipôle, avec une extrémité légèrement négative et une autre légèrement positive. Exemple : La molécule d'eau H2O. L'oxygène est plus électronégatif que l'hydrogène, ce qui fait que les électrons sont plus attirés vers l'oxygène, créant une charge partielle négative sur l'oxygène et une charge partielle positive sur les hydrogènes.

Selon la nature de la liaison.
Liaison covalente dative (ou coordinative). - Un atome fournit une paire d'électrons entière pour former la liaison, tandis que l'autre atome n'apporte aucun électron. Exemple : NH4+​ (liaison entre NH3​ et H+), CO.
Selon la localisation des électrons.
Liaison covalente σ (sigma). - Les orbitales atomiques se recouvrent directement sur l'axe reliant les noyaux des deux atomes. Cette liaison est généralement la plus forte. Exemple : La première liaison dans H2​ ou C−H.

• Liaison covalente π (pi). - Les orbitales atomiques se recouvrent latéralement au-dessus et au-dessous de l'axe des noyaux. Ces liaisons sont moins fortes que les liaisons sigma et apparaissent généralement dans les liaisons doubles et triples. Exemple : Les liaisons supplémentaires dans C=C et C≡C.

Propriétés de la liaison covalente.
Force et longueur de la liaison.
Les liaisons covalentes sont généralement fortes, mais la force spécifique dépend du type de liaison (simple, double, triple) et des éléments impliqués.
Liaison simple. - Moins forte et plus longue que la liaison double ou triple.

Liaison triple. - Plus forte et plus courte que les autres types de liaisons covalentes.

En règle générale, plus il y a de paires d'électrons partagés, plus la liaison est forte et courte.

Directionnalité.
La liaison covalente est directionnelle, ce qui signifie que les atomes liés ont des positions définies dans l'espace, formant des structures géométriques spécifiques, comme observé dans les molécules d'eau ou dans les structures cristallines. 

Conductivité.
Les molécules covalentes sont généralement non conductrices d'électricité dans l'état solide ou liquide, car elles ne contiennent pas d'ions libres (contrairement aux composés ioniques). Cependant, certaines molécules covalentes peuvent se dissocier en ions dans une solution (par exemple, le HCl dans l'eau), et devenir conductrices.

Exemples de liaisons covalentes.
Molécule de dihydrogène (H2​).
Chaque atome d'hydrogène a un seul électron de valence. En partageant leurs électrons, ils forment une liaison covalente simple, créant une molécule stable H2​ avec une paire d'électrons partagée.

Molécule de dioxygène (O2​).
Chaque atome d'oxygène possède six électrons de valence. Les deux atomes d'oxygène partagent deux paires d'électrons pour former une double liaison covalente et ainsi compléter leur octet, donnant la molécule stable O2​.

Molécule de dioxyde de carbone (CO2​).
Le carbone a quatre électrons de valence et chaque oxygène en a six. Le carbone forme deux doubles liaisons covalentes avec les deux oxygènes, complétant ainsi les octets des atomes impliqués et formant la molécule linéaire CO2.

Molécule d'eau (H2O).
L'oxygène a six électrons de valence, et chaque hydrogène en a un. L'oxygène forme deux liaisons covalentes simples avec deux atomes d'hydrogène pour former la molécule H2O, avec une géométrie coudée (angle de 104,5°).

Liaison ionique

La liaison ionique est une forme de liaison chimique qui résulte de l'interaction électrostatique entre des ions de charges opposées. Elle se forme lorsqu'un atome transfère un ou plusieurs électrons à un autre atome, créant ainsi des ions positifs (cations) et négatifs (anions) qui s'attirent mutuellement.
Exemples de composés ioniques. -  Le chlorure de sodium (NaCl) est l'exemple le plus courant d'un composé ionique, utilisé dans la cuisine et comme conservateur. Des composés comme le sulfate de calcium (CaSO4), utilisé dans le plâtre, ou le carbonate de calcium (CaCO3), utilisé dans la fabrication du ciment, sont des exemples de composés ioniques dans l'industrie. Les composés ioniques, lorsqu'ils sont dissous dans un solvant approprié, sont utilisés dans les procédés d'électrolyse et dans le fonctionnement de certains types de batteries, comme les batteries au lithium.
Formation de la liaison ionique.
Transfert d'électrons.
La liaison ionique se forme généralement entre des éléments ayant des électronégativités très différentes. Un atome, souvent un métal, perd un ou plusieurs électrons pour devenir un ion positif (cation), tandis qu'un autre atome, généralement un non-métal, accepte ces électrons pour devenir un ion négatif (anion). 
Exemple du chlorure de sodium (NaCl). - Le sodium (Na), un métal alcalin, possède un seul électron dans sa couche de valence. Pour atteindre une configuration stable (celle du gaz noble précédent, l'argon), il cède cet électron et devient un ion positif Na+. Le chlore (Cl), un halogène, a sept électrons dans sa couche de valence. Il accepte l'électron cédé par le sodium pour compléter sa couche externe, et devient ainsi un ion Cl. Cette différence de charge (positif pour Na+ et négatif pour Cl) crée une attraction électrostatique entre les ions de charges opposées, formant la liaison ionique. La formule chimique de cette liaison ionique est donc NaCl, un cristal composé de Na+ et Cl arrangés dans une structure régulière.
Caractéristiques de la liaison ionique.
Forces électrostatiques.
Les ions de charges opposées sont maintenus ensemble par des forces électrostatiques très fortes, qui sont responsables de la stabilité de la liaison ionique. Cette attraction entre les cations et les anions est appelée force ionique.

Formation de cristaux.
Les composés ioniques, comme NaCl, ont généralement une structure cristalline dans laquelle chaque ion est entouré de plusieurs ions de charge opposée.Par exemple, dans le cas du NaCl, chaque ion Na+ est entouré de six ions Cl et vice versa, formant un réseau en 3D.

Solubilité dans l'eau.
Les composés ioniques sont généralement solubles dans l'eau. L'eau, en raison de sa polarité, interagit avec les ions et les sépare en ions libres, facilitant leur dissolution. Par exemple, lorsque NaCl est dissous dans l'eau, il se dissocie en ions Na+ et Cl qui sont entourés par des molécules d'eau.

Point de fusion élevé.
Les composés ioniques ont généralement un point de fusion élevé en raison de la forte attraction électrostatique entre les ions dans le réseau cristallin. Cette forte force d'attraction rend difficile la séparation des ions.

Conductivité électrique.
Les composés ioniques conduisent l'électricité lorsqu'ils sont dissous dans l'eau ou fondus, car les ions sont libres de se déplacer. Cependant, ils ne conduisent pas l'électricité dans l'état solide, car les ions sont fixes dans le cristal.

Exemples de composés ioniques.
Chlorure de sodium (NaCl).
Le NaCl est un exemple classique de liaison ionique. Il se forme par la perte d'un électron du sodium (formation de Na+) et l'acceptation de cet électron par le chlore (formation de Cl), avec une forte attraction électrostatique entre les deux ions.

Oxyde de magnésium (MgO).
Le magnésium (Mg) cède deux électrons pour devenir un ion Mg2+, et l'oxygène (O) accepte ces deux électrons pour devenir un ion O2−. La liaison ionique entre Mg2+ et O2− forme le MgO.

Sulfate de calcium (CaSO4​).
Le calcium (Ca) cède deux électrons pour devenir un ion Ca2+, et le sulfate (SO₄²⁻) est un anion polyatomique. Le calcium et le sulfate se lient pour former le CaSO4​, une liaison ionique entre les ions Ca2+ et SO42−​.

Propriétés des composés ioniques.
Haute solubilité dans l'eau.
Comme mentionné, les composés ioniques se dissocient généralement bien dans l'eau, où les ions sont stabilisés par les molécules d'eau polaires.

Durs et cassants.
Les solides ioniques sont souvent durs, mais cassants. Si une force suffisante est appliquée, le réseau cristallin peut se rompre, car les ions de même charge se retrouvent alignés et se repoussent.

Conductivité électrique dans l'état fondu ou en solution.
Comme dans le cas du sel dissous dans l'eau ou du sel fondu, les composés ioniques sont de bons conducteurs d'électricité quand leurs ions sont mobiles.

Variations au sein des liaisons ioniques.
Influence de la charge des ions.
L'intensité de l'attraction électrostatique est directement proportionnelle à la magnitude des charges des ions. Plus les charges sont élevées, plus l'attraction est forte et plus la liaison ionique est forte. Exemple : La liaison entre Mg2+ et O2- dans MgO est plus forte que la liaison entre Na+ et Cl- dans NaCl.

 Influence de la taille des ions.
L'intensité de l'attraction électrostatique est inversement proportionnelle à la distance entre les ions. Plus les ions sont petits, plus ils peuvent s'approcher l'un de l'autre, plus l'attraction est forte et plus la liaison ionique est forte. Exemple: La liaison entre Li+ et F- dans LiF est plus forte que la liaison entre K+ et I- dans KI car les ions Li+ et F- sont plus petits.

Influence de la structure cristalline.
Les composés ioniques forment des structures cristallines régulières dans lesquelles les ions sont arrangés de manière à maximiser les attractions entre ions de charges opposées et minimiser les répulsions entre ions de même charge. La géométrie et la compacité du réseau cristallin influencent la force globale de la liaison ionique dans le solide. Différents arrangements cristallins (ex: cubique face centrée, cubique simple) mènent à des forces de liaison légèrement différentes.

Le caractère partiellement covalent de certaines liaisons ioniques.
Bien que la liaison ionique soit basée sur un transfert complet d'électrons, dans la réalité, il existe souvent un certain degré de partage d'électrons, même dans les liaisons considérées comme principalement ioniques. Ceci est particulièrement vrai lorsque la différence d'électronégativité entre les atomes n'est pas très grande. On parle alors de caractère covalent partiel ou de polarisation de la liaison ionique. La règle de Fajans permet de prédire qualitativement ce caractère covalent partiel en fonction de la taille et de la charge des ions.

La règle de Fajans est un principe chimique qui aide à prédire la stabilité des sels de transition et des sels des métaux de transition. Elle a été formulée par Walter Fajans en 1923. Cette règle se base sur deux facteurs principaux : le rayon de cation et la charge du cation.
+ Plus le rayon du cation est petit, plus le potentiel d'énergie de la liaison ionique est élevé. Cela signifie que plus le cation est petit, plus la stabilité du sel est élevée.

+ Plus la charge du cation est élevée, plus le potentiel d'énergie de la liaison ionique est élevé, ce qui augmente également la stabilité du sel.

En combinant ces deux facteurs, la règle de Fajans permet de prédire la forme hydratée préférée des sels de métaux de transition. Par exemple, les sels de métaux de transition avec une charge élevée (comme Zr⁴⁺, Ti⁴⁺, et Fe³⁺) sont généralement moins hydratés que ceux avec une charge plus faible, car la force de la liaison ionique est plus grande. Cependant, d'autres facteurs, tels que les liaisons hydrogène et les interactions van der Waals, peuvent aussi influencer la stabilité des sels, mais la règle de Fajans fournit une bonne base pour faire des prédictions générales.
Différences entre la liaison ionique et la liaison covalente.
Liaison ionique se forme par transfert d'électrons et attraction électrostatique entre cations et anions. La liaison covalente se forme par partage d'électrons entre atomes ayant des électronégativités similaires.

Les composés ioniques sont généralement solubles dans l'eau, tandis que les composés covalents sont souvent non solubles ou faiblement solubles dans l'eau.

Les composés ioniques conduisent l'électricité lorsqu'ils sont dissous ou fondus, alors que les composés covalents ne conduisent généralement pas l'électricité.

Les composés ioniques ont des points de fusion plus élevés que les composés covalents.

Liaison métallique

La liaison métallique est un type de liaison chimique caractéristique des métaux. Elle se forme lorsque les atomes métalliques partagent leurs électrons de valence dans un nuage électronique délocalisé qui est libre de se déplacer autour des noyaux des atomes. Cette délocalisation des électrons est ce qui confère aux métaux leurs propriétés particulières, comme la conductivité électrique et thermique, ainsi que leur malléabilité et ductilité.
Applications des métaux grâce à la liaison métallique. - Le cuivre et l'aluminium sont utilisés pour fabriquer des câbles électriques, en raison de leur excellente conductivité électrique. Le fer et l'acier sont utilisés dans la construction de bâtiments, de ponts, de routes et d'autres structures en raison de leur résistance et de leur malléabilité. L'argent et d'autres métaux comme le platine ou le palladium sont utilisés dans des applications électroniques de haute qualité, comme les contacts électriques et les conducteurs. Des alliages comme l'acier inoxydable (alliage de fer, de nickel et de chrome) ou le bronze (alliage de cuivre et d'étain) combinent les propriétés des différents métaux pour offrir des matériaux adaptés à des utilisations spécifiques.
Caractéristiques de la liaison métallique.
Nuage électronique délocalisé :
Dans un métal, les électrons de valence ne sont pas liés à un atome spécifique. Au lieu de cela, ces électrons sont délocalisés et se déplacent librement dans l'ensemble du matériau. On les appelle parfois électrons libres. Ce phénomène crée un nuage électronique autour des cations métalliques (les atomes métalliques perdent des électrons et deviennent des ions positifs, appelés cations).

Attraction entre cations et électrons.
Les cations métalliques (les atomes perdant des électrons) sont attirés électrostatiquement par les électrons délocalisés. Cette attraction mutuelle entre les ions positifs et les électrons libres forme la liaison métallique.

Conductivité électrique et thermique.
Les électrons libres sont capables de se déplacer facilement à travers le métal, ce qui permet au métal de conduire l'électricité. C'est pourquoi les métaux comme le cuivre, l'aluminium et l'argent sont utilisés dans les fils électriques.

Les électrons libres permettent également aux métaux de conduire la chaleur de manière efficace. Par exemple, les casseroles en métal chauffent rapidement parce que les électrons délocalisés transmettent l'énergie thermique rapidement à travers le matériau.

Malléabilité et ductilité.
Les métaux sont souvent malléables (ils peuvent être aplatis en feuilles) et ductiles (ils peuvent être étirés en fils) grâce à la nature de la liaison métallique. Comme les électrons sont délocalisés et ne sont pas fixés à un atome spécifique, les cations métalliques peuvent glisser les uns sur les autres sans briser la structure globale du métal, permettant ainsi aux métaux de changer de forme sans se casser.

Structure cristalline.
Les métaux se cristallisent généralement dans une structure régulière, formant des réseaux cristallins. Les cations métalliques sont arrangés dans un motif ordonné, tandis que les électrons libres se déplacent autour de ces cations.

Propriétés des métaux grâce à la liaison métallique.
Haute conductivité électrique et thermique.
Comme mentionné précédemment, la délocalisation des électrons permet une excellente conductivité électrique et thermique. C'est pourquoi des métaux comme le cuivre (utilisé dans les câbles électriques) ou l'aluminium (utilisé dans les conduits thermiques) sont largement utilisés dans des applications nécessitant ces propriétés.

Brillance.
Les électrons libres sont également responsables de la brillance des métaux. Lorsqu'ils sont exposés à la lumière, ces électrons réfléchissent la lumière, ce qui donne aux métaux leur aspect brillant.

Dureté.
Les métaux sont généralement durs, bien que cette propriété varie selon le métal. La dureté des métaux dépend de l'arrangement des atomes dans le cristal et de l'intensité des interactions métalliques.

Malléabilité et ductilité.
Les métaux peuvent être martelés en feuilles (malléabilité) ou étirés en fils (ductilité) sans se casser, grâce à la mobilité des électrons et à la capacité des ions métalliques de glisser les uns sur les autres sans rompre la structure métallique globale.

Exemples de liaisons métalliques dans les métaux courants.
Cuivre (Cu).
Le cuivre est un excellent conducteur électrique, ce qui en fait un matériau privilégié pour les câbles électriques. La structure métallique permet aux électrons de se déplacer librement, facilitant ainsi la conduction de l'électricité.

Aluminium (Al).
L'aluminium est léger et malléable, mais il conserve une bonne conductivité thermique et électrique. Cela en fait un matériau populaire pour les câbles électriques et les structures métalliques légères.

Fer (Fe).
Le fer, et particulièrement l'acier (alliage de fer et de carbone), est largement utilisé dans la construction en raison de sa résistance mécanique et de sa malléabilité. Les propriétés métalliques du fer lui confèrent une grande solidité tout en permettant une certaine flexibilité.

Argent (Ag).
L'argent est l'un des meilleurs conducteurs d'électricité et de chaleur, et il est utilisé dans des applications électroniques de haute qualité. Il est également utilisé pour sa brillance dans les bijoux.

Propriétés spécifiques dues à la liaison métallique.
Tension superficielle et cohésion.
La liaison métallique crée une forte cohésion entre les atomes métalliques, ce qui permet au métal d'avoir une tension superficielle élevée. C'est pour cette raison que les métaux sont généralement solides à température ambiante, contrairement à de nombreuses autres substances qui sont liquides.

Modifications structurelles.
Les métaux peuvent changer de forme sans rompre, une propriété importante dans des matériaux comme l'acier, qui est utilisé dans les structures de construction. Les couches d'atomes peuvent se glisser les unes sur les autres, permettant la déformation sans rupture de la structure cristalline.

Point de fusion élevé.
Les métaux ont généralement un point de fusion élevé en raison des forces fortes entre les cations métalliques et les électrons libres. Cependant, certains métaux, comme le mercure, ont un point de fusion bas.

Énergie et stabilité des liaisons chimiques


Énergie de la liaison chimique.
es liaisons chimiques sont formées parce qu'elles permettent une diminution de l'énergie totale du système. L'énergie nécessaire pour rompre une liaison chimique est appelée énergie de liaison. Elle est généralement mesurée en kilojoules par mole (kJ/mol) ou en électronvolts (eV) Par exemple, l'énergie de liaison H−H dans H2 est environ 435 kJ/mol. Les molécules adoptent des géométries spécifiques pour minimiser les répulsions électroniques.

Lorsqu'une liaison chimique se forme, les atomes se rapprochent et une partie de l'énergie potentielle des systèmes d'atomes est convertie en énergie de liaison. Cela rend la molécule plus stable. Cette énergie de liaison est négative, car elle représente une diminution de l'énergie globale du système.

Pour rompre une liaison chimique, une quantité d'énergie doit être fournie au système, ce qui entraîne un gain d'énergie sous forme d'énergie cinétique. Cela signifie qu'une liaison chimique est plus stable lorsque son énergie de dissociation est élevée, car il faut plus d'énergie pour la rompre.

Plus l'énergie de dissociation d'une liaison est élevée, plus la liaison est forte et stable. Par exemple, une liaison covalente dans une molécule comme le dioxygène (O2) a une énergie de dissociation relativement élevée, tandis qu'une liaison ionique dans des composés comme le chlorure de sodium (NaCl) a une énergie de dissociation plus faible.

Stabilité des liaisons chimiques.
La stabilité d'une liaison chimique correspond à  la tendance d'une molécule ou d'un composé à conserver son intégrité au fil du temps sans se dissocier.

Type de liaison chimique
Les liaisons covalentes se forment lorsque deux atomes partagent des électrons. Elles sont généralement très stables, en particulier lorsque les atomes partagent des électrons de manière équilibrée. Par exemple, les liaisons dans des molécules comme l'hydrogène (H2) ou l'azote (N2) sont extrêmement stables en raison de la forte énergie de liaison.

Les liaisons ioniques se forment par attraction électrostatique entre des ions de charges opposées. Elles sont souvent stables dans des conditions solides et dans des environnements polaires (comme l'eau). Cependant, ces liaisons peuvent être dissociées par des forces externes (par exemple, la dissolution dans l'eau). La stabilité des liaisons ioniques dépend également de l'énergie de réseau (la force de l'attraction entre les ions dans un cristal ionique).

Dans les métaux, les atomes partagent leurs électrons de manière délocalisée, créant un réseau de cations flottants dans un "nuage" d'électrons libres. Les liaisons métalliques sont souvent très stables, ce qui donne aux métaux des propriétés telles que la conductivité électrique et la ductilité.

Contexte énergétique.
On l'a vu, une molécule est stable lorsque son énergie totale est minimisée, et cela se produit généralement lorsque les atomes sont à une certaine distance optimale où l'attraction et la répulsion électrostatiques sont équilibrées. Une liaison chimique est stable si l'énergie de la molécule est inférieure à celle des atomes isolés. Si la formation de la liaison libère de l'énergie, la molécule résultante sera plus stable. À l'inverse, si la dissociation de la liaison nécessite une grande quantité d'énergie, la liaison sera plus stable. Les facteurs thermodynamiques comme l'entropie (la mesure du désordre dans un système) jouent également un rôle dans la stabilité des liaisons. Les réactions chimiques spontanées sont ordinairement associées à un gain d'entropie, bien que certaines liaisons très stables puissent être formées même lorsque l'entropie ne change pas beaucoup.

Facteurs externes influençant la stabilité.
Augmenter la température peut fournir l'énergie nécessaire pour casser des liaisons chimiques. Par conséquent, la stabilité des liaisons dépend également de la température. Des températures plus élevées peuvent rompre des liaisons relativement faibles, mais elles ne suffisent pas toujours à casser des liaisons plus fortes.

La pression peut influencer la formation de certaines liaisons, notamment dans les matériaux solides ou liquides. Par exemple, des pressions élevées peuvent renforcer certaines liaisons ou créer de nouvelles phases stables pour un matériau.

L'environnement autour des molécules, comme un solvant, peut également affecter la stabilité des liaisons. Par exemple, dans des solvants polaires comme l'eau, les liaisons ioniques peuvent être dissociées plus facilement.

Exemples d'énergie et de stabilité des liaisons chimiques.

Molécule d'azote (N2). - L'azote possède une liaison triple très forte (N≡N), avec une énergie de dissociation d'environ 9,76 eV par molécule. Cette liaison est extrêmement stable, ce qui rend la molécule d'azote relativement inerte et peu réactive à température ambiante.

Molécule d'oxygène (O2). - La liaison double (O=O) dans la molécule d'oxygène est également assez stable, avec une énergie de dissociation d'environ 5,12 eV par molécule. Cependant, l'oxygène est plus réactif que l'azote en raison de la possibilité d'interagir avec d'autres molécules.

Chlorure de sodium (NaCl). -  La liaison ionique dans NaCl (entre les ions Na⁺ et Cl⁻) a une énergie de dissociation plus faible par rapport aux liaisons covalentes, mais la structure cristalline crée une énergie de réseau élevée, qui stabilise le solide. La dissociation de NaCl nécessite de l'énergie, mais cette énergie est relativement faible par rapport à une liaison covalente forte.

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