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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