Une liaison chimique décrit les interactions qui assurent la cohésion des atomes dans la matière, depuis les liaisons covalentes et polaires jusqu’aux liaisons métalliques fondées sur la délocalisation électronique.
Les liaisons chimiques dépendent des électrons de valence qui gravitent sur la dernière couche électronique, la plus éloignée du noyau d'un atome, et qui peuvent être mis en commun avec d'autres atomes.
Les électrons, chargés négativement, gravitent autour d’un noyau constitué de protons chargés positivement.
Notation de Lewis et électrons de valence
(Figure : vetopsy.fr).
Un électron positionné entre deux noyaux pourra les attirer l'un vers l'autre et ainsi former une liaison chimique.
Les liaisons chimiques, au sein desquelles existent des variantes, peuvent être classées en trois types principaux :
Remarque : les liaisons hydrogènene constituent pas un type de liaison chimique à part entière, mais une interaction intermoléculaire dérivée de liaisons covalentes polaires.
Les atomes liés sont stables car ils adoptent une configuration identique à celle des gaz nobles, i.e. éléments chimiques du groupe 18, à 8 électrons de valence, la colonne la plus à droite dans le tableau périodique.
Les liaisons covalentes sont des liaisons fortes.
Tableau périodique des éléments (pour une grande taille cliquer sur ce lien)
(Figure : vetopsy.fr d'après 2012rc)
1. Prenons un exemple de liaison simple, i.e. la molécule de fluorure d'hydrogène, $\ce{HF}$.
a. L'hydrogène possède un seul électron de covalence, le fluor en a sept.
b. S'ils se lient l'un à l'autre, ils partagent deux électrons de covalence, ce qui a comme conséquence que :
$\ce{H}$ possède alors deux électrons, i.e. configuration identique à l'hélium,
$\ce{F}$ en a huit, i.e. configuration identique au néon.
Liaisons covalentes en notation de Lewis
(Figure : vetopsy.fr).
2. L'exemple précédent a montré le partage de 2 électrons, mais certains partagent 4 ou 6 électrons et forment des liaisons double ou triple.
$\ce{C}$ possède 4 électrons de valence et $\ce{O}$, 6.
Pour atteindre les 8 électrons, $\ce{C}$ doit acquérir quatre électrons et chaque $\ce{O}$, 2 pour arriver à la configuration du gaz noble, i.e. le néon.
a. Soit la molécule de diazote, $\ce{N2}$, elle partage cette fois 6 électrons pour former une triple liaison.
Liaisons polaires ou non polaires
Quand un ou plusieurs atomes se lient par des liaisons covalentes, la géométrie de la molécule produite est spécifique, i.e. liaisons forment des angles précis.
La géométrie d'une molécule détermine principalement avec quels atomes ou quelles molécules elle pourra entrer en interaction.
Liaisons non polaires
Les liaisons covalentes non polaires interviennent lors de liaisons entre atomes identiques, i.e leur électronégativité est identique comme dans nos exemples, $\ce{H2}$ ou $\ce{N2}$.
Les atomes exercent le même force sur les électrons partagés et la liaison n'est pas polarisée.
Liaisons polaires
Les liaisons covalentes polaires interviennent lors de liaisons entre atomes différents, ce qui provoquent un partage inégal des paires d'électrons, i.e. leur électronégativité est différente.
Ce phénomène se vérifie surtout chez les molécules dissymétriques.
1. La capacité d'attirer des électrons dépend du nombre d'électrons de valence et du volume de l'atome.
Les atomes à six ou sept électrons de valence, comme l'oxygène, l'azote et le chlore, attirent très fortement les électrons : ils sont électronégatifs.
Les atomes à un ou deux électrons de valence, comme l'hydrogène, le sodium ou le potassium, perdent en général leurs électrons de valence au profit des autres atomes : ils sont électropositifs.
Le terme δ qualifie les charges partielles, i.e. δ- pour les atomes électronégatifs, δ+ pour les atomes électropositifs.
Électronégativité des éléments du tableau périodique
(Figure : vetopsy.fr d'après Wikipedia)
L'oxygène est plus électronégatif que le carbone, les électrons sont donc plus attirés par $\ce{O}$.
La capacité d'attirer les électrons d'un atome d'oxygène est contrebalancée par celle de l'autre atome d'oxygène et les électrons sont donc partagés également.
$\ce{CO2}$, bien que contenant des liaisons polaires, est une molécule non polaire.
4. La polarité d'une liaison est mesurée par l'échelle de Pauling et on peut observer un glissement des liaisons covalentes non polaires aux liaisons ioniques.
L'élément le plus électronégatif, le fluor (F), a une valeur de 3,98,
L'élément le moins électronégatif, le francium (Fr), a une valeur de 0,7.
5. Certaines liaisons covalentes peuvent être perturbées par l'eau, comme dans le cas des acides et des bases qui sont des électrolytes.
Les liaisons covalentes du saccharose, $\ce{C12H22O11}$, par exemple, sont inchangées lors de sa dissolution, et donc la conduction électrique est faible.
Liaisons métalliques
Les liaisons métalliques sont un type de liaison chimique qui résulte de la force d'attraction électrostatique entre les électrons de conduction, sous la forme d'un nuage électronique d'électrons délocalisés, et les ions métalliques chargés positivement.
Liaison métallique
(Figure : vetopsy.fr).
1. Dans les non-métaux, la bande de valence est la plage la plus élevée d'énergies électroniques dans laquelle les électrons sont normalement présents, i.e. elle est située en dessous du niveau de Fermi (La physique des semi-conducteurs 2020).
La bande de conduction est la plage la plus basse d'états électroniques vacants, elle est situé au-dessus du niveau de Fermi.
Les deux bandes sont séparées par une bande interdite, i.e. plage d’énergie dans laquelle aucun état électronique ne peut exister en raison de la quantification de l’énergie.
La différence entre l'énergie de Fermi et le niveau de Fermi est que l'énergie de Fermi est définie uniquement pour la température nulle absolue, alors que le niveau de Fermi est défini pour n'importe quelle température (différences entre énergie et niveau de Fermi).
2. Dans les métaux, les bandes de valence et de conduction se chevauchent, i.e. il y a un continuum entre les bandes assurant la formation d'une liaison métallique délocalisée dans tout le métal.
Structure des bandes
(Figure : vetopsy.fr)
Les électrons de valence peuvent se détacher de leurs atomes d'origine et former une mer d'électrons mobiles.
Lorsqu'un électron s'éloigne, un autre prend sa place par l'attraction électrostatique.
Les liaisons métalliques sont beaucoup plus faibles que les liaisons covalentes ou ioniques prises individuellement, mais leur caractère collectif confère une forte cohésion au solide métallique.
2. Cette particularité explique les nombreuses propriétés physiques des métaux.
a. La conductivité thermique provient du fait qu'un grand nombre d'électrons sont libres et peuvent augmenter leur énergie cinétique lorsqu'on augmente la température.
b. De même, la conductivité électrique, i.e. passage d'un courant avec entrée d'électrons, déplace facilement les électrons libres qui sortent du métal, créant ainsi un courant électrique.
c. La malléabilité d'un métal, i.e. la capacité à se déformer, est due à la mer électronique qui protège les cations les uns des autres.
Dans un cristal, la déformation rapproche les ions qui subissent une très forte répulsion, ce qui provoque la brisure du cristal.
Spectre atomique de l'hydrogène et série de Balmer
(Figure : vetopsy.fr)
d. Un processus équivalent concerne la ductilité d'un métal : le métal peut s'étirer en long filament grâce à l'arrangement des cations et à la mer d'électrons.
e. La brillance est expliquée par le fait que les électrons libres, ayant absorbé des photons, passent plus facilement au niveau énergétique supérieur ( absorption de photon).
Lorsque l'électron repasse au niveau inférieur, il émet un photon ( émission de photon).
La couleur dépend de la longueur d'onde émise.
3. Tous les métaux sont solides à température ambiante, excepté le mercure (Hg),
Le francium (Fr), le césium (Cs), le gallium (Ga) et le rubidium (Rb) ont des températures de fusion proches de la température ambiante.
vue d'ensemble du modèle standard des particules).
