Les liaisons chimiques

1. La stabilité des gaz rares

L'hélium (He), le néon (Ne) et l'argon (Ar) sont des gaz rares (ou gaz nobles) : ils existent à l'état d'atomes isolés et ne réagissent pratiquement pas. Leurs structures électroniques ont un point commun :

• hélium (Z = 2) : (K)² — couche externe saturée à 2 électrons ;
• néon (Z = 10) : (K)²(L)⁸ — couche externe à 8 électrons ;
• argon (Z = 18) : (K)²(L)⁸(M)⁸ — couche externe à 8 électrons.

Une couche externe à 2 électrons (pour la couche K) ou à 8 électrons est une structure particulièrement stable.

2. Les règles du duet et de l'octet

Les autres atomes, au cours des réactions chimiques, tendent à acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche d'eux dans la classification :

• Règle du duet : les atomes de numéro atomique voisin de celui de l'hélium (H, Li, Be) tendent à avoir 2 électrons sur leur couche externe.
• Règle de l'octet : les autres atomes (de Z = 5 à Z = 18 à notre niveau) tendent à avoir 8 électrons sur leur couche externe.

Pour y arriver, deux moyens : mettre en commun des électrons (liaison covalente) ou céder / capter des électrons (liaison ionique).

3. La liaison covalente

Une liaison covalente est la mise en commun de deux électrons (un doublet liant) entre deux atomes ; chaque atome apporte en général un électron. Le doublet appartient aux deux atomes à la fois.

Exemple, la molécule de dihydrogène H₂ : chaque atome H a 1 électron. En mettant en commun leurs électrons, chacun « voit » 2 électrons autour de lui : la règle du duet est satisfaite. On écrit H-H ; le trait représente le doublet liant.

Les électrons de valence qui ne participent pas à une liaison se regroupent par deux en doublets non liants.

Valence d'un atome : c'est le nombre de liaisons covalentes qu'il forme ; elle est égale au nombre d'électrons qui lui manquent pour satisfaire la règle du duet ou de l'octet.

4. Le schéma de Lewis d'une molécule

Le schéma de Lewis représente tous les doublets de la molécule, liants (traits entre les atomes) et non liants (traits placés autour d'un seul atome).

5. Liaisons doubles et triples

Deux atomes peuvent partager deux doublets (liaison double, notée =) ou trois doublets (liaison triple, notée ≡).

• Dioxygène O₂ : n_t = 12, 6 doublets. Chaque O est divalent : O=O, et 2 doublets non liants sur chaque O.
• Diazote N₂ : n_t = 10, 5 doublets. Chaque N est trivalent : N ≡ N, et 1 doublet non liant sur chaque N. Cette triple liaison, très solide, explique pourquoi le diazote de l'air réagit si peu.
• Dioxyde de carbone CO₂ : n_t = 4 + 2 × 6 = 16, 8 doublets : O=C=O (4 doublets liants), et 2 doublets non liants sur chaque O.

6. La liaison ionique

Entre un atome qui a peu d'électrons externes (1, 2 ou 3 : un métal comme Na, Mg, Al) et un atome qui en a beaucoup (6 ou 7 : O, Cl), il se produit un transfert d'électrons.

• Le sodium (K)²(L)⁸(M)¹ cède son électron externe : il devient Na^+, de structure (K)²(L)⁸ comme le néon.
• Le chlore (K)²(L)⁸(M)⁷ capte cet électron : il devient Cl^-, de structure (K)²(L)⁸(M)⁸ comme l'argon.

Les ions de charges opposées s'attirent fortement : c'est la liaison ionique, une attraction électrostatique entre cations et anions. Dans le sel de cuisine, les ions Na^+ et Cl^- s'empilent de façon régulière pour former un cristal ionique ; il n'y a pas de « molécule » de NaCl.

De même, le magnésium donne Mg²⁺ et l'oxygène donne O^2- dans l'oxyde de magnésium MgO ; l'aluminium donne Al³⁺ et l'oxygène O^2- dans l'alumine Al₂O₃, que l'on tire de la bauxite.

7. La liaison covalente polarisée

Dans H₂ ou Cl₂, les deux atomes sont identiques : ils attirent le doublet liant avec la même force. Dans HCl ou H₂O, ce n'est plus le cas. L'électronégativité est l'aptitude d'un atome à attirer vers lui les électrons d'une liaison. Le chlore et l'oxygène sont plus électronégatifs que l'hydrogène : le doublet est déplacé vers eux. La liaison est dite polarisée : l'atome le plus électronégatif porte une charge partielle négative notée δ^-, l'autre une charge partielle positive δ^+.

On peut ainsi ranger les liaisons : covalente pure (atomes identiques) → covalente polarisée (électronégativités un peu différentes) → ionique (électronégativités très différentes, transfert complet). La polarité des liaisons de l'eau explique pourquoi l'eau dissout si bien le sel (leçon « Les solutions »).