Chapitre 7

1
Chapitre 7

• Les liaisons chimiques

2
7.1 Un aperçu des liaisons chimiques

• Liaisons chimiques  forces qui assurent la
  cohésion des atomes dune molécule ou dun
  composé ionique solide.
• Ce sont des forces électriques qui reflètent
  léquilibre existant entre les forces
  dattraction et les forces de répulsion
  quexercent les unes sur les autres les
  particules portant des charges électriques.
• Ex  Deux atomes dhydrogène dont les noyaux sont
  séparés par une distance de 74 pm et dont
  lénergie potentielle est de 436 kJ/mol
  correspondent à une molécule de H2 qui se trouve
  à létat fondamental.

3
7.2 La théorie de Lewis sur les liaisons
chimiques

• Les électrons, particulièrement les électrons de
  valence, jouent un rôle fondamental dans les
  liaisons chimiques.
• Lorsque des métaux et des non-métaux se
  combinent, les électrons de valence passent
  généralement des métaux vers les non-métaux.
• Ex  NaCl, KBr, MgO
• Dans les combinaisons constituées uniquement
  datomes de non-métaux, les atomes liés partagent
  un ou plusieurs doublets délectrons de valence,
  doù lexistence de liaisons covalentes.
• Ex  H2O, CH4, NH3
• Lorsquils perdent, gagnent ou partagent des
  électrons au cours de la formation de la liaison,
  les atomes acquièrent généralement la
  configuration électronique dun gaz rare. Cest
  la règle de loctet. Les exceptions sont
  lhydrogène et lhélium qui vont se conformer à
  la règle du doublet à cause de leurs
  configurations électroniques.

4
Les notations de Lewis

• Dans une notation de Lewis, le symbole chimique
  dun atome représente son noyau et ses électrons
  internes, et ses électrons de valence sont
  désignés par des points répartis autour du
  symbole.
• Exemple
• Cette notation ne reflète pas lappariement des
  électrons dans les différentes orbitales
  atomiques.

5
7.3 Les liaisons et les cristaux ioniques

• La réaction entre le sodium et le chlore pour
  former du NaCl est la suivante 
• 2 Na(s) Cl2(g) ? 2 NaCl(s)
• Dans cette réaction, le sodium perd un électron
  pour prendre la configuration électronique du
  néon il devient alors lion Na.
• Le chlore acquiert un électron pour prendre la
  configuration électronique de largon  il
  devient alors lion Cl-.
• Il résulte donc une paire dions de signes
  opposés qui sattirent fortement lun vers
  lautre.
• Les forces électrostatiques dattraction qui
  maintiennent les cations et les anions ensemble
  sont appelées liaisons ioniques.
• Lassemblage solide et très structuré dions est
  appelé un cristal ionique.

6
7.5 Les variations dénergie associées à la
formation dun composé ionique

• Lors de la formation dune liaison chimique,
  lénergie potentielle de la molécule formée doit
  être plus faible que les énergies potentielles de
  chacun des atomes participant à la molécule.
• Le calcul qui détaille toutes les énergies
  impliquées lors dune liaison (réaction) chimique
  sappelle le cycle de Born-Haber.
• Ce processus est hypothétique, et permet de
  calculer lénergie de formation dun cristal
  ionique à partir de ses éléments constitutifs.

7
Le cycle de Born-Haber

• Ex  Formation de NaCl à partir des éléments
  constitutifs 
• Na(s) ½ Cl2(g) ? NaCl(s)
• Une énergie globale de réaction, appelée
  enthalpie standard de formation (DHf), peut être
  mesurée et est égale à 411 kJ.
• On peut décomposer la réaction en plusieurs
  étapes.
• Habituellement, le cycle de Born-Haber sert à
  calculer lénergie du réseau ionique, énergie qui
  est impossible à mesurer expérimentalement.

8
Le cycle de Born-Haber étapes 1 et 2

• 1) Conversion des atomes solides de Na en atomes
  gazeux.
• Lénergie requise pour convertir 1 mol de sodium
  solide en 1 mol datomes gazeux sappelle
  lenthalpie de sublimation 
• Na(s) ? Na(g) DH1 107 kJ
• 2) Dissociation des molécules de Cl2 en atomes de
  Cl.
• Lénergie qui unit les atomes de Cl sappelle
  énergie de liaison. Elle est de 243 kJ/mol pour
  le Cl2(g), donc on doit diviser cette valeur par
  2 car on a ½ mol de gaz.
• ½ Cl2(g) ? Cl(g) DH2 122 kJ

9
Le cycle de Born-Haber étapes 3 et 4

• 3) Formation dions Na(g) à la suite
  dionisation datomes de Na(g).
• Cest lénergie de la première ionisation (I1).
• Na(g) ? Na(g) 1 e- DH3 496 kJ
• 4) Conversion datomes de Cl(g) en ions Cl-(g).
• Cest laffinité électronique (AE).
• Cl(g) 1 e- ? Cl-(g) DH4 - 349 kJ

10
Le cycle de Born-Haber étape 5

• 5) Agencement dions Na et Cl- en un cristal.
• Cest lénergie de réseau, qui est habituellement
  inconnue.
• Na(g) Cl-(g) ? NaCl(s) DH5 ?
• Résultat 1 mol de NaCl(s).
• Équation globale
• Na(s) ½ Cl2(g) ? NaCl(s)
• DHf DH1 DH2 DH3 DH4 DH5 -411 kJ
• DH5 -787 kJ

11
7.6 Les structures de Lewis de quelques
molécules simples

• La liaison covalente est une mise en commun
  d'électrons.
• La mise en commun d'électrons a pour but
  latteinte dun total de 8 électrons de valence,
  comme les gaz rares.
• Ex formation des molécules F2 et O2

12
Quelques composés

• Atomes de C, N, O et F forment un nombre de
  liaisons qui est égal à (8- le numéro du groupe
  auquel ils appartiennent).

13
Liaison de coordinence

• Cas où un même atome utilise ses deux électrons
  dun doublet libre pour former une liaison
  covalente.
• Ex Formation de lion hydronium, H3O, en milieu
  aqueux acide.

14
Liaisons covalentes multiples

• Deux atomes liés peuvent partager plus dun
  doublet délectrons cest ce quon appelle une
  liaison multiple.
• Il existe des liaisons doubles et des liaisons
  triples.
• Ces liaisons apparaissent pour permettre à
  certains atomes de compléter leur octet.

Inexact
Octet complété
15
7.7 Les liaisons covalentes polaires et
lélectronégativité

• Électronégativité tendance qu'a un atome à
  attirer vers lui les électrons dans une liaison
  covalente.
• Dépend des mêmes facteurs que AE et I.
• Électronégativité selon Pauling

16
Électronégativité exemple

• Ex H2 CaS SiO2 LiCl CsF
• ? D ÉN
• 0 1,5 1,7 2,0 3,3
• covalente covalente ionique
• polaire
• Lorsque D ÉN gt 1,7 , on considère que la liaison
  est ionique.
• La valeur 1,7 est arbitraire  le passage de
  covalent à ionique est progressif.
• Dans un composé covalent (i.e. deux non-métaux),
  le plus électronégatif possède un degré
  doxydation négatif.

17
La liaison covalente polaire

• Une liaison est dite covalente polaire lorsque D
  ÉN gt 0 entre les deux atomes, mais que cette
  différence est dau plus 1,7.
• On observe donc une déformation du nuage
  électronique de la liaison du côté de lélément
  le plus électronégatif.
• Il y a donc apparition de charges partielles d
  et d- dans la liaison.

d
d-
18
7.8 La stratégie décriture des structures de
Lewis

• Placer les atomes en général
• H forme 1 liaison
• C forme 4 liaisons
• N forme 3 liaisons
• O forme 2 liaisons
• Halogènes forment 1 liaison
• Pas de liaison O-O, F-F, Cl-Cl, Br-Br, I-I, si
  possible
• On place latome le moins électronégatif au
  centre
• H est lié à O dans les oxacides (HxNOy).

19
Stratégie pour structures de Lewis - suite

• Additionner les e- de valence de tous les atomes,
  en tenant compte de la charge s'il s'agit d'un
  ion.
• Placer ces e-
• D'abord un doublet liant entre les atomes liés
• Ensuite, compléter en doublets libres sur les
  atomes  périphériques , qui sont plus
  électronégatifs
• Si jamais il reste des électrons, les placer en
  doublets sur latome central
• Au besoin, transformer un doublet libre en
  doublet liant pour compléter loctet dun atome.

20
La charge formelle

• Charge formelle cest la charge que les atomes
  porteraient si les électrons étaient répartis
  également entre les deux atomes.
• On ne tient pas compte de lélectronégativité
• La charge formelle est différente du degré
  doxydation.
• Charge formelle nb délectrons périphériques
  dun atome
• - nb délectrons dans les doublets libres
• - ½ (nb délectrons dans les doublets liants)
• La somme des charges formelles est égale à
• 0 dans le cas dune molécule neutre
• La charge de lion dans le cas dun ion
• Lorsque, pour une molécule donnée, plusieurs
  structures de Lewis sont possibles, on choisit
  celle(s) dont la somme des valeurs absolues des
  charges formelles est minimale.

21
La résonance et la délocalisation

• Les électrons des liaisons multiples peuvent se
  délocaliser.
• Ceci arrive lorsque plusieurs structures de Lewis
  ont des charges formelles minimales et
  identiques.
• Ex NO3-
• Ce sont les formes limites de résonance
• La réalité est représentée par une moyenne de ces
  structures, appelée hybride de résonance (voir
  exemples vus en classe).

22
La résonance et la délocalisation

• On nécrit que les formes limites où les charges
  formelles sont équivalentes.
• Ex
• On rejette la 2e forme car les charges formelles
  y sont plus importantes.

23
7.9 Les molécules non régies par la règle
deloctet.

• Déficit électronique
• Éléments du groupe IIA 4 e- au lieu de 8.
• Éléments du groupe IIIA 6 e- au lieu de 8.
• Loctet se complète parfois autrement.
• Ex BeH2, AlCl3, AlCl4- (vus en classe).
• Surplus électronique
• On place les e- excédentaires sur latome
  central.
• Possible pour les atomes de la 3e ligne et
  suivantes
• Ces éléments possèdent des orbitales d non
  remplies qui peuvent accepter les e-
  excédentaires.
• Ex PCl5, SF6, XeF2 (vus en classe).

24
7.10 La liaison sa longueur et son énergie

• Voir le tableau 7.1 page 312 pour quelques
  valeurs dénergie de liaison
• Ce tableau est utile pour les calculs faits dans
  un cycle de Born-Haber.