Liaisons chimiques

Distance optimale

Deux charges opposées s’attirent et deux charges de même signe se repoussent.
Ainsi, quand deux atomes se trouvent à proximité,
- les protons des deux atomes se repoussent,
- les électrons des deux atomes se repoussent,
- mais les protons et électrons sont attirés entre eux.
Si les électrons se placent entre les noyaux pour atténuer la répulsion des protons, alors les atomes se retrouvent “bloqués” à la distance optimale l’un de l’autre, où les forces d’attractions et de répulsion se compensent exactement. On dit qu’ils ont créés une liaison chimique.
La distance optimale entre deux atomes liés varie d’un couple d’atomes à l’autre mais elle est toujours du même ordre de grandeur: 1 Ångström (environ 0.1nm). C’est à cette distance que l’énergie potentielle est minimale.

Paire liante, paire libre

Les électrons de valence sont les électrons les plus proches des autres atomes,
ce sont eux qui vont être responsables des liaisons chimiques.
Un électron de valence non apparié est plus susceptible de créer une liaison chimique qu’une paire d’électrons appariés — il est plus probable qu’un électron se trouve à la distance optimale d’un proton, qu’une paire d’électrons d’une paire de protons.
Typiquement, chaque électron non apparié crée une liaison chimique, tandis que les électrons appariés n’en créent aucune.
On appelle paire liante ou doublet liant deux électrons (de deux atomes différents) impliqués dans une liaison chimique.
On appelle paire libre ou doublet libre deux électrons appariés (deux électrons dans la même orbitale d’un atome).
Les paires libres sont parfois engagées dans des liaisons chimiques (notamment entre deux atomes lourds, éléments de la fin du tableau périodique) mais c’est moins courant.

Réaction chimique

On appelle réaction chimique le processus de transformation de la matière — la formation ou dissociation de liaisons chimiques. Une réaction chimique peut dégager de l’énergie, généralement sous forme de chaleur mais aussi de lumière.
Certaines réactions nécessitent des conditions très précises de température / pression / lumière pour avoir lieu.

Éléments natifs

On trouve assez peu d’éléments natifs dans la nature, c’est à dire des éléments chimiques que l’on trouve tout seuls, non liés à d’autres éléments chimiques. Seul les gaz nobles, qui sont des éléments qui ne possèdent aucun électron non apparié, sont très peu réactifs et peuvent facilement être trouvés seuls dans la nature.

Représentation des molécules

Formule moléculaire

La formule moléculaire (ou formule brute) est la représentation la plus simple d’une molécule. On utilise les symboles chimiques des éléments avec leur nombre en indice — ce qu’on appelle l’indice stoechiométrique. Si l’indice stoechiométrique vaut 1 alors il est omis.
Exemple: La molécule d’eau est composée de 2 atomes d’hydrogène (H) et 1 atome d’oxygène (O),
sa formule moléculaire est donc H₂O.
```
Formule moléculaire Eau:
H₂O
```
On utilise parfois une notation intermédiaire entre la formule molécule et la formule développée, pour apporter plus de précision sur les atomes liés entre eux tout en restant compact.
Exemple: Éthanol (C₂H₆O): CH₃CH₂OH
```
Formule moléculaire Éthanol:
C₂H₆O

Formule moléculaire intermédiaire Éthanol:
CH₃CH₂OH
```
Certaines molécules contiennent plusieurs fois un même groupement d’atomes associés.
Dans ce cas, on peut introduire des parenthèses.
Exemple: Acétone (C₃H₆O): (CH₃)₂CO
```
Formule moléculaire intermédiaire Acétone:
(CH₃)₂CO
```

Formule dévéloppée

La formule développée dessine la répartition des atomes dans la molécule et le nombre de liaisons covalentes qui les lient — plus d’explications sur les liaisons covalentes dans la section suivante.
Exemples:
- Eau (H₂O):
- Éthanol (C₂H₆O):
- Acétone (C₃H₆O):

Formule semi-développée

La formule semi-développée est une simplication de la formule développée, où on ne représente pas les liaisons avec les atomes d’hydrogène.
Exemples:
- Eau (H₂O):
- Éthanol (C₂H₆O):
- Acétone (C₃H₆O):

Formule de Lewis

La formule de Lewis indique les liaisons entre les atomes ainsi que les électrons de valence libres (autrement dit, les paires liantes et paires libres). Les électrons non appariés sont représentés par des points, tandis les paires d’électrons sont représentées par les tirets.
Exemples:
- Eau (H₂O):
- Éthanol (C₂H₆O):
- Acétone (C₃H₆O):

Types de liaisons chimiques

Liaison covalente simple

On parle de liaison covalente simple lorsque deux électrons, placés dans l’espace
entre les noyaux de deux atomes, forment une paire liante d’électrons.
Exemple: l’association la plus simple est celle de deux atomes d’hydrogène, ce qui forme une molécule de dihydrogène (H₂)

Liaison covalente multiple

On parle de liaison covalente multiple lorsque deux atomes sont liés par plusieurs liaisons covalentes.
Un atome qui possède plusieurs électrons non appariés peut former plusieurs paires liantes, soit avec plusieurs atomes différents soit plusieurs fois avec le même atome. Plusieurs fois sur le même atome constitue une liaison covalente multiple.

Exemple: L’azote (N) a 3 électrons non appariés.
Dans la molécule de diazote (N₂), les deux atomes sont liés par 3 électrons. C’est une liaison covalente triple.
Le diazote constitue 80% de l’air qui nous entoure, les liaisons multiples sont donc très fréquentes.

Liaison covalente polarisée

Si dans une paire liante, les électrons sont plus proches du noyau d’un atome que l’autre, alors la liaison covalente est polarisée. Il n’y a pas de transfert d’électron d’un atome à l’autre, mais un déplacement de charge vers un atome.
Exemple: Les molécules H₂, N₂ et F₂ sont composées d’atomes identiques, les électrons sont donc partagés équitablement entre les atomes. Par contre si les atomes sont différents, alors la liaison covalente sera polarisée — dans une molécule d’eau (H₂O), l’atome d’oxygène (8 protons) attire davantage les électrons que l’atome d’hydrogène (1 proton); les électrons sont donc déplacés du coté de l’oxygène.

Charge partielle

Les chimistes choisissent souvent d’observer une zone proche du noyau atomique. Quand un atome a une liaison covalente polarisée, la région entourant le noyau de cet atome se retrouve soit avec une plus faible densité d’électrons et donc une charge positive partielle, soit avec une plus forte densité d’électrons et donc une charge négative partielle.
La charge partielle, notée q (ou parfois δ, la lettre grecque delta), est un changement de charge, inférieur à la charge élémentaire (charge d’un électron ou proton entier), lié aux déplacements des électrons impliqués dans une liaison covalente polarisée. Le rapport q/e mesure l’importance du déplacement des électrons.
```
Charge partielle (q) < charge élémentaire (e)
```
Exemple: Dans la molécule d’eau, chaque atome d’hydrogène se retrouve avec un défaut d’électrons et porte donc une charge partielle positive (+q) tandis que l’atome d’oxygène a un excès d’électron et porte une charge partielle négative (-2q).
La somme des excès et des défauts de charges dans une molécule vaudra toujours zéro:
ce qu’un atome perd, l’autre le gagne.

Électronégativité

L’électronégativité (En) est une grandeur qui mesure la capacité d’un atome à attirer des électrons dans une liaison chimique. La valeur de l’électronégativité de chaque atome est indiquée dans le tableau périodique.
Exemple: L’électronégativité de l’hydrogène est 2.1, celle de l’oxygène 3.5.
La valeur En n’est pas mesurable de manière directe et absolue, elle résulte d’un ensemble de conventions et de choix qui permettent de calculer la tendance d’un atome à créer des liaisons chimiques.
```
Électronégativité (En)
```
L’électronégativité évolue de manière croissante dans une période (ligne) et de manière décroissante dans une famille (colonne). On exclut les gaz nobles (dernière colonne) puisque peu réactifs.

L’élément le moins électronégatif du tableau est en bas à gauche (le francium, Fr)
et le plus électronégatif est en haut à droite (le fluor, F).

Électropositivité

L’électronégativité est la tendance d’un élément à attirer les électrons vers lui au sein d’une liaison chimique.
A contrario, l’électropositivité est la tendance d’un élément à céder les électrons au sein d’une combinaison — c’est l’inverse de l’électronégativité (1/EN).
```
Électropositivité = 1/En
```
Plus un élément donne facilement ses électrons (autrement dit, plus il est électropositif, ou moins il est électronégatif), plus il est réactif, c’est à dire facilement impliqué dans une réaction chimique. Le francium est l’élément le plus réactif.

Liaison ionique

Plus la différence d’électronégativité est grande entre deux atomes, plus les électrons sont attirés vers l’atome le plus électronégatif. Plus les électrons liants sont déplacés vers l’atome le plus électronégatif, plus q se rapproche de e.

À la limite, q sera quasimment égal à e, et on va considérer qu’il y a eu un transfert d’électron — on a formé un ion positif et un ion négatif. On parle dans ce cas de liaison ionique: une liaison ionique est une liaison covalente polarisée au maximum.
Plus la différence d’électronégativité entre deux atomes est importante, plus l’atome s’approprie l’électron de son voisin, et plus la liaison est ionique. Les liaisons vont ainsi présenter un caractère plus au moins ionique.
La liaison va être considérée comme ionique lorsque l’atome s’est approprié l’électron de son voision à 60% ou plus. Cela correspond à une différence d’électronégativité supérieure ou égale à 1,9. La liaison ionique pure (100%) n’existe pas.
```
Liaison ionique: q ~ e
- Différence électronégativité > 1.9 En
- Liaison à caractère ionique > 60%
```
Exemples:
- Dioxygène (O₂):
  En(O) - En(O) = 3.5 - 3.5 = 0 → liaison ionique
- Eau (H₂O):
  En(O) - En(H) = 3.5 - 2.1 = 1.4 → liaison ionique polarisée
- Sel (NaCl):
  En(Cl) - En(Na) = 3 - 0.9 = 2.1 → liaison covalente (liaison ionique polarisée au maximum)

Qualification de la Matière

Homo-nucléaire, hétéro-nucléaire

Une molécule composée d’un seul type d’atome est dite homonucléaire.
Exemple: dioxygène (O₂)

Une molécule composé de plusieurs types d’atomes est dite hétéronucléaire.
Exemple: eau (H₂O)

Corps pur

Une substance chimique qui ne comporte qu’une espèce chimique (c’est à dire un seul type d’atomes, d’ions ou de molécules) est appelée un corps pur.
- Un corps pur simple est un corps pur constitué d’un seul type d’atome.
  Exemples:
  Corps pur simple atomique: Helium (He)
  Corps pur simple moléculaire: Dioxygène (O₂)
- Un corps pur composé (souvent dit simplement composé), est un corps constitué d’un seul type de molécule, qui est elle-même constituée de différents types d’atomes (autrement dit, un corps composé d’un seul type de molécule hétéronucléaire).
  Exemple:
  Corps pur composé: Eau (H₂O)

Mélange

Un mélange est une substance composée de différents corps purs.
- Le mélange est dit homogène si sa composition est identique en tout point du mélange.
  Exemple: Du thé sucré
- Il est dit hétérogène si sa composition varie d’un point à l’autre du mélange.
  Exemple: L’eau et l’huile
Lorsque les différents constituants d’un mélange forment un mélange homogène, on dit qu’ils sont miscibles.
Exemple: Le sucre et l’eau sont miscibles, l’eau et l’huile sont non miscibles.
Les différents constituants d’un mélange peuvent être séparés via un processus de filtration, évaporation, distallation ou décantation par exemple.

Composé ionique

Lorsque deux atomes sont liés par une liaison covalente,
on dit qu’ils forment un composé moléculaire ou molécule.
Lorsque deux ions sont liés par une attirance électrostatique (un transfert d’électron),
on dit qu’ils forment un composé ionique.
Une liaison ionique crée des ions.

Exemple:
La sodium (Na) réagit avec l’eau (H₂O)
Et produit de l’hydroxide de sodium (NaOH) et de l’hydrogène (H₂).
La relation NaOH est ionique (Na⁺ + OH^-)

2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂
Lors d’une réaction chimique, les deux ions peuvent être amenés à se séparer, pour se lier à d’autres atomes ou ions.
Les électrons de valence impliqués dans la liaison ionique peuvent rester sur l’atome le plus électronégatif ou être réutilisés dans une autre liaison.

Exemple:
L’hydroxyde de sodium (NaOH) réagit avec l’acide hydrochlorique (HCl)
Et forme du chlorure de sodium (NaCl) et de l’eau (H₂O)

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Règle de l’octet

Si on s’intéresse à la nature des liaisons chimiques, on observe un phénomène intéressant: tout se passe comme si chaque atome s’entourait d’électrons (en se liant à d’autres atomes) pour adopter la structure électronique du gaz noble le plus proche dans le tableau périodique.

L’Hydrogène (H) [K1] va se lier à 1 électron → se retrouve avec autant d’électrons que l’Helium (He) [K2]
L’Oxygène (O) [K2 L6] va se lier à 2 électrons → se retrouve avec autant d’électrons que le Néon (Ne) [K2 L8]

Tableau périodique

Exemples:
- Dans la molécule d’eau:
  Hydrogène [K¹] + 1 électron => Hélium [K²]
- Dans la molécule d’eau:
  Oxygène [K²L²] + 2 électrons => Néon [K²L⁸]
- Dans la molécule de diazote:
  Azote [K²L⁵] + 3 électrons => Néon [K²L⁸]
Les gaz nobles ont leur couche de valence entièrement remplie: 8 électrons de valence (sauf l’helium qui n’en a que 2).
C’est la raison pour laquelle appelle cette règle la règle de l’octet (ou règle du duet pour l’hydrogène).
Les gaz nobles sont très peu réactifs (/ très stables). Il peut être tentant d’en conclure qu’atteindre la structure électronique d’un gaz noble est un gage de stabilité, mais ce n’est pas toujours vrai.

Composé hypervalent

Il existe quelques exceptions à la règle de l’octet: il arrive qu’un atome s’entoure de plus de 8 électrons.
Dans ce cas, on dit qu’il s’agit d’un composé hypervalent.

Électrolytes

Les électrolytes sont des substances qui font apparaître des ions en solution aqueuse. Les principaux électrolytes sont les acides, les bases, les hydroxydes, les sels et les sels acides.
Les acides sont des substances qui sont capables de donner des cations H+.
Les bases sont des substances qui sont capables d’accepter des protons H+.
Les oxydes sont les produits de la réaction d’oxydation entre l’oxygène et un autre élément. On distingue les oxydes de métaux des oxydes de non-métaux. Les oxydes métalliques (oxydes de métaux) sont des composés de l’oxygène avec un métal: ils réagissent avec l’eau pour former un hydroxyde. Les anhydriques (oxydes de non-métaux) sont des composés de l’oxygène avec un non-métal: ils réagissent avec l’eau pour former un oxacide — un acide qui contient de l’oxygène.

Les électrolytes

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