Lien chimique: définition, caractéristiques, comment ils sont formés, types

La liaison chimique est la force qui parvient à maintenir ensemble les atomes qui composent la matière. Chaque type de matière possède une liaison chimique caractéristique, qui consiste en la participation d'un ou de plusieurs électrons. Ainsi, les forces qui unissent les atomes dans les gaz sont différentes, par exemple, des métaux.

Tous les éléments du tableau périodique (à l'exception de l'hélium et des gaz rares légers) peuvent former des liaisons chimiques les uns avec les autres. Cependant, leur nature est modifiée en fonction des éléments provenant des électrons qui les forment. L'électronégativité est un paramètre essentiel pour expliquer le type de liens.

La différence d'électronégativité (ΔE) entre deux atomes définit non seulement le type de liaison chimique, mais également les propriétés physicochimiques du composé. Les sels sont caractérisés par des liaisons ioniques (ΔE élevé) et de nombreux composés organiques, tels que la vitamine B 12 (image du haut) et des liaisons covalentes (ΔE faible).

Dans la structure moléculaire supérieure, chacune des lignes représente une liaison covalente. Les coins indiquent que le lien émerge du plan (vers le lecteur) et ceux soulignés du plan (à l’écart du lecteur). Notez qu'il existe des doubles liaisons (=) et un atome de cobalt coordonné avec cinq atomes d'azote et une chaîne latérale R.

Mais pourquoi de telles liaisons chimiques sont-elles formées? La réponse réside dans la stabilité énergétique des atomes et des électrons participants. Cette stabilité doit équilibrer les répulsions électrostatiques ressenties entre les nuages ​​électroniques et les noyaux et l'attraction exercée par un noyau sur les électrons de l'atome voisin.

Définition de la liaison chimique

De nombreux auteurs ont donné des définitions de la liaison chimique. Parmi eux, le plus important était le physicochimique GN Lewis, qui définissait la liaison chimique comme la participation d'un couple d'électrons entre deux atomes. Si les atomes A · et · B peuvent fournir un seul électron, le lien simple A: B ou A-B sera alors formé entre eux.

Avant la formation de la liaison, A et B sont séparés par une distance indéterminée, mais lors de la liaison, il existe maintenant une force qui les maintient ensemble dans le composé diatomique AB et une distance de liaison (ou longueur).

Caractéristiques

Quelles sont les caractéristiques de cette force qui maintient les atomes ensemble? Celles-ci dépendent davantage du type de lien entre A et B que de leurs structures électroniques. Par exemple, le lien A-B est directionnel. Que voulez-vous dire? Que la force exercée par l'union de la paire d'électrons puisse être représentée sur un axe (comme s'il s'agissait d'un cylindre).

De même, ce lien nécessite de l'énergie pour rompre. Cette quantité d'énergie peut être exprimée en unités de kJ / mol ou cal / mol. Une fois que suffisamment d'énergie a été appliquée au composé AB (par la chaleur, par exemple), il se dissocie en atomes A · et · B d'origine.

Plus le lien est stable, plus la quantité d'énergie nécessaire pour séparer les atomes réunis est importante.

Par contre, si la liaison dans le composé AB était ionique, A + B-, alors ce serait une force non directionnelle. Parce que? Parce que A + exerce une force attractive sur B- (et vice versa) qui dépend plus de la distance qui sépare les deux ions dans l’espace que de leur emplacement relatif.

Ce champ d'attraction et de répulsion rassemble d'autres ions pour former ce que l'on appelle un réseau cristallin (image supérieure: le cation A + est entouré de quatre anions B-, et de ces quatre cations A +, etc.).

Comment sont-ils formés

Composés homonucléaires AA

Pour qu'une paire d'électrons forme une liaison, de nombreux aspects doivent être pris en compte en premier. Les noyaux, pour dire ceux de A, ont des protons et sont donc positifs. Lorsque deux atomes de A sont très éloignés l'un de l'autre, c'est-à-dire à une grande distance internucléaire (image supérieure), ils ne subissent aucune attraction.

À l'approche des deux atomes de A, leurs noyaux attirent le nuage électronique de l'atome voisin (le cercle violet). C'est la force d'attraction (A sur le cercle violet voisin). Cependant, les deux noyaux de A sont repoussés parce qu'ils sont positifs et cette force augmente l'énergie potentielle de la liaison (axe vertical).

Il y a une distance internucléaire dans laquelle l'énergie potentielle atteint un minimum; c'est-à-dire que la force d'attraction et la force de répulsion sont équilibrées (les deux atomes de A dans la partie inférieure de l'image).

Si cette distance diminue après ce point, le lien provoquera une très forte répulsion des deux noyaux, ce qui déstabilisera le composé AA.

Donc, pour que le lien soit formé, il faut une distance internucléaire suffisante en énergie; De plus, les orbitales atomiques doivent se chevaucher correctement pour que les électrons se lient.

Composés hétéronucléaires AB

Et si au lieu de deux atomes de A, un de A et un de B se rejoignent? Dans ce cas, le graphe supérieur changerait car l'un des atomes aurait plus de protons que l'autre et les nuages ​​électroniques de tailles différentes.

Lorsque la liaison A-B est formée à la distance internucléaire appropriée, la paire d'électrons se trouve principalement au voisinage de l'atome le plus électronégatif. Cela se produit avec tous les composés chimiques hétéronucléaires, qui constituent la grande majorité de ceux qui sont connus (et seront connus).

Bien que cela ne soit pas mentionné en profondeur, de nombreuses variables influencent directement la manière dont les atomes se rapprochent et les liaisons chimiques se forment. certaines sont thermodynamiques (la réaction est-elle spontanée?), électroniques (dans quelle mesure les orbitales des atomes sont-elles pleines ou vides) et d'autres cinétiques?

Types

Les liens présentent une série de caractéristiques qui les distinguent les uns des autres. Plusieurs d'entre eux peuvent être classés en trois catégories principales: covalente, ionique ou métallique.

Bien qu'il existe des composés dont les liens appartiennent à un seul type, beaucoup consistent en un mélange de caractères de chacun. Ce fait est dû à la différence d'électronégativité entre les atomes qui constituent les liaisons. Ainsi, certains composés peuvent être covalents, mais ils ont un certain caractère ionique dans leurs liaisons.

De même, le type de liaison, la structure et la masse moléculaire sont des facteurs clés qui définissent les propriétés macroscopiques du matériau (brillance, dureté, solubilité, point de fusion, etc.).

- lien covalent

Les liaisons covalentes sont celles qui ont été expliquées jusqu'à présent. En eux, deux orbitales (un électron dans chaque) doivent chevaucher les noyaux séparés à une distance internucléaire appropriée.

Selon la théorie de l'orbitale moléculaire (TOM), si le chevauchement des orbitales est frontal, une liaison sigma σ sera formée (appelée aussi liaison simple ou simple). Alors que si les orbitales sont formées par des chevauchements latéraux et perpendiculaires par rapport à l'axe internucléaire, les liaisons π (double et triple) seront présentes:

Lien simple

Comme on peut le voir sur l'image, le lien σ est formé le long de l'axe internucléaire. Bien que cela ne soit pas illustré, A et B peuvent avoir d'autres liens, et donc leur propre environnement chimique (différentes parties de la structure moléculaire). Ce type de lien se caractérise par son pouvoir de rotation (cylindre vert) et par sa solidité.

Par exemple, la simple liaison de la molécule d'hydrogène peut tourner sur l'axe internucléaire (H-H). De la même manière, une molécule hypothétique de CA-AB peut le faire.

Les liaisons C-A, A-A et A-B tournent; mais si C ou B sont des atomes ou un groupe d'atomes volumineux, la rotation A-A est empêchée stériquement (car C et B se briseraient).

Des liaisons simples se retrouvent dans pratiquement toutes les molécules. Toute hybridation chimique de leurs atomes peut avoir lieu tant que le chevauchement de leurs orbitales est frontal. Pour revenir à la structure de la vitamine B 12, toute ligne unique (-) indique une liaison simple (par exemple, les liaisons -CONH 2 ).

Double lien

La double liaison nécessite que les atomes possèdent (généralement) l'hybridation sp2. La liaison p pure, perpendiculaire aux trois orbitales hybrides sp2, forme la double liaison, représentée par une feuille grisâtre.

Notez que le lien simple (cylindre vert) et le lien double (feuille grise) coexistent en même temps. Toutefois, contrairement aux liens simples, les doubles n’ont pas la même liberté de rotation autour de l’axe internucléaire. En effet, pour faire pivoter le lien (ou la feuille) doit être brisé; processus qui a besoin d'énergie.

De plus, le lien A = B est plus réactif que A-B. La longueur de celui-ci est plus petite et les atomes A et B sont à une plus petite distance internucléaire; par conséquent, il y a une plus grande répulsion entre les deux noyaux. La rupture des deux liaisons, simple et double, nécessite plus d'énergie qu'il n'en faut pour séparer les atomes de la molécule A-B.

Dans la structure de la vitamine B 12, plusieurs doubles liaisons peuvent être observées: C = O, P = O et dans les cycles aromatiques.

Triple lien

La triple liaison est même plus courte que la double liaison et sa rotation est altérée plus énergiquement. Dans celui-ci, deux liens π perpendiculaires entre eux sont formés (les feuilles grises et violettes), ainsi qu'un lien simple.

Ordinairement, l'hybridation chimique des atomes de A et B doit être sp: deux orbitales sp séparées de 180 ° et deux orbitales p p perpendiculaires à celles-ci. Notez qu'une triple liaison ressemble à une palette, mais sans pouvoir de rotation. Ce lien peut être simplement représenté par A≡B (N≡N, molécule d’azote N 2 ).

De toutes les liaisons covalentes, c'est la plus réactive; mais en même temps, celui qui a besoin de plus d’énergie pour la séparation complète de ses atomes (· A: +: B ·). Si la vitamine B 12 avait une triple liaison dans sa structure moléculaire, son effet pharmacologique changerait radicalement.

Dans les triples liaisons, six électrons participent; en double, quatre électrons; et dans le simple ou simple, deux.

La formation d'une ou plusieurs de ces liaisons covalentes dépend de la disponibilité électronique des atomes; c'est-à-dire combien d'électrons ont besoin de leurs orbitales pour acquérir un octet de valence.

Lien non polaire

Une liaison covalente consiste en un partage équitable d'une paire d'électrons entre deux atomes. Mais cela n’est strictement vrai que dans le cas où les deux atomes ont des électronégativité égales; c’est-à-dire la même tendance à attirer la densité électronique de son environnement dans un composé.

Les liaisons non polaires sont caractérisées par une différence d'électronégativité nulle (ΔE≈0). Cela se produit dans deux situations: dans un composé homonucléaire (A 2 ) ou si les environnements chimiques des deux côtés de la liaison sont équivalents (H 3 C-CH 3, molécule d'éthane).

Des exemples de liaisons non polaires sont visibles dans les composés suivants:

-Hydrogène (H-H)

-Oxygène (O = O)

-Azote (NN)

-Fluor (F-F)

-Cloro (Cl-Cl)

-Acétylène (HC≡CH)

Liens polaires

Lorsqu'il y a une différence marquée d'électronégativité ΔE entre les deux atomes, un moment dipolaire se forme le long de l'axe de la liaison: Aδ + -Bδ-. Dans le cas du composé hétéronucléaire AB, B est l'atome le plus électronégatif et, par conséquent, a la densité électronique la plus élevée δ-; tandis que A, la charge de carence δ + la moins électronégative.

Pour que les liaisons polaires se produisent, il faut que deux atomes de différents électronégatismes soient reliés; et ainsi, forment des composés hétéronucléaires. A-B ressemble à un aimant: il a un pôle positif et un pôle négatif. Cela lui permet d'interagir avec d'autres molécules par le biais de forces dipôle-dipôle, parmi lesquelles se trouvent les liaisons hydrogène.

L'eau a deux liaisons covalentes polaires, H-O-H, et sa géométrie moléculaire est angulaire, ce qui augmente son moment dipolaire. Si sa géométrie était linéaire, les océans s'évaporeraient et l'eau aurait un point d'ébullition plus bas.

Le fait qu'un composé ait des liens polaires n'implique pas qu'il soit polaire . Par exemple, le tétrachlorure de carbone, CCl 4, possède quatre liaisons C-Cl polaires, mais par leur arrangement tétraédrique, le moment dipolaire s’annule de manière vectorielle.

Liens datifs ou de coordination

Lorsqu'un atome donne une paire d'électrons pour former une liaison covalente avec un autre atome, on parle alors d'une liaison dative ou de coordination. Par exemple, si B: la paire d'électrons est disponible et A (ou A +), une vacance électronique, le lien B: A est formé.

Dans la structure de la vitamine B12, les cinq atomes d’azote sont liés au centre métallique de Co par ce type de liaison covalente. Ces atomes d'azote cèdent leur paire d'électrons libres au cation Co3 +, en coordonnant le métal avec eux (Co3 +: N-)

Un autre exemple peut être trouvé dans la protonation d'une molécule d'ammoniac pour former de l'ammonium:

H 3 N: + H + => NH 4 +

Notez que dans les deux cas, c'est l'atome d'azote qui fournit les électrons; par conséquent, la liaison doval ou de coordination covalente se produit lorsqu'un atome contribue seul à la paire d'électrons.

De même, la molécule d’eau peut être protonée pour se transformer en cation hydronium (ou oxonium):

H 2 O + H + => H 3 O +

Contrairement au cation ammonium, l’hydronium a toujours une paire d’électrons libres (H 3 O: +); cependant, il est très difficile d’accepter un autre proton pour former le dihydrogène hydronium instable, H 4 O 2 +.

-Lien lien

L'image montre une colline de sel blanche. Les sels sont caractérisés par leurs structures cristallines, c'est-à-dire symétriques et ordonnées; points de fusion et d'ébullition élevés, conductivités électriques élevées lors de la fusion ou de la dissolution, ainsi que leurs ions sont fortement liés par des interactions électrostatiques.

Ces interactions constituent ce que l’on appelle la liaison ionique. La deuxième image montrait un cation A + entouré de quatre anions B-, mais il s’agit d’une représentation 2D. En trois dimensions, A + devrait avoir d'autres anions B- en avant et derrière le plan, formant des structures différentes.

Ainsi, A + peut avoir six, huit ou même douze voisins. Le nombre de voisins entourant un ion dans un cristal est appelé nombre de coordination (NC). Pour chaque NC, un type d'arrangement cristallin est associé, qui constitue à son tour une phase solide du sel.

Les cristaux symétriques et à facettes observés dans les sels sont dus à l'équilibre établi par les interactions attraction électrostatique (A + B-) et répulsion (A + A +, B- B-).

La formation

Mais pourquoi A + et B- ou Na + et Cl- ne forment-ils pas de liaisons covalentes Na-Cl? Parce que l'atome de chlore est beaucoup plus électronégatif que le sodium métallique, qui se caractérise également par l'abandon très facile de ses électrons. Lorsque ces éléments sont trouvés, ils réagissent de manière exothermique pour produire du sel de table:

2Na (s) + Cl 2 (g) => 2NaCl (s)

Deux atomes de sodium donnent leur électron unique de valence (Na ·) à la molécule diatomique de Cl 2, formant ainsi les anions Cl-.

Les interactions entre les cations de sodium et les anions chlorure, bien qu’elles représentent une liaison plus faible que les covalentes, sont capables de les maintenir fortement liées dans le solide; et ce fait se reflète dans le point de fusion élevé du sel (801 ° C).

Lien métallique

Le dernier type de liaison chimique est métallique. Ceci peut être trouvé sur n'importe quel morceau de métal ou d'alliage. Il se caractérise par sa particularité et sa différence par rapport aux autres, car les électrons ne passent pas d'un atome à un autre, mais voyagent comme une mer, le cristal des métaux.

Ainsi, les atomes métalliques, le cuivre par exemple, entremêlent leurs orbitales de valence pour former des bandes de conduction; grâce à quoi les électrons (s, p, dof) passent autour des atomes et les maintiennent étroitement liés.

Selon le nombre d'électrons qui transitent par le cristal métallique, les orbitales prévues pour les bandes et l'encombrement de leurs atomes, le métal peut être tendre (comme les métaux alcalins), dur, brillant ou bon conducteur de l'électricité. la chaleur

La force qui maintient ensemble les atomes de métaux, tels que ceux qui composent le petit homme de l'image et son ordinateur portable, est supérieure à celle des sels.

Ceci peut être vérifié expérimentalement car les cristaux de sels peuvent se scinder en plusieurs moitiés avant une force mécanique; tandis qu'une pièce métallique (composée de très petits cristaux) est déformée.

Des exemples

Les quatre composés suivants englobent les types de liaisons chimiques expliqués:

-Fluorure de sodium, NaF (Na + F-): ionique.

-Sodium, Na: métallique.

-Fluor, F 2 (F-F): covalent non polaire, car il y a un ΔE nul entre les deux atomes pour être identique.

- Fluorure d'hydrogène, HF (H-F): covalent polaire, car dans ce composé, le fluor est plus électronégatif que l'hydrogène.

Il existe des composés, tels que la vitamine B 12, qui possèdent des liaisons covalentes polaires et ioniques (dans la charge négative de son groupe phosphate -PO 4 -). Dans certaines structures complexes, telles que des grappes métalliques, tous ces types de liens peuvent coexister.

La matière offre des exemples de liaisons chimiques dans toutes ses manifestations. De la pierre au fond d'un étang et de l'eau qui l'entoure, aux crapauds qui coassent sur ses bords.

Bien que les liens puissent être simples, le nombre et la disposition spatiale des atomes dans la structure moléculaire ouvrent la voie à une riche diversité de composés.

Importance de la liaison chimique

Quelle est l'importance de la liaison chimique? Le nombre incalculable de conséquences qui libéreraient l’absence de liaison chimique met en évidence son énorme importance dans la nature:

Sans elle, les couleurs n'existeraient pas car leurs électrons n'absorberaient pas les radiations électromagnétiques. Les particules de poussière et de glace dans l'atmosphère disparaîtraient et, par conséquent, la couleur bleue du ciel deviendrait sombre.

-Le carbone ne pourrait pas former ses chaînes sans fin, desquelles proviennent des milliards de composés organiques et biologiques.

-Les protéines ne pourraient même pas être définies dans leurs acides aminés constitutifs. Les sucres et les graisses disparaîtraient, de même que tout composé carboné dans les organismes vivants.

-La Terre serait laissée sans atmosphère, car en l'absence de liaisons chimiques dans ses gaz, il n'y aurait aucune force pour les maintenir ensemble. Il n'y aurait pas non plus la moindre interaction intermoléculaire entre eux.

-Les montagnes pourraient disparaître, car leurs roches et leurs minéraux, bien que lourds, ne pourraient contenir leurs atomes entassés à l'intérieur de leurs structures cristallines ou amorphes.

-Le monde serait formé par des atomes solitaires incapables de former des substances solides ou liquides. Cela entraînerait également la disparition de toute transformation de la matière; c'est-à-dire qu'il n'y aurait pas de réaction chimique. Des vapeurs partout.