|
Liaisons chimiques Les atomes se combinent pour former des composés
chimiques. Quelle est la nature de l'attirance de ces éléments entre eux et
quels sont les types de liaisons mises en place? Il y en a au moins cinq
principales:
covalente (molécules),
ionique (sels),
métallique (métaux),
hydrogène
van der Walls Au départ, l'atome est électriquement neutre: autant d'électrons que de protons. Ce sont les électrons des orbitales
externes de l'atome qui vont se lâcher, se dissiper, se marier. |
|
|
Démocrite
(-400) pense que la matière est composée de particules insécables (atomes)
munies de petits crochets.
Au Moyen Âge, on parle d'affinité, comme s'il
s'agissait de sentiments humains.
Laplace
(juste avant 1800) essaie une explication avec la toute nouvelle loi de la
gravitation de Newton.
En 1806, H. Davy découvre l'électrolyse: effet de
l'électricité sur une solution chimique qui en sépare les éléments. Cette découverte conduit à
penser que les liaisons atomiques sont plutôt d'ordre électrique.
En 1812, J.J. Berzelius conçoit les atomes avec deux pôles électriques
positifs et négatifs, expliquant les liaisons par interactions électrostatiques.
En 1834, J.-B. Dumas voit la molécule organique comme
un tout avec des radicaux qui peuvent s'échanger aux cours de réactions
chimiques.
En 1892, A.G. Werner explique la vision de Dumas en
mettant en évidence les ions et leurs interactions.
Il faudra attendre la compréhension de la structure de
l'atome (après 1900) pour y voir plus
clair et comprendre qu'il existe plusieurs types de liaisons.
En 1913, c'est G.N. Lewis qui introduit la liaison covalente.
En 1924, Louis de Broglie élabore la mécanique
ondulatoire.
Puis vint Schrödinger
et son équation qui traite avec succès en 1926 l'atome d'hydrogène. |
Voir Histoire
des découvertes et inventions
Règle de l'octet
La
couche périphérique d'un atome
(couche orbitale externe) est limitée à huit électrons. |
|
|
Deux atomes partagent une paire, ou plus,
d'électrons.
Les atomes tendent à remplir leur couche périphérique.
Les électrons partagés ne
changent pas la neutralité électrique de chaque atome. Ces électrons
naviguent quelque part entre les deux atomes.
Exemple de la molécule d'eau. Chaque oxygène
partage deux électrons (bleus) avec l'hydrogène.
Cette liaison s'applique tout autant à des atomes du
même type
C'est le cas de l'hydrogène.
Sa couche ne contient qu'un électron pour deux places disponibles. Deux
atomes mettent en commun leur électron solitaire pour former une liaison
covalente H2.
Idem pour l'oxygène, mais
avec mise en commun de leurs deux électrons: O2.
Liaison la plus simple et la plus forte, très répandue,
mais pas la plus répandue. La plupart des tissus de notre corps soutenus par
liaisons covalentes.
Une molécule formée par liaisons covalentes tend à être
stable si ses couches externes sont comblées. Par contre, s'il reste de la
place, alors elle pourra chercher à s'unir avec d'autres éléments. Un composé chimique unissant des éléments simples
par liaison covalente sont formellement des molécules.
Certains atomes ont une forte puissance attractive:
oxygène, azote, chlore, fluor…
Néanmoins, le carbone
dispose d'une couche externe ayant quatre
électrons et quatre places libres. Il est un candidat idéal pour s'associer
par liaison covalente. D'où sa présence dans toute la chimie organique dite
aussi chimie des produits carbonés, base de la vie. La liaison entre deux atomes
de carbone est la plus foret connue. |
Voir Molécules
|
|
Le sel de table (chlorure de sodium) est maintenu par
une liaison ionique. L'aspirine, la coquille d'œuf, les cailloux, les
briques, les os … sont liés de cette façon également.
Cette liaison lié des atomes ou composés différents,
chargés l'un positivement et l'autre négativement (ions).
Un élément (atome) dont les couches sont presque
complètes aura tendance à vouloir les remplir. Il aura plus d'électrons que
de protons et sera chargé négativement (anion).
Un élément qui n'a que peu d'électrons sur sa couche
externe aura tendance à vouloir s'en débarrasser. Il aura moins d'électrons
que de protons et sera chargé positivement (cation).
L'élément qui a tendance à remplir sa couche externe, a
donc deux choix possibles:
Remplir en propre sa couche et former un ion,
susceptible d'une liaison ionique, ou
Partager ces électrons en plus avec un autre élément,
c'est la liaison covalente.
L'exemple classique est le chlorure de sodium (sel de
cuisine): NaCl.
Les ions d'une polarité attirent bien entendu les ions
de l'autre. La force électromagnétique
est en action. En même temps les ions de même polarité se repoussent. De la
combinaison de ces actions en résulte les agencements propres aux cristaux. |
|
|
Encore un cas d'électrons qui cherchent leur liberté.
Ils naviguent à plusieurs dans une sorte de "mer d'électrons".
Les électrons ne sont pas fixés à un atome donné mais
naviguent dans l'ensemble des atomes liés.
Les liaisons métalliques n'existent seulement que dans
les métaux: aluminium, or, cuivre …
Cette propriété n'est pas étrangère à la bonne
conduction de l'électricité par les métaux. |
Liaisons secondaires
À
côté des forces assurant la cohésion des atomes à l'intérieur d'une molécule,
il existe des forces secondaires qui
s'exercent soit entre molécules, soit à l'intérieur des molécules, entre
atomes non-directement liés. |
|
|
Pour comprendre la liaison dite "hydrogène", un exemple simple consiste à
considérer les molécules d'eau: H2O.
Son dessin fait penser à une tête de Mickey avec ses
deux grandes oreilles. Les quatre électrons partagés (billes bleues) sont en
fait plus attirées par le gros noyau d'oxygène que par celui de l'hydrogène
composé d'un seul proton.
Cette dissymétrie créée une légère charge positive du
côté des atomes d'hydrogène (les oreilles) et négative vers l'oxygène (le
menton). La molécule d'eau est ainsi polarisée comme un petit aimant.
Mises en bandes, les molécules d'eau s'attirent
"menton à oreilles", à la queue leu-leu. C'est ce qui explique la
cohésion de l'eau, et notamment la
formation des gouttes.
Cette liaison est d'une intensité vingt fois plus
faible que celle d''une liaison covalente.
Elle résulte de l'association d'un atome d'hydrogène et
d'un atome électronégatif comme l'oxygène, par exemple.
Le blanc d'œuf contient des protéines (une quarantaine)
tenues entre elles par liaisons hydrogène. La cuisson les détruit. |
Voir
Siphon et
liaisons hydrogène
|
|
Johannes Diderik van der Waals (1837-1923) Physicien
néerlandais.
C'est une interaction électrique de faible intensité
entre atomes, ou molécules, ou entre une molécule et un cristal. C'est la
plus faible des liaisons chimiques.
Les électrons, tous chargés négativement, se
repoussent. Ils sont attirés par les protons du noyau.
Lorsque des atomes ou des molécules sont mise en
présence, l'équilibre de ces forces peut être légèrement perturbé. Les électrons
peuvent glisser vers une zone où l'attirance des protons est plus forte. Une
légère polarisation se créé.
Elle est propice à la formation de stratifications
comme dans l'argile ou la mine du crayon de papier. Si les atomes sont liés
par covalence ou par polarisation ionique, les forces de van der Waals assurent une réunion des couches.
Ce type d'interaction est plus subtile
qu'il n'y paraît. Son explication complète fait intervenir la mécanique quantique.
Elles sont présentes dans nos viscères, notre cerveau,
notre graisse. |
Bilan
Nous
avons un petit aperçu de la nature des liaisons chimiques et des forces de
cohésion qui maintiennent les atomes et les molécules en place. La nature est
essentiellement vide. C'est la répulsion des électrons qui donne du volume et
nous permet de toucher des objets sans les pénétrer ou les casser. La
modélisation (équation de Schrödinger) n'a pas forcément de solutions
simples. En fait, les électrons sont plutôt des fonctions d'onde décrivant
des orbitales probables. Les équations sont rarement
intégrables. La parfaite maîtrise des liaisons chimiques laisse encore de
beaux calculs en perspectives pour les physiciens. Malgré
cela, le modèle donne des résultats si bons qu'il ne peut pas ne pas
correspondre à une vérité sous-jacente. |
Inspiré des livres cités en référence et de recherches Internet
Suite |
Les quatre forces élémentaires
Éléments chimiques – Index |
Voir |
Éléments chimiques – Index |
Petit cours de science pour ceux qui n'y comprennent rien
– Natalie Angier – Dunod
L'encyclopédie thématique Universalis –
Sciences volume 3 |
|
Cette page |
http://villemin.gerard.free.fr/aScience/Chimie/aaaExpli/Forces.htm |