NOMBRES - Curiosités, théorie et usages Accueil DicoNombre Rubriques Nouveautés Édition du: 15/03/2016 Orientation générale  DicoMot Math Atlas Références M'écrire Barre de recherche DicoCulture Index alphabétique
	Chimie
Débutants Général	Générale			Glossaire Général
INDEX Éléments chimiques Sciences	Liaisons	Solutions	Réactions
		Sommaire de cette page >>> Historique – Découvertes >>> Liaison covalente >>> Liaison ionique >>> Liaison métallique >>> Liaison hydrogène >>> Liaison de van der Waals

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.

Découvertes

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.

Liaison covalente

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… Certains ont une faible puissance: métaux, carbone, hydrogène… 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

Liaison ionique

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. Le chlore possède sept électrons en couche externe (2-8-7). Il reste une place disponible. Le chlore va le prendre au sodium qui se laisse faire, n'ayant qu'un seul électron en couche externe (2-8-1). Le sel est donc un composé ionique: Na^+ Cl^-. 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.

Liaison métallique
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.

Liaison hydrogène ou pont hydrogène

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

Force (ou interaction) de van der Waals

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	Atomes Carbone Eau Éléments chimiques – Index Oxygène Potentiel Hydrogène (pH)
Livres	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