Les liaisons chimiques

# Les liaisons chimiques ## Introduction Les atomes sont rarement isolés : ils s'associent pour former des **molécules** ou des **cristaux**. Ce qui les maintient ensemble s'appelle une **liaison chimique**. Toutes les liaisons ont la même origine : les atomes cherchent à respecter la **règle de l'octet (ou du duet)**. ## 1. La liaison covalente Une **liaison covalente** résulte de la **mise en commun de deux électrons** par deux atomes : chaque atome apporte un électron, et le **doublet d'électrons** ainsi formé est partagé. - Une liaison covalente simple = 1 doublet partagé : $\mathrm{H{-}H}$. - Liaison double = 2 doublets : $\mathrm{O{=}O}$. - Liaison triple = 3 doublets : $\mathrm{N{\equiv}N}$. **Doublets liants** : partagés entre deux atomes. **Doublets non liants** : appartiennent à un seul atome. ## 2. La représentation de Lewis La **formule de Lewis** d'une molécule montre tous les doublets (liants et non liants). Méthode : 1. Compter les électrons de valence de chaque atome. 2. Établir les liaisons pour que chaque atome respecte l'octet (le duet pour H). **Exemples :** - Eau $\mathrm{H_2O}$ : l'oxygène (6 e⁻ de valence) forme 2 liaisons avec H et garde 2 doublets non liants. - Dioxyde de carbone : $\mathrm{O{=}C{=}O}$. - Diazote : $\mathrm{N{\equiv}N}$ avec un doublet non liant sur chaque azote. ## 3. La liaison ionique Lorsque deux atomes très différents se rencontrent (un métal et un non-métal), l'un **cède** ses électrons et l'autre les **capte** : il se forme des **ions** de charges opposées qui s'attirent. C'est la **liaison ionique**. **Exemple — le chlorure de sodium :** $$\mathrm{Na} \rightarrow \mathrm{Na}^+ + e^- \qquad \mathrm{Cl} + e^- \rightarrow \mathrm{Cl}^-$$ Les ions $\mathrm{Na}^+$ et $\mathrm{Cl}^-$ forment un cristal ionique de formule $\mathrm{NaCl}$. ## 4. Valence d'un atome La **valence** est le nombre de liaisons covalentes qu'un atome peut former : | Atome | H | O | N | C | Cl | |---|---|---|---|---|---| | Valence | 1 | 2 | 3 | 4 | 1 | ## Exercices corrigés ### Exercice 1 Donner la représentation de Lewis de la molécule de dichlore $\mathrm{Cl_2}$. **Correction.** Chaque $\mathrm{Cl}$ a 7 électrons de valence. Ils mettent en commun 1 électron chacun $\Rightarrow$ 1 doublet liant. Chaque Cl garde 3 doublets non liants : $\;\mathrm{\overline{\underline{Cl}}{-}\overline{\underline{Cl}}}\;$. Chaque atome a bien 8 électrons. ### Exercice 2 Combien de liaisons covalentes forme l'atome de carbone dans le méthane $\mathrm{CH_4}$ ? **Correction.** Le carbone a 4 électrons de valence et une valence de 4 : il forme **4 liaisons** avec 4 atomes H. Tous respectent l'octet (C) et le duet (H). ### Exercice 3 Quel type de liaison existe dans $\mathrm{KCl}$ ? Justifier. **Correction.** $\mathrm{K}$ (métal alcalin) cède 1 électron $\rightarrow \mathrm{K}^+$ ; $\mathrm{Cl}$ le capte $\rightarrow \mathrm{Cl}^-$. C'est une **liaison ionique**. ## À retenir - **Liaison covalente** = doublet d'électrons **partagé** (simple, double, triple). - **Doublets liants** vs **doublets non liants** ; représentation de **Lewis**. - **Liaison ionique** = transfert d'électrons $\rightarrow$ ions de charges opposées. - La **valence** = nombre de liaisons : H(1), O(2), N(3), C(4).