Liaison chimique et modèle de Lewis : nature et propriétés, liaisons ionique, covalente, métallique et liaisons faibles

NATURE ET PROPRIÉTÉS

Pour expliquer la formation des liaisons chimiques, le modèle classique de Lewis est couramment utilisé. Il fait intervenir les électrons situés sur la couche électronique la plus éloignée du noyau : les électrons de cette couche sont appelés électrons de valence, et sont représentés par un point.

La règle de l'octet indique, l'hydrogène et l'hélium mis à part, qu'un atome a tendance à former des liaisons jusqu'à ce qu'il se trouve entouré de huit électrons sur sa couche de valence. L'atome présente alors la configuration électronique d'un gaz rare très stable, c'est-à-dire inerte chimiquement : sa réactivité chimique est au plus bas. Cette règle s'applique pour les éléments de la deuxième période, disposant donc de quatre orbitales électroniques (une orbitale $\rm 2s$ et trois orbitales $\rm 2p$), ce qui leur permet de former au maximum quatre liaisons covalentes. Néanmoins, certains atomes ne suivent pas cette règle, comme le phosphore qui peut s'entourer de dix électrons. Cela s'explique par le fait que les orbitales 3d ont une énergie très proche de celles des orbitales $\rm 3p$. Ainsi, l'atome de phosphore peut disposer de cinq orbitales de valence $\rm(3s^13p^33d^1)$.

Pour l'hydrogène et l'hélium, qui ne disposent que de deux orbitales $\rm s$, c'est la règle du duet qui s'applique, analogue à celle de l'octet, mais pour deux électrons.

LIAISONS IONIQUES

On observe ces liaisons lorsqu'un élément très électronégatif, tel qu'un halogène, est associé à un élément très électropositif, tel qu'un alcalin. C'est ce qui se passe avec le chlorure de sodium $\rm (NaCl)$, où le sodium cède son électron de valence au chlore : $\rm Na$ devient $\rm Na^+$ et $\rm Cl$ devient $\rm Cl^-$, générant une interaction de type électrostatique entre les deux ions. $\rm Na^+$ est stable car sa configuration électronique est identique à celle du néon, de même que $\rm Cl^-$ est stable car sa configuration électronique est identique à celle de l'argon, néon et argon étant des gaz rares.

LIAISONS COVALENTES

Ces liaisons sont formées par la mise en commun d'électrons entre deux atomes. Lorsque les deux atomes contribuent à la formation de la liaison en apportant chacun un électron, la liaison est appelée covalente. Lorsqu'un seul des deux atomes fournit les deux électrons impliqués dans la liaison, la liaison résultante est appelée dative ou de coordination. Le doublet électronique fourni par l'un recouvre alors la lacune électronique de l'autre. Une liaison dative est aussi une liaison de covalence : le procédé de formation diffère du précédent, mais la structure de la liaison est identique à celle issue de la mise en commun de deux électrons fournis par deux atomes différents.

LIAISON MÉTALLIQUE

Cette liaison concerne les métaux et métaux de transition : ils sont électropositifs et leurs électronégativités sont trop proches pour générer une liaison ionique. De plus, leurs électrons de valence sont trop peu nombreux pour leur permettre d'acquérir la structure électronique d'un gaz rare via la formation de liaisons de covalence. Alors, les électrons de valence de l'ensemble des atomes qui constituent le bloc métallique sont mis en commun, sous forme d'une délocalisation générale, assurant une structure cohérente et solide à tout le réseau.

LIAISONS FAIBLES

Les liaisons de Wan de Waals sont générées par des interactions dipolaires entre molécules. Leur portée est très faible et sont facilement détruites par l'apport d'énergie thermique.

La liaison hydrogène, ou pont hydrogène, est de nature électrostatique. Elle s'établit en présence d'une molécule de type $\rm X-H$, où $\rm X$ est un élément très électronégatif, et en présence d'un atome électronégatif disposant d'un doublet non liant, tels que le fluor, l'oxygène et l'azote.