Les liaisons chimiques

Énergie d'interaction entre atomes

À température et pression nulles, tous les éléments du tableau périodique, à l’exception de l’Hélium, se trouvent à l’état cristallisé. On peut conclure qu’il existe des forces d’attraction entre atomes de même nature qui sont suffisantes pour assurer la cohésion de l’édifice cristallin. Il s’agit essentiellement de forces électrostatiques entre électrons et entre électrons et noyaux. On peut également observer que les cristaux sont des corps relativement difficiles à comprimer, ce qui traduit la présence de forces de répulsion qui ne deviennent importantes qu’à courte distance.

L’énergie d’interaction des atomes dans le cristal résulte de ces deux effets et est schématisée ci-dessous.

image/svg+xml énergie distance répulsion attraction
Variation de l'énergie de cohésion d'un cristal en fonction de la distance inter-atomiqueInformations[1]

À la distance d’équilibre des atomes dans le cristal \((d_0)\), l’énergie d’interaction présente une valeur minimale appelée énergie de cohésion \((U_0)\). Cette énergie correspond à l’énergie nécessaire pour transformer le cristal en un ensemble d’atomes libres. Cette énergie de cohésion varie très fortement d’un élément à l’autre, elle est très fortement liée à la structure électronique (voir tableau suivant) et au type de liaisons qui s’établissent entre les atomes.

image/svg+xml 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅧB ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ⅧA 1 2 3 4 5 6 7 1 1766 2 1868 3 1817 158 4 1797 320 5 1808 556 6 XXXX 711 7 1772 474 8 1771 251 9 1886 81 10 1898 1,92 11 1807 107 12 1808 145 13 1827 327 14 1824 446 15 XXXX 331 16 XXXX 275 17 1774 135 18 1894 7,74 19 1807 90,1 20 1808 178 21 1879 37,6 22 1791 468 23 1801 512 24 1797 395 25 1774 282 26 XXXX 413 27 1737 424 28 1751 428 29 XXXX 336 30 XXXX 130 31 1875 271 32 1886 372 33 XXXX 285 34 1818 217 35 1825 118 36 1898 11,2 37 1861 82,2 38 1808 166 39 1794 422 40 1789 603 41 1801 730 42 1781 658 43 1937 661 44 1844 650 45 1803 554 46 1803 376 47 XXXX 284 48 1817 112 49 1863 243 50 XXXX 303 51 XXXX 265 52 215 53 1811 107 54 1898 15,9 55 1860 77,6 56 1808 183 57‒71 57 1839 431 58 1803 417 59 1885 357 60 1885 328 61 1945 62 1879 206 63 1901 179 64 1886 400 65 1843 391 66 1866 294 67 1879 302 68 1843 317 69 1879 233 70 1878 154 71 1907 428 72 1923 621 73 1802 782 74 1783 859 75 1925 775 76 1804 788 77 1804 670 78 XXXX 564 79 XXXX 368 80 XXXX 65 81 1861 182 82 XXXX 196 83 XXXX 210 84 1898 144 85 1940 86 1900 19,5 87 1939 88 1898 160 89‒103 89 1899 410 90 1828 598 91 1917 92 1789 536 93 1940 94 1940 347 95 1944 264 96 1949 372 97 1949 98 1950 99 1952 100 1953 101 1955 102 1958 103 1961 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 Tableau périodique des éléments Groupe Période nom de l'élément (gaz, liquide ou solide à 0°C et 101,3 kPa) numéro atomique année de découverte (XXXX si avant 1700) énergie de cohésion (en kJ/mol) métauxalcalins alcalino-terreux lanthanides actinides métaux detransition métauxpauvres métalloïdes non-métaux halogènes gaz nobles primordial désintégrationd'autreséléments synthétique hydrogène hélium lithium béryllium bore carbone azote oxygène fluor néon sodium magnésium aluminium silicium phosphore soufre chlore argon potassium calcium scandium titane vanadium chrome manganèse fer cobalt nickel cuivre zinc gallium germanium arsenic sélénium brome krypton rubidium strontium yttrium zirconium niobium molybdène technétium ruthénium rhodium palladium argent cadmium indium étain antimoine tellure iode xénon césium baryum lanthanides lanthane cérium praséodyme néodyme prométhium samarium europium gadolinium terbium dysprosium holmium erbium thulium ytterbium lutécium hafnium tantale tungstène rhénium osmium iridium platine or mercure thallium plomb bismuth polonium astate radon francium radium actinides actinium thorium protactinium uranium neptunium plutonium américium curium berkélium californium einsteinium fermium mendélévium nobélium lawrencium rutherfordium dubnium seaborgium bohrium hassium meitnérium darmstadtium roentgenium copernicium ununtrium flérovium ununpentium livermorium ununseptium ununoctium
Année de découverte, numéro atomique et énergie de cohésion des élémentsInformations[2]

Liaison de Van der Waals

Il s’agit d’une liaison faible qui est la principale interaction attractive dans les cristaux de gaz rares et de nombreuses molécules organiques. Cette interaction est due aux moments dipolaires permanents ou induits par chaque atome sur ses voisins.

Liaison covalente

Ce type de liaison est caractéristique des métalloïdes. Ce type de liaison s’applique aux éléments (éléments des colonnes \(IIB\) à \(VIB\)) dont la couche électronique externe est incomplète, pour lesquels il existe un manque allant de un à cinq électrons. Cette affinité se caractérise par une mise en commun, par les atomes, de leurs électrons situés sur les couches de valence (il y a formation d’une orbitale moléculaire).

Il s’agit d’une liaison forte et dirigée qui peut être homopolaire (Carbone diamant, semiconducteur \(\ce{Si}\), \(\ce{Ge}\)) ou hétéropolaire (\(\ce{AlN}\), semiconducteur \(\ce{GaAs}\)).

Liaison ionique

Dans une molécule à deux atomes différents, il y a possibilité de polarisation électrique de la liaison dans le cas où un des deux atomes attire plus que l’autre les électrons mis en jeu. On classe ainsi les éléments en fonction de leur électronégativité (pouvoir d’attirer les électrons de valence). Si un des deux atomes est très électronégatif et donc que la liaison (de type covalent) est très polarisée, on tend vers une liaison de type ionique. Ce type de liaison s’établit généralement entre un atome ayant beaucoup d’électrons de valence et un atome ayant peu d’électrons de valence.

Liaison mixte iono-covalente

Il est relativement rare de rencontrer des liaisons purement covalentes ou purement ioniques. Selon l’électronégativité des atomes, le caractère ionique ou covalent est plus ou moins marqué.

Liaison métallique

Il s’agit d’une liaison forte non directionnelle. Elle concerne les éléments ayant peu d’électrons (un, deux ou trois) sur leur couche externe. Les électrons de valence des atomes sont mis en commun et forment en commun un nuage électronique entourant les atomes ionisés. Ils sont appelés électrons de conduction et confèrent aux métaux leur forte conductivité électrique par exemple.

Les métaux sont caractérisés également par une forte conductivité thermique, une grande compacité et une haute symétrie.