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Liaisons Chimiques
On va étudier 3 types :
1. Liaisons Ioniques (gagne ou perde e-)
2. Liaisons Covalent (partager des e-)
3. Liaisons métalliques
Gilbert Newton Lewis (1875-1946)
- a proposé la théorie des liaisons chimiques
Termes :
Électrons de valence : * e- dans niveau périphérique (maximum 8 e-)
* e- qui participent quand deux atomes forment une
liaison
Octet stable : Un atome avec 8 e- de valence a un octet stable
i.e. les éléments de groupe VIII (sauf Hélium)
Ex. Néon: Ne 8 e- de valence
Notez: 3 façons d’arriver à un octet stable: gagner, perdre, partager les e-
Des Ions: Cation  charge positive (ex. Ca2+)
Anion  charge négative (ex. Cl-)
Isoélectronique : même numéro d’électrons (i.e. K+ et Cl-)
Représentation de Lewis
Ex.
Néon Chlore Calcium
Ne Cl Ca
Exercice :
Dessiner des représentations de Lewis pour :
a) Sélénium
b) Rubidium
c) Phosphore

1. Liaisons Ioniques
Un métal de groupe I, II ou III se combine avec un non-métal de groupe V, VI ou VII.
Le non-métal transfert un/des électrons au métal.
Le liaison ionique est un attraction électrostatique entre des ions (attraction entre
des ions de charge contraire). Ceci est le résultat d’un transfert d’électrons d’un
atome à un autre.
Propriétés des liaisons ioniques:
 Il y a transfert d’électrons
 Structure de cristaux
 Températures élevées de fusion et d’ébullition
 Bon conducteur d’électricité à l’état liquide
Group I Sodium (Na)  perde 1 e-  charge = +1
Group II Calcium (Ca)  perde 2 e-  charge = +2
Group III Aluminium (Al)  perde 1 e-  charge = +1
Group IV (ne forme pas des ions)
Group V Azote (N)  gagne 3 e-  charge = -3
Group VI Oxygène(O)  gagne 2 e-  charge = -2
Group VII Fluor (F)  gagne 1 e-  charge = -1
Group VIII (ne forme pas des ions)
I
II
III
V
VI
VII
+1
+2
+3
-3
-2
-1
Dans une liaison ionique un métal de groupe I, II, III se combine avec un non-métal
de groupe V, VI, VII. Il y a une transfert d’électrons.
Exemples de liaisons ioniques : a) Chlorure de sodium
b) Bromure de calcium
c) Oxyde d’aluminium
Diagramme de Lewis
a) Na Cl
b) Ca Br
Br
c) Al O
Al O
O
Équation Ionique
Na+ + Cl-  NaCl
Ca2+ + 2Br-  CaBr2
2Al3+ + 3O2-  Al2O3
Formule
NaCl
CaBr2
Al2O3
Exercice :
Écrivez le diagramme de Lewis, l’équation ionique et la formule pour les composés
suivants :
a) oxyde de calcium c) bromure de strontium,
b) nitrure d’aluminium d) nitrure de calcium

Nomenclature des Composés Ioniques
i.e. Chlorure de sodium  NaCl (Na++Cl-)
L’ion positif, ou le cation, garde son nom (Na+ = sodium)
L’ion négatif, ou l’ anion, termine avec “ure” ou “yde” (Cl- = chlorure; O2- =oxyde)
Notez : NaCl est un exemple d’un composé binaire parce qu’il y a 2 éléments
(métal + non-métal)
Exercice
Nommer les composés suivants:
1. CaBr2
2. KF
3. Na2O
4. AlN
5. Rb2S
______________________________
______________________________
______________________________
______________________________
______________________________
Donner la formule de chaque composé:
1. séléniure de baryum
2. iodure d’aluminium
3. phosphure de strontium
4. bromure de césium
5. oxyde de béryllium
______________________________
______________________________
______________________________
______________________________
______________________________
Les ions polyatomiques
Ion monoatomique : Un élément seul avec une charge (i.e. Chlorure  Cl-)
Ion polyatomique: Un ion fait de plus qu’un élément (i.e. Hydroxyde  OH-)
Exemples
Hydroxyde de sodium  NaOH (Na++ OH-)
Nitrate de calcium  Ca(NO3)2 (Ca2++2NO3-)
Exercice:
Nommez:
1. LiOH  _____________________
Donnez la formule :
2. nitrate de strontium  _____________________

2. Liaisons Covalents
Les électrons sont partagés entre 2 atomes.
2 non-métaux ou un métal de transition avec un non-métal
Deux sortes de liaisons covalentes :
1. Polaires – un bout+ et un bout- (pas des charge complète)
2. Non-polaires –des composés diatomique (i.e. H2,N2,O2,F2,Cl2,Br2,I2)
–souvent 2 non-métaux (CO2 , CBr4)
Exemples: (en utilisant des représentations de Lewis)
a) PCl3
(trichlorure de phosphore)
Cl
|
P – Cl
|
Cl
b) CO2
(Dioxyde de carbone)
O = C = O
c) N2
(Azote)
N = N
Exercise: Dessiner les représentations de Lewis pour les suivants
CH3Cl
HCN
N2H2
NF3
P2H4
C2H4
H2S2
C2H6O
CO
***Faites les 9 questions sur la feuille « Les Liaisons Chimiques »
Notez : #9 a-l déjà fait (en haut)