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CHAPITRE 6
LIAISONS CHIMIQUES : CONCEPTS GÉNÉRAUX
QUESTIONS
11. P2O5 est le seul composé qui ne contient que des liaisons covalentes. Composés comportant
des liaisons ioniques : (NH4)2SO4, Ca3(PO4)2, K2O et KCl. Composés comportant à la fois
des liaisons ioniques et covalentes : (NH4)2SO4, Ca3(PO4)2.
12. i. Pour qu’une espèce conduise le courant électrique, il faut que les charges soient libres
de se déplacer. Dans les solides ioniques, les ions ont des positions fixes et ne peuvent
conduire le courant. Toutefois, à l’état fondu, ou en solutions, les ions sont libres de se
déplacer et ils peuvent conduire le courant électrique.
ii. Lors de la fusion ou de la vaporisation, les attractions entre les différentes particules
sont amoindries ou détruites. Pour un composé ionique, ces forces d’attraction sont
grandes, il faut beaucoup d’énergie pour les détruire, et les points d’ébullition et de
fusion sont relativement élevés.
iii. Dans un solide ionique, les ions ont des positions fixes qui correspondent à une
alternance d’ions positifs et d’ions négatifs de sorte que les forces d’attraction soient les
plus grandes.
Forte attraction forte répulsion
Si on essaie d’étirer ou de plier le solide, le déplacement des ions les uns par rapport
aux autres peut faire que les ions négatifs se retrouvent voisins d’autres ions négatifs et
que les ions positifs se retrouvent voisins d’autres ions positifs. Dans ce cas, les forces
de répulsions seront grandes, et le solide se brisera. Il se brisera toutes les fois que les
forces de répulsion deviendront plus grandes que les forces d’attraction.
iv. La molécule d’eau est polaire. Les ions positifs sont attirés par les zones négatives des
molécules d’eau, et les ions négatifs sont attirés par les zones positives des molécules
d’eau. Ces forces d’attraction favorisent la dissolution.
13. Dans le tableau périodique, l’électronégativité augmente de gauche à droite à mesure qu’on
progresse dans une période et diminue de haut en bas à mesure qu’on progresse dans un
groupe. L’hydrogène possède une valeur d’électronégativité qui se situe entre celles de B et
de C dans la deuxième période, et qui est identique à celle de P dans la troisième période.
Plus vers le bas du tableau périodique, l’hydrogène possède une valeur d’électronégativité
entre celles de As et de Se (période 4) et identique à celle de Te (période 5). Il est
important de savoir où se situe l’hydrogène par rapport à la variation de l’électronégativité,
notamment pour les deuxième et troisième périodes. Si on sait où se situe H dans cette
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tendance, on peut alors prédire la direction des dipôles de liaison lorsque des non-métaux
sont liés à l’hydrogène.
14. Structure linéaire (angle de liaison de 180º)
SC O OC O
Polaire, les dipôles de liaison ne Non-polaire, les dipôles de
s’annulent pas liaisons’annulent
Structure plane triangulaire (angles de liaison de 120º)
+ 2 autres structures
de résonance
S
O
C
O
O O
H H
Polaire, les dipôles de liaison ne Non-polaire, les dipôles de s’annulent
pas liaison s’annulent
Structure tétraédrique (angles de liaison de 109,5º)
C
F
F H
F
C
FF
F
F
Polaire, les dipôles de liaison ne Non-polaire, les dipôles de
s’annulent pas liaison s’annulent
15. Pour les ions, on se concentre sur le nombre de protons et le nombre d’électrons présents.
Les espèces dont le noyau retient les électrons le plus fortement sont celles qui ont la plus
petite taille. Par exemple, les anions sont plus gros que l’atome neutre. L’anion a plus
d’électrons qui sont attirés par le même nombre de protons dans le noyau. Ces électrons ne
seront pas retenus aussi fortement, ce qui entraîne une taille plus grande pour l’anion en
comparaison de celle de l’atome neutre. Pour les ions isoélectroniques, le même nombre
d’électrons est retenu par des nombres différents de protons dans les divers ions. L’ion qui
a le plus de protons retient les électrons plus fortement et il a la plus petite taille.
16. Il faut prendre en considération deux autres facteurs qui sont l’énergie d’ionisation
nécessaire pour produire des ions de charge plus positive et l’affinité électronique pour
produire des ions de charge plus négative. L’énergie de réseau favorable fait plus que
compenser l’énergie d’ionisation non favorable du métal et pour l’affinité électronique non
favorable du non-métal, tant que des électrons sont ajoutés ou arrachés à la couche de
valence. Une fois que la couche de valence est remplie, l’énergie d’ionisation requise pour
enlever un autre électron est extrêmement non favorable ; la même chose est vraie pour
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l’affinité électronique quand un électron est ajouté à un niveau n plus élevé. Ces deux
quantités sont tellement défavorables une fois que la couche de valence est remplie qu’elles
éclipsent l’énergie de réseau favorable et les composés de charges ioniques plus élevées ne
se forment pas.
17. Les combustibles fossiles contiennent beaucoup d’atomes de carbone et d’hydrogène. Leur
combustion (réaction avec O2) produit du CO2 et de l’eau. Ces deux composés possèdent
des liaisons très fortes. Étant donné que des liaisons fortes sont formées, les réactions de
combustion sont très exothermiques.
18. Les énoncés a) et c) sont vrais. Pour l’énoncé a), XeF2 a 22 électrons de valence et il est
impossible de respecter la règle de l’octet pour tous les atomes ayant ce nombre
d’électrons. Le meilleur diagramme de Lewis est :
FXe F
Pour l’énoncé
c), NO+ a 10 électrons de valence, alors que NO− en a 12. Les diagrammes de
Lewis sont :
NO+NO
Étant donné qu’une liaison triple est plus forte qu’une liaison double, NO+ a une liaison
plus forte.
Pour l’énoncé
b), SF4 a 5 paires d’électrons de valence autour du soufre dans le meilleur
diagramme de Lewis ; c’est une exception à la règle de l’octet. Étant donné que OF4 a le
même nombre d’électrons de valence que SF4, OF4 devrait aussi être une exception à la
règle de l’octet. Cependant, les éléments de la deuxième période comme O n’ont jamais
plus de 8 électrons qui les entourent, de sorte que OF4 n’existe pas. Pour l’énoncé d, on
peut dessiner deux structures de résonance pour l’ozone.
O
OOO
O
O
Quand on peut représenter des structures de résonance, les longueurs et les forces de liaison
réelles sont toutes égales entre elles. Même si chaque diagramme de Lewis implique que les
deux liaisons O−O sont différentes, ce n’est pas le cas en réalité. En réalité, les deux
liaisons O−O sont équivalentes. Quand on peut dessiner des diagrammes de Lewis, on doit
considérer la liaison comme une moyenne de toutes les structures de résonance.
19. CO2, 4 + 2(6) = 16 électrons de valence
OCOOCO OCO
000-1 +1
00
+1 -1
Les charges formelles sont indiquées au-dessus des atomes dans les trois diagrammes de
Lewis. Le meilleur diagramme de Lewis relatif à CO2 du point de vue de la charge formelle
est le premier dont les deux oxygènes sont liés au carbone par une liaison double. Ce
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diagramme a une charge formelle de 0 sur tous les atomes (ce qui est préféré). Les deux
autres structures de résonance ont des charges formelles non nulles sur les atomes
d’oxygène ce qui les rend moins valables. Pour CO2, on ignore habituellement les deux
dernières structures de résonance et on considère la première structure comme le vrai
diagramme de Lewis relatif à CO2.
20. Seul l’énoncé c est vrai. Les dipôles de liaison dans CF4 et KrF4 sont disposés de façon telle
qu’ils s’annulent tous mutuellement, ce qui rend les molécules non polaires (CF4 a une
structure moléculaire tétraédrique alors que KrF4 a une structure moléculaire plane carrée).
Dans SeF4, les dipôles de liaison dans la structure à bascule de la molécule ne s’annulent
pas mutuellement, de sorte que SeF4 est polaire. Pour l’énoncé a, toutes les molécules ont
une géométrie soit triangulaire plane, soit bipyramidale à base triangulaire ; ces deux
structures ont des angles de liaison de 120°. Cependant, XeCl2 est entouré de trois doublets
libres et de deux atomes de fluor liés à l’atome central. XeCl2 a une structure moléculaire
linéaire avec un angle de liaison de 180°. Avec trois doublets libres, il n’y a plus d’angle de
liaison de 120° dans XeCl2. Pour l’énoncé b, SO2 a une structure moléculaire en forme de V
avec un angle de liaison d’environ 120°. CS2 est linéaire avec un angle de liaison de 180° et
SCl2 a une structure en forme de V mais avec un angle de liaison ≈109,5°. Les trois
composés n’ont pas le même angle de liaison. Pour l’énoncé d, les atomes centraux
adoptent une géométrie qui leur permet de diminuer au minimum les répulsions
électroniques, et non de les augmenter.
EXERCICES
Liaisons chimiques et électronégativité
21. En général, l’électronégativité :
1) augmente à mesure qu’on progresse de gauche à droite dans une période et
2) diminue à mesure qu’on progresse de haut en bas dans un groupe
À l’aide de ces tendances, les ordres croissants prévus sont :
a) C < N < O ; b) Se < S < Cl ;
c) Sn < Ge < Si ; d) Tl < Ge < S.
22. a) Rb < K < Na b) Ga < B < O c) Br < Cl < F d) S < O < F
23. Plus la différence d’électronégativité est grande, plus la liaison est polaire. À partir de leur
position dans le tableau périodique, on peut prédire :
a) Ge—F ; b) P—Cl ;
c) S—F ; d) Ti—Cl.
24. a) Sn⎯H b) Tl⎯Br
c) Si⎯O d) O⎯F
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25. Utilisez la variation de l’électronégativité pour prédire quelle sera l’extrémité partiellement
négative et l’extrémité partiellement positive du dipôle de la liaison (le cas échéant). Pour
ce faire, vous devez vous rappeler que H a une électronégativité entre B et C, et qu’elle est
identique à celle de P. Les réponses b), d) et e) sont incorrectes. Pour d) (Br2), la liaison
entre deux atomes Br sera une liaison covalente pure où il y a un partage égal des électrons
de liaison et aucun moment dipolaire. Pour b) et e), les polarités des liaisons sont inversées.
Dans Cl⎯I, l’atome Cl plus électronégatif sera l’extrémité partiellement négative du dipôle
de la liaison, et I formera l’extrémité partiellement positive. Dans O⎯P, l’oxygène plus
électronégatif sera l’extrémité partiellement négative du dipôle de la liaison et P formera
l’extrémité partiellement positive.
26. Voir l’exercice 6.25 pour un traitement des dipôles de liaison. On utilise des flèches pour
indiquer les dipôles de liaison. La flèche pointe toujours vers l’extrémité partiellement
négative du dipôle qui est toujours l’atome le plus électronégatif. Les ailerons de la flèche
indiquent l’extrémité partiellement positive du dipôle.
a) b) P−H est une liaison covalente pure (non polaire)
étant donné que P et H ont des électronégativités
identiques.
CO
c) d)
e) La différence d’électronégativité réelle entre Se et S est si faible que cette liaison est
probablement meiux décrite comme une liaison covalente pure
qui ne possède pas de moment dipolaire.
27. Les valeurs d’électronégativité augmentent de gauche à droite à mesure qu’on progresse
dans une période. L’ordre croissant des électronégativités pour les atomes est H = P < C <
N < O < F. La liaison la plus polaire est F⎯H étant donné que la différence
d’électronégativité est la plus grande. et la liaison la moins polaire est P⎯H étant donné
que la différence d’électronégativité est la plus petite (Δ = 0). L’ordre décroissant de
polarité est F⎯H > O⎯H > N⎯H > C⎯H > P⎯H.
28. Le caractère ionique est proportionnel à la différence d’électronégativité entre les deux
éléments liés. Selon la tendance générale de l’électronégativité, on a donc le classement
suivant : Br⎯Br < N⎯O < C⎯F < Ca⎯O < K⎯F
Remarque : les liaisons Br⎯Br, N⎯O et C⎯F sont en fait covalentes, puisque ces
éléments sont des non-métaux. Seules les liaisons Ca⎯O et K⎯F sont véritablement
ioniques, car elles impliquent un métal et un non-métal.
Ions et composés ioniques
29. Rb+ : [Ar]4s23d104p6 ; Ba2+ : [Kr]5s2 4d105p6 ; Se2– : [Ar]4s23d104p6
I
+ : [Kr]5s2 4d105p6
HCl Br Te
Se S
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