CHAPITRE IV : LES LIAISONS CHIMIQUES IV.1 : INTRODUCTION

Chapitre IV : Les liaisons chimiques.
Structure de la matière (Par Dr HENNI MANSOUR Z)
57
CHAPITRE IV : LES LIAISONS CHIMIQUES
IV.1 : INTRODUCTION.
Lorsque les atomes entrent en interaction, il s’établit entre eux des liaisons
chimiques avec formation de systèmes stables qui sont : les molécules, les ions
moléculaires, les cristaux.
A⟶⟵  ⟶ AB + Energie
Interaction donne système
Considérations.
- Plus la liaison chimique est forte, plus l’énergie nécessaire pour la rompre est
grande.
- Chaque fois qu’une liaison chimique s’établit, il y a libération d’énergie autant
plus grande que le système formé est plus stable.
- Un système fermé est stable quand son énergie est minimale.
- Quand deux atomes s’unissent, le système formé (molécule) a une énergie plus
basse que celle des deux atomes isolés.
- Les électrons des atomes participant aux liaisons sont les électrons des
couches externes ou électrons de valence.
- Les gaz rares () sont les éléments les plus stables, leur structure
correspond à un minimum d’énergie.
IV.2 : SCHEMA DE LEWIS DES ATOMES.
Le schéma de LEWIS s’intéresse au numéro sur la dernière couche dite externe
ou de valence de l’atome.
- S’il reste 1 électron sur la couche externe, on met 1 pt autour du symbole de
l’élément.
- S’il reste 2 électrons sur la couche externe, on met 2 pts autour du symbole de
l’élément
- S’il reste3 électrons sur la couche externe, on met 3 pts autour du symbole de
l’élément.
- S’il reste 4 électrons sur la couche externe, on met 4 pts autour du symbole de
l’élément.
- S’il reste 5 électrons sur la couche externe, on met 3 pts autour du symbole de
l’élément et une barre qui représente 1 paire d’ électrons.
- S’il reste 6 électrons sur la couche externe, on met 2 pts autour du symbole de

Chapitre IV : Les liaisons chimiques.
Structure de la matière (Par Dr HENNI MANSOUR Z)
58
l’élément et 2 barres qui représente 2 paires d’ électrons.
- S’il reste 7 électrons sur la couche externe, on met 1 pt autour du symbole de
l’élément et 3 barres qui représente 3 paires d’ électrons .
- S’il reste 8 électrons sur la couche externe, on met 0 pt autour du symbole de
l’élément et 4 barres qui représente 4 paires d’ électrons.
Exemples :
Structure de LEWIS des atomes suivants :
 Hydrogène : 1 S → H•
•
 Oxygène : 2 S2, 2P4
2, 2
,2,2
•
•
 Carbone : 2S, 2P3
2, 2 2,2
•
• C •
•
 Fluor : 2S2, 2P5
2, 2
,2 2
F •
IV.3 : DIFFERENTS TYPES DE LIAISONS CHIMIQUES :
Règle de l’octet :
Pour former des ensembles stables, les atomes tendent à échanger des
électrons de façon à acquérir la configuration électronique des gaz rares. On
distingue :
Les liaisons covalentes et les liaisons non covalentes.

Chapitre IV : Les liaisons chimiques.
Structure de la matière (Par Dr HENNI MANSOUR Z)
59
IV.3.1 : Liaison covalente
Une liaison covalente est une liaison chimique dans laquelle chacun des atomes
liés met en commun un électron d’une de ses couches externes afin de former un
doublet d’électrons liant les deux atomes. C’est une des forces qui produit
l’attraction mutuelle entre atomes.
La liaison covalente implique généralement le partage équitable d’une seule paire
d’électrons appelé doublet liant chacun des atomes fournissant un électron. La paire
d’électron est délocalisée entre les deux atomes.
Le partage de deux ou trois paires d’électrons s’appelle « liaison double » ou
liaison triple.
On distingue 3 types de liaisons covalentes.
a- Liaison covalente non polaire ( parfaite).
 Molécules formées par des atomes de même espèce.
 Différence d’électronégativité ∆En≤0.4
 Répartition symétrique du nuage électronique assurant la liaison covalente.
 Attraction égale des électrons vers les noyaux des 2 atomes.
Exemple : le chlore Cl2
2S2, 3P5
Cl : Cl •
Cl2 : Cl • • Cl Cl Cl
b- Liaison covalente polaire. 0.4 < ∆En < 1.7
 Résulte de la mise en commun de 2 électrons célibataires (covalents) entre
2 atomes d’électronégativité différente (polarisée)

Chapitre IV : Les liaisons chimiques.
Structure de la matière (Par Dr HENNI MANSOUR Z)
60
 Répartition non symétrique du nuage électronique
Exemple : HCl.
Hydrogène : H• = 2.1
Chlore : Cl • = 3.00
HCl → H• •Cl → H Cl
c- Liaison covalente de coordination ( ou dative).
Résulte de la mise en commun d’une paire d’électrons (covalents) entre 2
atomes d’électronégativités différentes. L’atome le moins électronégatif
donne une paire d’électrons. De telles liaisons se rencontrent dans les
molécules possédants un donneur (charge +) et un récepteur (charge -) de
doublet de valence.
Exemple : 
 H
 − ̈−  + [H]+ → H – ̈ – H
H H
IV.3.2 : Liaison ionique.
Résulte de l’attraction électrostatique entre ions de signes contraire (cations
et ions). En général, la liaison ionique s’établit entre les atomes métalliques
donneurs d’électrons des familles ,   et les atomes non métalliques
accepteurs d’électron des familles   .
Exemples : Na Cl
Na • + • Cl →  Cl
 = 0,9  =3,0
Les 2 électrons partagés
par la liaison, proviennent
du même atome.
Un atome donne 2 électrons
à un atome ne comportant
aucun électron dans sa case
quantique.

Chapitre IV : Les liaisons chimiques.
Structure de la matière (Par Dr HENNI MANSOUR Z)
61
Le Cl plus électronégatif que le Na, attire l’électron de valence de Na, afin
de réaliser l’octet périphérique.
L’atome Na perd un électron et devient ainsi l’ion  afin de réaliser également
l’octet périphérique. L’atome Cl gagne un électron et devient ainsi l’ion  –
Les ions  et  – ainsi formés étant de signes contraires s’attirent
mutuellement par attraction électrostatique et forment une liaison ionique.
IV.4 : MOMENT DIPOLAIRE D’UNE MOLECULE – CARACTERE IONIQUE
PARTIEL D’UNE LIAISON.
IV.4.1 : Moment dipolaire d’une molécule.
Le moment dipolaire d’un système globalement neutre provient de l’existence
de deux charges +q et –q localisées en deux points distincts de l’espace. C’est une
grandeur vectorielle dont la norme est égale au produit de la charge q par la
distance d qui sépare ces deux points.
=. Avec :  est dirigé du pole - vers le pole +
Le moment dipolaire est une grandeur qui se mesure expérimentalement.
L’existence d’un moment dipolaire dans une molécule a son origine dans la
différence d’électronégativité entre atomes. La densité électronique est plus élevée au
voisinage de l’atome le plus électronégatif. Ceci entraine une dissymétrie dans la
répartition des électrons de liaison. On dit que la molécule est polaire car le
barycentre des charges positives n’est plus confondu avec le barycentre des charges
négatives. La molécule est donc assimilable à un dipôle.