2 LES LIAISONS CHIMIQUES 1 Le tableau périodique

2 LES LIAISONS CHIMIQUES
1 Le tableau périodique
1.1 La classification périodique de Mendeleïev comme illustration du modèle
atomique
Sans connaître la structure de l'atome, Mendeleïev avait proposé un système de
classement des éléments selon la périodicité de leurs propriétés physiques et
chimiques. Cette intuition géniale avait par exemple permis la prédiction de
propriétés de quelques éléments avant même qu'ils ne soient découverts et étudiés.
Il laissa des cases vides dans son tableau, cases qui se remplirent plus tard, au fur et
à mesure que les différents éléments chimiques furent découverts...
Les modèles atomiques du siècle suivant (inspirés par Bohr et d'autres chimistes)
justifient a posteriori cette géniale classification en familles et en périodes :
•Une famille regroupe des éléments qui ont des propriétés physico-
chimiques semblable... car ils possèdent le même nombre d'électrons
sur la couche externe (et donc qui ont une réactivité semblable,
puisque ce sont ces électrons qui interviennent dans les réactions chimiques)
•Une période regroupe des éléments dont les propriétés changent régulièrement (leur
nombre d'électrons sur la couche externe croît de gauche à droite d'une unité) et qui
disposent du même nombre de couches électroniques.
1.2 Exploitons le TP
Dans chaque case se trouvent les renseignements sur le nombre de protons, la masse atomique relative
moyenne, la disposition des électrons en couches (numérotées par des lettres majuscules , la première étant
identifiée comme K, la deuxième L etc), l'appartenance à une période (numérotée par un chiffre arabe, de 1 à
7), le nombre d'électrons sur la couche externe (variant entre 1 et 8), l'appartenance à une famille (numérotée
en chiffre romain, correspondant justement, dans les familles a, au nombre d'électrons présents sur la couche
externe), et pour terminer une valeur d'électronégativité qui marque la tendance de l'élément à prendre des
électrons.
Remarque :
les électrons ne se disposent pas n'importe comment autour du noyau. L'émission de lumière par les sels
chauffés montre que les électrons possèdent des niveaux d'énergie quantifiés : seules quelques valeurs sont
possibles. Elles sont une caractéristique de l'élément. Bohr a imaginé associer ces niveaux d'énergie à des
trajectoires seules possibles pour les électrons (les couches). Ceux-ci tendent naturellement à occuper les
plus basses couches, qui correspondent à des niveaux d'énergie plus petits. Image : ils « tombent ».
1.3 La représentation de Lewis
La représentation de Lewis renseigne sur la disposition des électrons de la couche périphérique.
Ces électrons sont dits « de valence » car ce sont eux qui participent aux réactions chimiques, d'où l'intérêt de
la chose). Rappelons-nous que le nombre d'électrons sur la couche externe de l'élément est limité à 8.
Par contre, on qualifiera les électrons présents sur les couches inférieures d'« électrons internes ».
Les électrons occupent des espaces appelés des loges. Ces loges se définissent comme des volumes dans
lesquels des électrons ont une grande probabilité de se trouver (ils peuvent être ailleurs, temporairement).
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Elles ne donnent aucune indication sur les trajectoires qu'ils ont (ils possèdent un mouvement, indescriptible
donc non décrit !).
Une loge ne peut contenir qu'un maximum de deux électrons. Puisque chaque loge contient au plus deux
électrons, seulement 4 loges existent simultanément sur la couche périphérique.
La représentation de Lewis consiste à disposer les électrons périphériques dans les quatre loges disponibles
sur la dernière couche, chaque loge pouvant contenir 0, 1 ou 2 électrons.
En tenant compte du fait que les électrons ont d'abord tendance à s'isoler dans les différentes orbitales
(on qualifie ces électrons de célibataires),
puis, lorsque cela n'est plus possible, à partager l'orbitale avec un autre électron
(on parle alors de doublet, de paire d'électrons libres, ou encore d'électrons appariés),
il s'agira de répartir ces électrons au mieux entre ces quatre loges.
Pratiquement, on trace un grand X; les loges sont figurées par les espaces laissés libres entre les bras du X.
Chaque électron, symbolisé par un point, est placé dans une loge ; s'ils se retrouvent à deux, une barre
symbolisera souvent cette paire d'électrons libres.
2 Vers un modèle atomique pratique
Le modèle atomique « dernier-cri » n'est pas le plus utile pour nous.
Limitons-nous à un modèle simple qui explique la plupart des phénomènes que nous rencontrons.
Un atome est
–Un espace vide d'un diamètre
de l'ordre de 10-10 m
Ceci permet d'expliquer
•les densités différentes des matières, et même l'existence
de matières tellement denses que rien ne peut s'échapper
de leur force gravitationnelle (les trous noirs)
•le fait que l'atome échappe à l'observation directe (il est
invisible)
–Contenant en son centre un
noyau d'un diamètre de l'ordre
de 10-14 m, formé d'un ou de
plusieurs protons de charge +1,
accompagnés de neutrons de
charge nulle. Ces deux types de
particules (les nucléons) ont
une masse semblable de 1 uma.
Ceci permet d'expliquer
•l'existence des isotopes
•la présence de l'essentiel de la masse de l'atome dans son
noyau
•la masse atomique relative moyenne
•l'existence de noyaux instables, donc la radioactivité et
l'énergie nucléaire
•l'immobilité des charges positives dans un solide
–Dans lequel un certain nombre
d'électrons chargés
négativement et de masse très
faible, possèdent une énergie
bien quantifiée. Ces électrons
sont plus ou moins bien attirés
par le noyau.
Ceci permet d'expliquer
•la réactivité chimique
•l'émission de lumières colorées
•la classification périodique
•la mobilité des charges négatives dans un solide
conducteur
•l'existence des ions
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Voici un petit tableau périodique en sept lignes
3 Pourquoi les atomes s'unissent-ils?
Les seuls atomes qui préfèrent rester isolés appartiennent à la famille des gaz rares.
On les appelle également pour cette raison les gaz inertes.
Cette inertie chimique est d'ailleurs la bienvenue dans des applications comme le gonflage de ballons, des
lampes à incandescence ou tubes « néons » ).
Cette inertie est un signe de stabilité ; ces gaz sont stables sinon ils réagiraient afin de le devenir.
(analogie: un équilibre instable tend à évoluer vers un équilibre stable).
Quelle peut-être l'origine de cette stabilité?
3.1 L'observation de la charge des ions
Rappel: un ion est un atome ou groupe d'atomes possédant une charge électrique positive ou
négative à la suite de la perte ou du gain d'un ou de plusieurs électrons.
Et il faut également maîtriser les définitions de l'anion et du cation, qui sont des ions respectivement négatifs
et positifs.
Voici quelques ions et leur concentration sanguine:
Noms Symboles Concentration
plasmatique M Fabrication
Sodium Na+ 140, 10-3 Gain / Perte de .....e-
Chlorure Cl- 101, 10-3 Gain / Perte de .....e-
Carbonate CO32- 25, 10-3 Gain / Perte de .....e-
Potassium K+4,8 10-3 Gain / Perte de .....e-
Calcium Ca2+ 2,5 10-3 Gain / Perte de .....e-
Phosphate PO43- 1,1 10-3 Gain / Perte de .....e-
Magnésium Mg2+ 0,9 10-3 Gain / Perte de .....e-
Aluminium Al3+ 0,0004 10-3 Gain / Perte de .....e-
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Quelle que soit l'origine de l'échantillon, sang, mer, eau de source... tous ces ions existent sous la même
formule, avec la même charge, toujours, invariablement. Il faudrait rechercher la logique qui sous-tend cette
propriété. Pour asseoir notre raisonnement, simplifions notre recherche aux seuls ions monoatomiques.
Classons-les, et recherchons leur répartition électronique.
Atome KLMN Famille G / P Ion KLMN C externe
Na
K 2
L 8
M 1
Ia - 1 e-Na+ K 2 L 8
M 0
8
K
K
L
M
N
K
L
M
N
Ca
K
L
M
N
K
L
M
N
Mg
K
L
M
K
L
M
Al
K
L
M
K
L
M
Cl
K
L
M
K
L
M
Quelles conclusions tirer de ce tableau?
1. Les atomes d'une même famille forment des ions de charge identique.
2. Les atomes qui ont peu d'électrons sur la couche externe, en perdent.
3. La charge électrique de ces ions équivaut au numéro de leur famille.
4. L'atome qui a beaucoup d'électrons sur la couche externe, en gagne.
5. Les ions se retrouvent tous avec 8 électrons sur leur couche électronique externe.
Certains atomes tendent à gagner des électrons, d'autres à en perdre.
Cette propriété est appelée « électronégativité ».
On la définit comme la tendance pour un atome à prendre des électrons
Cette tendance, relative, a été chiffrée et est notée dans le tableau périodique.
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3.2 Modèle de l'octet
Nous remarquons que les atomes, lorsqu'ils forment des ions, tendent à acquérir 8 électrons sur la couche
externe, comme les gaz rares. Cette configuration leur confère une stabilité certaine, puisque les ions
n'existent que selon cet unique modèle. On désigne par OCTET cette tendance.
Or, dans le cas du Li, de H, de Be, la stabilité passe-t-elle également par 8 e- sur la couche externe ?
Non, car il ne peut y avoir plus de 2 électrons sur la première couche d'après le modèle de Bohr.
Mais remarquons qu'avec ses 2 électrons sur sa couche K, l'hélium possède aussi sa couche électronique
externe complète. On parle de DUET pour désigner cette configuration stable avec 2 électrons sur la couche
externe K.
Tenant compte de cette situation, définissons maintenant le modèle général de l'OCTET comme
la tendance que présentent les atomes, à acquérir une configuration de la couche électronique
externe semblable au gaz rare le plus proche dans le tableau périodique.
3.3 Ions
Nous pouvons revenir à la notion d'ion. Le modèle de l'octet nous permet de deviner les ions que formeront
les atomes, puisqu'il dit que les atomes tendent à acquérir une configuration de la couche électronique
externe semblable au gaz rare le plus proche dans le tableau périodique.
Nous remarquons globalement que les métaux, caractérisés pour une faible électronégativité, auront tendance
à perdre les quelques électrons qu'ils ont sur la couche périphérique, devenant des cations, alors que les non-
métaux, avec leur forte électronégativité, auront tendance à capturer des électrons afin de compléter leur
couche électronique, devenant des anions.
Cations Anions
Éléments métalliques Éléments non métalliques
Na, Be, H, Al, Mg... et éléments des familles b F, O, Cl, N, Br...
Se forment par perte d'électrons Se forment par gain d'électrons
Pour des raisons que nous n'expliciterons pas dans le cadre de ce cours, certains atomes des familles b
(appelées familles de transition) peuvent parfois former plusieurs sortes de cations. Ainsi :
- le cuivre ...........peut former les ions........................
- le mercure ........peut former les ions........................
- le fer ................peut former les ions........................
- le chrome .........peut former les ions........................
Par contre :
- l'argent .............ne forme que l'ion...........................
- le zinc ..............ne forme que l'ion...........................
- le cadmium ......ne forme que l'ion...........................
- le nickel ...........ne forme que l'ion...........................
H est un cas particulier puisqu'il est placé dans la famille Ia alors qu'il n'a pas les mêmes propriétés
métalliques que les alcalins. Cependant, comme eux, il possède un seul électron sur sa couche
externe et devient un cation H+ (au lieu de former un duet).
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