Fiche de révision : Liaisons chimiques et cohésion

📋 Plan du Cours

1. Stabilité et formation des liaisons
2. Mécanismes et familles de liaisons
3. Liaisons covalentes, symboles de Lewis et règle de l’octet
4. Valence et évolution de la couche externe
5. Liaisons covalentes de coordination
6. Charges formelles et diagrammes de Lewis du SO₂
7. Théorie VSEPR et hybridations des blocs P et D
8. Géométrie VSEPR et hybridation des molécules AXₙEₘ
9. Modèle des orbitales moléculaires
10. Diagrammes d’énergie moléculaire
11. La liaison sigma
12. Orbitales moléculaires s et π
13. Diagrammes moléculaires et indice de liaison
14. Dipôle et polarisation moléculaire
15. Énergie et calcul des liaisons
16. Liaison métallique et théorie des bandes
17. Liaison ionique et énergie de liaison
18. Liaisons hydrogène et forces de Van der Waals

📖 1. Stabilité et formation des liaisons

★ À maîtriser

• La formation d’une liaison permet généralement aux atomes d’accéder à une configuration électronique plus stable, souvent similaire à celle d’un gaz rare.

📌 Les systèmes matériels évoluent spontanément dans le sens de la diminution de leur enthalpie libre, ou potentiel thermodynamique ΔG, et cette diminution augmente leur stabilité.

📐 Formule - Lors de l’association de A et B en AB, une énergie ΔE est libérée et la variation d’enthalpie vaut $\Delta H = -\Delta E$.

Compléments

📐 Formule - La dissociation de AB en A et B nécessite un apport d’énergie et s’accompagne de $\Delta H = +\Delta E$.

💡 Astuce mémo

Comme un objet qui descend une pente, le système évolue vers une énergie plus basse.

📖 2. Mécanismes et familles de liaisons

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison métallique : Attraction entre les noyaux et des électrons de valence partagés librement par les atomes.

📝 Points essentiels

• Les mécanismes principaux de formation des liaisons chimiques sont : le partage d’électrons, le transfert d’électrons, l’attraction entre noyaux et électrons délocalisés

📌 Dans une liaison covalente, les atomes partagent des électrons ; dans une liaison ionique, un atome transfère un ou plusieurs électrons à un autre, formant des ions de charges opposées qui s’attirent.

• Les liaisons chimiques se répartissent en liaisons fortes — covalentes, métalliques et ioniques — et en liaisons faibles, parmi lesquelles figurent les liaisons hydrogène et les forces de Van der Waals.

📖 3. Liaisons covalentes, symboles de Lewis et règle de l’octet

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : S’établit entre deux atomes qui mettent en commun un ou plusieurs électrons.
• Molécule : IUPAC - Entité électriquement neutre comprenant plus d’un atome.

★ À maîtriser

• Dans le modèle de Lewis, les atomes partagent leurs électrons de valence pour acquérir la configuration électronique externe du gaz rare le plus proche ; cette règle est appelée règle de l’octet, ou règle du duet pour l’hydrogène.

• Les symboles de Lewis représentent : un doublet non liant, un électron célibataire, un atome déficient à trois électrons célibataires et une lacune électronique, une liaison simple, une liaison double, une liaison triple, un octet non liant autour d’un atome

📌 Les atomes des blocs s et p mettent en commun leurs électrons de valence pour obtenir une configuration externe identique à celle du gaz rare le plus proche ; l’hydrogène suit la règle du duet.

Compléments

• Une liaison covalente peut être simple, double ou triple, avec respectivement deux, quatre ou six électrons partagés.

• Dans une liaison covalente, les électrons partagés sont localisés entre les deux atomes et attirent électrostatiquement leurs noyaux, ce qui tend à les rapprocher.

• Une molécule peut être constituée d’atomes identiques ou différents, et sa formule chimique en donne la composition.

• Dans une molécule, la structure électronique des couches internes reste pratiquement inchangée, tandis que les couches de valence sont modifiées et réorganisées.

• La notation de Lewis décrivant les structures moléculaires est présentée par Lewis en 1916.

• La règle de l’octet admet des composés déficients en électrons, notamment ceux du bore et de l’aluminium, ainsi que des composés hypervalents d’éléments de période supérieure ou égale à 3, comme FeCl₆.

• La représentation de Lewis donne une idée des structures moléculaires, mais une description plus complète peut nécessiter les orbitales moléculaires, la théorie de l’hybridation ou les modèles géométriques VSEPR.

💡 Astuce mémo

Octet pour la plupart des atomes, duet pour l’hydrogène

📖 4. Valence et évolution de la couche externe

🔑 Notions clés & Définitions

• Valence : Nombre d’électrons célibataires présents dans sa couche de valence et susceptibles de former des liaisons.
• Nombre d’électrons de valence : Nombre d’électrons contenus dans la couche de valence.
• Couche de valence : Couches externes s, p et d, dont les électrons sont responsables des liaisons.

★ À maîtriser

📌 Pour les éléments de période 2, l’expansion de valence redistribue des électrons appariés dans des orbitales s ou p vides ; les orbitales d ne sont pas disponibles et la valence maximale du carbone est 4.

Compléments

• L’hydrogène et le fluor sont monovalents, mais l’hydrogène possède 1 électron de valence tandis que le fluor en possède 7.

• Dans la période 2, la valence des éléments N, O et F ne peut pas être augmentée par désappariement, faute d’espace orbital disponible.

• Pour les éléments de période au moins égale à 3, l’expansion de valence peut impliquer la délocalisation d’électrons s et p vers des orbitales d vides ; le soufre forme ainsi SF₄ de valence 4 et SF₆ de valence 6.

• La contraction de valence réduit la valence d’un atome en appariant ses électrons célibataires, ce qui libère des orbitales atomiques pouvant former des liaisons covalentes de coordination.

📖 5. Liaisons covalentes de coordination

🔑 Notions clés & Définitions

• Complexe : Cation métallique entouré de plusieurs composés chargés ou neutres appelés ligands ; il constitue un composé de coordination.

📝 Points essentiels

• Dans Ru(NH₃)₆²⁺, NH₃ est un ligand neutre et le cation métallique est Ru²⁺.

• Dans Ru(NH₃)₆²⁺, Ru²⁺ est entouré de six molécules NH₃, et cette structure ne respecte pas la règle de l’octet.

• La configuration électronique de Ru est [Kr]4d⁶5s², tandis que celle de Ru²⁺ est [Kr]4d⁶5s⁰.

💡 Astuce mémo

Une lacune électronique capte un doublet libre et forme une liaison de coordination

📖 6. Charges formelles et diagrammes de Lewis du SO₂

🔑 Notions clés & Définitions

• Charge formelle : Charge électrique hypothétique qu’un atome peut acquérir lorsqu’il participe à une liaison chimique.

★ À maîtriser

📐 Formule - La charge formelle vérifie $c_f = n_v - n_e - n_l$, où $n_v$ est le nombre d’électrons de valence, $n_e$ le nombre d’électrons non partagés et $n_l$ le nombre de liaisons établies avec les voisins.

• 🔄 Un diagramme de Lewis se construit en six étapes :
  1. Déterminer les configurations électroniques des atomes.
  2. Calculer le nombre de doublets disponibles à partir des électrons de valence.
  3. Relier les atomes par des liaisons simples selon leur valence probable.
  4. Placer les doublets libres en respectant si possible l’octet.
  5. Comparer les doublets placés au nombre disponible et ajuster les liaisons.
  6. Départager les solutions en calculant les charges formelles.

📌 Pour SO₂, l’hypothèse d’une valence 2 du soufre conduit à deux formes mésomères équivalentes, tandis que la valence 4 conduit à deux liaisons doubles S=O et à des charges formelles nulles.

• Le diagramme de SO₂ fondé sur la valence 4 du soufre décrit une géométrie coudée avec un angle d’environ 119,5°.

Compléments

• Dans la molécule CO représentée avec une liaison triple, le carbone a une charge formelle de −1 et l’oxygène une charge formelle de +1.

📌 Parmi les diagrammes de Lewis possibles, le plus probable minimise les charges formelles et respecte les valences des atomes.

• Pour établir le diagramme de Lewis de CO, le nombre de doublets de valence est $n_v=(4+6)/2=5$ ; après réduction successive des doublets libres sur C et O et création de deux liaisons supplémentaires, le diagramme atteint $n_d=n_v=5$.

• Dans le diagramme de CO, les charges formelles sont non nulles parce que l’oxygène transfère un doublet de son orbitale atomique vers une liaison covalente de coordination.

• Dans le diagramme de SO₂ fondé sur la valence 4 du soufre, l’oxygène respecte la règle de l’octet tandis que le soufre est hypervalent.

💡 Astuce mémo

Structure électronique → doublets → liaisons → octets → vérification

📖 7. Théorie VSEPR et hybridations des blocs P et D

🔑 Notions clés & Définitions

• Théorie VSEPR : Théorie qui détermine la géométrie des molécules polyatomiques à partir des électrons de valence, lesquels tendent à se placer aussi loin que possible les uns des autres afin de diminuer les interactions et l’énergie globale de la molécule.

★ À maîtriser

• L’hybridation des orbitales atomiques a été proposée en chimie organique pour expliquer l’identité des quatre liaisons C–H de CH₄, que les configurations électroniques standard ou excitée du carbone n’expliquent pas.

• Pour les éléments du bloc P de période n≥3, la formation des liaisons par hybridation spᵧdₓ suit l’expansion de valence, la combinaison des orbitales s, p et d en orbitales hybrides de même énergie, puis la réaction chimique par partage d’électrons de valence avec les atomes liés.

• Pour les éléments du bloc D de période n≥3, la formation des liaisons par hybridation dₓspᵧ suit la contraction de valence, la combinaison des orbitales d, s et p en orbitales hybrides vides de même énergie, puis la formation de liaisons covalentes de coordination par apport et partage d’un doublet complet de chaque entité X.

Compléments

• Dans une molécule AXₙ avec n supérieur à 2, les liaisons A–X sont normalement identiques, ce que les orbitales atomiques dans leur état standard ne permettent pas d’expliquer.

• Dans l’état hybridé sp³ du carbone, les orbitales hybrides ont le même niveau d’énergie, ce qui explique l’identité des liaisons C–H de CH₄.

• Les correspondances présentées entre type AXₙ, hybridation, géométrie et exemple sont AX₂–sp–linéaire–CO₂, AX₃–sp²–triangulaire plane–BH₃ et AX₄–sp³–tétraédrique–CH₄.

📌 Les hybridations spᵧdₓ concernent les éléments du bloc P, tandis que les hybridations dₓspᵧ concernent les éléments du bloc D.

📐 Formule - Pour les hybridations spᵧdₓ et dₓspᵧ, le nombre d’orbitales hybrides est $h=1+x+y$.

• Dans SF₆, le soufre passe à une valence 6 et forme des orbitales hybrides sp³d² auxquelles se lient les six atomes de fluor monovalents par des liaisons covalentes.

• Les géométries présentées sont AX₄–dsp²–carrée plane–Cu(NH₃)₄²⁺, AX₅–dsp³–pentaédrique–PF₅ et AX₆–sp³d² ou d²sp³–octaédrique–SF₆ ou FeCl₆³⁻.

💡 Astuce mémo

Expansion ou contraction de valence → hybridation → réaction chimique.

📖 8. Géométrie VSEPR et hybridation des molécules AXₙEₘ

🔑 Notions clés & Définitions

• Formule AXₙEₘ : Formule décrivant une molécule polyatomique avec un atome central A, n atomes périphériques X et m doublets électroniques non partagés E sur l’atome central.

★ À maîtriser

• Pour appliquer la théorie VSEPR à une molécule AXₙEₘ, on additionne les électrons de valence de ses atomes, calcule les doublets du diagramme de Lewis, détermine ce diagramme et le nombre m de doublets non partagés, puis calcule h=n+m ; la valeur de h détermine l’hybridation et la géométrie associées.

• Pour une molécule AXₙEₘ, la somme h = n + m détermine la géométrie et l’hybridation : h = 2 correspond à sp et une géométrie linéaire ; h = 3 à sp² et une géométrie triangulaire plane ; h = 4 à sp³ et une géométrie tétraédrique ; h = 5 à sp³d et une géométrie pentaédrique ; h = 6 à sp³d² et une géométrie octaédrique.

📌 Dans le bloc P, les atomes forment des liaisons covalentes et l’atome central peut conserver des doublets non partagés ; dans le bloc D, ils forment des liaisons covalentes de coordination et l’atome central ne conserve pas de doublets non partagés.

Compléments

📐 Formule - Pour une molécule AXₙEₘ, le nombre utilisé pour déterminer l’hybridation et la géométrie est $h=n+m$, avec $h\in\{2{,}3{,}4{,}5{,}6\}$.

• La théorie de l’hybridation explique pourquoi les liaisons A–X d’une même molécule AXₙ sont identiques.

• La théorie VSEPR s’appuie sur la répulsion entre les domaines électroniques de la couche de valence de l’atome central pour prédire la géométrie des molécules polyatomiques.

• Dans le bloc P, l’hybridation est précédée d’une extension de valence, le nombre maximal de liaisons ne dépasse pas le nombre d’électrons de valence de l’atome central et les hybridations sont de type spᵧ ou spᵧdₓ.

• Dans le bloc D, l’hybridation est précédée d’une contraction de valence qui libère les orbitales destinées aux liaisons de coordination, le nombre de liaisons égale le nombre d’atomes X et l’hybridation est de type dₓspᵧ.

📖 9. Modèle des orbitales moléculaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitales moléculaires : Extension du modèle des orbitales atomiques qui décrit la distribution des électrons dans une molécule comportant deux atomes ou plus.
• Théorie LCAO : Approximation qui simplifie le calcul des fonctions d’onde en considérant que les orbitales moléculaires sont obtenues par combinaison linéaire des orbitales atomiques.

★ À maîtriser

• La combinaison de deux orbitales atomiques produit deux orbitales moléculaires, l’une liante et l’autre antiliante.

📌 L’orbitale liante φ₊, de niveau d’énergie inférieur à celui des orbitales atomiques qui la composent, stabilise la molécule, tandis que l’orbitale antiliante φ₋, de niveau supérieur, la déstabilise.

Compléments

📐 Formule - La combinaison LCAO de deux orbitales atomiques s’écrit $\phi = c_a\psi_a + c_b\psi_b$.

• Les orbitales moléculaires suivent les règles de Pauli et de Hund, et leur remplissage commence par le niveau d’énergie le plus bas.

• La nomenclature associe les orbitales s aux liaisons σ et σ*, les orbitales p aux liaisons σₚ, σₚ, π et π, les orbitales d aux liaisons σ_d, δ et δ*, et les orbitales f aux liaisons σ_f, φ et φ*.

📖 10. Diagrammes d’énergie moléculaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Diagramme d’énergie : Représentation des niveaux d’énergie des orbitales atomiques et moléculaires ; elle est conçue pour décrire une molécule diatomique, tandis que la méthode des fragments permet son extension aux molécules polyatomiques.
• Spin total : Le spin total S d’une molécule résulte du couplage des spins de ses électrons ; pour N électrons, ses valeurs possibles vont de 0 à N/2 par pas de 1 si N est pair, et de 1/2 à N/2 par pas de 1 si N est impair ; un électron isolé est conventionnellement représenté avec une projection de spin de +1/2.

★ À maîtriser

• Un diagramme est décorrélé lorsque la différence d’énergie entre les orbitales atomiques concernées est supérieure à 13 eV ; il est corrélé lorsqu’un atome présente une différence inférieure à 13 eV entre deux de ses orbitales atomiques.

📐 Formule - L’indice de liaison est $i = \frac{N-N^*}{2}$, où N est le nombre d’électrons occupant des orbitales liantes et N* celui des électrons occupant des orbitales antiliantes.

Compléments

• Un diagramme d’énergie fait intervenir les orbitales de valence, généralement s et p, et représente les orbitales des deux atomes sur les côtés et les orbitales moléculaires au centre.

• Les diagrammes d’énergie servent à expliquer l’existence des molécules, leur moment dipolaire, leur diamagnétisme ou paramagnétisme, ainsi que la nature et le type de leurs liaisons.

• Selon le principe de construction, les orbitales moléculaires se remplissent en commençant par le niveau d’énergie le plus bas.

📌 Selon la règle de Pauli, une orbitale ne peut contenir plus de deux électrons, qui doivent avoir des spins opposés.

• Selon la règle de Hund, les orbitales de même énergie sont occupées chacune par un électron de spins parallèles avant que les électrons ne s’y apparient.

• Une molécule dont l’indice de liaison est nul n’existe pas ; pour F₂, l’indice de liaison vaut 1.

📌 Une molécule est diamagnétique si son spin total S vaut 0 et paramagnétique dans les autres cas.

📖 11. La liaison sigma

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison sigma : Formée par le recouvrement axial de deux orbitales atomiques, et la densité électronique est maximale dans l’axe de la molécule.

★ À maîtriser

• Une liaison simple entre deux atomes est généralement une liaison σ, tandis qu’une liaison double est généralement formée d’une liaison σ et d’une liaison π.

Compléments

• Le recouvrement axial peut impliquer les paires d’orbitales suivantes :

  • s et s
  • s et p_z
  • p_z et p_z
  • d_z et d_z

• Les liaisons σ sont les liaisons covalentes les plus fortes, car leur recouvrement axial est plus important que le recouvrement latéral des liaisons π ou δ.

• Une seule liaison σ est possible entre deux atomes A et B.

• Le modèle de Lewis ne permet pas d’identifier le type de liaison dans une molécule.

💡 Astuce mémo

Imagine deux orbitales qui se recouvrent de face dans l’axe reliant les noyaux.

📖 12. Orbitales moléculaires s et π

★ À maîtriser

• Le rapprochement de deux orbitales atomiques s produit deux orbitales moléculaires, σ liante et σ* antiliante, selon les combinaisons $\sigma = \psi_a + \psi_b$ et $\sigma^* = \psi_a - \psi_b$.

📌 Dans l’orbitale σ liante issue de deux orbitales s, la probabilité de présence des électrons est maximale dans l’axe internucléaire, tandis qu’elle est nulle dans cet axe pour l’orbitale σ* antiliante.

• Une liaison π résulte du recouvrement latéral d’orbitales atomiques, notamment des orbitales p orientées selon x ou y.

📌 La liaison σ est plus forte que la liaison π, car le recouvrement axial est plus important que le recouvrement latéral.

Compléments

• La densité électronique d’une liaison π est nulle dans le plan orthogonal aux orbitales p qui contient l’axe de la molécule.

• Une liaison π empêche la rotation autour de l’axe moléculaire et rigidifie notamment les structures de C₂H₄ et C₂H₂.

• Les liaisons π peuvent être délocalisées, comme dans le benzène, ou constituer seules les deux liaisons entre atomes dans C₂ et B₂H₂.

💡 Astuce mémo

Recouvrement axial σ, recouvrement latéral π

📖 13. Diagrammes moléculaires et indice de liaison

★ À maîtriser

• S₂ a un indice de liaison de 2, un spin S = 1 et un caractère paramagnétique.

• Pour N₂, l’écart énergétique s-p vaut 10,3 eV et, comme il est inférieur à 13 eV, les orbitales s et p sont corrélées, l’ordre σp et π est inversé, l’indice de liaison vaut 3 et la molécule est diamagnétique.

Compléments

• Pour A₂, le diagramme moléculaire donne un indice de liaison nul, un spin nul et l’absence de liaison σ dans la représentation de Lewis.

• I₂ a un indice de liaison de 1, un spin nul et un caractère diamagnétique.

📖 14. Dipôle et polarisation moléculaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Dipôle électrostatique : Système matériel électriquement neutre dans lequel les barycentres des charges positives et négatives ne coïncident pas.
• Moment dipolaire : Le moment dipolaire, noté $\vec{\mu}$, est une grandeur orientée du centre des charges négatives vers celui des charges positives; son unité SI est le C·m et son unité usuelle est le debye, avec $1\,\mathrm{D}=\frac{10^{-29}}{3}\,\mathrm{C\cdot m}$.

★ À maîtriser

• Dans une molécule AB formée de deux atomes d’électronégativités différentes, l’atome le plus électronégatif attire davantage les électrons de liaison, acquiert une charge partielle −δ, tandis que l’atome électropositif acquiert une charge partielle +δ, ce qui polarise la molécule.

Compléments

• Dans le modèle du dipôle, les deux barycentres portent des charges relatives opposées −δ et +δ et sont séparés par une distance d.

• Dans une molécule AB polarisée, les orbitales moléculaires liantes se trouvent davantage du côté de l’atome le plus électronégatif et les orbitales antiliantes davantage du côté de l’atome le plus électropositif.

💡 Astuce mémo

Différence d’électronégativité → partage déséquilibré → polarité

📖 15. Énergie et calcul des liaisons

★ À maîtriser

• Pour calculer une énergie de liaison à partir d’enthalpies de réaction, on inverse et combine les réactions disponibles pour obtenir la réaction de formation visée, puis on exprime l’enthalpie en fonction des énergies de liaison et on isole l’inconnue.

📌 Le recouvrement axial forme des liaisons σ, tandis que le recouvrement latéral forme des liaisons π.

• Les molécules diatomiques formées de deux atomes différents présentent un moment dipolaire lié à leur différence d’électronégativité, tandis que les molécules polyatomiques à symétrie centrale n’en présentent pas.

📐 Formule - La fraction ionique d’une liaison A–B est donnée par $f_i=\frac{q}{e}=\frac{q\times d}{e\times d}=\frac{\mu_{exp}}{\mu_{ion}}$.

Compléments

• Les énergies de liaison simple indiquées en kJ·mol⁻¹ comprennent H–H : 432, C–C : 347, N–N : 160 et O–O : 146.

• Pour l’éthylène C₂H₄, l’énergie de liaison indiquée est 710 kJ·mol⁻¹ et la longueur de liaison est 1,34 Å; sa liaison est composée de σ + π.

• Pour l’acétylène C₂H₂, l’énergie de liaison indiquée est 960 kJ·mol⁻¹ et la longueur de liaison est 1,20 Å; sa liaison est composée de σ + 2π.

📐 Formule - Pour la liaison H–Br, la relation utilisée est $2E_{\mathrm{H-Br}}-E_{\mathrm{Br-Br}}-E_{\mathrm{H-H}}=\Delta H_f$, et le cours donne $E_{\mathrm{H-Br}}=-364\,\mathrm{kJ}$.

📐 Formule - La force de la liaison C–H est calculée par $E_{C-H}=\frac{1}{4}(2E_{H-H}+\Delta H_f)=\frac{1}{4}(-2\times432-790{,}85)=-413\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$.

• Une orbitale moléculaire obéit aux mêmes règles que les orbitales atomiques et le modèle des orbitales moléculaires complète le modèle de Lewis dans la description des molécules.

• Les diagrammes d’énergie moléculaires renseignent sur la configuration électronique, le type et le nombre de liaisons ainsi que le magnétisme.

• Les fractions ioniques indiquées sont de 41 % pour HF, 18 % pour HCl, 12 % pour HBr et 5 % pour HI.

📖 16. Liaison métallique et théorie des bandes

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison métallique : Une liaison qui s’effectue à l’échelle du métal.

★ À maîtriser

• Dans un métal contenant N atomes, la combinaison des orbitales s forme N orbitales métalliques dont les niveaux d’énergie se répartissent entre E1 et E2, correspondant aux énergies des liaisons σ et σ* d’une molécule.

• Le segment énergétique [E1,E2] constitue la bande de valence, qui est à moitié remplie pour les atomes de configuration ns1 et complète pour ceux de configuration ns2.

• Dans le solide métallique, les noyaux acquièrent une charge positive en transférant leurs électrons de valence, et la cohésion est assurée par l’attraction entre ces noyaux et le nuage électronique négatif.

Compléments

• La bande de valence n’est pas attachée à des atomes particuliers et baigne l’ensemble du solide métallique.

• La théorie des bandes distingue la bande de valence, la bande de conduction obtenue par combinaison de niveaux p normalement vides dans les métaux, et la bande interdite, qui est un espace énergétique interdit aux électrons.

• La liaison métallique est forte, non localisée et non dirigée, ce qui permet aux électrons de se déplacer dans le métal sous l’effet de l’agitation thermique ou d’une différence de potentiel électrique.

• L’absence de liaisons fixes permet aux atomes métalliques de glisser sans modifier l’architecture globale, ce qui contribue à la résilience et à la ductilité des métaux purs.

• La température d’ébullition renseigne sur la force de la liaison métallique ; celle du tungstène est de 5828 K et celle de la majorité des métaux dépasse 3000 K.

• Les métaux adoptent généralement des structures cristallines compactes, souvent cubiques, et la majorité des matériaux métalliques usuels sont des alliages.

💡 Astuce mémo

Électrons délocalisés → conductivité et plasticité

📖 17. Liaison ionique et énergie de liaison

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison ionique : Une liaison dans laquelle des ions chargés positivement s’associent avec des ions chargés négativement, formant typiquement un solide cristallin.

★ À maîtriser

• Dans un solide ionique, les anions s’entourent d’un polyèdre de cations et les cations s’entourent d’un polyèdre d’anions ; le nombre de sommets des polyèdres donne le nombre de coordination.

• La stabilité de la liaison ionique est assurée par les forces d’attraction électrostatiques.

Compléments

• Dans les solides ioniques cristallins, les liaisons entre cations et anions sont appelées liaisons ioniques.

• Dans NaCl, les nombres de coordination sont 6 pour Na+ et 6 pour Cl− ; le chlorure de sodium est très soluble dans l’eau.

• Dans CsCl, les nombres de coordination sont 8 pour Cs+ et 8 pour Cl− ; le chlorure de césium est très soluble dans l’eau.

• Dans SiO2, les nombres de coordination sont 4 pour Si4+ et 2 pour O2−, et le quartz est peu soluble dans l’eau.

📌 La force de la liaison ionique est mieux corrélée à la température de fusion qu’à la solubilité dans l’eau.

• La méthode de Born-Haber permet de calculer l’énergie de liaison ionique à partir de données thermodynamiques.

📐 Formule - Pour NaCl, le cycle de Born-Haber s’écrit $\Delta H_f=\Delta H_s+\Delta H_d+EI+EA+E_{Na-Cl}$, où les termes correspondent respectivement à la sublimation du sodium, à la dissociation du chlore, à l’ionisation, à l’affinité électronique et à l’énergie de liaison.

📖 18. Liaisons hydrogène et forces de Van der Waals

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison hydrogène : L’interaction entre un atome d’hydrogène polarisé et les doublets libres d’un atome A fortement électronégatif dans une molécule A–H.

★ À maîtriser

• Dans l’eau, les liaisons hydrogène produisent une structure plus compacte à l’état liquide, ce qui explique que la glace soit moins dense et puisse flotter sur l’eau.

• Les interactions de Van der Waals comprennent :

  • deux dipôles permanents
  • un dipôle permanent et un dipôle induit
  • deux dipôles induits

Compléments

• La différence d’électronégativité dans A–H induit une charge relative +δ sur l’hydrogène et une charge négative sur l’atome A, permettant l’interaction avec les doublets libres de A.

• Les liaisons hydrogène contribuent fortement à la cohésion de liquides polaires tels que l’eau, l’ammoniac et les alcools.

• Les énergies des liaisons hydrogène sont d’environ 10 à 30 kJ/mol et sont intermédiaires entre celles des liaisons covalentes et celles des forces de Van der Waals.

• Les forces de Keesom correspondent à l’interaction électrostatique entre deux dipôles permanents et ont une énergie de 0,02 à 3 kJ·mol−1.

• Les forces de Debye correspondent à l’interaction entre un dipôle permanent et un dipôle induit et ont une énergie de 0,02 à 0,5 kJ·mol−1.

• Les forces de London correspondent à l’interaction électrostatique entre deux dipôles induits et ont une énergie de 0,5 à 30 kJ·mol−1.

📌 Les forces de Van der Waals ne sont pas considérées comme des liaisons chimiques au sens du cours, car elles ne mettent pas en jeu un partage d’électrons.

• Les doigts des geckos adhèrent aux surfaces grâce à des poils microscopiques appelés sétules ou setas, eux-mêmes couverts de poils plus petits qui exploitent les forces de Van der Waals.

💡 Astuce mémo

Keesom : dipôles permanents ; Debye : permanent et induit ; London : dipôles induits

📊 Tableaux de synthèse

Hybridation dans les blocs P et D