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LA LIAISON CHIMIQUE

En 1916, deux classes de liaisons chimiques ont été décrites : la liaison ionique par Walther

Kossel (Allemagne) et la liaison covalente par G. N. Lewis (Université de Californie). Ils se

sont basés sur l'idée qu'un noyau chargé positivement est entouré d'électrons ordonnés en

couches ou niveaux d'énergie concentriques. Sur chaque couche, il y a un nombre maximum

d'électrons, deux dans la première, 8 dans la deuxième, 18 dans la troisième ou 8 si c'est la

dernière couche, et ainsi de suite. La stabilité maximale est obtenue quand la couche externe est remplie, comme dans les gaz rares ou nobles (8 e sur la dernière couche). Avec les liaisons ioniques comme avec les liaisons covalentes, les atomes ont tendance à acquérir une configuration électronique stable.

Configuration électronique

Il faut considérer le tableau périodique des éléments et examiner le remplissage électronique

en fonction du nombre atomique croissant de chaque atome. Dans chaque niveau, il y a un nombre défini d'électrons.

Ex. Cl z = 17 1s

2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 7 e de valence

s, p, d et f correspondent aux orbitales atomiques qui, par définition, nous indiquent la région

de l'espace où il est probable de trouver un électron. Ces orbitales ont un niveau d'énergie

différent. Pour les remplir, il faut commencer par les niveaux les plus bas (1s, 2s) et ainsi de suite (2p, 3s,...). 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14

Formule de Lewis

C'est un système de représentation par paire de points électroniques.

1) Dessiner le squelette de la molécule.

Ex. CH

4 HCHH H

2) Compter le nombre d'électrons de valence disponibles.

2 4H 1s 1 = 4 e C 1s 2 2s 2 2p 2 = 4 e 8 e disponibles

3) Règle de l'octet.

Les gaz rares possèdent 8 e

sur la dernière couche (sauf He qui en possède 2) ce qui leur

confère une stabilité particulière. Ils ont une réactivité chimique très faible. Tous les autres

éléments ne possèdent pas 8 e

sur leur dernière couche, ceux ci auront donc tendance à former des molécules de manière à atteindre la configuration électronique de type gaz rares.

Ex. HBr

HBr 2 e 8 e Parfois, les électrons de valence sont tels que des structures avec des liaisons simples ne satisfont pas la règle de l'octet. Dans ce cas, nous avons besoin des liaisons doubles ou triples.

Ex. N

2

N (z=7) : 1s

2 2s 2 2p 3 5 equotesdbs_dbs7.pdfusesText_5