Formation des molécules

Pourquoi les atomes se lient

Seule la couche électronique la plus externe d'un atome — la couche de valence — détermine son comportement chimique. Lorsqu'elle est entièrement remplie, comme chez les gaz nobles hélium, néon ou argon, l'atome est chimiquement inerte et ne forme pratiquement aucune liaison. Tous les autres éléments « tendent » à atteindre eux aussi cette configuration stable de gaz noble — c'est la règle de l'octet : huit électrons de valence (pour l'hydrogène et l'hélium, deux suffisent déjà).

Pour atteindre cet objectif, il ne reste à un atome que deux options : partager des électrons avec d'autres atomes, ou les céder ou les capter entièrement. Le chemin choisi dépend essentiellement de l'électronégativité — une mesure de la force avec laquelle un atome attire les électrons dans une liaison. C'est de l'interaction entre électrons de valence, configuration de gaz noble et électronégativité que naît toute la systématique des liaisons chimiques.

Modèle des couches électroniques : la première couche contient au maximum 2 électrons, chaque couche suivante jusqu'à la couche de valence en contient au maximum 8 — seule une couche pleine est stable.

Covalente, ionique, métallique

Selon la similarité d'électronégativité entre deux partenaires de liaison, l'un des trois types de liaison fondamentaux se forme. Les transitions entre eux sont progressives — il n'existe pas de frontière nette entre l'un ou l'autre, mais un continuum.

La liaison covalente en détail

Dans une liaison covalente, les nuages électroniques de deux atomes se chevauchent, et une paire d'électrons séjourne préférentiellement entre les deux noyaux — elle appartient en quelque sorte aux deux atomes à la fois. Selon le nombre de paires d'électrons ainsi partagées, on parle de liaison simple, double ou triple. Plus les paires partagées sont nombreuses, plus la liaison est courte et forte, mais aussi plus rigide.

De haut en bas, le nombre de paires d'électrons partagées augmente — la liaison devient plus courte et plus forte : H–H (436 kJ/mol) < O=O (498 kJ/mol) < N≡N (945 kJ/mol). Dans chaque cas, la liaison, avec d'éventuels doublets non liants, remplit entièrement la couche de valence des deux atomes.

La liaison ionique à l'exemple du sel de cuisine

Le sodium possède un seul électron de valence, faiblement lié ; il ne manque au chlore qu'un seul électron pour compléter sa couche de valence. Plutôt que de partager une paire d'électrons, le sodium cède intégralement son électron de valence au chlore. Il en résulte deux particules chargées : un ion sodium chargé positivement (Na⁺) et un ion chlorure chargé négativement (Cl⁻) — tous deux dotés désormais d'une configuration de gaz noble complète. L'attraction électrostatique entre ces charges opposées constitue la liaison ionique elle-même.

Contrairement à une molécule isolée, d'innombrables ions Na⁺ et Cl⁻ s'organisent dans un cristal ionique comme le sel de cuisine en un réseau tridimensionnel régulier — c'est pourquoi, au sens strict, il n'existe pas de « molécule de NaCl », mais seulement le réseau ionique dans son ensemble.

De la molécule non polaire au cristal ionique

Les trois types de liaison ne sont pas des catégories nettement séparées, mais les extrémités d'un spectre déterminé uniquement par la différence d'électronégativité Δ EN des atomes impliqués. Lorsque Δ EN est proche de zéro, les deux atomes se partagent les électrons de façon égale (covalente non polaire). Quand la différence augmente, la densité électronique se déplace nettement vers le partenaire le plus électronégatif (covalente polaire) — jusqu'à ce que la différence devienne si grande qu'un transfert complet devient plus favorable qu'une paire partagée (ionique).