Une liaison ionique - Ionic bonding
La liaison ionique est un type de liaison chimique qui implique l' attraction électrostatique entre des ions chargés de manière opposée , ou entre deux atomes avec des électronégativités très différentes , et est la principale interaction se produisant dans les composés ioniques . C'est l'un des principaux types de liaison avec la liaison covalente et la liaison métallique . Les ions sont des atomes (ou groupes d'atomes) avec une charge électrostatique. Les atomes qui gagnent des électrons produisent des ions chargés négativement (appelés anions ). Les atomes qui perdent des électrons produisent des ions chargés positivement (appelés cations ). Ce transfert d'électrons est connu sous le nom d' électrovalence par opposition à la covalence . Dans le cas le plus simple, le cation est un atome métallique et l'anion est un atome non métallique , mais ces ions peuvent être de nature plus complexe, par exemple des ions moléculaires comme NH+
4ou SO2−
4. En termes plus simples, une liaison ionique résulte du transfert d'électrons d'un métal à un non-métal afin d'obtenir une couche de valence complète pour les deux atomes.
Il est important de reconnaître qu'une liaison ionique propre - dans laquelle un atome ou une molécule transfère complètement un électron à un autre - ne peut pas exister : tous les composés ioniques ont un certain degré de liaison covalente , ou partage d'électrons. Ainsi, le terme "liaison ionique" est donné lorsque le caractère ionique est supérieur au caractère covalent - c'est-à-dire une liaison dans laquelle une grande différence d' électronégativité existe entre les deux atomes, ce qui rend la liaison plus polaire (ionique) que dans liaison covalente où les électrons sont partagés plus également. Les liaisons à caractère partiellement ionique et partiellement covalent sont appelées liaisons covalentes polaires .
Les composés ioniques conduisent l' électricité lorsqu'ils sont fondus ou en solution, généralement pas lorsqu'ils sont solides. Les composés ioniques ont généralement un point de fusion élevé , en fonction de la charge des ions qui les composent. Plus les charges sont élevées, plus les forces de cohésion sont fortes et plus le point de fusion est élevé. Ils ont également tendance à être solubles dans l'eau; plus les forces de cohésion sont fortes, plus la solubilité est faible.
Aperçu
Les atomes qui ont une couche de valence presque pleine ou presque vide ont tendance à être très réactifs . Les atomes fortement électronégatifs (comme c'est le cas avec les halogènes ) n'ont souvent qu'une ou deux orbitales vides dans leur couche de valence et se lient fréquemment à d'autres molécules ou gagnent des électrons pour former des anions . Les atomes faiblement électronégatifs (comme les métaux alcalins ) ont relativement peu d'électrons de valence , qui peuvent facilement être partagés avec des atomes fortement électronégatifs. En conséquence, les atomes faiblement électronégatifs ont tendance à déformer leur nuage d'électrons et à former des cations .
Formation
La liaison ionique peut résulter d'une réaction d' oxydoréduction lorsque les atomes d'un élément (généralement du métal ), dont l' énergie d'ionisation est faible, cèdent une partie de leurs électrons pour obtenir une configuration électronique stable. Ce faisant, des cations sont formés. Un atome d'un autre élément (généralement non métallique) avec une plus grande affinité électronique accepte un ou plusieurs électrons pour atteindre une configuration électronique stable , et après avoir accepté des électrons, un atome devient un anion. Typiquement, la configuration électronique stable est l' un des gaz nobles pour les éléments dans le s-bloc et le p-bloc , et notamment les configurations d'électrons stable pour bloc-d et f-bloc des éléments. L'attraction électrostatique entre les anions et les cations conduit à la formation d'un solide avec un réseau cristallographique dans lequel les ions sont empilés de façon alternée. Dans un tel réseau, il n'est généralement pas possible de distinguer des unités moléculaires discrètes, de sorte que les composés formés ne sont pas de nature moléculaire. Cependant, les ions eux-mêmes peuvent être complexes et former des ions moléculaires comme l'anion acétate ou le cation ammonium.
Par exemple, le sel de table courant est le chlorure de sodium . Lorsque le sodium (Na) et le chlore (Cl) sont combinés, les atomes de sodium perdent chacun un électron , formant des cations (Na + ), et les atomes de chlore gagnent chacun un électron pour former des anions (Cl − ). Ces ions sont ensuite attirés les uns aux autres dans un rapport 1:1 pour former du chlorure de sodium (NaCl).
- Na + Cl → Na + + Cl − → NaCl
Cependant, pour maintenir la neutralité de charge, des rapports stricts entre les anions et les cations sont observés afin que les composés ioniques, en général, obéissent aux règles de la stoechiométrie bien qu'ils ne soient pas des composés moléculaires. Pour les composés transitionnels vers les alliages et possédant une liaison mixte ionique et métallique, cela peut ne plus être le cas. De nombreux sulfures, par exemple, forment des composés non stoechiométriques.
De nombreux composés ioniques sont appelés sels car ils peuvent également être formés par la réaction de neutralisation d'une base d'Arrhenius comme NaOH avec un acide d'Arrhenius comme HCl
- NaOH + HCl → NaCl + H 2 O
Le sel NaCl est alors dit constitué du reste acide Cl - et du reste basique Na + .
L'élimination des électrons pour former le cation est endothermique, augmentant l'énergie globale du système. Il peut également y avoir des changements d'énergie associés à la rupture des liaisons existantes ou à l'ajout de plus d'un électron pour former des anions. Cependant, l'action de l'anion qui accepte les électrons de valence du cation et l'attraction subséquente des ions les uns aux autres libère de l'énergie (réseau) et, ainsi, abaisse l'énergie globale du système.
La liaison ionique ne se produira que si le changement d'énergie global pour la réaction est favorable. En général, la réaction est exothermique, mais, par exemple, la formation d'oxyde mercurique (HgO) est endothermique. La charge des ions résultants est un facteur majeur dans la force de la liaison ionique, par exemple un sel C + A − est maintenu ensemble par des forces électrostatiques environ quatre fois plus faibles que C 2+ A 2− selon la loi de Coulomb , où C et A représentent respectivement un cation et un anion génériques. Les tailles des ions et le tassement particulier du réseau sont ignorés dans cet argument plutôt simpliste.
Structures
Les composés ioniques à l'état solide forment des structures en treillis. Les deux principaux facteurs déterminant la forme du réseau sont les charges relatives des ions et leurs tailles relatives. Certaines structures sont adoptées par un certain nombre de composés; par exemple, la structure du sel gemme chlorure de sodium est également adoptée par de nombreux halogénures alcalins et oxydes binaires tels que l'oxyde de magnésium . Les règles de Pauling fournissent des lignes directrices pour prédire et rationaliser les structures cristallines des cristaux ioniques
Force de la liaison
Pour un composé ionique cristallin solide, le changement d' enthalpie lors de la formation du solide à partir d'ions gazeux est appelé énergie de réseau . La valeur expérimentale de l' énergie du réseau peut être déterminée en utilisant le cycle de Born-Haber . Il peut également être calculé (prédit) en utilisant l' équation de Born-Landé comme la somme de l' énergie potentielle électrostatique , calculée en additionnant les interactions entre les cations et les anions, et un terme d'énergie potentielle répulsive à courte portée. Le potentiel électrostatique peut être exprimé en termes de séparation interionique et d'une constante ( constante de Madelung ) qui tient compte de la géométrie du cristal. Plus on s'éloigne du noyau, plus le bouclier est faible. L' équation de Born-Landé donne un ajustement raisonnable à l'énergie de réseau, par exemple, du chlorure de sodium, où la valeur calculée (prédite) est de -756 kJ/mol, qui se compare à -787 kJ/mol en utilisant le cycle de Born-Haber . En solution aqueuse la force de liaison peut être décrite par l' équation de Bjerrum ou de Fuoss en fonction des charges ioniques, plutôt indépendante de la nature des ions comme la polarisabilité ou la taille La force des ponts salins est le plus souvent évaluée par des mesures d'équilibres entre molécules contenant des sites cationiques et anioniques, le plus souvent en solution. Les constantes d'équilibre dans l'eau indiquent les contributions d'énergie libre additive pour chaque pont salin. Une autre méthode pour l'identification des liaisons hydrogène également dans les molécules compliquées est la cristallographie , parfois aussi la spectroscopie RMN.
Les forces d'attraction définissant la force de la liaison ionique peuvent être modélisées par la loi de Coulomb . Les forces de liaison ionique sont généralement (les plages citées varient) entre 170 et 1500 kJ/mol.
Effets de polarisation
Les ions dans les réseaux cristallins des composés purement ioniques sont sphériques ; cependant, si l'ion positif est petit et/ou fortement chargé, il déformera le nuage d'électrons de l'ion négatif, un effet résumé dans les règles de Fajans . Cette polarisation de l'ion négatif conduit à une accumulation de densité de charge supplémentaire entre les deux noyaux , c'est-à-dire à une covalence partielle. Les ions négatifs plus gros sont plus facilement polarisés, mais l'effet n'est généralement important que lorsque des ions positifs avec des charges de 3+ (par exemple, Al 3+ ) sont impliqués. Cependant, les ions 2+ (Be 2+ ) ou même 1+ (Li + ) présentent un certain pouvoir polarisant car leurs tailles sont si petites (par exemple, LiI est ionique mais a une certaine liaison covalente). Notez que ce n'est pas l' effet de polarisation ionique qui fait référence au déplacement des ions dans le réseau dû à l'application d'un champ électrique.
Comparaison avec la liaison covalente
Dans la liaison ionique, les atomes sont liés par attraction d'ions de charges opposées, tandis que, dans la liaison covalente , les atomes sont liés en partageant des électrons pour atteindre des configurations électroniques stables. Dans la liaison covalente, la géométrie moléculaire autour de chaque atome est déterminée par les règles VSEPR de répulsion des paires d'électrons de la couche de valence , tandis que, dans les matériaux ioniques, la géométrie suit les règles d' emballage maximum . On pourrait dire que la liaison covalente est plus directionnelle dans le sens où la pénalité énergétique pour ne pas adhérer aux angles de liaison optimaux est grande, alors que la liaison ionique n'a pas une telle pénalité. Il n'y a pas de paires d'électrons partagées pour se repousser, les ions doivent simplement être emballés aussi efficacement que possible. Cela conduit souvent à des nombres de coordination beaucoup plus élevés . Dans NaCl, chaque ion a 6 liaisons et tous les angles de liaison sont de 90°. Dans CsCl, le nombre de coordination est 8. Par comparaison, le carbone a généralement un maximum de quatre liaisons.
La liaison purement ionique ne peut pas exister, car la proximité des entités impliquées dans la liaison permet un certain degré de partage de la densité électronique entre elles. Par conséquent, toute liaison ionique a un certain caractère covalent. Ainsi, la liaison est considérée comme ionique lorsque le caractère ionique est supérieur au caractère covalent. Plus la différence d' électronégativité entre les deux types d'atomes impliqués dans la liaison est grande, plus elle est ionique (polaire). Les liaisons à caractère partiellement ionique et partiellement covalent sont appelées liaisons covalentes polaires . Par exemple, les interactions Na-Cl et Mg-O ont une covalence de quelques pour cent, tandis que les liaisons Si-O sont généralement ~ 50 % ioniques et ~ 50 % covalentes. Pauling a estimé qu'une différence d'électronégativité de 1,7 (sur l' échelle de Pauling ) correspond à 50 % de caractère ionique, de sorte qu'une différence supérieure à 1,7 correspond à une liaison à prédominance ionique.
Le caractère ionique des liaisons covalentes peut être mesuré directement pour les atomes ayant des noyaux quadripolaires ( 2 H, 14 N, 81,79 Br, 35,37 Cl ou 127 I). Ces noyaux font généralement l'objet d'études de résonance nucléaire quadripolaire NQR et de résonance magnétique nucléaire RMN . Les interactions entre les moments du quadripôle nucléaire Q et les gradients de champ électrique (EFG) sont caractérisées par les constantes de couplage du quadripôle nucléaire
- CQC = e 2 q zz Q/h
où le terme eq zz correspond à la composante principale du tenseur EFG et e est la charge élémentaire. À son tour, le gradient de champ électrique ouvre la voie à la description des modes de liaison dans les molécules lorsque les valeurs QCC sont déterminées avec précision par les méthodes RMN ou RQN.
En général, lorsque la liaison ionique se produit à l'état solide (ou liquide), il n'est pas possible de parler d'une seule "liaison ionique" entre deux atomes individuels, car les forces de cohésion qui maintiennent le réseau ensemble sont de nature plus collective. Il en va tout autrement dans le cas d'une liaison covalente, où l'on peut souvent parler d'une liaison distincte localisée entre deux atomes particuliers. Cependant, même si la liaison ionique est combinée avec une certaine covalence, le résultat n'est pas nécessairement des liaisons discrètes d'un caractère localisé. Dans de tels cas, la liaison résultante nécessite souvent une description en termes de structure de bande constituée d'orbitales moléculaires gigantesques couvrant tout le cristal. Ainsi, la liaison dans le solide conserve souvent sa nature collective plutôt que localisée. Lorsque la différence d'électronégativité est diminuée, la liaison peut alors conduire à un semi - conducteur , un semi - métal ou éventuellement un conducteur métallique à liaison métallique.
Voir également
- La loi de coulomb
- Pont salin (protéique et supramoléculaire)
- Potentiel ionique
- Combinaison linéaire d'orbitales atomiques
- Hybridation
- Polarité chimique
- Ioliomique
- Configuration électronique
- Principe Aufbau
- Nombres quantiques