Chapitre 3: Liaison Ionique

 

Chapitre III : Liaison Ionique

I. Modèle de Lewis

Le modèle de Lewis, également connu sous le nom de théorie de la valence, permet de représenter les liaisons chimiques en utilisant des points pour symboliser les électrons de valence des atomes. Cette théorie est particulièrement utile pour comprendre les liaisons ioniques, qui se forment lorsque des électrons sont transférés d'un atome à un autre.

1.1. Formation de la liaison ionique

  • Électrons de valence : Les électrons de la couche extérieure des atomes participent à la formation des liaisons chimiques.
  • Transfert d'électrons : Dans une liaison ionique, un atome (généralement un métal) perd un ou plusieurs électrons pour devenir un cation (ion positif), tandis qu'un autre atome (généralement un non-métal) gagne ces électrons pour devenir un anion (ion négatif).

1.2. Représentation de Lewis

  • Cation : Représenté par le symbole chimique de l'élément entouré de crochets et la charge positive.
  • Anion : Représenté par le symbole chimique de l'élément entouré de crochets, les électrons gagnés sont ajoutés sous forme de points, et la charge négative est indiquée.
  • Exemple : Pour le chlorure de sodium (NaCl), le sodium (Na) perd un électron pour devenir Na⁺, et le chlore (Cl) gagne cet électron pour devenir Cl⁻.

II. Rayon Ionique

Le rayon ionique est la distance entre le noyau d'un ion et la limite extérieure de sa couche d'électrons. Il diffère du rayon atomique en raison des changements dans la configuration électronique et la charge nette après la formation de l'ion.

2.1. Comparaison entre cations et anions

  • Cations : Les cations sont plus petits que les atomes neutres correspondants car la perte d'électrons réduit la répulsion entre les électrons restants, permettant au noyau d'attirer les électrons plus près.
  • Anions : Les anions sont plus grands que les atomes neutres correspondants car le gain d'électrons augmente la répulsion entre les électrons, provoquant une expansion de la taille de l'ion.

2.2. Tendances périodiques

  • Groupe : Le rayon ionique augmente en descendant un groupe dans le tableau périodique, en raison de l'ajout de couches électroniques supplémentaires.
  • Période : Le rayon ionique diminue de gauche à droite à travers une période pour les cations, mais augmente pour les anions à mesure que la charge négative augmente.

III. Énergie Réticulaire d'un Composé Ionique (NaCl)

L'énergie réticulaire est l'énergie libérée lorsque des ions en phase gazeuse se combinent pour former un cristal ionique solide. Elle est une mesure de la stabilité d'un composé ionique.

3.1. Définition et importance

  • Définition : L'énergie réticulaire est définie comme l'énergie requise pour séparer complètement une mole d'un composé ionique solide en ses ions gazeux.
  • Importance : Elle est directement liée à la force des attractions électrostatiques entre les ions opposés dans le cristal, influençant la stabilité, le point de fusion et la solubilité du composé ionique.

3.2. Calcul de l'énergie réticulaire

  • Loi de Coulomb : L'énergie réticulaire peut être estimée en utilisant la loi de Coulomb, qui dépend des charges des ions et de la distance entre eux.
  • Exemple : NaCl :
    • La formation de NaCl implique la libération d'énergie lorsque Na⁺ et Cl⁻ se combinent pour former un réseau cristallin.
    • L'énergie réticulaire de NaCl est élevée en raison des fortes attractions électrostatiques entre les ions opposés.

IV. Hydratation des Ions (Solvatation)

L'hydratation des ions, ou solvatation, est le processus par lequel les ions en phase gazeuse sont entourés et stabilisés par des molécules de solvant, généralement l'eau.

4.1. Processus d'hydratation

  • Interaction ion-dipôle : Les molécules d'eau, étant polaires, interagissent avec les ions grâce à des attractions ion-dipôle. Les ions positifs attirent les pôles négatifs des molécules d'eau, et les ions négatifs attirent les pôles positifs.
  • Formation de complexes d'hydratation : Les ions deviennent entourés par une couche de molécules d'eau, formant des complexes stables.

4.2. Énergie d'hydratation

  • Définition : L'énergie d'hydratation est l'énergie libérée lorsque des ions gazeux se dissolvent dans l'eau pour former des ions hydratés.
  • Facteurs influençant : La taille et la charge des ions influencent l'énergie d'hydratation. Les petits ions à charge élevée ont des énergies d'hydratation plus élevées.

4.3. Importance de l'hydratation

  • Solubilité : L'hydratation joue un rôle crucial dans la solubilité des composés ioniques dans l'eau. Les composés ioniques se dissolvent lorsqu'ils peuvent être suffisamment hydratés pour surmonter l'énergie réticulaire.
  • Stabilité des ions : Les ions hydratés sont plus stables en solution que les ions gazeux.