Liens interatomiques

Les atomes sont liés par des liens chimiques. Avec licence

Quels sont les liens interatomiques?

Les Liens interatomique Ce sont les liaisons chimiques qui se forment entre les atomes pour produire les molécules. Bien que les scientifiques conviennent généralement que les électrons ne tournent pas autour du noyau, tout au long de l'histoire, on pensait que chaque électron a orbité autour du noyau d'un atome dans une couche séparée.

De nos jours, les scientifiques ont conclu que les électrons se profilent dans des zones spécifiques de l'atome et ne forment pas d'orbits, cependant, la couche de Valence est toujours utilisée pour décrire la disponibilité des électrons.

Linus Pauling (1901-1994) a contribué à la compréhension moderne de la liaison chimique lors de l'écriture La nature de la liaison chimique, où il a recueilli des idées de Sir Isaac Newton, Ethienne François Geoffroy, Edward Frankland et en particulier Gilbert N. Lewis.

Il y a lié la physique de la mécanique quantique avec la nature chimique des interactions électroniques qui se produisent lorsque les liaisons chimiques sont faites.

Les travaux de Pauling se sont concentrés sur l'établissement que les vraies liaisons ioniques et les liaisons covalentes sont situées à la fin d'un spectre de liaison, et que la plupart des liaisons chimiques sont classées entre ces extrémités.

Pauling a également développé une échelle mobile de type lien mobile régie par l'électronégativité des atomes participant au lien.

Les immenses contributions de Pauling à la compréhension moderne du lien chimique l'ont amené à lui accorder le prix Nobel de 1954 pour «l'enquête sur la nature du lien chimique et son application à l'élucidation de la structure des substances complexes».

Les êtres vivants sont composés d'atomes, mais dans la plupart des cas, ces atomes flottent non seulement individuellement. Au lieu de cela, ils interagissent généralement avec d'autres atomes (ou groupes d'atomes).

Par exemple, les atomes peuvent être connectés par des liaisons fortes et organisées dans des molécules ou des cristaux. Ou ils peuvent former des liens temporaires et faibles, avec d'autres atomes qui entrent en collision avec eux.

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Les deux liens forts, qui unissent les molécules, tels que les liens faibles, qui créent des connexions temporelles, sont essentielles pour la chimie de notre corps et pour l'existence de la vie elle-même.

Les atomes ont tendance à s'organiser dans les modèles les plus stables possibles, ce qui signifie qu'ils ont tendance à compléter ou à remplir leurs orbites avec des électrons externes plus externes.

Ils se joignent à d'autres atomes pour le faire précisément. La force qui maintient les atomes dans les collections appelées molécules est connue sous le nom de liaison chimique.

Types de liens chimiques interatomiques

Lien métallique

La liaison métallique est la force qui maintient les atomes ensemble dans une substance métallique pure. Un tel solide se compose d'atomes étroitement emballés.

Dans la plupart des cas, la couche d'électrons la plus externe de chacun des atomes métalliques chevauche un grand nombre d'atomes voisins. En conséquence, les électrons de Valencia se déplacent en continu d'un atome à l'autre et ne sont associés à aucune paire d'atomes spécifiques.

Les métaux ont plusieurs qualités uniques, comme la capacité de conduire l'électricité, l'énergie à faible ionisation et la faible électronégativité (afin qu'elles produisent facilement des électrons, c'est-à-dire ce sont des cations).

Ses propriétés physiques incluent une apparence brillante et sont malléables et ductiles. Les métaux ont une structure cristalline. 

Dans les années 1900, Paul Drüde a émergé avec la théorie de la mer des électrons lors de la modélisation des métaux comme un mélange de noyaux atomiques (noyaux atomiques = noyaux positifs + couche électronique interne) et électrons de valence.

Dans ce modèle, les électrons de Valencia sont libres, déplacés, mobiles et non associés à un atome particulier.

Lien ionique

Les liens ioniques sont électrostatiques. Ils se produisent lorsqu'un élément avec une charge positive se lie à un avec une charge négative par des interactions coulombiques.

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Les éléments avec des énergies à faible ionisation ont tendance à perdre facilement des électrons, tandis que les éléments avec une affinité électronique élevée ont tendance à les gagner respectivement en produisant des cations et des anions, qui sont ceux qui forment des liaisons ioniques.

Les composés qui montrent des liens ioniques forment des cristaux ioniques dans lesquels les ions de charges positives et négatives oscillent près de l'autre, mais il n'y a pas toujours une corrélation directe 1-1 entre les ions positifs et négatifs.

Les liaisons ioniques peuvent être généralement brisées par l'hydrogénation, ou l'ajout d'eau à un composé.

Les substances qui restent liées par des liaisons ioniques (comme le chlorure de sodium) peuvent généralement se séparer en vrais ions chargés lorsqu'une force externe agit sur eux, comme lorsqu'ils se dissolvent dans l'eau.

De plus, solidement, les atomes individuels ne sont pas attirés par un voisin individuel, mais forment des réseaux géants qui s'attirent par des interactions électrostatiques entre le noyau de chaque atome et les électrons des voisins de Valence.

La force d'attraction entre les atomes voisins donne aux solides ioniques une structure extrêmement ordonnée connue sous le nom de rack ionique, où les particules de charge opposées sont alignées les unes avec les autres pour créer une structure rigide fortement unie.

Une liaison covalente

La liaison covalente se produit lorsque les paires d'électrons sont partagées par des atomes. Les atomes s'uniront de manière covalente avec d'autres atomes pour gagner plus de stabilité, qui est obtenue formant une couche électronique complète.

En partageant leurs électrons les plus externes (de Valencia), les atomes peuvent remplir leur couche d'électrons externes et gagner la stabilité.

Bien que l'on dit que les atomes partagent des électrons lorsqu'ils forment des liaisons covalentes, ils ne partagent généralement pas les électrons de manière égale. Ce n'est que lorsque deux atomes du même élément forment une liaison covalente, les électrons partagés sont vraiment partagés également entre les atomes.

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Lorsque les atomes de différents éléments partagent des électrons à travers la jonction covalente, l'électron sera plus attiré par l'atome avec la plus grande électronégativité, résultant en une liaison covalente polaire.

Par rapport aux composés ioniques, les composés covalents ont généralement un point de fusion et d'ébullition inférieur et ont moins tendance à se dissoudre dans l'eau.

Les composés covalents peuvent être dans un état de gaz, de liquide ou de solide, et ne conduisent pas bien ou ne chauffent pas.

Liaisons hydrogène

Les ponts d'hydrogène, ou liaisons hydrogène, sont de faibles interactions entre un atome d'hydrogène attaché à un élément électronégatif avec un autre élément électronégatif.

Dans une liaison covalente polaire qui contient de l'hydrogène (par exemple, une liaison O-H dans une molécule d'eau), l'hydrogène aura une charge positive légère car les électrons de liaison sont jetés plus fortement vers l'autre élément.

En raison de cette légère charge positive, l'hydrogène sera attiré par toute charge voisine voisine.

Liens de van der Waals

Ce sont des forces électriques relativement faibles qui attirent des molécules neutres les unes avec les autres dans les gaz, dans des gaz liquéfiés et solidifiés et dans presque tous les liquides organiques et solides.

Les forces sont nommées par le physicien néerlandais Johannes Diderik van der Waals, qui en 1873 a postulé pour la première fois ces forces intermoléculaires dans le développement d'une théorie pour expliquer les propriétés des gaz réels.

Les forces de Van der Waals sont un terme général utilisé pour définir l'attraction des forces intermoléculaires (entre les molécules).

Il existe deux types de forces de van der Waals: les forces de dispersion de Londres, qui sont faibles et les plus fortes dipols-dipole.

Les références

1. Des liaisons covalentes. Chem récupéré.Bibliothèque.org
2. Liaison métallique. Chem récupéré.Bibliothèque.org
3. Lien métallique. Récupéré de Britannica.com.