Liaison ionique

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Configuration électroniques du lithium et du fluor. Le lithium a un électron dans sa couche de valence alors que le fluor en a sept. Si un électron est transféré du lithium au fluor, les deux atomes deviennent des ions qui possèdent la configuration électronique d'un gaz rare. Ces deux ions de charge opposée s'attirent d'où le concept de liaison ionique.

Une liaison ionique (ou liaison électrovalente) est un type de liaison chimique qui peut être formé par une paire d'atomes possédant une grande différence d'électronégativité (par convention, supérieure à 1,7) typiquement entre un non-métal et un métal. Le métal donne un ou plusieurs électrons pour former un ion chargé positivement (cation). Le non-métal capte ces électrons pour former un ion chargé négativement (anion). Les deux ions formés possèdent fréquemment une configuration électronique de gaz rare (ils respectent la règle de l'octet). La liaison résulte de l'attraction entre le cation dérivant du métal et l'anion dérivant du non-métal.

Par exemple, le sel de cuisine est du chlorure de sodium (NaCl). Quand le sodium (Na) réagit avec le chlore (gaz de dichlore, Cl2), les atomes de sodium perdent un électron et les atomes de chlore gagnent un électron (la molécule de dichlore est d'abord dissociée). Les ions se combinent dans un rapport 1 : 1 pour former le sel de cuisine.

\mathsf{Na + \frac12 Cl_2 \quad \longrightarrow \quad Na^+ + Cl^- \quad \longrightarrow \quad NaCl}

Le fait d'enlever des électrons à des atomes est endothermique (les potentiels d'ionisation sont supérieurs à 0) : les cations produits sont toujours de plus haute énergie que l'atome de départ. L'addition d'électrons aux atomes pour former des anions est au contraire un processus exothermique mais la stabilisation peut être nulle, faible ou très importante (voir l'article affinité électronique). L'attraction électrostatique entre des ions de charge opposée, est, elle, toujours favorable. Le bilan de la formation d'une liaison ionique est donc favorable pour la combinaison d'un atome perdant facilement un ou des électron(s) (potentiel d'ionisation faible) avec un autre atome possédant une affinité électronique élevée. Autrement dit, la combinaison la plus favorable est celle d'un non-métal d'électronégativité élevée avec un métal d'électronégativité faible. Par extension, des ions polyatomiques (comme l'ammonium NH4+ ou le carbonate CO32-) peuvent se combiner avec des ions de charge opposée pour former des solides stables.

Contrairement à la liaison covalente, la liaison ionique n'est pas dirigée ni localisée. Dans un cristal ionique, les anions et les cations s'attirent mutuellement dans toutes les directions de l'espace. Il n'y a pas de paires d'atomes liés. Même si le chlorure de sodium s'écrit NaCl, cela ne signifie pas que des molécules de NaCl séparées les unes des autres existent.

La liaison ionique pure n'existe pas. Tous les composés présentent un degré de liaison covalente. Plus la différence d'électronégativité entre deux atomes est importante, plus la liaison est ionique. Les composés ioniques conduisent l'électricité à l'état fondu ou en solution. Ils possèdent généralement un point de fusion élevé et sont souvent solubles dans l'eau.

Liste d'ions courants[modifier | modifier le code]

Cations
Nom UICPA Formule Nom historique
Cations simples
Aluminium Al3+
Baryum Ba2+
Béryllium Be2+
Césium Cs+
Calcium Ca2+
Titane(III) Ti3+
Titane(IV) Ti4+
Chrome(II) Cr2+ Chromeux
Chrome(III) Cr3+ Chromique
Cobalt(II) Co2+ Cobalteux
Cobalt(III) Co3+ Cobaltique
Cuivre(I) Cu+ Cuivreux
Cuivre(II) Cu2+ Cuivrique
Gallium Ga3+
Or(I) Au+
Or(III) Au3+
Hydrogène H+ (Proton)
Fer(II) Fe2+ Ferreux
Fer(III) Fe3+ Ferrique
Plomb(II) Pb2+ Plombeux
Plomb(IV) Pb4+ Plombique
Lithium Li+
Magnésium Mg2+
Manganèse(II) Mn2+ Manganeux
Manganèse(III) Mn3+ Manganique
Mercure(II) Hg2+ Mercurique
Nickel(II) Ni2+ Nickeleux
Nickel(III) Ni3+ Nickelique
Potassium K+
Argent Ag+
Sodium Na+
Strontium Sr2+
Étain(II) Sn2+ Stanneux
Étain(IV) Sn4+ Stannique
Zinc Zn2+
Cations polyatomiques
Ammonium NH4+
Hydronium H3O+
Nitronium NO2+
Mercure(I) Hg22+ Mercureux
Anions
Nom UICPA Formule Nom historique
Anions simples
Arséniure As3−
Azoture N3
Bromure Br
Chlorure Cl
Fluorure F
Hydrure H
Iodure I
Nitrure N3−
Oxyde O2−
Phosphure P3−
Sulfure S2−
Peroxyde O22−
Oxoanions
Arsenate AsO43−
Arsenite AsO33−
Borate BO33−
Bromate BrO3
Hypobromite BrO
Carbonate CO32−
Hydrogénocarbonate HCO3 Bicarbonate
Chlorate ClO3
Perchlorate ClO4
Chlorite ClO2
Hypochlorite ClO
Chromate CrO42−
Dichromate Cr2O72−
Iodate IO3
Nitrate NO3
Nitrite NO2
Phosphate PO43−
Hydrogénophosphate HPO42−
Dihydrogénophosphate H2PO4
Permanganate MnO4
Phosphite PO33−
Sulfate SO42−
Thiosulfate S2O32−
Hydrogénosulfate HSO4 Bisulfate
Sulfite SO32−
Hydrogénosulfite HSO3 Bisulfite
Anions dérivant d'acides organiques
Éthanoate C2H3O2 Acétate
Méthanoate HCO2 Formiate
Oxalate C2O42−
Hydrogénooxalate HC2O4 Bioxalate
Autres anions
Hydrogénosulfure HS Bisulfure
Tellurure Te2−
Amidure NH2
Cyanate OCN
Thiocyanate SCN
Cyanure CN

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Articles connexes[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]