liaison ionique

Liaison ionique

Une liaison ionique est formée entre atomes possédant une très grande différence d'électronégativité. Il n'y a alors aucun partage d'électron, l'atome le plus électronégatif accaparant entièrement l'électron de l'autre atome. Le cas typique est la liaison entre un alcalin et un halogène (LiF, NaCl, etc...).

C'est l'attraction électrostatique entre les charges opposées +q et -q des ions:

qui est responsable de la liaison.

Solides ioniques

En présence d'un grand nombre de paires anion-cation, il y a formation d'un solide cristallin par empilement des ions: chaque ion a comme proches voisins des ions de charge opposée, maximisant ainsi les attractions électrostatiques entre anion et cation, et minimisant les répulsions cation-cation et anion-anion. Les distances entre ions dans le cristal sont celles qui permettent d'atteindre un minimum de l'énergie potentielle. C'est l'ion le plus gros qui définit l'empilement, le contre-ion plus petit se glissant dans les interstices.

Exemple: le chlorure de sodium NaCl

Pour une repésentation interactive, cliquez sur l'image.

le sodium définit l'empilement, avec le chlore (en vert) dans les interstices.

Mais cela ne devrait-il pas être le contraire compte tenu des positions du sodium (Z=11) et du chlore (Z=17) sur le tableau périodique?

Énergie de la liaison ionique

L'énergie nécessaire pour séparer les ions dans le solide ionique:

XY (solide ionique) → Xⁿ⁺ (g) + Y^n- (g)

est l'énergie du réseau cristallin, l'énergie réticulaire.

Pour calculer l'énergie réticulaire, on utilise un cycle thermodynamique (le cycle de Born-Haber) qui implique, le cas échéant, l'enthalpie de formation standard du solide, les énergies d'atomisation, de dissociation, d'ionisation et l'affinité électronique des différents atomes et ions.

Premier exemple

Calculez l'énergie réticulaire de NaCl:

à l'aide de:

Solution

Deuxième exemple

Calculez l'énergie réticulaire de l'oxyde de magnésium MgO, connaissant les changements d'énergie suivants:

	eV
Mg (g) → Mg⁺ (g) + e¯	7.60
Mg⁺ (g) → Mg²⁺ (g) + e¯	14.95
Mg (s) → Mg (g)	1.56
O₂ (g) → 2 O (g)	5.12
O (g) + e¯ → O¯ (g)	-1.50
O¯ (g) + e¯ → O²¯ (g)	8.79
Mg (s) + ½ O₂ (g) → MgO (s)	-6.23

+40.2 eV

Une énergie réticulaire élevée (valeurs en kJ.mol^-1 ci-dessous) explique les températures de fusion élevée des solides ioniques (valeurs en °C ci-dessous):

LiF	LiCl	LiBr	LiI
1046	861	818	759
848	610	552	469

NaF	NaCl	NaBr	NaI
929	787	751	700
996	801	747	660

KF	KCl	KBr	KI
826	717	689	645
858	771	734	681

AgF	AgCl	AgBr	AgI
971	916	903	887
435	455	430	558

MgO	CaO	SrO	BaO
3850	3461	6283	3114
2830	2900	2530	1973

MgS	CaS	SrS	BaS
3406	3119	2974	2832
>2000	2400	>2000	2230

Source: http://www.webelements.com/

Solubilité des cristaux ioniques

Les solides ioniques possèdent des températures de fusion élevées, qui reflètent leur grande énergie de liaison. S'il est difficile de séparer les ions d'un cristal ionique pour fondre le cristal ou encore pour former les ions gazeux, il est par contre possible de les séparer dans un liquide polaire. Beaucoup de solides ioniques sont très solubles dans l'eau, par exemple. La raison est dans la structure de l'eau (dûe aux liaisons hydrogène entre molécules d'eau): l'ion en solution est stabilisé par une couche de solvatation .

Quelle est la nature de la liaison dans les métaux? Ils ont des points de fusion élevés, au contraire des solides moléculaires. Ils sont opaques, conducteurs et malléables (non-cassants), au contraire des solides covalents. Ils sont aussi insolubles, y compris dans l'eau, au contraire des solides ioniques. Les forces de cohésion dans les métaux sont donc différentes des précédentes.