liaisons moléculaires (liaisons covalentes)
* Formation: Les atomes partagent des électrons pour obtenir une configuration d'électrons stable (généralement une coque extérieure complète).
* électronégativité: Les atomes impliqués ont des électronégativités similaires (attraction pour les électrons). La différence d'électronégativité est faible, généralement inférieure à 1,7.
* Type de liaison: Partage d'électrons.
* composés résultants: Forment généralement des molécules (unités discrètes), souvent des gaz ou des liquides à température ambiante.
* Propriétés:
* Points de fusion et d'ébullition inférieurs: Parce que les liaisons sont plus faibles, moins d'énergie est nécessaire pour les briser.
* généralement non conducteur: Les électrons sont localisés dans la molécule, pas libres de se déplacer.
* peut être polaire ou non polaire: Cela dépend de la symétrie de la molécule et de la différence d'électronégativité entre les atomes.
Exemples:
* Eau (H₂O) - Les atomes d'hydrogène et d'oxygène partagent des électrons.
* Méthane (Ch₄) - Les atomes de carbone et d'hydrogène partagent des électrons.
liaisons ioniques
* Formation: Un atome (généralement un métal) perd un ou plusieurs électrons, devenant un ion chargé positivement (cation). Un autre atome (généralement un non-métal) gagne ces électrons, devenant un ion chargé négativement (anion). Les charges opposées attirent, formant le lien.
* électronégativité: Les atomes impliqués ont des électronégativités significativement différentes. La différence d'électronégativité est généralement supérieure à 1,7.
* Type de liaison: Attraction électrostatique entre les ions de charge opposée.
* composés résultants: Former des composés ioniques (sels), souvent des solides cristallins à température ambiante.
* Propriétés:
* Points de fusion et d'ébullition élevés: Les forces électrostatiques fortes nécessitent beaucoup d'énergie pour se briser.
* conducteur lorsqu'il est dissous ou fondu: Les ions libres peuvent transporter un courant électrique.
* Souvent fragile: La structure rigide peut facilement se fracturer.
Exemples:
* Chlorure de sodium (NaCl) - Le sodium perd un électron pour devenir na⁺, tandis que le chlore gagne un électron pour devenir Cl⁻.
* Oxyde de magnésium (MGO) - Le magnésium perd deux électrons pour devenir Mg²⁺, et l'oxygène gagne deux électrons pour devenir O²⁻.
Point clé: La classification d'une liaison comme purement ionique ou covalente est souvent une simplification. De nombreuses obligations ont des caractéristiques des deux. Le terme "covalent polaire" est utilisé lorsqu'il y a un partage inégal d'électrons, conduisant à une extrémité légèrement positive et légèrement négative de la molécule.
