La liaison ionique résulte d’interactions électrostatiques entre ions de charges opposées.

Les ions les plus simples sont formés à partir d’un seul atome dont le numéro atomique Z est proche de celui d’un gaz rare. Dans ce cas, la perte ou le gain d’électrons permet d’atteindre la configuration électronique de ce gaz rare, caractérisée par une distribution sphérique des électrons très stable chimiquement. Prenons l’exemple des ions sodium et chlorure, Na+ et Cl-. La configuration des atomes neutres est, d’après la classification périodique, Na : 1s² 2s² 2p⁶ 3s et Cl : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. Les ions ont les configurations Na+ : 1s² 2s² 2p⁶ et Cl- : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, qui sont respectivement celles du néon et de l’argon.

Dans un composé à liaisons purement ioniques, la symétrie sphérique de la distribution électronique de chaque ion est préservée. Les électrons restent localisés sur les ions et ne sont pas partagés comme c’est le cas dans une liaison covalente.

La liaison ionique n’est pas directionnelle par nature. La structure des composés ioniques correspond à une configuration des ions pour laquelle l’énergie d’interaction électrostatique est minimale. Ces composés prennent généralement la forme de grands réseaux cristallins dans lesquels chaque ion est entouré d’ions de charge opposée.

A l’instar des liaisons covalentes, les liaisons ioniques sont des liaisons fortes : le gain en énergie des électrons est de l’ordre de 5 eV par paire liée.

I- Exemples de structures basées sur des liaisons ioniques

Les liaisons purement ioniques peuvent être observées dans les composés halogénures alcalins, liant les éléments des première et avant-dernière colonnes du tableau périodique.

Les structures types de ces composés sont les structures NaCl et CsCl.

La maille cubique de NaCl contient (8 × 1/8 + 6 × 1/2) = 4 cations Na+, répartis aux sommets et au centre des faces. Le réseau formé par les anions Cl- est identique et décalé du réseau cationique par une translation de vecteur (1/2 0 0). Les cations comme les anions se trouvent en coordinence octaédrique : on compte six premiers voisins équidistants, formant une bipyramide à base carrée.

La maille cubique de CsCl contient seulement (8 × 1/8 + 1) = 2 ions. Les cations occupent les sommets de la maille tandis que l’anion occupe son centre. On peut remarquer que les réseaux formés par les cations et les anions sont à nouveau identiques, mais sont cette fois décalés par la translation (1/2 1/2 1/2). La coordinence des cations et des anions est égale à 8.

II- Étude expérimentale : réaction entre le sodium et le dichlore

Dans un tube à essai à trou latéral, un petit morceau de sodium est chauffé dans la flamme du brûleur Bunsen. Ensuite, le tube contenant le sodium enflammé est introduit dans un récipient rempli de dichlore.

Il y a une réaction vive entre le sodium et le dichlore qui s’accompagne d’un fort dégagement de chaleur et d’une émission de lumière jaune éblouissante.

Comme produit de la réaction des deux réactifs dangereux, on obtient un sel blanc non toxique : le chlorure de sodium (NaCl), qui est utilisé comme sel de cuisine.

II-1. Interprétation

Lors de la réaction chimique, il y a un changement au niveau du cortège électronique des atomes de sodium et de chlore : ils acquièrent la configuration électronique de l’argonide le plus proche dans le T.P.E. qui comporte un octet électronique sur la couche de valence.

II-2. Formation d’ions

Analysons de plus près la configuration électronique des réactifs de la réaction précédente :

a- Configuration électronique des atomes de sodium et de chlore (avant la réaction)

Le néon (Ne ; 10 électrons) est le gaz rare dont la configuration électronique est la plus proche de celle de Na (11 électrons).

L’argon (Ar ; 18 électrons) est le gaz rare dont la configuration électronique est la plus proche de celle de Cl (17 électrons).

Pour acquérir la configuration électronique de ces gaz rares, tous les atomes de sodium (Na) doivent perdre un électron, tandis que tous les atomes de chlore (Cl)doivent en accepter un.

b- Configuration électronique des ions sodium et chlorure (après la réaction)

En perdant un électron, la couche M du sodium disparaît et l’avant-dernière couche devient dernière couche ; elle présente un octet électronique.

Analysons la charge des deux particules après cette transformation :

c- Équations ioniques

• Un atome chargé électriquement est appelé ion.
• Des ions chargés positivement (p.ex. Na⁺) sont appelés cations.
• Des ions chargés négativement (p.ex. Cl^–) sont appelés anions.

II-3. Tableau récapitulatif

II-4. Écriture de la réaction à l’aide des symboles de Lewis

II-5. Réseaux ioniques

Lors de la réaction entre le dichlore et le sodium, il y a formation de cations (chargés positivement) et d’anions (chargés négativement).

Deux charges de même signe se repoussent, deux charges de signe contraire s’attirent.

Par conséquent, les cations se repoussent entre eux, de même que les anions se repoussent entre eux. Les anions et les cations s’attirent mutuellement ; la force électrostatique responsable de cette attraction est à l’origine de la liaison ionique. À cause des forces d’attraction et de répulsion entre les ions, il se forme un réseau tridimensionnel qu’on appelle réseau ionique. Le nombre d’ions dans un réseau ionique est extrêmement élevé.

Des composés, qui (comme le chlorure de sodium) sont constitués de cations métalliques et d’anions non-métalliques assemblés dans un réseau ionique, sont appelés sels.

II-6. Formules chimiques

D’une part, un atome de chlore peut accepter autant d’électrons qu’un atome de sodium peut en céder (à savoir un seul).

D’autre part, le réseau ionique du chlorure de sodium est constitué du même nombre d’ions chlorure que d’ions sodium. Le réseau ionique est donc globalement neutre.

Dans le réseau ionique de NaCl, nombre de cations Na+ = nombre d’anions Cl Comme le réseau est constitué d’un très grand nombre d’ions, la formule chimique correspondante ne peut rendre compte que du rapport entre les deux types d’ions. La formule chimique du chlorure de sodium s’écrit donc :

NaCl

Ou Na⁺Cl^– si on veut rendre compte de la charge des ions.

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Chimie minérale est la science qui décrit des corps simples et des composés de tous les éléments autres que le carbone, ainsi que des molécules très simples contenant un seul atome de carbone (oxydes de carbone, carbonates, cyanures …). Nous parlons de chimie minérale car, à l’origine, les corps étudiés venaient du règne minéral. On l’appelle parfois chimie inorganique, par opposition à la chimie organique qui se limite aux composés carbonés présents en abondance dans les règnes végétal et animal.

La chimie minérale des corps simples distingue 3 grandes classes d’éléments : les métaux, les non-métaux et les gaz rares.

Plan du cours Chimie Minérale

Chapitre I: Etat solide cristallin

I-1- Classification des solides cristallins

I-2- Propriétés physiques

I-3- Nature des cristaux et classification périodique

I-4- Notions de cristallographie

Chapitre II: Cristaux métalliques

II-1- La liaison métallique

II-2- Propriétés physiques des métaux

II-3- Structures métalliques

II-3-1- Assemblages compacts

II-3-2- Structures cubique à faces centrées (CFC) et hexagonale compacte

II-3-3- Assemblage semi compact: Structure cubique centrée (CC)

II-4- Insertion dans les réseaux

II-4-1- Condition d’insertion dans une structure CFC

II-4-2- Condition d’insertion dans une structure HC

Chapitre III: Cristaux ioniques

III-1- La liaison ionique

III-2- Stéréochimie de quelques structures de type MX

III-2-1- Structure type chlorure de césium CsCl

III-2-2- Structure type chlorure de sodium NaCl

III-2-3- Structure type ZnS blende

III-2-4- Structure type NiAs

III-2-5- Structure type ZnS wurtzite

III-3- Stéréochimie de quelques structures de type MX2

III-3-1- Structure type fluorine CaF2 et anti fluorine K2O

III-3-2- Structure type rutile TiO2

III-3-3- Structure type cristobalite SiO2

III-4- Rayons ioniques et structures

III-5- Détermination de l’énergie réticulaire des cristaux ioniques

III-5-1- Détermination par la méthode électrostatique

III-5-2- Détermination par la méthode thermodynamique

Chapitre IV: Cristaux covalents et cristaux moléculaires

IV-1- Les cristaux covalents

IV-1-1- Exemples de structures unidimensionnelles

IV-1-2- Exemple de structure bidimensionnelle : le graphite

IV-1-3- Exemple de structure tridimensionnelle : le diamant

IV-2- Les cristaux moléculaires

IV-2-1- Exemples de cristaux moléculaires à liaisons de Van der Waals

IV-2-2- Exemples de cristaux moléculaires à liaisons hydrogène

IV-3- Les liaisons intermoléculaires dans les cristaux covalents et dans les cristaux moléculaires

IV-3-1- Les liaisons de Van der Waals

IV-3-2- La liaison hydrogène

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