Les liaisons chimiques et la formation de molécules
Il est important de noter que le nombre particulier d'électrons sur la dernière orbite concentrique d'un atome est largement responsable des propriétés de cet atome. En effet, lorsque la dernière orbite est complète, l'atome tend à être stable et n'a pas tendance à se lier avec d'autres atomes. Par contre, si le nombre d'électrons de la dernière orbite de l'atome est incomplet, cet atome a tendance à réagir avec d'autres atomes afin de combler sa dernière orbite et de se stabiliser.
En tentant donc de saturer leur dernière orbite concentrique, les atomes font des échanges d'électrons avec d'autres atomes. Ces échanges permettent à certaines "forces d'attraction" de se développer entre les atomes amenant la formation de "liaisons chimiques". C'est grâce à ces liaisons chimiques que les atomes s'organisent en groupes plus ou moins complexes, les molécules.
L'organisation des atomes en "édifices" moléculaires plus ou moins complexes dépend du type et du nombre de liaisons qu'un atome peut former avec d'autres atomes. Deux types majeurs de liaisonspermettent aux différents atomes de s'organiser entre eux,
Les liaisons covalentes
Nous avons une liaison covalente lorsque deux atomes, dans le but de saturer leur dernière orbite concentrique, se partage une ou plusieurs paires d'électrons. En général, les liaisons covalentes entre les atomes sont les plus fortes et les plus stables. Dans ce type de lien, les noyaux des deux atomes sont très près l'un de l'autre parce que les électrons de leur orbite externe n'appartiennent plus ni à l'un ni à l'autre atome mais sont libres de se déplacer autour des deux noyaux et dans l'espace qui les sépare.
On peut donc parler d'un partage d'électrons entre deux atomes.
Mais, comme chacun le sait, le partage n'est pas toujours une chose facile à faire, aussi, y a-t-il deux types de partage: le partage égal et le partage inégal. Plus le partage d'électrons entre deux atomes est égal plus le lien entre les 2 atomes est fort.
En principe, selon le nombre d'électrons libres sur la dernière orbite, chaque atome ne peut former avec les autres atomes qu'un certain nombre de lien covalent. L'hydrogène ne peut former qu'une seule liaison, l'oxygène deux, l'azote trois et le carbone quatre. Ainsi, par exemple,
deux atomes d'hydrogène peuvent s'attacher ensemble pour former une molécule d'hydrogène (H2)
deux atomes d'oxygène s'attacher ensemble pour former une molécule d'oxygène (O2)
un atome de carbone peut se lier avec quatre atomes d'hydrogène pour former du méthane (CH4)
Lorsque deux ou plusieurs atomes forment des liaisons covalentes, ces liaisons s'orientent dans l'espace avec un angle précis les unes par rapport aux autres. Ainsi la molécule formée de l'association de ces atomes prend dans l'espace une configuration tridimensionnelle particulière et typique à cette molécule. Le maintien de cette structure tridimensionnelle est une condition essentielle au maintien des caractéristiques chimiques de chaque molécule. Nous verrons un peu plus loin dans ce chapitre l'importance de cette structure particulière dans les réactions chimiques.
L'orientation dans l'espace des différents atomes les uns par rapport aux autres et la stabilité des liaisons covalentes sont deux caractéristiques qui confèrent aux différentes molécules leurs propriétés chimiques essentielles à leur fonction propre dans le maintien de l'homéostasie.
Les atomes s'attachent donc les uns aux autres pour former des molécules plus ou moins complexes. La molécule d'eau est une molécule relativement simple. L'ammoniac, le gaz carbonique ou le méthane dont nous avons parlé tantôt sont aussi des molécules relativement simples n'étant constituées que de quelques atomes.
Les liaisons non covalentes
Même si les forces qui retiennent le plus solidement les atomes dans une molécule sont des liens covalents, les forces qui maintiennent l'architecture tridimensionnelle des grosses molécules sont souvent plus faibles. C'est donc par le nombre de ces liens que la cohérence d'une molécule est maintenue. Ainsi, même si certaines liaisons faibles se brisent dans la molécule, il en reste suffisamment pour maintenir une cohésion entre les différentes parties de la molécule. Les quatre principaux types de liaisons non covalentes sont :
· les liaisons ioniques
· les liaisons hydrogène
· les forces de Van der Waals
· les liaisons hydrophobes
Nous n'avons pas l'intention ici de développer ces différents types de liaisons mais prenons quant même un peu de temps pour jeter un coup d’œil sur les liaisons de type ioniques.
Nous avons déjà mentionné que les liaisons covalentes étaient des liaisons où des atomes se partageaient des électrons.
Les liaisons ioniques se caractérisent par le fait que deux atomes ne partagent pas mais échangent des électrons. Ces échanges conduisent à la perte d'un ou de plusieurs électrons pour l'un des deux atomes et pour le gain proportionnel d'électrons pour l'autre atome. Il s'agit en fait d'un transfert d’électron d'un atome vers un autre atome de telle sorte que les électrons transférés passent tout leur temps à proximité d'un seul noyau.
Prenons comme exemple le lien qui unit l’atome de chlore (Cl) et l’atome de sodium (Na) dans la molécule de chlorure de sodium (NaCl). Lors de l'échange d’électron entre ces deux atomes, l’atome de sodium se débarrasse de son électron excédentaire sur sa dernière couche; il possède alors un proton de plus que le nombre d’électron et prend une charge positive. L’atome de chlore quant à lui prend l’électron que l’atome de sodium vient de libérer et se retrouve avec un électron de plus que le nombre de proton dans son noyau; ce qui lui donne une charge négative. Une attraction s'exerce alors entre les deux atomes chargés, permettant la formation d'une molécule. C'est cette force d'attraction que l'on appelleliaison ionique.