Les atomes se lient entre eux par un lien chimique. Ce dernier est une force qui maintient ensemble des atomes et les font se comporter comme une unité. Ce lien a une certaine énergie. C’est pourquoi, lorsqu’on veut casser une liaison, il faut imposer une contrainte au système (par exemple : chauffer le système). Briser une liaison est donc une opération endothermique. A l’inverse, lorsqu’on forme une liaison, de l’énergie est libérée par le système. L’opération est donc exothermique. Une réaction chimique implique donc d’office la rupture et la formation de liaison.

Observons la figure XXIII. On remarque que le graphe a un minimum. Ce dernier est le puit de potentiel et correspond à une distance particulière entre les atomes tels que l’énergie est minimale. Le système va tendre vers cet état d’énergie minimal car c’est l’état le plus stable pour ce système. Il y a 4 zones distinctes sur ce graphe. Dans la zone 1, les atomes d’hydrogène sont assez éloignés pour qu’il n’y ait aucune interaction entre eux. En se déplaçant, les atomes vont se retrouver à une distance telle que des interactions électrostatiques apparaissent entre eux. Ils commencent donc à s’attirer. C’est ce qui se passe dans la zone 2. A une certaine distance, l’énergie est minimale. Le système est donc stable et la molécule est créée. C’est la zone 3 appelé « puit de potentiel ». Dans la zone 4, les atomes continuent de se rapprocher. Dans ce cas, l’énergie devient positive, on a donc une répulsion. Les atomes sont donc forcer à revenir dans le puit de potentiel.

La formation d’une molécule est donc favorisée du point de vue énergétique. On voit bien sur l’image 3 de gauche qu’entre les deux noyaux d’hydrogène, la probabilité de présence des électrons est importante. Qui dit forte concentration d’électron, dit liaison chimique. La longueur de celle-ci est la distance pour laquelle l’énergie du système est minimale. Dans le cas de H2, elle vaut 0,074 nm.

Nous avons étudié l’atome et ses particules constitutives. Nous allons maintenant nous
intéresser à la manière dont ces derniers se lient ensemble pour former des molécules.

Si des atomes différents sont liés entre eux, les électrons ne vont pas se répartir équitablement dans la molécule. Cas de la molécule de H-Cl : Cl est plus électronégatif et va donc attirer plus les électrons que H. Il y aura une distribution de charge non-homogène dans la molécule et donc création d'un dipôle. Cette électronégativité a été systématisée par Pauling, en se référant aux énergies de liaison.

H-H : D H-H= 436 kJ/mol Cl-Cl: DCl-Cl=243 kJ/mol

Si H-Cl n'était pas polarisée, l'énergie de liaison serait la moyenne géométrique des énergies de liaison, soit (436 . 243). ½ soit 325 kJ/mol. La valeur expérimentale, DH-Cl est différente et vaut 432 kJ/mol. La différence est liée à la différence d'électronégativité χ Le facteur 0,102 a été rajouté ultérieurement quand on a commencé à utiliser des Joules.

Comme l'électronégativité est une valeur relative, on a fixé arbitrairement l'électronégativité de l'élément le plus électronégatif à 4,00 pour le fluor. L'électronégativité augmente de bas en haut, et de gauche à droite dans le tableau périodique (figure XXII)

La distinction métaux - non métaux se fait grâce à l’électronégativité :

Les non-métaux ont χ > 2,2

Les métaux ont χ < 1,8

Les semi-métaux ont 2,2 > χ > 1,8.

En résumé, dans le tableau périodique, il y a les informations suivantes :

1. La configuration électronique de tous les éléments.

2. Chaque élément d’un même groupe possède la même configuration de valence.

3. Certains groupes ont des noms spéciaux (alcalins, halogènes,...).

4. Les métaux et non métaux se caractérisent par leurs propriétés physiques et chimiques.

Le rayon atomique est la différence entre le rayon de Van der Waals et le rayon covalent. Le rayon de Van der Waals est le rayon correspondant à la plus petite distance entre deux atomes de gaz libre (c'est le σ/2 de Lennard - Jones). Ces atomes sont donc non liés chimiquement. Tout comme la taille d'une orbitale ne peut pas être spécifiée exactement, la taille exacte d'un atome n'est pas connue. Nous devons faire certains choix arbitraires pour obtenir les valeurs de rayons atomiques. Ces valeurs peuvent être connues en mesurant la distance entre atomes dans des composés chimiques. Par exemple, dans la molécule de brome (Br2), la distance entre les deux noyaux est de 228 pm. Le rayon atomique du brome est supposé être la moitié de cette valeur, soit 114 pm. Ce rayon est appelé rayon covalent.

Ce dernier est plus petit que le rayon de VdW à cause de l'interpénétration des orbitales lors d'une liaison chimique. Nous constatons que le rayon augmente de droite à gauche et de haut en bas. Dans une même famille, quand n augmente, le rayon augmente (figure XXI). Il faut encore remarquer que dans beaucoup de composés, les éléments sont présents sous forme ionique. Le rayon cationique sera plus petit que le rayon de l'atome neutre correspondant, lui même plus petit que le rayon anionique. Ainsi, Na+ sera beaucoup plus petit que Na et Cl- sera beaucoup plus gros que Cl.