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9.6: Liaison covalente et structures de Lewis
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Chemistry

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Covalent Bonding and Lewis Structures
 
TRANSCRIPTION

9.6: Liaison covalente et structures de Lewis

Par rapport aux liaisons ioniques, qui résultent du transfert d'électrons entre des atomes métalliques et non métalliques, les liaisons covalentes résultent de l'attraction mutuelle des atomes pour un doublet d'électrons “ commun ”.  

Des liaisons covalentes se forment entre deux atomes lorsqu'ils ont tous deux tendance à attirer des électrons vers eux-mêmes (c.-à-d. lorsque les deux atomes ont des énergies d'ionisation et des affinités électroniques identiques ou assez similaires).  

Propriétés physiques des composés covalents

Les composés qui contiennent des liaisons covalentes présentent des propriétés physiques différentes de celles des composés ioniques. Comme l'attraction entre les molécules, qui sont électriquement neutres, est plus faible que celle qui existe entre les ions chargés électriquement, les composés covalents ont généralement des points de fusion et d'ébullition beaucoup plus faibles que les composés ioniques. En fait, de nombreux composés covalents sont des liquides ou des gaz à température ambiante et, à l'état solide, ils sont généralement beaucoup plus mous que les solides ioniques. En outre, alors que les composés ioniques sont de bons conducteurs d'électricité lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, la plupart des composés covalents sont insolubles dans l'eau ; comme ils sont électriquement neutres, ils sont de mauvais conducteurs d'électricité dans n'importe quel état.

Formation de liaisons covalentes

Les atomes de non-métaux forment souvent des liaisons covalentes avec d'autres atomes de non-métaux. Par exemple, la molécule d'hydrogène H2 contient une liaison covalente entre ses deux atomes d'hydrogène. Deux atomes d'hydrogène séparés ayant une énergie potentielle particulière s'approchent l'un de l'autre, leurs orbitales de valence (1s) commencent à se chevaucher. Les électrons célibataires sur chaque atome d'hydrogène interagissent alors avec les deux noyaux atomiques, occupant l'espace autour des deux atomes. La forte attraction de chaque électron commun vers les deux noyaux stabilise le système et l'énergie potentielle diminue à mesure que la distance de la liaison diminue. Si les atomes continuent à se rapprocher, les charges positives dans les deux noyaux commencent à se repousser, et l'énergie potentielle augmente. La longueur de la liaison est déterminée par la distance à laquelle l'énergie potentielle la plus faible est atteinte.

Il est essentiel de se rappeler que l'énergie doit être ajoutée pour rompre les liaisons chimiques (un processus endothermique), alors que la formation de liaisons chimiques libère de l'énergie (un processus exothermique). Dans le cas de H2, la liaison covalente est très forte ; une grande quantité d'énergie, 436 kJ, doit être ajoutée pour rompre les liaisons en une seule mole de molécules d'hydrogène et provoquer la séparation des atomes :

Eq1

Inversement, la même quantité d'énergie est libérée lorsqu'une mole de molécules de H2 se forme à partir de deux moles d'atomes H :

Eq2

Structures de Lewis

Les symboles de Lewis peuvent être utilisés pour indiquer la formation de liaisons covalentes, qui sont illustrées dans les structures de Lewis, des dessins qui décrivent la liaison dans les molécules et les ions polyatomiques. Par exemple, lorsque deux atomes de chlore forment une molécule de chlore, ils mettent en commun un doublet d'électrons :

Figure1

La structure de Lewis indique que chaque atome de Cl possède trois doublets d'électrons qui ne sont pas utilisées dans la liaison (appelées doublets libres) et un doublet d'électrons commun (inscrit entre les atomes). Un tiret (ou une ligne) est parfois utilisé pour indiquer un doublet d'électrons commun :  Cl&—Cl.

  • Un seul doublet d'électrons commun est appelé une liaison simple. Chaque atome de Cl interagit avec huit électrons de valence : les six des doublets libres et les deux de la liaison simple.
  • Cependant, une paire d'atomes peut avoir besoin de mettre en commun plus qu'un doublet d'électrons pour acquérir l'octet requis. Une liaison double se forme lorsque deux doublets d'électrons sont communs entre une paire d'atomes, comme entre les atomes de carbone et d'oxygène dans CH2O (formaldéhyde) et entre les deux atomes de carbone dans C2H4 (éthylène).  
    Figure2
  • Une liaison triple se forme lorsque trois doublets d'électrons sont mis en commun par une paire d'atomes, comme dans le monoxyde de carbone (CO) et l'ion cyanure (CN–).
    Figure3

Le tableau périodique peut être utilisé pour prédire le nombre d'électrons de valence dans un atome et le nombre de liaisons qui seront formées pour atteindre un octet. Les éléments du groupe 18, tels que l'argon et l'hélium, ont rempli la configuration électronique et participent donc rarement à la liaison chimique. Cependant, les atomes du groupe 17, comme le brome ou l'iode, n'ont besoin que d'un électron pour atteindre l'octet. Par conséquent, les atomes appartenant au groupe 17 peuvent former une seule liaison covalente. Les atomes du groupe 16 ont besoin de 2 électrons pour atteindre un octet; ils peuvent donc former deux liaisons covalentes. De même, le carbone appartenant au groupe 14 a besoin de 4 électrons de plus pour atteindre un octet ; ainsi, le carbone peut former quatre liaisons covalentes.  

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 7.2 : Liaisons covalentes et Openstax, Chimie 2e, Section 7.3 : Symboles et structures de Lewis.

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