Chapitre 1: Liaison covalente

 

Chapitre I : Liaison Covalente

I. Liaison dans le Modèle Classique

1.1 Variation de l'énergie du système

1.1.1. Concept d'énergie potentielle

  • Énergie potentielle : Dans une liaison covalente, l'énergie potentielle du système est une fonction de la distance entre les noyaux des atomes liés.
  • Courbe d'énergie potentielle : La courbe d'énergie potentielle en fonction de la distance inter-nucléaire montre une énergie minimale à une distance spécifique appelée longueur de la liaison.

1.1.2. Formation de la liaison covalente

  • Attraction et répulsion : Lors de la formation d'une liaison covalente, les forces d'attraction entre les électrons d'un atome et les noyaux de l'autre atome diminuent l'énergie du système, tandis que les forces de répulsion entre les noyaux augmentent l'énergie.
  • Énergie de liaison : La différence entre l'énergie du système à l'état lié et l'énergie des atomes isolés représente l'énergie de liaison.

1.1.3. Rupture de la liaison covalente

  • Énergie nécessaire : Pour rompre une liaison covalente, il faut fournir une énergie égale à l'énergie de liaison.
  • Endothermique : La rupture de la liaison est un processus endothermique.

1.2 Modèle de Lewis

1.2.1. Théorie de Lewis

  • Représentation par points : Les électrons de valence sont représentés par des points autour du symbole chimique de l'élément.
  • Paires d'électrons : Les liaisons covalentes sont formées par des paires d'électrons partagées entre les atomes.

1.2.2. Règle de l'octet

  • Octet stable : Les atomes tendent à partager des électrons de manière à obtenir une configuration électronique similaire à celle des gaz nobles, avec 8 électrons de valence.
  • Exceptions : Certains atomes, notamment ceux de la deuxième période, suivent strictement la règle de l'octet, tandis que d'autres peuvent dévier .

1.2.3. Structures de Lewis

  • Dessin des structures : Pour dessiner une structure de Lewis, il faut :
    1. Compter le nombre total d'électrons de valence.
    2. Former des paires d'électrons pour créer des liaisons.
    3. Distribuer les électrons restants pour satisfaire la règle de l'octet.
  • Exemple : La molécule de H2O\text{H}_2\text{O} peut être représentée par la structure de Lewis suivante : H:O:H\text{H} : \text{O} : \text{H}

1.3 Molécules non régies par la règle de l'octet

1.3.1. Déficience d'octet

  • Molécules avec moins de 8 électrons : Certaines molécules, comme le trifluorure de bore (BF3\text{BF}_3), ont un atome central avec moins de 8 électrons de valence.

1.3.2. Hypervalence

  • Molécules avec plus de 8 électrons : Les éléments à partir de la troisième période peuvent avoir plus de 8 électrons de valence, comme dans le pentachlorure de phosphore (PCl5\text{PCl}_5).

1.3.3. Radicaux libres

  • Molécules avec un nombre impair d'électrons : Les radicaux libres ont un électron non apparié, par exemple, le monoxyde d'azote (NO\text{NO}).

1.4 Longueur des liaisons covalentes

1.4.1. Définition

  • Distance inter-nucléaire : La longueur de la liaison covalente est la distance entre les noyaux des deux atomes liés.

1.4.2. Facteurs influençant la longueur de la liaison

  • Rayon atomique : La longueur de la liaison dépend des rayons des atomes impliqués.
  • Type de liaison : Les liaisons simples, doubles et triples ont des longueurs différentes, les liaisons simples étant les plus longues et les liaisons triples les plus courtes.

1.4.3. Exemples de longueurs de liaison

  • Liaison simple : C-C\text{C-C} dans l'éthane (C2H6\text{C}_2\text{H}_6) est environ 154 pm.
  • Liaison double : C=C\text{C=C} dans l'éthylène (C2H4\text{C}_2\text{H}_4) est environ 134 pm.
  • Liaison triple : CC\text{C}\equiv\text{C} dans l'acétylène (C2H2\text{C}_2\text{H}_2) est environ 120 pm.

1.5 Description des liaisons covalentes polaires

1.5.1. Électronégativité

  • Définition : L'électronégativité est la capacité d'un atome à attirer les électrons de la liaison vers lui.
  • Échelle de Pauling : L'échelle de Pauling mesure l'électronégativité, avec le fluor étant l'élément le plus électronégatif.

1.5.2. Liaison covalente polaire

  • Partage inégal : Une liaison covalente est polaire si les électrons sont partagés de manière inégale entre les atomes en raison de différences d'électronégativité.
  • Moment dipolaire : Une liaison polaire possède un moment dipolaire, où un pôle est partiellement positif et l'autre est partiellement négatif.

1.5.3. Exemples de liaisons covalentes polaires

  • Eau (
    \text{H}_2\text{O}
    )
    : La liaison O-H\text{O-H} est polaire car l'oxygène est plus électronégatif que l'hydrogène.
  • Chlorure d'hydrogène (
    \text{HCl}
    )
    : La liaison H-Cl\text{H-Cl}est polaire car le chlore est plus électronégatif que l'hydrogène.

1.5.4. Polarité des molécules

  • Molécule polaire : Une molécule est polaire si elle possède des moments dipolaires non équilibrés, comme dans le cas de l'eau.
  • Molécule non polaire : Une molécule est non polaire si ses moments dipolaires s'annulent, comme dans le cas du dioxyde de carbone (CO2\text{CO}_2).