Chapitre 2 : Liaison Covalente

 

Chapitre 2 : Liaison Covalente

1. Formation des Liaisons Covalentes

1.1. Définition et Principes Fondamentaux

Une liaison covalente est formée lorsque deux atomes partagent une ou plusieurs paires d'électrons pour atteindre une configuration électronique stable, souvent celle des gaz nobles. Ce partage permet à chaque atome d'acquérir une couche de valence complète.

1.2. Formation de la Liaison Covalente

  • Partager des électrons : Dans une liaison covalente, les électrons partagés se trouvent généralement dans des orbitales atomiques qui se chevauchent. Le partage des électrons permet à chaque atome de remplir ou de compléter son octet.
  • Exemple : Dans une molécule d'eau (H₂O), l'atome d'oxygène partage ses électrons avec deux atomes d'hydrogène. Chaque atome d'hydrogène fournit un électron, et l'oxygène fournit deux électrons pour former deux liaisons covalentes simples.

1.3. Types de Liaisons Covalentes

  • Liaison simple : Une paire d'électrons est partagée (ex. : H₂, Cl₂). Représentée par une seule ligne dans les structures de Lewis.
  • Liaison double : Deux paires d'électrons sont partagées (ex. : O₂, CO₂). Représentée par deux lignes.
  • Liaison triple : Trois paires d'électrons sont partagées (ex. : N₂, C₂H₂). Représentée par trois lignes.

1.4. Exemples et Calcul de la Longueur des Liaisons

  • Exemple de H₂ : La longueur de la liaison H-H est de 74 pm (picomètres). Plus la liaison est multiple (double ou triple), plus la liaison est courte et plus elle est forte.
  • Calcul de la longueur de liaison : La longueur de liaison est déterminée par les forces d'attraction et de répulsion entre les électrons et les noyaux atomiques.

2. Théorie de la Liaison Covalente (TLC)

2.1. Concepts Fondamentaux

La Théorie de la Liaison Covalente (TLC) repose sur la combinaison des orbitales atomiques pour former des orbitales moléculaires et expliquer la formation et la géométrie des molécules.

  • Principe de superposition des orbitales : Les orbitales atomiques se combinent pour former des orbitales moléculaires. Les électrons dans les orbitales moléculaires sont localisés entre les atomes.
  • Configuration électronique des molécules : La formation des molécules et la nature des liaisons sont expliquées par la distribution des électrons dans les orbitales moléculaires.

2.2. Hybridation des Orbitales

Pour mieux comprendre la géométrie des molécules, la théorie de l'hybridation est utilisée :

Hybridation sp³ :

  • Description : Une orbitale s et trois orbitales p se mélangent pour former quatre orbitales sp³ équivalentes.
  • Géométrie : Tetraédrique avec un angle de liaison d'environ 109,5°.
  • Exemple : Méthane (CH₄).

Hybridation sp² :

  • Description : Une orbitale s et deux orbitales p se mélangent pour former trois orbitales sp², laissant une orbitale p non hybridée.
  • Géométrie : Trigonale plane avec un angle de liaison d'environ 120°.
  • Exemple : Éthylène (C₂H₄).

Hybridation sp :

  • Description : Une orbitale s et une orbitale p se mélangent pour former deux orbitales sp.
  • Géométrie : Linéaire avec un angle de liaison de 180°.
  • Exemple : Acétylène (C₂H₂).

3. Orbitales Moléculaires et Diagramme MO

3.1. Orbitales Moléculaires

Les orbitales moléculaires résultent de la combinaison des orbitales atomiques lorsqu'un ou plusieurs atomes se lient pour former une molécule. Elles se divisent en :

  • Orbitales liantes : Formées par la combinaison constructive des orbitales atomiques, stabilisent la molécule en abaissant l'énergie globale. Exemple : 2σ pour O₂.
  • Orbitales anti-liantes : Formées par la combinaison destructive des orbitales atomiques, augmentent l'énergie de la molécule. Exemple : 2σ* pour O₂.

3.2. Diagramme des Orbitales Moléculaires (MO)

Le diagramme MO montre la disposition des électrons dans les orbitales moléculaires d'une molécule :

Étapes pour construire un diagramme MO :

  • Identifier les orbitales atomiques : Les orbitales atomiques des atomes se combinent pour former les orbitales moléculaires.
  • Combiner les orbitales : Les orbitales atomiques se combinent pour former des orbitales moléculaires liantes et anti-liantes. Les orbitales liantes sont plus stables que les orbitales anti-liantes.
  • Remplir les orbitales : Les électrons sont placés dans les orbitales moléculaires selon leur énergie, avec une préférence pour les orbitales liantes.

Exemple pour la Molécule de Dioxygène (O₂) :

  • Les orbitales 2s et 2p des atomes d'oxygène se combinent pour former les orbitales moléculaires : 2σ (liant), 2σ* (anti-liant), 2π (liant), et 2π* (anti-liant).
  • Les électrons se remplissent dans ces orbitales selon le principe d'exclusion de Pauli et la règle de Hund, résultant en une structure avec deux électrons dans les orbitales 2π*.

Applications et Exemples

  • Exemple pratique : Étudier les liaisons dans des molécules telles que l'eau (H₂O), le dioxyde de carbone (CO₂), et l'azote (N₂) permet de comprendre la géométrie moléculaire et la force des liaisons.
  • Diagrammes MO de molécules plus complexes : Les diagrammes MO peuvent être étendus pour des molécules plus complexes, ce qui aide à comprendre leur stabilité et leurs propriétés.