Une liaison covalente

La liaison covalente est la liaison chimique entre deux atomes o√Ļ les √©lectrons sont partag√©s. Cela fait que les atomes se comportent comme une unit√©, que nous appelons une mol√©cule. Les atomes interagissent les uns avec les autres √† travers les √©lectrons les plus externes formant des liaisons.

Les liaisons sont les forces qui maintiennent les atomes ensemble pour former des mol√©cules et des compos√©s. Contrairement √† la liaison ionique dans laquelle il y a transfert d’√©lectrons entre deux atomes, dans la liaison covalente, les √©lectrons sont partag√©s entre les atomes.

Caractéristiques des liaisons covalentes

  • Des liaisons covalentes sont √©tablies entre des √©l√©ments non m√©talliques. Par exemple, l’hydrog√®ne H, l’oxyg√®ne O et le chlore Cl se trouvent naturellement sous forme de mol√©cules diatomiques li√©es de mani√®re covalente: H2, O2 et Cl2.
  • Les liaisons covalentes comprennent des liaisons simples, doubles ou triples o√Ļ 2, 4 ou 6 √©lectrons sont partag√©s, respectivement. Par exemple, dans le compos√© organique √©thane H3C-CH3, la liaison entre carbone-carbone et carbone-hydrog√®ne est simple. Dans l’√©th√®ne H2C = CH2, la liaison entre les carbones est double, partageant quatre √©lectrons.
  • Les liaisons covalentes cr√©ent des mol√©cules qui peuvent √™tre s√©par√©es avec moins d’√©nergie que les compos√©s ioniques.
  • La liaison covalente est plus forte entre deux atomes avec une √©lectron√©gativit√© √©gale.

Types de liaisons covalentes

En fonction de l’affinit√© pour les √©lectrons de chaque atome, nous pouvons avoir trois types de liaison: polaire, non polaire et coordonn√©e.

Liaison covalente non polaire

Cette liaison est √©tablie entre des atomes avec une √©lectron√©gativit√© √©gale. Ce type de liaison peut √©galement √™tre maintenu entre des atomes avec une diff√©rence d’√©lectron√©gativit√© inf√©rieure √† 0,4.

Exemples de liaison covalente non polaire

La mol√©cule de chlore Cl2 est compos√©e de deux atomes de chlore avec la m√™me √©lectron√©gativit√©, qui partagent une paire d’√©lectrons dans une liaison covalente non polaire. La m√™me chose se produit dans le cas des deux atomes d’oxyg√®ne pour former la mol√©cule d’oxyg√®ne O2.

Entre les atomes de carbone dans les molécules organiques, la liaison covalente est non polaire.

Liaison covalente polaire

La liaison covalente polaire est form√©e entre deux atomes non m√©talliques qui ont une diff√©rence d’√©lectron√©gativit√© entre 0,4 et 1,7. Lorsque ceux-ci interagissent, les √©lectrons partag√©s restent plus proches de l’atome le plus √©lectron√©gatif.

Exemples de molécules avec des liaisons covalentes polaires

Dans la mol√©cule d’eau H2O, les √©lectrons des hydrog√®nes restent plus proches et plus longs autour de l’oxyg√®ne, qui est plus √©lectron√©gatif.

Le fluor F est l’√©l√©ment le plus √©lectron√©gatif (4.0) et poss√®de sept √©lectrons de valence. Lorsqu’il se combine avec l’hydrog√®ne, il forme du fluorure d’hydrog√®ne HF, par l’interm√©diaire d’une liaison covalente polaire.

La mol√©cule d’ammoniac NH3 poss√®de des liaisons covalentes polaires entre l’azote et les hydrog√®nes.

Liaison covalente coordonnée ou dative

Coordonner la liaison covalente

L’azote dans l’ammoniac apporte deux √©lectrons au bore dans l’adduit ammoniac-trifluorure de bore.

Ce type de liaison se produit lorsque l’un des atomes de l’union est celui qui contribue au partage des √©lectrons. Nous y parvenons dans la r√©action entre l’ammoniac NH3 et le trifluorure de bore BF3. L’azote a deux √©lectrons libres et le bore est d√©ficient en √©lectrons. Lorsque l’azote et le bore se rejoignent, ils compl√®tent leur derni√®re coquille avec huit √©lectrons.

CARACTERISTIQUES des composés covalents

  • √Ä temp√©rature ambiante et √† pression atmosph√©rique normale, les compos√©s covalents peuvent se pr√©senter sous forme de solides, de liquides ou de gaz.
  • Les compos√©s covalents ne pr√©sentent pas de conductivit√© √©lectrique lorsqu’ils sont dissous dans l’eau. Lorsque ces compos√©s sont dissous, les mol√©cules se s√©parent et restent ind√©pendantes, contrairement aux compos√©s ioniques, qui se d√©composent en leurs ions positifs et n√©gatifs.
  • Les compos√©s covalents ont des points de fusion et d’√©bullition inf√©rieurs √† ceux des compos√©s ioniques. La force d’attraction entre les mol√©cules est inf√©rieure √† celle de la liaison ionique, donc moins d’√©nergie est n√©cessaire pour les s√©parer. Par exemple, le point de fusion du chlorure de sodium NaCl (compos√© ionique) est de 801 ¬į C et le point d’√©bullition est de 1465 ¬į C; le point de fusion de l’eau (compos√© covalent) est de 0 ¬į C et le point d’√©bullition de 100 ¬į C.
  • Les compos√©s covalents ont tendance √† √™tre plus combustibles.
  • De nombreux compos√©s covalents ne sont pas facilement solubles dans l’eau. Ces compos√©s covalents polaires comme l’√©thanol et le glucose se dissolvent bien dans une certaine mesure. D’autre part, les huiles et l’essence ne sont pas solubles dans l’eau.

R√®gle de l’octet

Les atomes transf√®rent, acceptent ou partagent des √©lectrons afin de compl√©ter leur niveau de valence avec huit √©lectrons. Cela est d√Ľ √† les atomes recherchent leur configuration √©lectronique la plus stable.

Les √©lectrons de valence sont ceux qui sont dans la derni√®re couche d’√©nergie externe. Ce sont les √©lectrons disponibles pour interagir avec d’autres atomes.

Exceptions à la règle des octets

L’exception √† cette r√®gle se trouve dans l’hydrog√®ne et l’h√©lium, dont la derni√®re valence n’admet qu’un maximum de 2 √©lectrons. Aussi, les √©l√©ments b√©ryllium Be et bore B ont peu d’√©lectrons pour former un octet. Be n’a que deux √©lectrons de valence et B en a trois.

√Čtiquettes:

Laisser un commentaire

Votre adresse e-mail ne sera pas publiée. Les champs obligatoires sont indiqués avec *