Fiche explicative de la leçon: Liaison covalente Chimie • Deuxième secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire la liaison covalente en fonction de l’attraction électrostatique entre les noyaux atomiques et les paires d’électrons partagées.

Les composés covalents sont des molécules qui contiennent des liaisons covalentes. Les océans sont remplis de molécules d’eau liées de manière covalente qui ont une largeur d'environ 0,3 nm et l’atmosphère est principalement composée de molécules covalentes qui ne sont pas plus grosses que 0,5 nm. Des petits composés covalents se retrouvent partout dans le monde et il doit bien y avoir une règle qui explique pourquoi les atomes non métalliques ont si souvent tendance à former des composés covalents. Les scientifiques utilisent généralement la règle de l’octet pour expliquer pourquoi les atomes non métalliques forment des composés liés de manière covalente. Ils utilisent la règle de l’octet afin d'expliquer pourquoi les atomes non métalliques forment si souvent de petits composés covalents stables.

La règle de l’octet est une hypothèse scientifique étonnamment simple. Elle stipule que les atomes ont tendance à partager ou à transférer des électrons afin de pouvoir obtenir huit électrons de valence, ce qui leur confère la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble. De nombreux atomes non métalliques peuvent effectivement atteindre la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble en partageant un ou plusieurs électron(s) avec d’autres atomes non métalliques. Cette affirmation pourrait être reformulée pour indiquer que les atomes non métalliques peuvent obtenir la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble en formant une ou plusieurs liaison(s) covalente(s), car ces dernières représentent simplement des paires d’électrons partagées. La figure suivante illustre la configuration électronique des trois atomes de gaz noble qui sont à la base de la règle de l’octet. Les atomes de gaz nobles ont une configuration électronique très stable, car ils possèdent huit électrons de valence.

La figure suivante illustre qu’un seul atome d’oxygène peut atteindre la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble en établissant des liaisons covalentes simples avec deux atomes d’hydrogène. Cette figure indique que les atomes d’oxygène possèdent six électrons de valence lorsqu'ils ne forment pas de liaison et huit électrons de valence lorsqu’ils forment des liaisons covalentes avec deux atomes d’hydrogène. Les atomes d’oxygène se retrouvent donc avec une configuration électronique plus stable en formant des liaisons covalentes avec deux atomes d’hydrogène. Ces atomes d’oxygène obtiennent donc la même configuration électronique que le néon en formant des liaisons covalentes avec deux atomes d’hydrogène.

Les liaisons covalentes sont stables en raison d’une combinaison de forces électrostatiques attractives et répulsives entre les protons et les électrons des atomes liés de manière covalente. Il existe une répulsion électrostatique entre des particules qui portent une charge de même signe et une attraction électrostatique entre des particules qui portent une charge de signe opposé. Les forces d'attraction rapprochent les atomes, tandis que les forces de répulsion éloignent les atomes. Les atomes finissent par être à une distance stable dans laquelle les forces électrostatiques attractives et répulsives s’équilibrent.

Les structures de Lewis sont des illustrations schématiques simples qui montrent comment les électrons de la couche de valence sont partagés entre les atomes dans des composés liés de manière covalente ou ionique. Chaque électron de la couche de valence est représenté par un petit point ou une croix unique, alors que les noyaux atomiques contenant des électrons de cœur sont représentés par des symboles chimiques, tels que ou .

L'hydrogène gazeux () possède l'une des structures de Lewis les plus simples, car les molécules d’hydrogène contiennent seulement deux atomes d’hydrogène () qui possèdent chacun une seule couche de valence. La figure suivante montre une molécule d’hydrogène avec la structure de Lewis y étant associée.

L’un des électrons de valence est représenté par un point rouge et l’autre par un point noir. Les couleurs rouge et noir contrastantes sont utilisées pour aider le lecteur à différencier l’électron de valence d’un atome d’hydrogène de l’électron de valence de l’autre atome d’hydrogène. Des points rouges et noirs contrastants seront utilisés tout au long de cette fiche explicative afin d'aider le lecteur à différencier les électrons de valence des atomes liés de manière covalente.

Les structures de Lewis peuvent également être dessinées afin que les liaisons covalentes soient représentées par des lignes droites simples. La figure suivante compare les structures de Lewis des molécules d’hydrogène () et d’ammoniac (). La molécule d’hydrogène est dessinée avec une ligne droite, car elle contient une seule liaison covalente hydrogène-hydrogène (). La molécule d’ammoniac est dessinée avec trois lignes droites, car elle contient trois liaisons covalentes azote-hydrogène (). Chaque ligne droite représente une liaison covalente simple. Vous pouvez remarquer ici que les électrons de valence non liés de l’atome d’azote sont représentés par une paire de petits points. Une paire d’électrons de valence non liée est appelée un doublet non liant d’électrons.

Les figures suivantes représentent les structures de Lewis de deux autres composés moléculaires simples courants. La première figure illustre les structures de Lewis de l’eau (), alors que la deuxième figure illustre les structures de Lewis des molécules de méthane (). Ces structures de Lewis démontrent que les atomes d’oxygène et de carbone peuvent atteindre la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble en formant le bon nombre de liaisons covalentes avec les atomes d’hydrogène. Les atomes d’oxygène peuvent atteindre la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble en formant deux liaisons oxygène-hydrogène (). Les atomes de carbone peuvent atteindre la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble en formant quatre liaisons carbone-hydrogène ().

Certains atomes forment des liaisons covalentes dites doubles lorsqu’ils partagent deux électrons de valence. La figure suivante illustre une liaison covalente double qui se forme entre deux atomes d’oxygène. La liaison double contient quatre électrons de valence au total. Deux de ces électrons proviennent d’un atome d’oxygène, alors que les deux autres électrons proviennent de l’autre atome d’oxygène. La formation d'une liaison covalente double peut s'expliquer par la règle de l’octet. Les atomes d’oxygène ont six électrons de valence lorsqu’ils ne sont pas liés, alors qu'ils ont huit électrons de valence lorsqu’ils forment une liaison double avec un autre atome d’oxygène. Les atomes d’oxygène acquièrent la même configuration électronique qu’un atome de néon lorsqu’ils forment une liaison double avec un autre atome d’oxygène.

Il n'est donc pas surprenant de constater que certains atomes puissent également partager trois électrons de valence avec d’autres atomes afin d'atteindre la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble. La formation de liaisons covalentes doubles ou triples aide les atomes à obtenir huit électrons de valence, ce qui leur confère une configuration électronique plus stable. La figure suivante illustre comment un atome d’azote peut partager trois de ses électrons de valence avec un autre atome d’azote pour former une molécule de diazote () contenant une liaison triple.

Les structures de Lewis peuvent être utilisées pour représenter des molécules covalentes contenant des liaisons doubles ou triples. Les liaisons doubles sont représentées par quatre points ou deux lignes droites entre les symboles chimiques. Les liaisons triples sont représentées par six points ou trois lignes droites entre les symboles chimiques. La figure suivante illustre les structures de Lewis de certains composés moléculaires simples qui contiennent des liaisons covalentes doubles ou triples. La première structure de Lewis représente la molécule de dioxygène (), alors que les autres structures de Lewis représentent les molécules de dioxyde de carbone () et de diazote ().

La structure de Lewis du dioxygène a quatre points ou deux lignes droites entre les deux symboles chimiques de l’oxygène (). Les représentations avec des points et des droites soulignent toutes les deux que la liaison oxygène-oxygène () est constituée de quatre électrons de valence. Les structures de Lewis pour les molécules de dioxyde de carbone et diazote sont légèrement différentes. La structure de Lewis pour le dioxyde de carbone a quatre points ou deux lignes droites entre le carbone () et chacun des symboles de l’oxygène (). La structure de Lewis pour la molécule de diazote comprend trois lignes entre deux symboles chimiques représentant l'azote (). Les structures de Lewis illustrent que la liaison azote-azote () dans les molécules de comprennent six électrons, alors que les liaisons carbone-oxygène () dans les molécules de comprennent quatre électrons chacune.

Les paragraphes précédents ont démontré comment les atomes peuvent se combiner pour former différents types de liaisons covalentes. Il a été démontré que certains atomes peuvent former des liaisons covalentes simples lorsqu'ils partagent un électron, alors que d’autres atomes peuvent former des liaisons covalentes doubles lorsqu'ils partagent une paire d’électrons. Il a également été démontré que certains atomes peuvent former des liaisons covalentes triples lorsqu'ils partagent trois électrons. Le tableau suivant récapitule ces informations. Il illustre comment les atomes forment différents types de liaisons covalentes en partageant un nombre différent d’électrons. Vous pouvez remarquer ici que les liaisons covalentes simples sont représentées par une ligne droite entre les symboles chimiques. Les liaisons covalentes doubles sont représentées par deux lignes droites entre les symboles chimiques, alors que les liaisons covalentes triples sont représentées par trois lignes droites entre les symboles chimiques.

La règle de l’octet n’est toutefois pas une hypothèse scientifique infaillible. Il existe de nombreux atomes qui ne semblent pas obéir à cette règle. De nombreux atomes n'atteignent pas la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble en formant des liaisons covalentes dans des composés. De nombreux atomes ne partagent pas leurs électrons de valence simplement pour leur permettre d'obtenir huit électrons et la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble.

Le trifluorure de bore est une molécule relativement petite liée de manière covalente qui semble contredire la règle de l’octet. Cette molécule a la formule chimique et sa structure de Lewis est illustrée dans la figure suivante. On peut constater que le bore dans la molécule de possède six électrons de valence plutôt que les huit prédits par la règle de l’octet. L’atome de bore ne partage pas ses électrons de valence juste pour pouvoir atteindre la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble. L’atome de bore partage ses électrons pour des raisons différentes, qui ne seront pas détaillées dans cette fiche explicative.

Il existe d’autres molécules liées de manière covalente qui semblent contredire la règle de l’octet. Le pentachlorure de phosphore est un composé qui contient un atome de phosphore lié de manière covalente à cinq atomes de chlore. Cette molécule a la formule chimique et sa structure de Lewis est illustrée dans la figure suivante. Nous pouvons constater que le phosphore dans la molécule de a dix électrons plutôt que les huit prédits par la règle de l’octet. L’atome de phosphore ne partage pas ses électrons juste pour l'aider à atteindre la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble.

Les molécules de trifluorure de bore et de pentachlorure de phosphore illustrent que les atomes non métalliques n'atteignent pas toujours la même configuration électronique qu’un atome de gaz noble en formant des composés moléculaires simples. Certains atomes non métalliques se retrouvent avec plus de huit électrons de valence lorsqu'ils forment des composés liés de manière covalente, alors que certains atomes se retrouvent avec moins de huit électrons de valence lorsqu'ils forment des composés liés de manière covalente. La règle de l’octet a clairement ses limites et elle ne peut pas être utilisée pour expliquer toutes les molécules liées de manière covalente. Cette règle est également limitée dans la mesure où elle ne peut pas être utilisée pour prédire la géométrie d’un composé covalent. Nous utilisons habituellement la théorie de la répulsion des paires électroniques de la couche de valence (VSEPR) afin de prédire les géométries moléculaires.

Il y a beaucoup de composés moléculaires simples qui sont formés par des liaisons covalentes et ils ont tous tendance à avoir des propriétés physiques similaires. La plupart des composés covalents simples ont des points de fusion et d’ébullition relativement bas, car il n’y a pas d’interactions intermoléculaires fortes entre des molécules adjacentes liées de manière covalente. La liaison covalente elle-même est très forte et difficile à briser, mais les forces intermoléculaires entre les molécules covalentes sont très faibles et elles sont facilement neutralisées avec une quantité d’énergie relativement faible. Le tableau suivant mentionne les propriétés physiques communes des composés moléculaires covalents simples.

Ce tableau indique que les composés covalents ne sont pas des conducteurs efficaces de chaleur ou d’électricité. La faible conductivité électrique des composés covalents peut s'expliquer en considérant les particules mobiles porteuses de charges. Nous savons que les matériaux conduisent l’électricité seulement lorsqu'ils contiennent un certain type de particules mobiles porteuses de charges. Les particules porteuses de charges conduisent un courant électrique et font en sorte que le matériau est un conducteur efficace d’électricité. Les molécules liées de manière covalente ne génèrent pas de particules porteuses de charges pouvant conduire un courant électrique et les composés covalents simples ont donc des valeurs de conductivité électrique faibles.

Les petites molécules liées de manière covalente ne peuvent pas conduire très bien la chaleur, étant donné qu'il y a beaucoup d’espace entre les molécules covalentes adjacentes et que ces molécules n'entrent pas très souvent en collision. Ceci rend difficile le transfert de chaleur, car la conduction thermique se produit lorsque les molécules entrent en collision. La figure suivante illustre comment la chaleur est transférée entre deux molécules lorsqu’elles entrent en collision. L’une des molécules est chaude, tandis que l’autre est froide (étape 1). Les molécules entrent ensuite en collision, ce qui transfère l’énergie thermique de la molécule chaude vers la molécule froide (étape 2). La molécule froide gagne de l’énergie thermique, tandis que l’autre molécule perd de l’énergie thermique. Les deux molécules se retrouvent avec des quantités similaires d’énergie thermique suite à la collision (étape 3).

Résumons maintenant ce que nous avons appris dans cette fiche explicative.