La liaison covalente

De Wiki_BioOrga

La liaison covalente:

La liaison covalente est un type de liaison chimique dans laquelle deux atomes partagent un ou plusieurs paires d'électrons de leur couche de valence. Cette mise en commun d'électrons permet aux atomes d'atteindre la configuration électronique stable des gaz rares, qui est de huit électrons pour la couche de valence.

La théorie de Lewis et Langmuir (1916)

La règle de l'octet

Cette règle stipule que chaque atome, dans une molécule stable, tend à s'entourer de huit électrons dans sa couche de valence. Pour y parvenir, les atomes peuvent partager des électrons avec d'autres atomes, former des liaisons covalentes, ou céder ou recevoir des électrons, formant des liaisons ioniques.

Exemples:

  • H: 1s1 => Il lui manque un électron pour atteindre l'octet. Il peut donc former une liaison covalente avec un autre atome d'hydrogène pour former une molécule de dihydrogène (H2).
  • O: 1s2 2s22p4 => Il lui manque deux électrons pour atteindre l'octet. Il peut donc former deux liaisons covalentes avec deux atomes d'hydrogène pour former une molécule d'eau (H2O).
  • Cl: 1s22s22p6 3s23p5 => Il lui manque un électron pour atteindre l'octet. Il peut donc former une liaison covalente avec un atome d'hydrogène pour former une molécule d'acide chlorhydrique (HCl).

1.1.2. Mésomérie

Certaines molécules peuvent présenter plusieurs structures de Lewis qui diffèrent par la distribution des électrons. Ces différentes structures sont appelées mésomères. La véritable structure de la molécule est une superposition de ces mésomères.

Exemple:

formule chimique
Les formes mésomères du dioxyde de soufre

Le dioxyde de soufre (SO2) peut être représenté par deux structures de Lewis mésomères:

1.1.3. Les limites de la règle de l'octet

formule chimique
Forme hyperconjuguée du dioxyde de soufre

La règle de l'octet n'est pas toujours applicable. Il existe des exceptions, comme par exemple les molécules comportant des radicaux libres ou des liaisons hypercovalentes.

2. Introduction à la théorie de Gillespie : méthode VSEPR (1957)

La théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) est une théorie qui permet de prédire la géométrie des molécules en se basant sur la répulsion entre les paires d'électrons de la couche de valence des atomes.

2.1. Cas de molécules de type AXn

On considère une molécule où un atome central A est lié à n atomes de type X par des liaisons simples. La géométrie de la molécule dépend du nombre de paires d'électrons (liaison et non-liaison) autour de l'atome central A.

Nombre de paires d'électrons Géométrie Exemple
2 Linéaire BeH2
3 Trigonale AlH3
4 Tétraédrique CH4
5 Bipyramide trigonale PCl5
6 Octaédrique SF6

2.2. Cas des atomes présentant des paires d’électrons non liantes

Lorsque la molécule présente un doublet non liant ou plusieurs, les règles précédentes continuent à s'appliquer. Néanmoins, dans ce cas, les angles idéaux sont modifiés. En effet, un doublet prendra plus de place d'une liaison entre des atomes.

2.3. Cas des liaisons multiples

Les règles précédentes s'étendent à des liaisons multiples en les assimilant à des liaisons simples localisées entre les deux atomes, mais plus volumineuses. On admet que les liaisons triples seront les plus volumineuses suivies par les liaisons doubles enfin les liaisons simples restent moins volumineuses.

2.4. Pour aller plus loin

La stéréochimie d'une molécule est son arrangement tridimensionnel. La théorie VSEPR permet de prédire la stéréochimie des molécules simples. Cependant, pour des molécules plus complexes, il est nécessaire d'utiliser des méthodes plus avancées.

Conclusion

La liaison covalente est un concept fondamental en chimie qui permet de comprendre la structure et les propriétés