4.2 La liaison covalente

4.2.1 Décrire la liaison covalente comme le résultat de l’attraction électrostatique entre une paire d’électrons et des noyaux de charges positives. (2)

Les liaisons covalentes se retrouvent entre des atomes qui ont une forte électronégativité. Ils veulent attirer beaucoup les électrons, et donc personne ne cède à l’autre son/ses électron(s). Elles ont habituellement1 lieu entre des non-métaux. Les noyaux (positifs grâce aux protons) participent à ce type de liaison car ils veulent, eux aussi, se rapprocher des électrons; ce qui participe à l’union des atomes (voir figure 1).

Figure 1. La participation du noyau positif à la liaison covalente

1 «Polarité» faire référence à la différence électrique qu’il y a dans la molécule, elle contient des pôles de différentes charges.

Les liaisons simples et les liaisons multiples

doivent être envisagées.

Les exemples proposés doivent

inclure O2, N2, CO2,

HCN, C2H4

(éthène) et C2H2

(éthyne).

4.2.2 Décrire de quelle façon la formation d’une liaison covalente résulte d’une mise en commun d’électron(s). (2)

La liaison covalente implique de mettre en commun ses électrons afin que chaque atome de la molécule ait la configuration électronique d’un gaz inerte. La molécule covalente la plus simple est le H2 :

Dans la figure précédente, les 2 électrons sont partagés et attiré électrostatiquement au noyau positif. On appelle ce lien un lien covalent simple la molécule diatomique Cl2 est forme aussi un lien simple covalent.

Il existe des liaisons covalentes doubles et triples, en voici quelques exemples :

Figure 2. Formation du H3O+

L’étude des

liaisons covalentes datives

est requise.

Les exemples envisagés incluent CO, et H3O+.

La liaison covalente dative (parfois aussi appelée «de coordination»)

C’est une liaison covalente dans laquelle le doublet d’électrons de liaison à partager est apporté par un seul atome. L’atome qui donne le doublet s’appelle donneur, l’autre s’appelle accepteur. La liaison dative se représente par une flèche allant du donneur à l’accepteur. Une fois formée, cette liaison est égale aux autres liaisons covalentes.

Exemple : l’ion ammonium (NH4+) :

Un atome épuise ses possibilités d’établir des liaisons covalentes normales avant d’établir une liaison dative.

Figure 3. Formation du NH4+

4.2.3 Déduire les structures de Lewis (représentation des électrons par des points) de molécules et d’ions comportant jusqu’à quatre paires d’électrons sur chaque atome. (3)

Dans les structures de Lewis, on montre uniquement les électrons de valence. Les représentations où on voit

uniquement les liaisons chimiques ne sont pas des structures de Lewis. Parfois, l’expression «formule structurelle» est utilisée à la place de «structure de Lewis». Faire l’exemple avec le NH3.

Une paire d’électrons peut être représentée par des points, des croix, une combinaison de points et de croix ou par un trait. Par exemple, la molécule de chlore peut être représentée sous la forme :

ou

ou ou

4.2.4 Exprimer et expliquer la relation entre le nombre de liaisons, leur longueur et leur énergie. (3)

La force et l’attraction que 2 noyaux ont pour les électrons partagés affectent la force et l’attraction de la liaison. Les liaisons simples peuvent avoir des forces et des longueurs dans les différents composés, mais les liens doubles sont généralement plus forts et plus petits que les liens simples. Les liens les plus forts sont les liaisons triples. La force est ici l’énergie de liaison.

Longueur Forcenm /kJ mol-1

Liaisons simples Cl - Cl 0.199 242C - C 0.154 348

Liaisons doubles C C 0.134 612O O 0.121 496

Liaisons triples C C 0.120 837N N 0.110 944

Exemple du «groupe carboxyle» de l’acide carboxylique :

Une paire d’électrons peut être représentée par des points, des croix, une combinaison de points et de croix ou par un trait. Par exemple, la molécule de chlore peut être représentée sous la forme :

ou

ou ou

La comparaison doit inclure la longueur et l’énergie de liaison de :

deux atomes de carbone unis par une liaison simple, une liaison double et une liaison triple ;

un atome de carbone lié à deux atomes d’oxygène dans le groupe carboxyle d’un acide carboxylique.

4.2.5 Prédire si un composé binaire présente un caractère covalent à partir de la position des éléments dans le tableau périodique ou à partir des valeurs de leur électronégativité. (3)

Composé covalent : nm + nm Différence d’électronégativité : entre 0 et 1.67 (au dessus de 1.67 c’est un composé ionique)

Chimie 11-12 page 98…

4.2.6 Prédire la polarité relative des liaisons à partir des valeurs de leur électronégativité. (3)

Dans les molécules diatomiques contenant le même élément (ex. : H2, Cl2, I2, O2…), la paire d’électrons est partagée de façon égale entre les 2 atomes. Il en est ainsi car les 2 éléments ont la même valeur d’électronégativité2. Ils ont donc le même pouvoir d’attraction.

Lorsque les atomes ont une électronégativité différente l’un de l’autre, l’atome de plus électronégatif attire davantage la paire d’électrons. À ce moment, une extrémité de la molécule est plus riche en électrons que l’autre, c’est une liaison polaire3. Plus la différence d’électronégativité est grande entre 2 atomes, plus la liaison est polaire.

Polarité et différences d’électronégativité :Entre 0 et 0.4 Entre 0.41 et 1.67 Plus que 1.67

Covalent non-polaire Covalent polaire Ionique

Figure 4. Polarité des composés

2 Un groupement (groupe ou paquet) d’électrons peut être un doublet libre d’électrons, une liaison simple, une liaison double ou une liaison triple. En anglais on utilise l’expression «No. of charge centres». 3 La géodésie est une discipline qui se propose d'étudier les problèmes géodésiques dans l'espace à trois dimensions, sans faire appel à des surfaces et à des systèmes de référence qui n'ont pas de réalité physique.

On représente la polarité du composé car la lettre grecque sigma :

On met delta négatif vis-à-vis l’atome où on retrouve le plus d’électrons (donc une valeur plus négative) et delta positif pour celui dont les électrons sont plus loin.

Figure 5. Identifie les atomes des figures ci-dessus

Trace les schémas, donne la formule moléculaire et indique la polarité des composés suivants :

Dioxyde de carbone Tétrachlorure de carbone Oxyde de dihydrogène

4.2.7 Prédire la forme et les angles de liaison pour des espèces dont l’atome central porte quatre, trois et deux centres de charges négatives en utilisant la Théorie de la répulsion des paires d’électrons de valence (modèle RPEV). (3)

Les exemples proposés doivent inclure CH4, NH3, H2O, NH4+, H3O+, BF3, C2H4, SO2, C2H2 et CO2.

Chimie 11-12 page 92…

Dans cette section, tu apprendras comment dessiner la forme des composés et ions en trois dimensions. Les électrons de valence vont se repousser entre eux pour prendre la configuration (l’arrangement) qui les éloignent le plus les uns des autres, l’arrangement qui demande le moins d’énergie potentielle. On appelle cela le modèle RPEV (répulsion des paires d’électrons de valence). Le pouvoir de répulsion électronique des paires d’électrons libres est plus grand que celui des paires d’électrons liés.

Formes standardNo. de doublets

d’électronsForme géométrique Nom de la forme Angles des liaisons

2 linéaire 180°

3 Plane triangulaire 120°

4 Tétraédrique 109.5°

5 Bipyramide à base triangulaire 90°, 120°, 180° (SF6)

6 Octaédrique 90°, 120°

Composés à connaitreNombre de

doublets d’électrons4

Géométrie moléculaire

Angle de liaison

Représentation structurale Exemples

2 Linéaire 180° C2H2, CO2

3 Triangulaire plane 120° BF3, C2H4

(éthène)

4 Pyramide triangulaire 107° H3O+, NH3, SO2

4 Tétraédrique 109.5° CH4, NH4+

4 Angulaire 105° H2O

4 Un groupement (groupe ou paquet) d’électrons peut être un doublet libre d’électrons, une liaison simple, une liaison double ou une liaison triple. En anglais on utilise l’expression «No. of charge centres».

La présence d’un doublet non-liant change la forme, ex : BF3 et NH3

Tu dois apprendre les exemples ci-dessous.

14.1.1 Prédire la forme et les angles de liaison pour des espèces renfermant des centres de cinq et six charges négatives sur la base de la Théorie de la répulsion des paires d’électrons de valence (modèle RPEV).

Les atomes ayant un niveau de valence élargi (plus de 4 liaisons autour de l’atome) peuvent avoir plus de 8 électrons en tout.

Ex. PCl5 P a une configuration électronique [Ne] 3s2 3p3. En contact avec des petits éléments très électronégatifs (F, Cl) , il peut envoyer un électron du 3s à une orbitale 3d pour devenir [Ne] 3s1 3p3 3d1 avec la possibilité de former 5 liaisons (partage de 10 électrons).

Forme bipyramide triangulaire, angles 90o et 120 o.

Ex. SF6 (S partage 12 électrons) forme octaédrique, angle 90o

Exercices

Dessin Forme et angle(s) PolaritéOui/non

CO2

SiCl4

PCl3

SF6

BF3

SO2

NeF4

AsCl5

4.2.8 Prédire si une molécule est polaire ou non sur la base de sa géométrie et de la polarité de ses liaisons. (3)

En connaissant la géométrie des molécules et l’électronégativité des éléments qui les composent, on peut déduire la polarité de la molécule.

Si une structure est symétrique, elle ne sera pas polaire car ses moments polaires (les vecteurs qui représente la polarité de la molécule) s’annulent. Sinon, elle est polaire :

Figure 6. Polaire ou non-polaire?

4.2.9 Décrire et comparer la structure et les liaisons des trois allotropes du carbone (diamant, graphite et fullerène C60). (3)

Allotropie :DéfinitionPhénomène de structure en vertu duquel un corps simple ou composé peut se présenter sous plusieurs formes qui diffèrent par leurs propriétés physiques (systèmes cristallins, densité) tout en gardant des propriétés chimiques identiques. Sous ce rapport, le graphite et le diamant sont deux allotropes du carbone [Office de la langue française, 1983]

Les allotropes se produisent quand un élément peut exister sous différentes formes cristallines. Dans le diamant, les atomes de carbones liés ensembles forment une gigantesque structure covalente. Toutes les liaisons sont de force égale et il n’y a aucun point de faiblesse dans la structure, le résultat est une structure d’une force exceptionnelle. Les électrons étant localisés, le diamant ne conduit pas l’électricité. La silice et le dioxyde de silicium (SiO2) forment des structures tétraédriques géantes similaires (4.2.10).

Figure 8. Superbe allotrope de carbone

Dans le graphique, chaque atome de carbone est très fortement lié à 3 autres atomes de carbone pour former des couches (strates) parallèles de cycles de forme hexagonale. Entre les couches, les liens sont très faibles, ce qui fait que lorsqu’on appui avec le graphite sur une surface comme le papier, les couches peuvent glisser les unes sur les autres (d’où la trace noire quand tu écris au crayon), ce qui en fait un excellent lubrifiant. Parce que les électrons sont délocalisés entre les différentes couches, c’est un bon conducteur d’électricité.

Figure 7. Structure moléculaire du diamant

Figure 10. Allotrope de type scolaireFigure 9. Agencement moléculaire du graphite

Le troisième allotrope est le fullerène. Un fullerène est une molécule en forme de cage fermée, qui est composée d'atomes de carbone regroupés au sein d'une structure constituée de pentagones et d'hexagones. Un fullerène comporte toujours 12 pentagones et au moins 2 hexagones. Le buckminsterfullerène ou fullerène C60 est un fullerène composé de 60 atomes de carbone regroupés dans une structure stable comportant 12 pentagones et 20 hexagones, et qui a une structure sphérique géodésique5 semblable à celle d'un ballon de soccer.

Figure 11. buckminsterfullerène ou fullerène C60

Suite à la découverte de cette molécule, de nombreuses autres molécules semblables ont été découvertes. Ces découvertes ont menées à une nouvelle branche de la science, la nanotechnologie.

5 La géodésie est une discipline qui se propose d'étudier les problèmes géodésiques dans l'espace à trois dimensions, sans faire appel à des surfaces et à des systèmes de référence qui n'ont pas de réalité physique.

4.2.10 Décrire la structure et les liaisons du silicium et du dioxyde de silicium. (2)

Le silicium est l'élément le plus abondant dans la croûte terrestre après l'oxygène, soit 25,7 % de sa masse. Il n'existe pas à l'état libre, mais sous forme de composés : sous forme de dioxyde de silicium (SiO2), la silice (dans le sable, le quartz, la cristobalite, etc.), ou d'autres silicates (dans les feldspaths, la kaolinite...).

Figure 12. Oxyde de silicium

Pour dessiner l’oxyde de silicium, il suffit de dessiner un composé de silicium et d’ajouter entre les silicium un atome d’oxygène. Pour te pratiquer ou pour visualiser ces molécules en 3D, suit les étapes décrites dans ce vidéo :http://www.youtube.com/user/richthornley#p/c/D68F9E7D8DA2A705/6/PiYnQLI-ufU

Figure 1. http://www.bbc.co.uk/scotland/learning/bitesize/higher/chemistry/energy/bsp_rev1.shtmlFigures 2 et 3 : http://www.tutorvista.com/content/chemistry/chemistry-i/chemical-bonding/coordinate-bond.phpFigure 4 : http://www.avon-chemistry.com/chem_bond_explain.htmlFigure 5 : http://www.dummies.com/how-to/content/electronegativity-and-polar-covalent-bonding.htmlFigure 6. http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/3081/3155729/blb0903.htmlFigure 7 : http://www.diamondland.be/diamondnewsFigure 8. http://www.charcoalremedies.com/scienceFigure 9. http://www.chem.wisc.edu/~newtrad/CurrRef/BDGTopic/BDGtext/BDGGraph.htmlFigure 10. http://battellemedia.com/archives/2009/03/search_is_a_pencil_Figure 11. http://www.creative-science.org.uk/c60info.htmlFigure 12. http://www.chemguide.co.uk/inorganic/period3/oxidesphys.html

Ressources supplémentaires : http://www.scribd.com/doc/17694557/03-Liaisons-Chimiqueshttp://www2.sluh.org/bioweb/bi100/tutorials/biochemistry.htm