Liaison covalente

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En chimie, une liaison covalente est une liaison chimique dans laquelle chacun des atomes liés met en commun un ou plusieurs doublets d'électrons de ses couches externes. C'est ce qui produit l'attraction mutuelle entre atomes. La liaison covalente implique généralement, le partage équitable d'une seule paire d'électrons, appelé doublet liant; chaque atome fournissant un électron ; la paire d'électrons étant délocalisée entre les deux atomes. Le partage de deux ou tr
Liaison covalente

En chimie, une liaison covalente est une liaison chimique dans laquelle chacun des atomes liés met en commun un ou plusieurs doublets d'électrons de ses couches externes. C'est ce qui produit l'attraction mutuelle entre atomes. La liaison covalente implique généralement, le partage équitable d'une seule paire d'électrons, appelé doublet liant; chaque atome fournissant un électron ; la paire d'électrons étant délocalisée entre les deux atomes. Le partage de deux ou trois paires d'électrons s'appelle liaison double ou liaison triple. Les liaisons triples sont relativement rares dans la nature; on la trouve par exemple dans le monoxyde de carbone CO. Parfois, un électron est délocalisé sur plusieurs atomes, comme dans le cas des cycles aromatiques et d'autres structures résonnantes, telles que le benzène. Lorsque les électrons sont délocalisés sur de nombreux atomes, on a une liaison métallique. La liaison covalente se produit le plus fréquemment entre des atomes d'électro-négativités semblables. La différence de niveau d'énergie entre les deux atomes n'est pas suffisante pour produire « le vol » d'électrons d'un atome vers l'autre. Cependant la répartition des électrons dans une liaison covalente entre atomes différents, ne sera pas exactement égale; en effet le point de gravité sera déplacé vers l'atome le plus électronégatif ( électronégativité signifie la capacité que possède un atome à attirer la paire d'électrons vers lui); on dit que la liaison covalente est polarisée. La direction de la polarisation est donnée par des charges partielles (delta + pour l'atome le moins électronégatif et delta - pour le plus électronégatif). Plus la différence d'électronégativité est grande entre les atomes, plus les charges partielles sont élevées; on dit que la liaison est polarisée et a un caractère "ionique". Les liaisons covalentes sont plus communes entre non-métaux, tandis que la liaison ionique est plus fréquente lorsqu'un ou chacun des deux atomes sont des métaux. La liaison covalente tend à être plus forte que d'autres types de liaison, telle que la liaison ionique. De plus, au contraire des liaisons ioniques où les atomes sont liés par attraction coulombienne non-directionnelle, les liaisons covalentes sont fortement directionnelles. En conséquence, les molécules liées par covalence tendent à adopter des formes caractéristiques possédant des angles de liaison spécifiques.

Fonction

Les atomes recherchent la stabilité et les liaisons covalentes y remédient. Les électrons apportés, permettent de saturer la dernière couche d'électrons et donc, stabilisent l'atome.

Historique de la liaison covalente

L'idée de la liaison covalente remonte à Lewis, qui en 1916 décrit le partage de paires d'électrons entre atomes. Il présenta la « notation de Lewis » dans laquelle les électrons de valence (de la couche électronique externe) sont représentés comme points autour des symboles atomiques. Les paires d'électrons situés entre les atomes représentent les liaisons covalentes et les paires multiples représentent des liaisons doubles ou triples. Tandis que l'idée des paires partagées d'électrons fournit une image qualitative efficace de la liaison covalente, la mécanique quantique est nécessaire pour comprendre la nature de ces liaisons et pour pouvoir prévoir les structures et les propriétés des molécules simples. En 1927, Walter Heitler et Fritz London furent crédités de la première explication quantique correcte de la liaison chimique, spécifiquement celle de la molécule de dihydrogène. Leur travail était basé sur le modèle de liaison de valence, qui suppose qu'une liaison chimique est formée lorsqu'il y a un bon recouvrement entre orbitales atomiques. Ces orbitales sont connues pour avoir des angles spécifiques les unes avec les autres. Le modèle de lien de valence put donc prévoir avec succès les angles de liaison observés dans des molécules simples. Aujourd'hui le modèle des liaisons de valence a été en grande partie supplanté par le modèle des orbitales moléculaires. Dans ce modèle, lorsque les atomes se rapprochent, leurs orbitales atomiques interagissent et forment alors un ensemble d'orbites moléculaires qui s'étend sur toute la molécule. La moitié de ces orbites tend à être des orbitales liantes et l'autre moitié anti-liantes. Les électrons des orbitales liantes provoquent la formation d'une liaison chimique, alors que ceux des orbitales anti-liantes tendent à les empêcher. La formation d'une liaison chimique n'est possible que lorsque les électrons occupant des orbitales liantes sont plus nombreux que ceux occupant des orbitales anti-liantes.

L'ordre de liaison

La différence entre le nombre de paires d'électrons contenues dans des orbitales liantes et anti-liantes détermine l'ordre de la liaison. Par exemple, dans une molécule diatomique, il y a une liaison simple qui se forme s'il y a un excès de deux électrons dans les orbitales liantes (H2), une liaison double si quatre électrons sont en excès (O2) et une liaison triple si cet excès est de six électrons (N2). L'ordre de liaison n'a pas besoin d'être un nombre entier et les liaisons peuvent être délocalisées sur plus de deux atomes. Par exemple, dans le benzène, l'ordre de liaison entre deux atomes de carbone adjacent est de 3/2. C'est-à-dire que les électrons des orbitales liantes sont répartis uniformément sur chacun des 6 atomes de carbone ; ce phénomène s'appelle résonance. D'autres exemple sont les anions dérivé du dioxygène : l'ajout d'électrons dans des orbitales π
- antiliantes fait passer l'ordre de liaison de 2 à 3/2 pour le superoxyde O2- et à 1 pour le peroxyde O22- Les longueurs et les énergies de dissociation des liaisons sont inversement proportionnelles à l'ordre de liaison ; plus l'ordre de liaison est élevé, plus cette liaison est courte et forte.

Les mesures

En utilisant la mécanique quantique il est possible de calculer la structure électronique, les niveaux énergétiques, les distances et les angles de liaisons, les moments dipolaires, et le spectre de molécules simples avec une grande exactitude. Actuellement, les distances et les angles de liaisons peuvent être calculés aussi précisément qu'elles peuvent être mesurées (quelques pm pour les distances et quelques degrés pour les angles). Pour les petites molécules, les calculs concernant les niveaux énergétiques sont suffisamment précis, pour qu'il puissent être utilisés afin de déterminer leur chaleur de formation et l'énergie de leur barrière d'activation cinétique.

Voir aussi

-Liaison chimique
-Liaison σ
-Liaison π
-Liaison δ Covalente Catégorie:Propriété chimique Catégorie:Ligase ar:رابطة تساهمية bg:Ковалентна химична връзка bs:Kovalentna veza ca:Enllaç covalent cs:Kovalentní vazba da:Kovalent binding de:Atombindung el:Ομοιοπολικός δεσμός en:Covalent bond es:Enlace covalente et:Kovalentne side fa:پیوند کووالانسی fi:Kovalenttinen sidos gl:Enlace covalente he:קשר קוולנטי hr:Kovalentna veza hu:Kovalens kötés it:Legame covalente ja:共有結合 ko:공유결합 mk:Ковалентна врска nl:Covalente binding nn:Kovalent binding no:Kovalent binding pl:Wiązanie kowalencyjne pt:Ligação covalente ru:Ковалентная связь simple:Covalent bond sk:Kovalentná väzba sl:Kovalentna vez su:Beungkeut kovalén sv:Kovalent bindning th:พันธะโควาเลนต์ tr:Kovalent bağ uk:Ковалентний зв'язок vi:Liên kết cộng hóa trị zh:共价键
Sujets connexes
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