la liaison atomique (covalente)

Fiche 40 LA LIAISON ATOMIQUE (COVALENTE)
Echange d’électrons On a vu précédemment que, dans un corps ionique, il y a échange d’électrons. Les métaux donnent les électrons de leur dernière couche aux non-­métaux qui complètent leur dernière couche. L’attraction électrostatique résultante maintient ensemble le cation et l’anion : c’est la liaison ionique. Mise en commun d’électrons Les non-­métaux ont une autre stratégie pour obtenir une structure électronique stable. Imaginons deux atomes de fluor : pas d’échange d’électron possible car ils attirent chacun les électrons avec la même force. Comment faire pour avoir 8 électrons sur la dernière couche ? Les deux atomes vont se rapprocher l’un de l’autre et faire fusionner leurs orbitales : Lors de la fusion des deux orbitales atomiques, il y a mise en commun des électrons célibataires de chaque atome de fluor pour former une paire électronique reliant les deux atomes. Les électrons se tiennent le plus souvent entre les deux noyaux et sont simultanément attirés par eux, de sorte que les deux atomes restent liés en une particule unique ayant la formule chimique F2. Cette stratégie permet à chaque fluor d’avoir 8 électrons autour d’eux. La particule F2 est donc stable, car chaque atome a la structure électronique du gaz rare le plus proche (le néon dans ce cas). La molécule, une particule polyatomique Lorsque deux atomes d’hydrogène se rapprochent suffisamment près, il y a formation d’une seule nouvelle particule composée des deux atomes d’hydrogène : Dans cette nouvelle particule, les deux électrons ont été mis en commun. La fusion des deux orbitales atomiques donne un seul nuage électronique appelé orbitale moléculaire. Cette fusion des orbitales est appelée liaison atomique ou covalente. Un ensemble d’atomes, formant une seule particule électriquement neutre et susceptible d’exister à l’état isolé, est une molécule. Fiche 40 Le chlore Cl2 La liaison atomique (covalente) La formation d’une molécule de chlore s’explique de la même façon. Chaque atome de chlore comprend trois orbitales à deux électrons et une orbitale à un électron célibataire. Lorsque les deux atomes se lient, les deux orbitales à électron célibataire fusionnent pour donner une orbitale moléculaire occupée par les deux électrons : On obtient une particule polyatomique avec deux atomes de chlore : il s’agit de la molécule Cl2. L’acide chlorhydrique HCl Une molécule de HCl se forme de la même manière que F2 et Cl2. Ici, l’orbitale de l’hydrogène fusionne avec l’orbitale à électron célibataire du chlore pour former la particule HCl. L’atome d’hydrogène acquiert alors la structure électronique de l’hélium et l’atome de chlore celle de l’argon. L’eau H2O Une molécule d’eau se forme de façon identique. Ici, les orbitales des deux atomes d’hydrogène fusionnent avec les orbitales à électron célibataire de l’oxygène pour former la particule H2O. Les atomes d’hydrogène acquièrent alors la structure électronique de l’hélium et l’atome d’oxygène celle du néon. -­ 2 -­ Fiche 40 L’oxygène O2 La liaison atomique (covalente) Deux atomes d’oxygène s’unissent en une molécule diatomique O2, dans laquelle les orbitales à électron célibataire des deux atomes fusionnent pour former deux orbitales moléculaires. Chaque atome d’oxygène acquiert alors la structure électronique du néon. Ici, on parle d’une double liaison. L’azote N2 Deux atomes d’azote forme une molécule diatomique N2. Dans ce cas, les trois orbitales à électron célibataire des deux atomes fusionnent pour former trois orbitales moléculaires. Chaque atome d’azote acquiert la structure électronique du néon. Ici, on parle d’une triple liaison. Le carbone Le cas du carbone est plus compliqué. Pour des raisons géométriques facilement compréhensibles, on voit que la quadruple liaison n’est pas possible. Le carbone va donc fusionner ses orbitales à électron célibataire de manière très différente et peut, par exemple, former des chaînes d’atomes C très longues et fusionner certaines de ses orbitales avec des atomes d’hydrogène. Ces longues molécules sont biologiquement actives et sont étudiées dans le cadre de la biochimie. -­ 3 -­