IV. Caractéristiques physiques des liaisons de covalence C

Liaison chimique……………EB.Maarouf
IV. Caractéristiques physiques des liaisons de covalence
IV.1. Longueur des liaisons de covalence
La longueur d’une liaison mesure la distance internucléaire entre deux atomes. Elle est
comprise entre 0,1 et 0,3 nm. Elle est fonction des rayons de covalence  des atomes qui la
constitue.
Le rayon de covalence d’un atome A vaut: =1
2 où  est la distance internucléaire.
Si un atome échange des liaisons multiples, le rayon de covalence de cet atome dépend de la
multiplicité de la liaison. Il diminue quand celle-ci augmente.
Liaisons
C-C
C=C
C≡C
N-N
N=N
N≡N
rc (nm)
0,077
0,067
0,06
0,07
0,062
0,055
d (nm)
0,154
0,134
0,12
0,14
0,125
0,11
En conséquence, la longueur des liaisons de covalence entre deux atomes A et B dépend :
1- De la multiplicité de la liaison :  >=>
Exemples :  = 0,147  > == 0,127  > = 0,115 
2- Du rayon de covalence des atomes qui constituent la liaison.
Rappelons que  augmente de haut en bas dans une colonne et de la droite vers la
gauche dans une période de la classification périodique :
  () + ()
Liaisons
F2
Cl2
Br2
I2
HF
HCl
HBr
HI
d (nm)
0,128
0,198
0,228
0,266
0,092
0,128
0,141
0,161
IV.2.Energie des liaisons de covalence
L’énergie de liaison  est l’énergie libérée (<0) au cours de la formation d’une liaison à partir
de deux atomes isolés à l’état gazeux.
La valeur absolue  est égale à l’énergie de dissociation  de la liaison
+    
L’énergie de liaison dépend :
- de la multiplicité de la liaison : plus celle-ci est grande, plus la liaison est forte et plus son
énergie est élevée en valeur absolue.
Liaisons
C-C
C=C
C≡C
N-N
N=N
N≡N
C-N
C=N
C≡N
Energie de
347
612
837
159
419
942
293
615
891

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liaison Kj/mol
- de la position des éléments liés, dans le tableau périodique.
Pour les éléments d’une même famille, sa valeur absolue décroit lorsque la distance
interatomique augmente :
IV.3. Polarité des liaisons de covalence
Lorsqu’une liaison de covalence d’établit entre deux atomes d’électronégativité  différente,
elle se polarise.
Le déplacement du nuage électronique vers l’atome le plus électronégatif induit sur ce dernier
une augmentation de la densité électronique entrainant l’apparition d’une charge partielle (-δ).
Inversement, l’atome le moins électronégatif est appauvri en électrons et prend une charge
partielle (+δ).
Si on a : 
 +
 représente le caractère ionique partiel de la liaison.
La polarisation dépend de la différence d’électronégativité  , donc de la position relative
des atomes A et B dans la tableau périodique.
Plus est élevé, plus la liaison est polarisée.
Le caractère ionique partiel  de la liaison, caractéristique de sa polarité, peut etre déterminé
à partir de la mesure des moments dipolaires.
Molécules
HF
HCl
HBr
HI
1,9
0,9
0,7
0,3
% ionique
43
17
11
5
IV.4. Polarisabilité des liaisons de covalence
C’est une grandeur qui mesure l’aptitude d’une liaison ou d’une molécule à se déformer sous
l’action d’un champ électrique. Ce champ peut d’ailleurs être créé par une molécule voisine.
Plus la polarisabilité est grande, plus le moment dipolaire induit par le champ est grand.
IV.5.Moment dipolaire
IV.5.1.Moment dipolaire de liaison
La polarisation d’une liaison ente deux atomes A et B se caractérise par une grandeur
vectorielle  appelée moment dipolaire. Ce vecteur est défini par :
- sa direction : axe de la liaison ;
- son sens : du pole – au pole plus ;
- son intensité : =..
e est la charge élémentaire de l’électron ;  le caractère ionique partiel de la liaison ;  la
distance interatomique.
L’unité de  dans le système S.I est le coulomb mètre (C.m). Cependant, la quantité e.d
(~1029) étant très petite, on utilise souvent le Debye (D) comme unité de moment dipolaire.
Par définition, deux charges (-e) et (+e) distantes de 1Å constituent un dipôle de moment 4,8D
Soit , 1= 3,33.1030.

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Pour les molécules diatomiques, le caractère ionique partiel de la liaison croit avec la
différence d’électronégativité comme le montre le tableau ci-après
Molécules
HF
HCl
HBr
HI
δ
0,41
0,17
0,12
0,05
d(nm)
0,092
0,127
0,141
0,161
1,80
0,90
0,70
0,40
()
1,82
1,04
0,79
0,42
On définit le pourcentage ionique d’une liaison comme étant le rapport du moment de la
liaison à celui de la liaison supposée totalement ionique
%  =..
.×100  é     
Moments dipolaires de quelques liaisons
Liaison
Moment dipolaire en Debye
C-H
0,40
O-H
1,51
N-H
1,31
C-O
0,75
C=O
2,40
C-Cl
1,57
C-N
0,45
CN
3,60
IV.5.2.Moment dipolaire d’une molécule
Le moment dipolaire  d’une molécule diatomique est égal au moment dipolaire de liaison.
En première approximation, le moment dipolaire  d’une molécule polyatomique est la
somme vectorielle des moments dipolaires de toutes ses liaisons :
 =
Il dépend donc de la géométrie de la molécule. C’est une grandeur expérimentalement
accessible qui apporte des informations sur la structure spatiale.
Puisque le moment dipolaire total d’une molécule est la résultante des moments de liaison,
une molécule possédant un centre de symétrie aura un moment dipolaire nul.
Molécule
Géométrie
Moment dipolaire en Debye
CO2
linéaire
0
CS2
linéaire
0
HCN
linéaire
2,98
HCl
linéaire
1,08
CO
linéaire
0,11
H2O
angulaire
1,85
H2S
angulaire
0,97
SO2
angulaire
1,63
BCl3
triangle plan
0
SO3
triangle plan
0
NH3
pyramide
1,47

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PH3
pyramide
0,58
CH4
tétraèdre régulier
0
SnCl4
tétraèdre régulier
0
P4
tétraèdre régulier
0
C6
héxagone régulier
0
SF6
octagone régulier
0