Résumé Tradisional | Liaisons Chimiques: Covalentes

Contextualisation

Les liaisons covalentes jouent un rôle essentiel en chimie, puisqu’elles reposent sur le partage d’électrons entre atomes, permettant ainsi de constituer des molécules stables. Ce type de liaison se retrouve dans de nombreuses substances de notre quotidien, telles que l’eau (H2O), le dioxyde de carbone (CO2) ou encore divers composés organiques qui forment la base des êtres vivants. En comprenant mieux ces liaisons, les élèves saisissent comment les atomes s’assemblent pour donner naissance à des molécules et comment ces dernières interagissent pour générer leurs propriétés physiques et chimiques.

Au cours de cette séance, nous avons mis l’accent sur la structure et les caractéristiques des liaisons covalentes. Nous avons exploré les diagrammes de Lewis, de précieux outils visuels pour représenter le partage des électrons entre atomes. Nous avons également abordé la notion de polarité, qui découle de la différence d’électronégativité entre les atomes, et étudié ses répercussions sur des propriétés telles que la solubilité et les interactions intermoléculaires. Enfin, des exemples concrets illustrant l’application des composés covalents dans la vie de tous les jours ont permis de relier théorie et pratique pour les élèves.

À Retenir!

Définition de la liaison covalente

Une liaison covalente se forme lorsque deux atomes se partagent une ou plusieurs paires d’électrons afin d’atteindre une configuration stable, souvent assimilée à celle des gaz rares. Ce type de liaison est particulièrement caractéristique des atomes non métalliques possédant des électronégativités relativement proches. En partageant leurs électrons, les atomes complètent leur couche de valence, ce qui engendre la formation de molécules autonomes et stables.

Selon le nombre de paires d’électrons échangées, on distingue les liaisons simples, doubles ou triples. Par exemple, une liaison simple – partage d’un seul couple d’électrons – se retrouve dans la molécule d’hydrogène (H2), une liaison double dans l’oxygène (O2) et une liaison triple dans l’azote (N2).

L’orientation et la force de la liaison dépendent du chevauchement des orbitales atomiques contenant ces électrons, un élément fondamental qui conditionne la structure moléculaire et, par conséquent, les propriétés physiques et chimiques des substances.

• Le partage d’électrons est au cœur de la liaison covalente.

• Peut apparaître sous forme simple, double ou triple, selon le nombre de paires d’électrons échangées.

• Conduit à la formation de molécules distinctes et stables.

Structure de Lewis

La structure de Lewis, également connue sous le nom de diagramme des points d’électrons, offre une représentation schématique des électrons de valence d’un atome et de leur rôle dans la formation des liaisons chimiques. Dans ce schéma, les électrons de valence sont illustrés par des points disposés autour des symboles des éléments.

Pour établir la structure de Lewis d’une molécule, on commence par déterminer le nombre total d’électrons de valence. On répartit ensuite ces électrons autour des atomes en respectant, en règle générale, la règle de l’octet (sauf pour l’hydrogène, qui vise deux électrons). Si besoin, des liaisons doubles ou triples sont formées afin d’assurer la stabilité de tous les atomes.

Cet outil permet de prédire la géométrie moléculaire, la réactivité et certaines propriétés physiques des substances, en offrant une vision claire de la façon dont les atomes sont liés et comment les électrons sont distribués dans la molécule.

• Utilise des points pour représenter les électrons de valence autour des symboles des éléments.

• Aide à anticiper la géométrie moléculaire et la réactivité chimique.

• Facilite la compréhension de la répartition des électrons au sein des liaisons.

Polarité des liaisons covalentes

La polarité d’une liaison covalente dépend de la différence d’électronégativité entre les atomes impliqués. L’électronégativité mesure la capacité d’un atome à attirer les électrons partagés vers lui. Lorsqu’un atome exerce une attraction plus forte sur ces électrons, la répartition de la charge n’est plus uniforme.

Si cette différence est significative, la liaison devient polaire, avec un atome portant une charge partielle négative (δ-) et l’autre une charge partielle positive (δ+). La molécule d’eau (H2O) en est un exemple parlant, l’oxygène attirant les électrons plus fortement que l’hydrogène. À l’inverse, lorsque la différence d’électronégativité est faible ou négligeable, la liaison demeure apolaire, comme c’est le cas pour le méthane (CH4) ou l’azote (N2).

La polarité influe sur des propriétés physiques importantes telles que la solubilité dans l’eau et le point d’ébullition, ainsi que sur les interactions intermoléculaires.

• Dépend de la différence d’électronégativité entre les atomes.

• Les liaisons polaires présentent une répartition inégale des charges.

• Les liaisons apolaires se caractérisent par une distribution uniforme des électrons.

Propriétés des composés covalents

Les composés issus de liaisons covalentes se distinguent par des caractéristiques qui diffèrent de celles des composés ioniques ou métalliques. Notamment, ils possèdent souvent des points de fusion et d’ébullition plus bas, du fait de la faible force des interactions intermoléculaires qui les maintiennent ensemble.

Ils affichent également une faible conductivité électrique, puisque les électrons restent étroitement liés aux atomes et ne se déplacent pas librement – une exception notable est le graphite, dont la structure permet un certain déplacement des électrons.

Enfin, ces composés sont généralement moins solubles dans l’eau, ce dernier favorisant la dissolution des substances de nature polaire ou ionique. Les composés covalents apolaires, tels que certaines huiles, se dissolvent plutôt dans des solvants non polaires.

Ces propriétés sont essentielles pour diverses applications, allant de la conception de médicaments à l’ingénierie des matériaux, et permettent de prédire le comportement des substances dans différents contextes.

• Ont des points de fusion et d’ébullition généralement bas.

• Présentent une faible conductivité électrique, à quelques exceptions près.

• Sont souvent moins solubles dans l’eau.

Termes Clés

• Liaison covalente : Partage d’électrons entre atomes pour constituer des molécules stables.

• Structure de Lewis : Représentation graphique des électrons de valence et des liaisons entre atomes.

• Polarité : Répartition inégale des charges dans une liaison en raison de la différence d’électronégativité.

• Électronégativité : Capacité d’un atome à attirer les électrons dans une liaison chimique.

• Composés covalents : Substances formées par des atomes liés par des liaisons covalentes, caractérisées par une faible conductivité électrique et une solubilité variable.

Conclusions Importantes

Au terme de cette séance, nous avons approfondi le concept des liaisons covalentes, qui assurent la stabilité des molécules grâce au partage d’électrons entre atomes. Nous avons étudié leurs diverses formes – simples, doubles et triples – et leur représentation à travers les diagrammes de Lewis, ce qui facilite la compréhension de la distribution des électrons.

Nous avons également analysé la polarité des liaisons, qui, en fonction de la différence d’électronégativité, conditionne des propriétés physiques telles que la solubilité et le point d’ébullition. Enfin, nous avons évoqué les caractéristiques spécifiques aux composés covalents, notamment leurs points de fusion et d’ébullition bas, leur faible conductivité électrique et leur solubilité variable, des notions fondamentales pour comprendre le comportement des matériaux dans divers domaines, de la pharmacie à l’ingénierie.

Conseils d'Étude

• Revoir les diagrammes de Lewis et s’exercer à dessiner différentes molécules en mettant l’accent sur la répartition des électrons de valence.

• Étudier le tableau périodique pour mieux comprendre l’influence de l’électronégativité sur la polarité des liaisons.

• Relier la structure moléculaire aux propriétés physiques des composés covalents, en observant des exemples concrets dans la vie de tous les jours.