Sciences · Chimie
Liaison covalente
Une liaison covalente unit deux atomes qui mettent en commun une ou plusieurs paires d’électrons. C’est la liaison des molécules : eau, méthane, dioxygène, ADN et la quasi-totalité de la matière organique.
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La liaison covalente est le mode d’association le plus courant entre atomes de non-métaux. Chaque atome apporte un électron de sa couche externe ; les deux électrons forment un doublet liant partagé, qui attire les deux noyaux et les maintient à distance fixe. Le concept a été proposé par Gilbert Lewis en 1916, puis justifié par la mécanique quantique à partir de 1927 (Heitler et London, sur la molécule H₂). Pour une vue d’ensemble des autres types, voir les liaisons chimiques.
Pourquoi les atomes partagent-ils des électrons ?
Les atomes tendent à acquérir la structure électronique stable d’un gaz noble : 8 électrons sur la couche externe (règle de l’octet) ou 2 pour l’hydrogène (règle du duet). Entre deux non-métaux, aucun n’est assez électropositif pour céder ses électrons : ils les partagent. Le doublet partagé compte pour les deux atomes à la fois.
La valence d’un atome correspond au nombre d’électrons qui lui manquent pour atteindre l’octet :
| Atome | Électrons de valence | Liaisons formées | Exemple |
|---|---|---|---|
| H | 1 | 1 | H–H |
| C | 4 | 4 | CH₄ |
| N | 5 | 3 | NH₃ |
| O | 6 | 2 | H₂O |
| Cl, F | 7 | 1 | HCl |
Le schéma de Lewis
Le schéma de Lewis représente les électrons de valence : un trait entre deux atomes pour chaque doublet liant, un trait (ou deux points) autour d’un atome pour chaque doublet non liant (ou doublet libre).
Méthode :
- compter le total des électrons de valence de la molécule ;
- diviser par deux pour obtenir le nombre de doublets ;
- relier les atomes par des liaisons simples, l’atome le moins électronégatif (hors H) au centre ;
- répartir les doublets restants pour compléter les octets, en commençant par les atomes périphériques ;
- si un atome central n’a pas son octet, transformer des doublets libres voisins en liaisons multiples.
Liaisons simples, doubles et triples
Deux atomes peuvent partager jusqu’à trois doublets. Plus la liaison est multiple, plus elle est courte et solide.
| Liaison | Doublets | Exemple | Longueur C–C | Énergie (kJ/mol) |
|---|---|---|---|---|
| Simple | 1 | éthane H₃C–CH₃ | 154 pm | ≈ 347 |
| Double | 2 | éthylène H₂C=CH₂ | 134 pm | ≈ 614 |
| Triple | 3 | acétylène HC≡CH | 120 pm | ≈ 839 |
Le dioxygène O₂ comporte une double liaison, le diazote N₂ une triple liaison de 945 kJ/mol, l’une des plus solides : c’est pourquoi l’azote de l’air est si peu réactif. Les valeurs sont détaillées dans l'énergie de liaison.
Liaison sigma et liaison pi
Une liaison simple est une liaison σ (sigma), formée par recouvrement axial des orbitales. Une double liaison compte une σ et une π (pi), formée par recouvrement latéral ; une triple, une σ et deux π. Les liaisons π, plus faibles et plus exposées, expliquent la réactivité des alcènes.
Covalente polaire ou apolaire
- Entre deux atomes identiques (H₂, Cl₂, O₂), le doublet est partagé à égalité : la liaison est apolaire.
- Entre deux atomes d'électronégativités différentes, le doublet se décale vers le plus électronégatif : la liaison est polaire, avec des charges partielles δ+ et δ−.
Au-delà d’une différence d’environ 1,7, le partage devient si inégal qu’on parle plutôt de liaison ionique.
Géométrie des molécules
Les doublets, liants ou non, se repoussent et s’écartent au maximum autour de l’atome central (théorie VSEPR, de Gillespie et Nyholm).
| Doublets autour de l’atome central | Dont non liants | Géométrie | Angle | Exemple |
|---|---|---|---|---|
| 2 | 0 | Linéaire | 180° | CO₂ |
| 3 | 0 | Triangulaire plane | 120° | BF₃ |
| 4 | 0 | Tétraédrique | 109,5° | CH₄ |
| 4 | 1 | Pyramidale | ≈ 107° | NH₃ |
| 4 | 2 | Coudée | ≈ 104,5° | H₂O |
Les liaisons multiples comptent ici comme une seule direction.
Cas particuliers
- Liaison de coordination (dative) : les deux électrons du doublet viennent du même atome, par exemple dans l’ion ammonium NH₄⁺, où l’azote cède un doublet libre à un ion H⁺.
- Octet étendu : à partir de la troisième période, certains atomes dépassent huit électrons (soufre dans SF₆, phosphore dans PCl₅).
- Réseaux covalents : dans le diamant ou le quartz, les liaisons covalentes s’étendent à tout le cristal, d’où une dureté et des températures de fusion très élevées.
Questions fréquentes
Comment reconnaître une liaison covalente ?
Elle relie en général deux non-métaux (C, H, O, N, S, halogènes). Les composés covalents moléculaires ont souvent des températures de fusion basses et ne conduisent pas le courant.
Quelle différence entre liaison covalente et ionique ?
Dans la covalente, les électrons sont partagés ; dans l’ionique, ils sont transférés d’un atome à l’autre, ce qui crée des ions qui s’attirent.
Une liaison covalente est-elle forte ?
Oui : de 150 à plus de 1 000 kJ/mol, bien plus que les interactions entre molécules (liaison hydrogène, forces de Van der Waals). Faire bouillir de l’eau ne rompt aucune liaison O–H : seules les interactions entre molécules cèdent.