Liaison covalente

Une liaison covalente est une liaison chimique dans laquelle des atomes partagent une ou plusieurs paires d’électrons. En chimie introductive, cela se produit généralement entre des atomes non métalliques et permet d’expliquer de nombreuses molécules courantes comme $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{H}_2\text{O}$ et $\text{CO}_2$.

S’il ne fallait retenir qu’une seule idée, retenez celle-ci : la liaison covalente repose sur le partage des électrons, et non sur leur transfert complet d’un atome à un autre.

Pourquoi les liaisons covalentes se forment

Les atomes se lient souvent parce qu’un arrangement lié a une énergie plus faible que les mêmes atomes séparés. Dans de nombreux cas introductifs, le partage des électrons permet à chaque atome de compléter davantage sa couche externe.

Pour beaucoup d’atomes des groupes principaux, cela est décrit par la règle de l’octet. Cette règle est utile, mais c’est un modèle, pas une loi. L’hydrogène est une exception fréquente, car il est généralement stable avec $2$ électrons, et non $8$.

Ce que signifie le partage des électrons

Dans une liaison covalente, les électrons sont attirés par les deux noyaux. Cette attraction partagée maintient les atomes ensemble.

Le partage n’a pas besoin d’être égal. Si un atome attire plus fortement les électrons partagés, la liaison reste covalente, mais c’est une liaison covalente polaire plutôt qu’une liaison non polaire.

Exemple détaillé : comment $\text{H}_2$ se forme

Deux atomes d’hydrogène peuvent former $\text{H}_2$. Chaque atome d’hydrogène commence avec un électron, et chacun est le plus stable avec $2$ électrons dans sa première couche.

Lorsque les deux atomes partagent une paire d’électrons, chaque hydrogène compte effectivement cette paire partagée dans sa couche externe. Cela donne à chaque atome le duet stable dont il a besoin.

On représente souvent cela ainsi :

$$\text{H} \cdot + \cdot \text{H} \rightarrow \text{H}:\text{H}$$

Les deux points dans la structure finale représentent une paire d’électrons partagée, c’est-à-dire une liaison covalente simple.

C’est l’exemple le plus simple de liaison covalente, car l’hydrogène n’a pas besoin d’un octet. Il lui faut seulement un duet, donc une seule paire partagée suffit.

Liaisons covalentes simples, doubles et triples

Une liaison simple comporte une paire d’électrons partagée. Une liaison double comporte deux paires partagées. Une liaison triple comporte trois paires partagées.

Davantage de paires partagées signifient généralement une liaison plus courte et plus forte, lorsque l’on compare les mêmes deux atomes dans des molécules comparables. Cette comparaison doit être faite avec prudence, car la force de liaison dépend aussi des atomes impliqués.

Erreurs fréquentes sur les liaisons covalentes

Confondre partage et partage égal

Toutes les liaisons covalentes ne partagent pas les électrons de manière égale. Un partage égal correspond davantage au cas non polaire. Un partage inégal crée des charges partielles et une polarité de liaison.

Considérer la règle de l’octet comme universelle

La règle de l’octet est un bon modèle de départ pour de nombreuses molécules, mais pas pour toutes. L’hydrogène suit une règle du duet, et certains atomes peuvent former des molécules stables qui ne correspondent pas à une image simple de l’octet.

Confondre liaison covalente et liaison ionique

Dans une liaison ionique, les électrons sont transférés de façon suffisante pour former des ions de charges opposées. Dans une liaison covalente, l’idée principale est celle d’une densité électronique partagée entre les atomes.

Où les liaisons covalentes sont utilisées

Les liaisons covalentes sont les connexions de base dans de nombreuses substances familières, notamment l’eau, l’oxygène, le dioxyde de carbone, les sucres, les protéines, les plastiques et l’ADN. Elles sont particulièrement importantes en chimie organique, car le carbone forme des liaisons covalentes avec de nombreux éléments et peut construire des chaînes et des cycles stables.

Si vous voulez prédire la forme d’une molécule, sa polarité ou sa réactivité, comprendre les liaisons covalentes est généralement la première étape.

Essayez un exemple similaire

Essayez votre propre version avec $\text{Cl}_2$ ou $\text{O}_2$ et posez-vous d’abord une question : de combien d’électrons chaque atome a-t-il besoin pour obtenir une couche externe plus stable ? Comptez ensuite combien de paires doivent être partagées. Si vous voulez aller plus loin, étudiez ensuite les structures de Lewis, car elles rendent les liaisons covalentes beaucoup plus faciles à visualiser.