La liaison covalente

La liaison chimique est le phénomène physique qui lie les atomes entre eux en échangeant ou partageant un ou
plusieurs électrons de sa couche de valence (d'ou son nom : liaison) ou par des forces électrostatiques (ou interactions)
qui par exemple lient les molécules entre elles. On devrait donc dire la liaison physique (d'ailleurs ce sont des physiciens qui
ont fait avancer le concept de liaison) est un phénomène chimique puisqu'elle permet de comprendre les réactions chimiques
où justement interviennent leur rupture et leur création.

Ces liaisons chimiques peuvent être divisées en différents types : covalentes, ioniques, métalliques et faibles. Leur simple
nom évoque déjà des notions et les liaisons covalentes et ioniques sont des liaisons fortes qui conduisent bien à
lier des atomes. Les liaisons faibles sont différentes et on utilise souvent les termes forces ou interactions car elles
différent des précédentes et aboutissent à lier non pas des atomes mais des molécules entre elles. La liaison métallique
lie des atomes mais ce sont des liaisons de type van der Waals qui interviennent. Il faut préciser tous ces éléments point
par point.

Un premier type, la liaison covalente, peut être décrit de manière simplifiée par une paire d'électrons située
principalement dans l'espace se trouvant entre deux noyaux atomiques où ils sont soumis à l'influence de ces deux noyaux.
Parallèlement, les électrons présents entre les noyaux empêchent leur répulsion et de plus, ils les attirent et les amènent à
se rapprocher au lieu de se repousser.
Cette situation tend à maintenir le noyau et les électrons dans une configuration stable bien qu'ils soient libres de se
mouvoir en accord avec les contraintes de la mécanique quantique.
La liaison est fortement directionnelle et localisée aussi les molécules, liées par des liaisons de covalence tendent à
adopter des géométries caractéristiques possédant des angles de liaison spécifiques.

Le modèle des liaisons de valence a été complété par le modèle des orbitales moléculaires qui propose, lorsque les
atomes se rapprochent, que leurs orbitales atomiques interagissent et forment un ensemble d'orbitales moléculaires
qui s'étend sur toute la molécule.
La moitié de ces orbitales tend à être des orbitales liantes et l'autre moitié anti-liantes ou non liantes.

Comme les atomes, les molécules et leurs orbitales sont tous tridimensionnels, il est difficile d'utiliser des techniques
simples pour les représenter. Dans les formules moléculaires, la liaison chimique (orbitale liante) entre deux atomes est
indiquée de différentes manières selon les nécessités et parfois, elle est totalement ignorée.
Selon la nécessité, la formule moléculaire du méthanol peut être écrite sur le papier :

      • par constituants atomiques (a) :
      CH₄O (formule brute)

     • en séparant le groupe fonctionnel
     CH₃OH du reste de la molécule (b)

     • en formule développée (c) :
      représentation de Lewis 

     • selon la configuration (e et f) 

     • en trois dimensions (d, f et g) :
     on peut même indiquer le doublet
     non-liant et sa géométrie (e) 

Ces liaisons peuvent être simples, doubles ou triples c'est-à-dire que le nombre d'électrons contenus dans les orbitales de
liaison est de deux, quatre ou six.

Il existe des cas particuliers comme les atomes de carbone dans le benzène qui sont liés l'un à l'autre par environ 1,5
liaisons, ce que confirment l'énergie de liaison et la distance entre les atomes et il en découle des représentations
adaptées de ces molécules aromatiques.
Des liaisons quadruples entre atomes ne sont pas impossibles mais sont très rares.

Les exercices sont proposés dans la partie suivante "Géométrie des molécules" car certaines notions sont nécessaires pour pouvoir proposer
des géométries de molécules. Il faut donc bien assimiler cette partie du cours qui est riche en savoirs pour l'utiliser par la suite.
 

Atomistique et liaison chimique                 La liaison chimique                   

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Pr Robert Valls                                                                                                                                                         robert.valls@univ-amu.fr