Caractéristiques des liaisons covalentes, propriétés, types et exemples



Le liaisons covalentes ils sont un type d'union entre les atomes qui forme des molécules par le partage de paires d'électrons. Ces liaisons, qui représentent un équilibre relativement stable entre chaque espèce, permettent à chaque atome de stabiliser sa configuration électronique.

Ces liens sont formés dans des versions simples, doubles ou triples et ont des caractères polaires et non polaires. Les atomes peuvent attirer d'autres espèces, permettant ainsi la formation de composés chimiques. Cette union peut se produire par différentes forces, générant une attraction faible ou forte, ou des caractères ioniques ou par échange d'électrons.

Les liaisons covalentes sont considérées comme des unions "fortes". Contrairement aux autres liaisons fortes (liaisons ioniques), les liaisons covalentes se produisent généralement dans les atomes non métalliques et dans celles ayant des affinités similaires pour les électrons (électronégativités similaires), rendant les liaisons covalentes faibles et nécessitant moins d'énergie pour se rompre.

Dans ce type de lien, la règle dite de l'octet est généralement appliquée pour estimer le nombre d'atomes à partager: cette règle stipule que chaque atome d'une molécule nécessite 8 électrons de valence pour rester stable. À travers le partage, ceux-ci doivent atteindre la perte ou le gain d'électrons entre les espèces.

Index

  • 1 caractéristiques
    • 1.1 Liaison covalente non polaire
    • 1.2 Liaison covalente polaire
  • 2 propriétés
    • 2.1 Règle de l'octet
    • 2.2 résonance
    • 2.3 Aromaticité
  • 3 types de liaisons covalentes
    • 3.1 Lien simple
    • 3.2 Double lien
    • 3.3 Triple lien
  • 4 exemples
  • 5 références

Caractéristiques

Les liaisons covalentes sont affectées par la propriété électronégative de chacun des atomes impliqués dans l'interaction des paires d'électrons; quand un atome avec beaucoup plus élevé que l'autre atome dans la liaison de l'électronégativité est exercée, une liaison covalente polaire est formée.

Cependant, lorsque les deux atomes ont une propriété électronégative similaire, une liaison covalente non polaire sera formée. Cela se produit parce que les électrons des espèces les plus électronégatives seront plus attachés à cet atome que dans le cas des moins électronégatifs.

À noter que l'absence de liaison covalente est tout à fait égale, au moins deux atomes impliqués sont identiques (et possèdent donc la même électronégativité).

Le type de liaison covalente dépend de la différence d'électronégativité entre les espèces, où une valeur entre 0 et 0,4 se traduit par une liaison non polaire, et une différence de 0,4 à 1,7 se traduit par une liaison polaire (la les liaisons ioniques apparaissent à partir de 1.7).

Liaison covalente non polaire

La liaison covalente non polaire est générée lorsque les électrons sont partagés de manière égale entre les atomes. Cela se produit généralement lorsque les deux atomes ont une affinité électronique similaire ou égale (même espèce). Plus les valeurs d'affinité électronique entre les atomes impliqués sont similaires, plus l'attraction résultante sera forte.

Cela se produit généralement dans les molécules de gaz, également appelées éléments diatomiques. Les liaisons covalentes non polaires fonctionnent avec la même nature que les liaisons polaires (l'atome d'électronégativité supérieure attirera plus fortement l'électron ou les électrons de l'autre atome).

Cependant, dans les molécules diatomiques, les électronégativités sont annulées car elles sont identiques et entraînent une charge nulle.

Les liaisons non polaires sont cruciales en biologie: elles aident à former les liaisons oxygène et peptide observées dans les chaînes d'acides aminés. Les molécules contenant une grande quantité de liaisons non polaires sont généralement hydrophobes.

Liaison covalente polaire

La liaison covalente polaire se produit lorsqu'il existe un partage inégal d'électrons entre les deux espèces impliquées dans l'union. Dans ce cas, l'un des deux atomes a une électronégativité considérablement plus élevé que l'autre, et donc d'attirer plus d'union d'électrons.

La molécule résultante aura un côté légèrement positif (une électronégativité inférieure présentant), et un légèrement négatif (avec cet atome d'électronégativité avec une plus grande). Il aura également un potentiel électrostatique, donnant au composé la capacité de se lier faiblement aux autres composés polaires.

Les liaisons polaires les plus courantes sont celles de l’hydrogène avec des atomes plus électronégatifs pour former des composés tels que l’eau (H2O).

Propriétés

Dans les structures de liaisons covalentes un certain nombre de propriétés impliquées dans l'étude de ces syndicats et aider à comprendre ce phénomène de partage des électrons sont pris en compte:

Règle de l'octet

La règle de l'octet a été formulée par le physicien et chimiste américain Gilbert Newton Lewis, bien qu'il y avait des scientifiques qui ont étudié devant lui.

C'est une règle générale qui reflète l'observation selon laquelle les atomes des éléments représentatifs sont généralement combinés pour que chaque atome atteigne les huit électrons dans sa couche de valence, ce qui l'amène à avoir une configuration électronique similaire aux gaz rares. Les diagrammes ou les structures de Lewis sont utilisés pour représenter ces jonctions.

Il existe des exceptions à cette règle, comme par exemple chez les espèces à couche de valence incomplète (molécules à sept électrons comme CH3, et des espèces réactives à six électrons comme BH3); cela se produit également dans les atomes avec très peu d'électrons, tels que l'hélium, l'hydrogène et le lithium, entre autres.

Résonance

La résonance est un outil utilisé pour représenter des structures moléculaires et représenter des électrons délocalisés où les liaisons ne peuvent pas être exprimées avec une seule structure de Lewis.

Dans ces cas, les électrons doivent être représentés avec plusieurs structures "contributives", appelées structures résonnantes. En d'autres termes, la résonance est le terme qui suggère l'utilisation de deux ou plusieurs structures de Lewis pour représenter une molécule particulière.

Ce concept est complètement humain et il n'y a pas de structure unique de la molécule à un moment donné, mais elle peut exister dans n'importe quelle version (ou en tout) de la molécule en même temps.

De plus, les structures contributives (ou résonnantes) ne sont pas des isomères: seule la position des électrons peut différer, mais pas les noyaux de l’atome.

Aromaticité

Ce concept est utilisé pour décrire une molécule cyclique et plate avec un anneau de liaisons résonnantes qui présentent une plus grande stabilité que les autres arrangements géométriques de même configuration atomique.

Les molécules aromatiques sont très stables car elles ne se cassent pas facilement ou réagissent généralement avec d'autres substances. Dans le benzène, le composé aromatique prototype, les liaisons conjuguées pi (π) sont formées dans deux structures résonantes différentes, qui forment un hexagone avec une grande stabilité.

Lien Sigma (σ)

C'est le lien le plus simple, dans lequel deux orbitales "s" se rencontrent. Les liaisons sigma sont présentées dans toutes les liaisons covalentes simples et peuvent également apparaître dans les orbitales "p", tandis que celles-ci se regardent.

Lien pi (π)

Ce lien est entre deux orbitales "p" qui sont en parallèle. Ils se rejoignent côte à côte (contrairement au sigma, qui se rejoint face à face) et forment des zones de densité électronique au-dessus et au-dessous de la molécule.

Les liaisons covalentes doubles et triples impliquent une ou deux liaisons pi, qui donnent à la molécule une forme rigide. Les liens Pi sont plus faibles que sigma, car il y a moins de chevauchement.

Types de liaisons covalentes

Les liaisons covalentes entre deux atomes peuvent être formées par une paire d'électrons, mais elles peuvent aussi être formées par deux voire trois paires d'électrons, elles seront donc exprimées sous forme de liaisons simples, doubles et triples représentées avec différents types de liaisons. jonctions (liens sigma et pi) pour chacun.

Les liens simples sont les plus faibles et les triples les plus forts; Cela se produit parce que les triples sont ceux avec la plus petite longueur de lien (la plus grande attraction) et la plus grande énergie de liaison (ils nécessitent plus d'énergie pour se briser).

Lien simple

C'est le partage d'une seule paire d'électrons; c'est-à-dire que chaque atome impliqué partage un seul électron. Cette union est la plus faible et implique une simple liaison sigma (σ). Il est représenté avec une ligne entre les atomes; par exemple, dans le cas de la molécule d'hydrogène (H2):

H-H

Double lien

Dans ce type de liaison, deux paires partagées d'électrons forment des liaisons; c'est-à-dire que quatre électrons sont partagés. Ce lien implique un lien sigma (σ) et un lien pi (π) et est représenté par deux tirets; par exemple, dans le cas du dioxyde de carbone (CO2):

O = C = O

Triple lien

Cette liaison, la plus forte qui existe entre les liaisons covalentes, se produit lorsque les atomes partagent six électrons ou trois paires, dans une union sigma (σ) et deux pi (π). Il est représenté avec trois bandes et peut être observé dans des molécules telles que l’acétylène (C2H2):

H-C≡C-H

Enfin, des liaisons quadruples ont été observées, mais elles sont rares et se limitent principalement aux composés métalliques, tels que l'acétate de chrome (II) et d'autres.

Des exemples

Pour les liens simples, le cas le plus courant est l'hydrogène, comme on peut le voir ci-dessous:

Le cas d'une triple liaison est celui des azotes dans l'oxyde nitreux (N2O), comme on le voit ci-dessous, avec les liens sigma et pi visibles:

Références

  1. Chang, R. (2007). Chimie (9ème édition). McGraw-Hill.
  2. Chem Libretexts. (s.f.) Récupéré de chem.libretexts.org
  3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Récupéré de thoughtco.com
  4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S. L., Matsudaira, P., Baltimore, D. et Darnell, J. (2000). Biologie Cellulaire Moléculaire. New York: W. H. Freeman.
  5. Wikiversité (s.f.) Récupéré de en.wikiversity.org