Objectifs d’apprentissage
- Définir une liaison covalente simple.
- Dessiner les structures en points de Lewis de molécules contenant des liaisons covalentes simples.
Qu’est-ce qui maintient les molécules ensemble ?
Dans une forme ou une autre, l’idée que les atomes se connectent pour former des substances plus grandes est présente depuis longtemps. Le philosophe grec Démocrite (460-370 av. J.-C.) pensait que les atomes étaient munis de crochets qui permettaient aux atomes de se connecter les uns aux autres.
Aujourd’hui, nous pensons que les atomes sont maintenus ensemble par des liaisons formées lorsque deux atomes partagent un ensemble d’électrons, une image beaucoup plus compliquée que les simples crochets que Démocrite préférait.
Une liaison covalente se forme lorsque deux orbitales avec un électron chacune se chevauchent. Pour la molécule d’hydrogène, cela peut être représenté comme:
Lors de la formation de la molécule H2, les électrons partagés doivent avoir un spin opposé, ils sont donc représentés avec un spin opposé dans l’orbitale atomique 1 s.
Les halogènes forment également des liaisons covalentes simples dans leurs molécules diatomiques. Un atome d’un halogène, tel que le fluor, possède sept électrons de valence. Son électron non apparié est situé dans l’orbitale 2p.
Les électrons célibataires de la troisième orbitale 2 p se combinent pour former la liaison covalente :
Figure 1. À gauche, un atome de fluor avec sept électrons de valence. À droite, la molécule F2.
La molécule de fluor diatomique (F2) contient une seule paire d’électrons partagée. Chaque atome de F possède également trois paires d’électrons qui ne sont pas partagées avec l’autre atome. Une paire solitaire est une paire d’électrons dans une structure de Lewis à points d’électrons qui n’est pas partagée entre les atomes. L’atome d’oxygène de la molécule d’eau illustrée ci-dessous possède deux paires d’électrons solitaires. Chaque atome de fluor possède trois paires d’électrons solitaires. Combiné aux deux électrons de la liaison covalente, chaque atome F suit la règle de l’octuor.
Problème type : structures en points d’électrons de Lewis
Dessinez la structure en points d’électrons de Lewis pour l’eau.
Étape 1 : Dressez la liste des quantités connues et planifiez le problème
Connues
- Formule moléculaire de l’eau = H 2 O
- 1 atome d’O = 6 électrons de valence
- 2 atomes d’H = 2 × 1 = 2 électrons de valence
- Nombre total d’électrons de valence = 8
Utilisez le tableau périodique pour déterminer le nombre d’électrons de valence de chaque atome et le nombre total d’électrons de valence. Disposez les atomes et distribuez les électrons de façon à ce que chaque atome suive la règle de l’octuor. L’atome d’oxygène aura 8 électrons, tandis que les atomes d’hydrogène en auront chacun 2.
Étape 2 : Résoudre
Les diagrammes de points électroniques pour chaque atome sont :
Chaque atome d’hydrogène avec son électron unique formera une liaison covalente avec l’atome d’oxygène où il a un électron unique. La structure de Lewis par points d’électrons qui en résulte est :
Étape 3 : réfléchissez à votre résultat.
L’atome d’oxygène suit la règle de l’octuor avec deux paires d’électrons de liaison et deux paires solitaires. Chaque atome d’hydrogène suit la règle de l’octuor avec une paire d’électrons de liaison.
Résumé
- Les liaisons covalentes se forment lorsque les électrons de deux atomes forment des orbitales qui se chevauchent.
- Lone pair electrons in an atom are not shared with another atom.
Practice
Read the article and practice drawing Lewis structures for some of the single covalent bond compounds listed at the end.
http://www2.fiu.edu/~landrumj/LewisStructures.pdf
Review
- How does a covalent bond form?
- What do the spins of the shared electrons need to be?
- Do lone pair electrons form covalent bonds?
Glossary
- lone pair: A pair of electrons in a Lewis electron-dot structure that is not shared between atoms.