18 Chimie pour Les étudiants en médecine ...
Seuls les électrons externes,
ceux de la couche de
valence, sont partagés lors
de la formation d'une liaison.
Les électrons qui participent
à une liaison sont localisés
dans la région interatomique.
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Distance entre les noyaux
Figure 2.1
É volution de l'énergie potentielle au fur et à mesure que deux
atomes se rapprochent pour fo rmer une liaison chimique. Le creux énergétique E correspond à l'énergie de la liaison chimique. La distance r entre les
noyaux des deux atomes représente, au minimum de l'énergie potentielle, la
longueur de la liaison.
2.3
Les liaisons covalentes résultent de la mise en commun
d'électrons de la couche de valence
La manière la plus simple de décrire la formation d'une liaison covalente est de considérer la façon dont les couches externes d'électrons
des atomes interagissent lors du rapprochement de ceux-ci. La couche
électronique externe d'un atome est généralement appelée couche de
valence, de sorte que cette description de l'établissement d'une liaison
covalente repose sur une théorie dite théorie de la liaison de valence.
Les électrons externes interagissent en se partageant entre les atomes
à lier et cette mise en commun permet de remplir complètement les
couches concernées. Par exemple, l'élément hydrogène ne· possède qu'un
électron. Cet atome doit donc s'adjoindre un deuxième électron, car ce
partage permet d'obtenir une couche complète à deux électrons. D'autres
éléments intéressants en biologie, tels le carbone, l'azote, l'oxygène, le
phosphore, le soufre et le chlore, exigent une mise en commun d'électrons telle qu'un total de huit électrons soit atteint pour constituer une
couche externe saturée. La formation d'une liaison peut être illustrée
par le cas de la molécule d'hydrogène. Deux atomes d'hydrogène, disposant chacun d'un électron dans la première couche (structure électronique, H l, tableau 2.1) se rej oignent de manière à ce que ces deux
couches se recouvrent et que chacune soit remplie au maximum à la
suite de cette mise en commun de deux électrons (figure 2.2). Il en
résulte la formatiort d'une molécule d'hydrogène dans laquelle les deux
atomes sont fe rmement rattachés l'un à l'autre. Les deux électrons mis
en commun se sont concentrés, pour former la liaison covalente, dans
la région qui sépare les deux noyaux d'hydrogène. La molécule est le
plus souvent écrite en reliant les deux symboles H de l'élément par un
trait ordinaire représentant la liaison, soit H-H. Parfois, on écrit sim-
Seuls les électrons externes,
ceux de la couche de
valence, sont partagés lors
de la formation d'une liaison.
Les électrons qui participent
à une liaison sont localisés
dans la région interatomique.
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Distance entre les noyaux
Figure 2.1
É volution de l'énergie potentielle au fur et à mesure que deux
atomes se rapprochent pour fo rmer une liaison chimique. Le creux énergétique E correspond à l'énergie de la liaison chimique. La distance r entre les
noyaux des deux atomes représente, au minimum de l'énergie potentielle, la
longueur de la liaison.
2.3
Les liaisons covalentes résultent de la mise en commun
d'électrons de la couche de valence
La manière la plus simple de décrire la formation d'une liaison covalente est de considérer la façon dont les couches externes d'électrons
des atomes interagissent lors du rapprochement de ceux-ci. La couche
électronique externe d'un atome est généralement appelée couche de
valence, de sorte que cette description de l'établissement d'une liaison
covalente repose sur une théorie dite théorie de la liaison de valence.
Les électrons externes interagissent en se partageant entre les atomes
à lier et cette mise en commun permet de remplir complètement les
couches concernées. Par exemple, l'élément hydrogène ne· possède qu'un
électron. Cet atome doit donc s'adjoindre un deuxième électron, car ce
partage permet d'obtenir une couche complète à deux électrons. D'autres
éléments intéressants en biologie, tels le carbone, l'azote, l'oxygène, le
phosphore, le soufre et le chlore, exigent une mise en commun d'électrons telle qu'un total de huit électrons soit atteint pour constituer une
couche externe saturée. La formation d'une liaison peut être illustrée
par le cas de la molécule d'hydrogène. Deux atomes d'hydrogène, disposant chacun d'un électron dans la première couche (structure électronique, H l, tableau 2.1) se rej oignent de manière à ce que ces deux
couches se recouvrent et que chacune soit remplie au maximum à la
suite de cette mise en commun de deux électrons (figure 2.2). Il en
résulte la formatiort d'une molécule d'hydrogène dans laquelle les deux
atomes sont fe rmement rattachés l'un à l'autre. Les deux électrons mis
en commun se sont concentrés, pour former la liaison covalente, dans
la région qui sépare les deux noyaux d'hydrogène. La molécule est le
plus souvent écrite en reliant les deux symboles H de l'élément par un
trait ordinaire représentant la liaison, soit H-H. Parfois, on écrit sim-