Fiche 6 • Liaisons covalentes
13
que la densité électronique (orbitale moléculaire, voir Fiche 7) est la plus élevée dans une
région située entre les deux noyaux atomiques :
Dihydrogène
Méthane
Éthane
C
H
H
H
H
H
H
C
H
H
H
C
H
H
H
Les schémas sont éventuellement complétés par les doublets électroniques non partagés
symbolisés par un trait proche du symbole de l’atome considéré, ce qui permet au passage
de souligner la règle de l’octet :
Éthanol
Méthanol
Eau
C
H
H
H
H
O
H
H
O
C
H
H
H
C
H
H
H
O
Les liaisons covalentes doubles sont représentées par deux traits. L’un des traits symbolise une liaison s, le second, une liaison p (lettre grecque pi) pour laquelle l’orbitale
moléculaire est décalée par rapport à l’axe défini par les deux atomes (Fiche 7). Dans les
formules développées, on évite généralement de faire cette distinction :
Éthylène
Urée
Acide acétique
4. ÉNERGIE DES LIAISONS COVALENTES, DISTANCES DE LIAISON
Les liaisons covalentes sont des liaisons fortes. Par exemple, la dissociation d’une molécule de dihydrogène en deux atomes d’hydrogène nécessite une dépense de 436 kJoule
par mole de dihydrogène. Dans le tableau suivant, on notera que l’augmentation du
nombre de liaisons entre deux éléments s’accompagne de l’augmentation de l’énergie de
dissociation et de la réduction de la distance entre les deux atomes.
Liaison
Distance
(nm)
Énergie
(kJ  mol –1 )
Liaison
Distance
(nm)
Énergie
(kJ  mol –1 )
C A C
0,154
414
C B O
0,122
750
C B C
0,134
611
C A N
0,140
290
C C C
0,121
837
C B N
0,127
615
C A O
0,143
351
C C N
0,115
891
9782100724185-Livre.indb 13
20/05/15 19:10