chapitre 2 L’organisation chimique fondamentale de la vie 39
la matière vivante) interagissent avec certains autres atomes
de manière à remplir leur dernière couche électronique. Pour
ce faire, ils doivent soit mettre en commun leurs électrons
de valence, soit les transférer complètement. Cela fait, ils
restent habituellement proches l’un de l’autre : ils sont retenus par des forces d’attraction appelées liaisons chimiques.
Les liaisons chimiques les plus fortes sont la liaison covalente
et la liaison ionique, la liaison covalente étant la plus forte
des deux.
La liaison covalente
Une liaison covalente se forme quand deux atomes mettent
en commun une ou plusieurs paires d’électrons de valence.
C’est ce qui arrive, par exemple, quand deux atomes d’hydrogène s’approchent l’un de l’autre. Rappelez-vous que l’hydrogène possède un électron de valence situé dans sa première
couche, mais que celle-ci peut en contenir deux. Lorsqu’ils
sont assez près pour que leurs orbitales 1s se chevauchent, ces
deux atomes d’hydrogène mettent en commun leur unique
électron (figure 2.11). Chaque atome d’hydrogène est alors
associé à deux électrons dans son dernier niveau énergétique
complet. Quand ils sont unis par des liaisons covalentes,
deux atomes ou plus forment une molécule. Dans l’exemple
ci-dessus, il s’agit d’une molécule de dihydrogène.
La figure 2.12a illustre plusieurs façons de représenter une
molécule de dihydrogène. Sa formule moléculaire, H 2 , indique
simplement que la molécule consiste en deux atomes d’hydrogène. On peut décrire le partage des électrons à l’aide d’un
schéma de répartition électronique ou par un diagramme de
Lewis, dans lequel les symboles des éléments sont entourés de
points qui représentent les électrons de valence (H : H). On
peut également utiliser une formule développée, H—H, dans
laquelle le tiret indique une liaison simple, c’est-à-dire un
doublet d’électrons mis en commun. Le modèle compact, quant
à lui, se rapproche le plus de la forme réelle de la molécule.
Ayant six électrons dans sa deuxième couche électronique, l’oxygène a besoin de deux électrons supplémentaires pour combler son dernier niveau énergétique. Deux
atomes d’oxygène qui se rencontrent doivent mettre en
commun deux doublets d’électrons de valence afin de former une molécule (figure 2.12b). Ils sont alors unis par une
liaison double (O O).
Chaque atome qui peut mettre en commun des électrons
de valence possède une capacité de liaison correspondant au
nombre de liaisons covalentes qu’il peut établir. Une fois que
celles-ci sont formées, le dernier niveau énergétique de l’atome
est comblé. Cette capacité de liaison est donnée par le nombre
d’oxydation d’un atome. Il représente le nombre d’électrons
qu’un atome doit perdre (signe 1), gagner (signe 2) ou mettre
en commun pour remplir son dernier niveau énergé tique. Le
nombre d’oxydation de l’hydrogène est de 11. Cette valeur
signifie que l’électron a plutôt tendance à s’éloigner du noyau
de l’hydrogène et à se rapprocher d’un autre atome ; l’électron
éloigne, par le fait même, sa charge négative du noyau de
l’hydro gène. Dans ce cas, le proton du noyau, de charge positive, prédomine au sein de l’hydrogène, d’où le 11 correspondant au nombre d’oxydation de cet atome. Quant au nombre
d’oxydation de l’oxygène, il est de 22. Parfois, un élément
comporte plusieurs nombres d’oxydation, selon le type de
molécule auquel il appartient ; ainsi, ceux de l’azote sont de 63,
15, 14 et 12. Cependant, la situation est plus compliquée
pour les éléments de la troisième période du tableau périodique. Le phosphore (P), par exemple, peut avoir un nombre
d’oxydation de 63, ainsi que ses trois électrons célibataires
permettent de le prédire. Cependant, lorsqu’il fait partie d’une
molécule essentielle à la vie, il a généralement un nombre
d’oxydation de 15 : il forme trois liaisons simples et une liaison
double. Il peut aussi avoir un nombre d’oxydation de 14.
m Figure 2.10 Les orbitales électroniques.
Orbitale 1s
Première
couche
Deuxième
couche
Orbitale 2s
Orbitales 1s,
2s et 2p
Trois orbitales 2p
Néon, dont les deux
couches sont saturées
(10 électrons)
Première couche
Deuxième couche
x
y
z
(a) Schéma de répartition électronique. Le schéma ci-dessus représente
la répartition électronique d’un atome de néon qui possède au total
10 électrons. Chaque anneau concentrique représente une couche
électronique, laquelle peut être subdivisée en orbitales électroniques.
(b) Orbitales électroniques séparées. Les formes tridimensionnelles
représentent les orbitales électroniques, des régions de l’espace dans
lesquelles les électrons ont la plus grande probabilité de se trouver.
Chaque orbitale contient un maximum de deux électrons. La première
couche électronique, à gauche, possède une orbitale sphérique (s),
appelée 1s. La deuxième couche, à droite, a une orbitale s plus grande
(elle s’appelle 2s dans le cas de la deuxième couche), ainsi que trois
orbitales en forme d’haltères appelées orbitales p (elles se nomment 2p
dans le cas de la deuxième couche). Les trois orbitales 2p se trouvent à
angle droit les unes par rapport aux autres sur des axes imaginaires x,
y et z. Dans la figure, le contour de chaque orbitale 2p est représenté
par une couleur différente.
(c) Orbitales électroniques superposées. Pour révéler la
représentation complète des orbitales électroniques du néon,
on superpose l’orbitale 1s de la première couche et l’orbitale 2s
et les trois orbitales 2p de la deuxième couche.
la matière vivante) interagissent avec certains autres atomes
de manière à remplir leur dernière couche électronique. Pour
ce faire, ils doivent soit mettre en commun leurs électrons
de valence, soit les transférer complètement. Cela fait, ils
restent habituellement proches l’un de l’autre : ils sont retenus par des forces d’attraction appelées liaisons chimiques.
Les liaisons chimiques les plus fortes sont la liaison covalente
et la liaison ionique, la liaison covalente étant la plus forte
des deux.
La liaison covalente
Une liaison covalente se forme quand deux atomes mettent
en commun une ou plusieurs paires d’électrons de valence.
C’est ce qui arrive, par exemple, quand deux atomes d’hydrogène s’approchent l’un de l’autre. Rappelez-vous que l’hydrogène possède un électron de valence situé dans sa première
couche, mais que celle-ci peut en contenir deux. Lorsqu’ils
sont assez près pour que leurs orbitales 1s se chevauchent, ces
deux atomes d’hydrogène mettent en commun leur unique
électron (figure 2.11). Chaque atome d’hydrogène est alors
associé à deux électrons dans son dernier niveau énergétique
complet. Quand ils sont unis par des liaisons covalentes,
deux atomes ou plus forment une molécule. Dans l’exemple
ci-dessus, il s’agit d’une molécule de dihydrogène.
La figure 2.12a illustre plusieurs façons de représenter une
molécule de dihydrogène. Sa formule moléculaire, H 2 , indique
simplement que la molécule consiste en deux atomes d’hydrogène. On peut décrire le partage des électrons à l’aide d’un
schéma de répartition électronique ou par un diagramme de
Lewis, dans lequel les symboles des éléments sont entourés de
points qui représentent les électrons de valence (H : H). On
peut également utiliser une formule développée, H—H, dans
laquelle le tiret indique une liaison simple, c’est-à-dire un
doublet d’électrons mis en commun. Le modèle compact, quant
à lui, se rapproche le plus de la forme réelle de la molécule.
Ayant six électrons dans sa deuxième couche électronique, l’oxygène a besoin de deux électrons supplémentaires pour combler son dernier niveau énergétique. Deux
atomes d’oxygène qui se rencontrent doivent mettre en
commun deux doublets d’électrons de valence afin de former une molécule (figure 2.12b). Ils sont alors unis par une
liaison double (O O).
Chaque atome qui peut mettre en commun des électrons
de valence possède une capacité de liaison correspondant au
nombre de liaisons covalentes qu’il peut établir. Une fois que
celles-ci sont formées, le dernier niveau énergétique de l’atome
est comblé. Cette capacité de liaison est donnée par le nombre
d’oxydation d’un atome. Il représente le nombre d’électrons
qu’un atome doit perdre (signe 1), gagner (signe 2) ou mettre
en commun pour remplir son dernier niveau énergé tique. Le
nombre d’oxydation de l’hydrogène est de 11. Cette valeur
signifie que l’électron a plutôt tendance à s’éloigner du noyau
de l’hydrogène et à se rapprocher d’un autre atome ; l’électron
éloigne, par le fait même, sa charge négative du noyau de
l’hydro gène. Dans ce cas, le proton du noyau, de charge positive, prédomine au sein de l’hydrogène, d’où le 11 correspondant au nombre d’oxydation de cet atome. Quant au nombre
d’oxydation de l’oxygène, il est de 22. Parfois, un élément
comporte plusieurs nombres d’oxydation, selon le type de
molécule auquel il appartient ; ainsi, ceux de l’azote sont de 63,
15, 14 et 12. Cependant, la situation est plus compliquée
pour les éléments de la troisième période du tableau périodique. Le phosphore (P), par exemple, peut avoir un nombre
d’oxydation de 63, ainsi que ses trois électrons célibataires
permettent de le prédire. Cependant, lorsqu’il fait partie d’une
molécule essentielle à la vie, il a généralement un nombre
d’oxydation de 15 : il forme trois liaisons simples et une liaison
double. Il peut aussi avoir un nombre d’oxydation de 14.
m Figure 2.10 Les orbitales électroniques.
Orbitale 1s
Première
couche
Deuxième
couche
Orbitale 2s
Orbitales 1s,
2s et 2p
Trois orbitales 2p
Néon, dont les deux
couches sont saturées
(10 électrons)
Première couche
Deuxième couche
x
y
z
(a) Schéma de répartition électronique. Le schéma ci-dessus représente
la répartition électronique d’un atome de néon qui possède au total
10 électrons. Chaque anneau concentrique représente une couche
électronique, laquelle peut être subdivisée en orbitales électroniques.
(b) Orbitales électroniques séparées. Les formes tridimensionnelles
représentent les orbitales électroniques, des régions de l’espace dans
lesquelles les électrons ont la plus grande probabilité de se trouver.
Chaque orbitale contient un maximum de deux électrons. La première
couche électronique, à gauche, possède une orbitale sphérique (s),
appelée 1s. La deuxième couche, à droite, a une orbitale s plus grande
(elle s’appelle 2s dans le cas de la deuxième couche), ainsi que trois
orbitales en forme d’haltères appelées orbitales p (elles se nomment 2p
dans le cas de la deuxième couche). Les trois orbitales 2p se trouvent à
angle droit les unes par rapport aux autres sur des axes imaginaires x,
y et z. Dans la figure, le contour de chaque orbitale 2p est représenté
par une couleur différente.
(c) Orbitales électroniques superposées. Pour révéler la
représentation complète des orbitales électroniques du néon,
on superpose l’orbitale 1s de la première couche et l’orbitale 2s
et les trois orbitales 2p de la deuxième couche.