Applications de la Polarité en Chimie

La polarité d'une molécule est une propriété qui résulte de la distribution inégale des charges électriques dans la molécule.

Elle dépend de :

• La différence d'électronégativité entre les atomes
• La géométrie de la molécule
• La présence de doublets non liants

Une molécule est polaire si elle possède un moment dipolaire électrique μ ≠ 0.

L'électronégativité est la capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison.

Ordre d'électronégativité (échelle de Pauling) : F > O > N > Cl > Br > I > S > C > H

Si la différence d'électronégativité Δχ > 0,5, la liaison est polarisée.

Exemples : H-F (Δχ = 1,9), H-O (Δχ = 1,4), C-H (Δχ = 0,4)

Le moment dipolaire μ est une grandeur vectorielle exprimée en Debye (D) ou en C·m.

Il dépend de la charge δ+ ou δ- et de la distance d entre les charges : μ = δ × d

Une liaison est polarisée si μ > 0.

Une molécule est polaire si μ_total ≠ 0.

Une liaison est polarisée si les deux atomes liés ont des électronégativités différentes.

On note δ+ et δ- les charges partielles.

L'atome le plus électronégatif porte la charge δ-.

L'atome le moins électronégatif porte la charge δ+.

• H-F : δ+ sur H, δ- sur F (liaison très polarisée)
• H-O : δ+ sur H, δ- sur O (liaison fortement polarisée)
• C-O : δ+ sur C, δ- sur O (liaison polarisée)
• C-N : δ+ sur C, δ- sur N (liaison polarisée)

Les liaisons H-H, C-C, O=O sont non polarisées (Δχ = 0).

On représente la polarité d'une liaison par une flèche orientée du δ+ vers le δ-.

Exemple : H-δ⁺ → δ⁻-F

Le moment dipolaire μ est une flèche orientée dans le sens de la liaison polarisée.

Plus la différence d'électronégativité est grande, plus la liaison est polarisée.

Une molécule est polaire si :

• Elle possède des liaisons polarisées
• Sa géométrie est asymétrique
• Le moment dipolaire résultant μ_total ≠ 0

Une molécule est apolaire si μ_total = 0.

• H₂O : liaison H-O polarisée, géométrie angulaire → molécule polaire
• NH₃ : liaison N-H polarisée, géométrie pyramidale → molécule polaire
• HCl : liaison H-Cl polarisée → molécule polaire
• HF : liaison H-F polarisée → molécule polaire

• CO₂ : liaisons C=O polarisées mais géométrie linéaire symétrique → apolaire
• CCl₄ : liaisons C-Cl polarisées mais géométrie tétraédrique symétrique → apolaire
• CH₄ : liaisons C-H faiblement polarisées, géométrie tétraédrique symétrique → apolaire
• O₂ : liaison O=O non polarisée → apolaire

Les molécules polaires ont des points de fusion et d'ébullition plus élevés :

• H₂O (polaire) : Tf = 0°C, Te = 100°C
• H₂S (polaire faible) : Tf = -85°C, Te = -60°C
• CO₂ (apolaire) : Tf = -56°C, Te = -78°C (sublimation)

Cela s'explique par les interactions dipôle-dipôle et les liaisons hydrogène.

Les solvants polaires dissolvent les solutés polaires.

Les solvants apolaires dissolvent les solutés apolaires.

Exemples :

• L'eau (polare) dissout le sucre (polaire) mais pas l'huile (apolaire)
• L'hexane (apolaire) dissout le gras (apolaire) mais pas le sel (ionique)

Les molécules polaires fortes ont une viscosité plus élevée.

Exemple : l'eau est plus visqueuse que le méthane.

Les liaisons hydrogène augmentent la viscosité.

Une liaison hydrogène est une interaction attractive entre une liaison X-H polarisée (où X est F, O ou N) et un doublet non liant d'un autre atome X.

C'est une interaction plus forte que les forces de Van der Waals mais plus faible qu'une liaison covalente.

Elle est responsable de nombreuses propriétés exceptionnelles de l'eau.

• Présence d'un atome très électronégatif (F, O, N)
• L'atome est lié à un hydrogène
• Un autre atome très électronégatif (F, O, N) avec doublet non liant est proche

Exemple : liaison H-O dans H₂O avec doublet sur un autre O

• Points de fusion et d'ébullition élevés (H₂O, NH₃)
• Viscosité élevée
• Capacité calorifique élevée
• Structure des protéines et de l'ADN

Calcul des Δχ :

• H-F : Δχ = 4,0 - 2,1 = 1,9 (très polarisée)
• H-O : Δχ = 3,5 - 2,1 = 1,4 (fortement polarisée)
• H-N : Δχ = 3,0 - 2,1 = 0,9 (polarisée)
• H-C : Δχ = 2,5 - 2,1 = 0,4 (faiblement polarisée)

Ordre croissant de polarité : H-C < H-N < H-O < H-F

• H₂O : liaison H-O polarisée, géométrie angulaire → polaire
• CO₂ : liaisons C=O polarisées, géométrie linéaire symétrique → apolaire
• NH₃ : liaison N-H polarisée, géométrie pyramidale → polaire
• CH₄ : liaisons C-H faiblement polarisées, géométrie tétraédrique symétrique → apolaire

L'eau (H₂O) est une molécule polaire avec un moment dipolaire élevé.

Le chlorure de sodium (NaCl) est un composé ionique formé d'ions Na⁺ et Cl⁻.

Les molécules d'eau peuvent interagir avec les ions par des interactions ion-dipôle.

L'hexane (C₆H₁₄) est une molécule apolaire.

Il n'y a pas d'interaction favorable entre les molécules polaires de l'eau et les molécules apolaires de l'hexane.

Donc H₂O dissout NaCl mais pas C₆H₁₄.

Ordre croissant de point d'ébullition : CH₄ < H₂S < NH₃ < H₂O

Justification :

• CH₄ : apolaire, forces de Van der Waals faibles → bas point d'ébullition
• H₂S : molécule polaire mais pas de liaison hydrogène → point d'ébullition modéré
• NH₃ : molécule polaire avec liaisons hydrogène → point d'ébullition élevé
• H₂O : molécule polaire avec liaisons hydrogène très fortes → point d'ébullition très élevé

En cuisine, la polarité explique :

• Pourquoi l'eau et l'huile ne se mélangent pas (différence de polarité)
• Pourquoi le sel se dissout dans l'eau mais pas dans l'huile
• Pourquoi les sauces à base de vinaigre se mélangent avec l'eau
• La formation de liaisons hydrogène dans les protéines (cuisson des œufs)

La polarité est essentielle en biologie :

• Structure des protéines (liaisons hydrogène)
• Structure de l'ADN (liaisons hydrogène entre bases)
• Membranes cellulaires (polarité des lipides)
• Transport des substances (polarité des molécules)

En industrie chimique :

• Sélection de solvants polaires ou apolaires
• Optimisation des conditions de réaction
• Extraction de substances selon leur polarité
• Contrôle des propriétés des produits

• Liaisons hydrogène : entre molécules avec liaison X-H (X=F,O,N)
• Interactions dipôle-dipôle : entre molécules polaires
• Forces de London (dispersion) : entre toutes les molécules
• Interactions ion-dipôle : entre ions et molécules polaires

De la plus forte à la plus faible :

• Liaisons hydrogène (~10-40 kJ·mol⁻¹)
• Interactions dipôle-dipôle (~2-10 kJ·mol⁻¹)
• Forces de London (~0,1-10 kJ·mol⁻¹)

Les liaisons hydrogène sont responsables des propriétés exceptionnelles de l'eau.

• Points de fusion et d'ébullition plus élevés
• Viscosité plus élevée
• Capacité calorifique plus élevée
• Solubilité dans des solvants polaires

• Électronégativité : capacité d'un atome à attirer les électrons
• Liaison polarisée : liaison avec différence d'électronégativité
• Moment dipolaire : μ = δ × d (grandeur vectorielle)
• Molécule polaire : μ_total ≠ 0
• Molécule apolaire : μ_total = 0

• Différence d'électronégativité entre les atomes
• Géométrie de la molécule
• Présence de doublets non liants
• Symétrie de la molécule

• Points de fusion et d'ébullition
• Solubilité dans les solvants
• Viscosité
• Interactions moléculaires
• Structure des biomolécules