Dipôles et Moment Dipolaire en Chimie

Un dipôle électrique est un système constitué de deux charges électriques de même valeur mais de signes opposés, séparées par une distance d.

Il est caractérisé par un moment dipolaire μ (mu).

Le moment dipolaire est une grandeur vectorielle qui quantifie la séparation des charges.

Unité : Debye (D) ou Coulomb·mètre (C·m)

Le moment dipolaire μ est défini par :

Où :

• q est la charge (en C)
• d est la distance entre les charges (en m)
• μ est le moment dipolaire (en C·m ou D)

Le vecteur μ pointe de la charge négative vers la charge positive.

Plus la charge est grande, plus le moment dipolaire est grand.

Plus la distance entre les charges est grande, plus le moment dipolaire est grand.

Si q = 0 ou d = 0, alors μ = 0 (dipôle nul).

Exemple : pour une liaison H-F avec δ+ = 0,4e et d = 0,92 Å :

μ = 0,4 × 1,602×10⁻¹⁹ × 0,92×10⁻¹⁰ = 5,91×10⁻³⁰ C·m

μ ≈ 1,4 D (1 D = 3,336×10⁻³⁰ C·m)

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+.

Exemple : dans H-F, F est plus électronégatif que H → δ+ sur H, δ- sur F

On considère qu'une liaison est polarisée si la différence d'électronégativité est supérieure à 0,5 :

• Δχ ≥ 0,5 : liaison polarisée
• Δχ < 0,5 : liaison non polarisée (ou faiblement polarisée)

Exemples :

• H-F : Δχ = 4,0 - 2,1 = 1,9 → liaison fortement polarisée
• H-O : Δχ = 3,5 - 2,1 = 1,4 → liaison fortement polarisée
• H-C : Δχ = 2,5 - 2,1 = 0,4 → liaison faiblement polarisée

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

Exemple : H-δ⁺ → δ⁻-F

Ou par des charges partielles : H⁺⁺-F⁻⁻

Le moment dipolaire de la liaison pointe du δ+ vers le δ-

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.

La géométrie de la molécule est déterminante pour la polarité globale.

• 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
• CH₃Cl : liaison C-Cl polarisée, géométrie tétraédrique asymétrique → 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
• BF₃ : liaisons B-F polarisées mais géométrie trigonale plane symétrique → apolaire
• O₂ : liaison O=O non polarisée → apolaire

Pour une liaison AB avec charges partielles δ+ et δ- et distance d :

Où δ est la charge partielle (en unités de charge élémentaire e) et d est la distance (en Å ou en m).

Exemple : liaison H-F avec δ = 0,42 e et d = 0,92 Å

μ = 0,42 × 1,602×10⁻¹⁹ × 0,92×10⁻¹⁰ = 6,21×10⁻³⁰ C·m = 1,86 D

Le moment dipolaire total d'une molécule est la somme vectorielle des moments dipolaires des liaisons.

μ_total = Σ μ_liaisons

Exemple pour H₂O : deux liaisons H-O avec μ ≈ 1,5 D chacune, angle de 104,5°

μ_total ≈ 1,85 D

Exemple pour CO₂ : deux liaisons C=O avec μ ≈ 2,3 D chacune, géométrie linéaire

μ_total = 0 car les moments dipolaires s'annulent

• H₂O : 1,85 D
• NH₃ : 1,47 D
• HCl : 1,08 D
• HF : 1,82 D
• CO₂ : 0 D
• CH₄ : 0 D
• CCl₄ : 0 D

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

• H₂O (polaire) : Tf = 0°C, Te = 100°C
• H₂S (moins polaire) : Tf = -85°C, Te = -60°C
• NH₃ (polaire) : Tf = -78°C, Te = -33°C
• PH₃ (moins polaire) : Tf = -133°C, Te = -88°C

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 (polaire) dissout le sucre (polaire) mais pas l'huile (apolaire)
• L'hexane (apolaire) dissout le gras (apolaire) mais pas le sel (ionique)
• Le chlorure de sodium (ionique) se dissout dans l'eau (polaire) grâce aux interactions ion-dipôle

Les molécules polaires fortes ont une viscosité plus élevée.

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

Les liaisons hydrogène augmentent la viscosité.

Les interactions dipôle-dipôle rendent le fluide plus dense.

Données : δ = 0,18e = 0,18 × 1,602×10⁻¹⁹ C, d = 1,27 Å = 1,27×10⁻¹⁰ m

Formule : μ = δ × d

Calcul : μ = 0,18 × 1,602×10⁻¹⁹ × 1,27×10⁻¹⁰ = 3,66×10⁻³⁰ C·m

Conversion en Debye : μ = (3,66×10⁻³⁰) / (3,336×10⁻³⁰) = 1,10 D

Réponse : μ = 1,10 D

• H₂O : liaison H-O polarisée, géométrie angulaire asymétrique → polaire
• CO₂ : liaisons C=O polarisées, géométrie linéaire symétrique → apolaire
• CH₄ : liaisons C-H faiblement polarisées, géométrie tétraédrique symétrique → apolaire
• NH₃ : liaison N-H polarisée, géométrie pyramidale asymétrique → polaire
• BF₃ : liaisons B-F polarisées, géométrie trigonale plane symétrique → apolaire
• HCl : liaison H-Cl polarisée → polaire

Calcul des différences d'électronégativité :

• H-F : Δχ = 4,0 - 2,1 = 1,9
• H-Cl : Δχ = 3,0 - 2,1 = 0,9
• H-Br : Δχ = 2,8 - 2,1 = 0,7
• H-I : Δχ = 2,5 - 2,1 = 0,4

Ordre croissant de polarité : H-I < H-Br < H-Cl < H-F

Plus Δχ est grand, plus la liaison est polarisée.

L'eau (H₂O) est plus polaire que le sulfure d'hydrogène (H₂S) :

• Électronégativité : O (3,5) > S (2,5)
• Différence : H-O (1,4) > H-S (0,4)

De plus, l'eau forme des liaisons hydrogène très fortes entre molécules, tandis que H₂S ne forme pas de liaisons hydrogène.

Les liaisons hydrogène sont des interactions dipôle-dipôle très fortes.

Cela explique que H₂O ait un point d'ébullition plus élevé (100°C) que H₂S (-60°C), malgré une masse moléculaire inférieure.

La polarité des molécules influence leurs spectres d'absorption.

Les molécules polaires absorbent à des longueurs d'onde spécifiques.

Exemples : spectre IR des molécules polaires, spectroscopie RMN.

Les solvants sont classés selon leur polarité :

• Solvants polaires : eau, éthanol, acétone
• Solvants apolaires : hexane, benzène, tétrachlorure de carbone
• Solvants amphiphiles : alcools à longues chaînes

Cela détermine leur capacité à dissoudre certaines substances.

Les liaisons hydrogène sont des interactions dipôle-dipôle très fortes :

• Entre molécules d'eau (explique les propriétés exceptionnelles de l'eau)
• Dans les protéines et l'ADN (structure biologique)
• Entre molécules d'acide carboxylique (dimères)

Elles influencent les points de fusion, d'ébullition et la solubilité.

Les molécules diatomiques sont polaires si les atomes sont différents :

• HF : liaison polarisée → molécule polaire
• HCl : liaison polarisée → molécule polaire
• CO : liaison polarisée → molécule polaire
• O₂ : liaison non polarisée → molécule apolaire

Pour les molécules triatomiques linéaires : AX₂

• CO₂ : liaisons polarisées mais géométrie symétrique → apolaire
• HCN : liaisons polarisées, géométrie asymétrique → polaire

Les molécules avec doublets non liants sont souvent polaires :

• H₂O : géométrie angulaire → polaire (moment dipolaire = 1,85 D)
• H₂S : géométrie angulaire → polaire (moins que H₂O)
• SF₂ : géométrie angulaire → polaire

Les doublets non liants créent une asymétrie dans la distribution des charges.

Les molécules pyramidales sont polaires :

• NH₃ : liaison N-H polarisée, géométrie pyramidale → polaire
• PH₃ : liaison P-H polarisée, géométrie pyramidale → polaire (moins que NH₃)
• AsH₃ : liaison As-H polarisée, géométrie pyramidale → polaire

Le doublet non liant sur l'atome central crée une asymétrie.

• Dipôle électrique : système de deux charges opposées séparées par une distance
• Moment dipolaire : μ = q × d (en Debye ou C·m)
• Liaison polarisée : liaison avec Δχ ≥ 0,5
• 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 distribution des charges

• Points de fusion et d'ébullition plus élevés
• Solubilité dans des solvants polaires
• Formation de liaisons hydrogène
• Interactions dipôle-dipôle
• Comportement dans un champ électrique