Études de cas - Polarité et Électronégativité
Introduction
Découvrez les concepts fondamentaux de la chimie moléculaire
Définition de l'électronégativité
L'électronégativité
L'électronégativité est la capacité d'un atome à attirer les électrons de la liaison chimique vers lui dans une molécule.
Elle dépend de la charge nucléaire effective et de la distance entre le noyau et les électrons de valence.
Échelle de Pauling
Échelle d'électronégativité
L'échelle de Pauling attribue des valeurs d'électronégativité à chaque élément :
- F : 4.0 (élément le plus électronégatif)
- O : 3.5
- N : 3.0
- Cl : 3.0
- H : 2.1
- C : 2.5
- S : 2.5
- P : 2.1
L'électronégativité :
- Augmente de gauche à droite dans une période
- Diminue de haut en bas dans un groupe
Liaisons chimiques et polarité
Types de liaisons
Se forment entre atomes de même électronégativité :
- H₂ : H-H (liaison purement covalente)
- O₂ : O=O
- Cl₂ : Cl-Cl
Se forment entre atomes d'électronégativités différentes :
- HCl : H⁺-Cl⁻ (liaison polarisée)
- H₂O : H⁺-O⁻-H⁺
- NH₃ : H⁺-N⁻-H⁺
Différence d'électronégativité
Calcul de la différence
Soit Δχ la différence d'électronégativité entre deux atomes :
- Δχ < 0.5 : liaison covalente non polaire
- 0.5 ≤ Δχ < 1.7 : liaison covalente polaire
- Δχ ≥ 1.7 : liaison ionique
2 NaCl : Δχ = 3.0 - 0.9 = 2.1 → liaison ionique
3 H₂ : Δχ = 2.1 - 2.1 = 0 → liaison non polaire
Molécule polaire vs apolaire
Polarité moléculaire
Une molécule est polaire si elle possède :
- Des liaisons polarisées
- Une géométrie asymétrique
- Un moment dipolaire global non nul
Exemple : H₂O (forme angulaire) → molécule polaire
Une molécule est apolaire si elle possède :
- Des liaisons non polarisées OU
- Une géométrie symétrique qui annule les dipôles
- Un moment dipolaire global nul
Exemple : CO₂ (forme linéaire) → molécule apolaire
Étude de cas - Eau (H₂O)
Structure de l'eau
Analysons la molécule d'eau H₂O :
Configuration électronique : O (Z=8) : 1s² 2s² 2p⁴
Angle H-O-H ≈ 104.5°
2 Géométrie angulaire asymétrique
3 Moment dipolaire global ≠ 0
4 Conclusion : H₂O est une molécule polaire
Étude de cas - Dioxyde de carbone (CO₂)
Structure du CO₂
Analysons la molécule de dioxyde de carbone CO₂ :
Configuration : O=C=O
Angle O-C-O = 180° (géométrie linéaire)
2 Géométrie linéaire symétrique
3 Les moments dipolaires s'annulent
4 Conclusion : CO₂ est une molécule apolaire
Étude de cas - Ammoniac (NH₃)
Structure de l'ammoniac
Analysons la molécule d'ammoniac NH₃ :
Configuration : pyramide trigonale
Angle H-N-H ≈ 107°
2 Géométrie pyramidale asymétrique
3 Moment dipolaire global ≠ 0
4 Conclusion : NH₃ est une molécule polaire
Étude de cas - Méthane (CH₄)
Structure du méthane
Analysons la molécule de méthane CH₄ :
Configuration : tétraédrique
Angle H-C-H = 109.5°
2 Géométrie tétraédrique symétrique
3 Les moments dipolaires s'annulent
4 Conclusion : CH₄ est une molécule apolaire
Propriétés physiques liées à la polarité
Effets de la polarité
Les molécules polaires ont des points d'ébullition plus élevés :
- H₂O (molécule polaire) : 100°C
- CO₂ (molécule apolaire) : -78.5°C
- Les forces intermoléculaires sont plus fortes dans les substances polaires
"Similia similibus solvuntur" : les composés polaires se dissolvent dans les solvants polaires.
- L'eau (polare) dissout le sucre (polaire)
- L'eau (polare) ne dissout pas l'huile (apolaire)
Forces intermoléculaires
Interactions moléculaires
Présentes dans toutes les molécules (polaires et apolaires) :
- Forces de dispersion (London) : très faibles
- Forces dipôle-dipôle : présentes dans les molécules polaires
Très fortes interactions entre molécules polaires contenant H lié à F, O ou N :
- H₂O...H₂O (liaisons hydrogène)
- NH₃...NH₃
- HF...HF
Exercice d'application
Problème complet
Considérez les molécules suivantes : HF, HBr, CH₄, NH₃.
1. Classer ces molécules par ordre croissant de polarité.
2. Identifier les molécules polaires et apolaires.
3. Justifier les différences de points d'ébullition observées.
Solution de l'exercice
Correction détaillée
- HF : Δχ = 4.0 - 2.1 = 1.9 → très polaire
- HBr : Δχ = 2.8 - 2.1 = 0.7 → peu polaire
- NH₃ : Δχ = 3.0 - 2.1 = 0.9 → polaire
- CH₄ : Δχ = 2.5 - 2.1 = 0.4 → très peu polaire
CH₄ < HBr < NH₃ < HF
Molécules polaires : HF, HBr, NH₃
Molécule apolaire : CH₄ (géométrie symétrique)
Résumé
Points clés
- Capacité d'un atome à attirer les électrons de liaison
- Varie selon l'échelle de Pauling
- Δχ < 0.5 : liaison covalente non polaire
- 0.5 ≤ Δχ < 1.7 : liaison covalente polaire
- Δχ ≥ 1.7 : liaison ionique
- Dépend des liaisons polarisées ET de la géométrie
- Un moment dipolaire global ≠ 0 → molécule polaire
Conclusion
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