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STRUCTURE DES MOLÉCULES ET DES IONS

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Polarité des molécules

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Polarité des molécules

 

I. Électronégativité 

 

L’électronégativité d’un atome est la tendance à attirer vers lui les électrons lorsque cet atome est engagé dans une liaison covalente. L’électronégativité varie d’une certaine façon dans le tableau périodique. Pour retenir facilement ces variations d’électronégativité dans le tableau périodique, il suffit de retenir que le plus électronégatif est le fluor (F). Ainsi, l’électronégativité augmente de la gauche vers la droite et de bas en haut. Par exemple, le chlore est moins électronégatif que le fluor car il est situé en dessous. Le lithium est moins électronégatif que le fluor car le lithium est situé à gauche et le fluor à droite. 

 

H             He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar

 

La dernière colonne est la colonne des gaz nobles, elle n’est pas considérée lorsqu’on parle d’électronégativité car les gaz nobles sont des espèces stables qui ne créent pas de liaisons covalentes.

 

II. Liaisons covalentes polarisées 

  

À partir de l’électronégativité, on parle de liaison covalente polarisée. Il s'agit d'une liaison covalente qui engage soit les deux atomes $A$ et $B,$ en sachant que $B$ est plus électronégatif que $A$. $B$ va attirer les électrons vers lui, va attirer la liaison covalente vers lui. Donc, on note sur $B$ une charge partielle négative et par conséquent sur $A$ une charge partielle positive.

\(^{\delta^{+}}A \rightarrow B^{\delta^{-}}\)

On indique $δ^+$ et $δ^-$ pour montrer qu’il ne s’agit pas de charges négatives et positives comme dans les ions. Si on note $A^+$ et $B^-$, cela veut dire qu’il n’y a plus de liaison covalente entre deux et qu’il y a juste les ions $A^+$ et $B^-$. La charge partielle positive et négative est beaucoup moins intense que les charges positives et négatives que l’on trouve dans les ions.

 

Exemples

La liaison $H-O.$ On remarque que $O$ est à droite du tableau périodique et $H$ à gauche, donc $H$ est moins électronégatif que $O$ et $O$ est plus électronégatif que $H. O$ va attirer les électrons vers lui et il y aura une charge partielle négative sur $O$ et une charge partielle positive du côté du $H.$ Cette liaison va être polarisée.

La liaison $H-H.$ Ce sont les mêmes atomes donc l’un n’attire pas plus les électrons que l’autre, ainsi cette liaison ne sera pas polarisée.

  

III. Molécules polaires 

 

À partir des liaisons polarisées on peut déterminer si une molécule est polaire ou non (apolaire).

  

Exemples de l’eau 

On représente l’eau en tenant compte de sa géométrie, ce qui est très important pour ne pas se tromper quand il faut déterminer si la molécule est polaire ou non. La liaison $H-O$ est polarisée, on a un $δ^-$ sur le $O,$ un $δ^+$ sur le $H.$ De même pour la deuxième liaison $H-O.$ On a donc deux $δ^-$ sur l’oxygène. Cette molécule est polaire puisque le centre des charges partielles négatives est sur l’oxygène et le centre des charges partielles positives est situé entre les deux hydrogènes. On peut donc voir que le pôle négatif est en haut et le pôle positif en bas. Cette molécule est polaire puisque le pôle positif et le pôle négatif ne sont pas situés au même endroit.

 

Exemple du dioxyde de carbone

Le dioxyde de carbone a une géométrie linéaire. L’oxygène est plus électronégatif que le carbone, on le voit dans le tableau périodique. L’oxygène attire vers lui les électrons, on a une charge partielle négative sur l’oxygène de droite et de gauche. On a deux charges partielles positives sur le carbone puisque les deux liaisons sont polarisées. Le centre positif est au niveau du carbone et le centre négatif est aussi au niveau du carbone, puisque le centre des deux oxygènes est aussi au niveau du carbone. Comme le centre positif et le centre négatif sont au même endroit, cela implique que la molécule n’est pas polaire donc elle est apolaire.