Schéma de Lewis, géométrie, électronégativité et polarisation

Cours de physique-chimie | première spécialité

Ce cours correspond à la partie “De la structure à la polarité d’une entité” du programme de première spécialité.

Il est situé dans la partie du programme “Constitution et transformations de la matière – De la structure des entités aux propriétés physiques de la matière”

Le schéma de Lewis



Géométrie des molécules

Electronégativité, liaisons polarisées et molécules polaires

A réviser – Les autres cours de première spécialitéPour approfondir et découvrir


Le schéma de Lewis


Schéma de Lewis: définition

Le schéma de Lewis est aussi appelé “formule de Lewis”, il correspond à la représentation d’une entité chimique (molécule ou ion polyatomique) où apparaissent tous les doublets d’électrons (liants ou non liants) de la couche de valence.

Schéma de Lewis: règles de représentation

Le schéma de Lewis s’établit en respectant les règles suivantes:

  • Chaque élément est représenté par son symbole atomique (Le carbone par “C”, l’azote par “N”, le chlore par Cl etc…)
  • Chaque doublet liant (liaison de covalence) est représenté en suivant les mêmes règles que dans les formules développées ou semi-développées. Deux atomes partageant un doublet liant (liés par une liaison simple) sont reliés par un trait, s’ils partagent deux doublets liants (double liaison) ils sont reliés par un double trait (deux traits parallèles entre les symboles atomiques) s’ils partagent trois doublets liants (triple liaison) ils sont reliés par un triple trait (trois traits parallèles entre les deux symboles chimiques)
Liaison simple, double et triple du carbone
Liaisons simples, doubles ou triples entre deux atomes de carbone
  • chaque doublet non liant est représenté par un trait situé autour du symbole atomique
Doublets liants et non liants du chlore
Le chlore et ses trois doublets non liants

Quelques exemples de schéma de Lewis

schéma de Lewis du dioxygèbe
Schéma de Lewis du dioxygène
Schéma de Lewis de l'éthanol
Schéma de Lewis de l’éthanol
schéma de Lewis de l'acide éthanoïque
Schéma de Lewis de l’acide éthanoïque

Lacune électronique

On dit qu’un élément possède une lacune électronique si sa couche de valence n’est pas pleine et qu’il lui manque des doublets d’électrons pour suivre la règle du duet ou de l’octet.

Chaque lacune électronique correspond à un doublet d’électrons manquant sur sa couche externe, elle est symbolisée par un “rectangle vide”.

La plupart des éléments possèdent une ou des lacunes électroniques lorsqu’il sont sous leur forme atomique isolée mais il la perde lorsqu’ils forment des ions ou des molécules. Il existe cependant quelques exceptions, certains éléments gardent une lacune électronique même sous forme d’ion ou de molécule.

L’exemple de lacune électronique le plus courant est celui de l’ion hydrogène H+ qui possède une couche 1s vide (il n’a plus aucun électron). On peut donc le symboliser de la manière suivante:

Lacune électronique de l'ion hydrogène
L’ion hydrogène
et sa lacune électronique

A quoi le schéma de Lewis sert-il ?

Tout comme une formule développée (ou semi-développée), le schéma de Lewis permet de représenter la structure d’une entité chimique, elle indique l’enchaînement des atomes et permet d’identifier rapidement les groupes fonctionnels (hydroxyle, carboxyle…)

Par ailleurs la représentation des doublets non liants apporte une utilité supplémentaire:

Elle permet de prévoir la répartition spatiale des doublets liants et non liants autour d’un noyau puis d’en déduire la géométrie adoptée par les atomes et groupements d’atomes liés à un atome central (voir paragraphe suivant de ce cours)

Comment trouver le schéma de Lewis d’une entité chimique ?

Pour établir un schéma de Lewis correct il faut bien entendu respecter les règles de représentation déjà précisées juste avant mais il faut aussi respecter les règles de stabilité déjà vues en classe de seconde: la règle du duet et de l’octet.

Si un atome forme un ion (en gagnant ou perdant des électrons) ou s’il forme des liaisons covalentes (en gagnant un électron “partagé” pour chaque liaison formée) c’est toujours dans le but d’aller vers une plus grande stabilité et cette dernière s’obtient avec une couche de valence totalement remplie.

Par conséquent:

L’hydrogène (H) suit la règle du duet et s’entoure d’un doublet liant lorsqu’il forme une molécule mais lorsqu’il forme un ion alors il présente une exception à loi du duet et possède une lacune électronique.

Le lithium et le magnésium suivent aussi la règle du duet mais forment principalement des cations.

Les gaz nobles (dans la dernière colonne du tableau) suivent tous la règle de l’octet (sauf l’hélium qui suit celle du duet) sous leur forme atomique. Ils ne se lient pas et ne figurent donc jamais dans le schéma de Lewis d’une molécule ou d’un ion.

Les autres éléments (avec quelque exceptions) suivent la règle de l’octet: ils s’entourent tous d’un total de 4 doublets d’électrons (liants ou non liants)

Trouver le schéma de Lewis d’une molécule à partir de ses éléments chimiques

Si l’on souhaite trouver le schéma de Lewis d’une molécule alors on peut facilement identifier les doublets liants et non liants qui entourent un atome.

D’après les règles vues dans le paragraphe précédent la plupart des éléments s’entourent d’un total de 4 doublets d’électrons, il reste cependant à déterminer lesquels sont liants et lesquels sont non liants.

Dans le cas d’une molécule les choses sont assez simples:

le nombre de doublets liants correspond au nombre d’électrons manquant pour remplir la couche de valence (en général cela revient à compléter la dernière sous-couche “p” pour atteindre p6) et les doublets restants sont non liants.

Par conséquent, un atome:

  • dont la dernière sous-couche est p2 (élément de la deuxième colonne du bloc p du tableau) forme 4 doublets non liants et n’a pas de doublet non liant.
  • dont la dernière sous-couche est p3 (élément de la troisième colonne du bloc p du tableau) forme 3 doublets non liants et a donc un doublet non liant.
  • dont la dernière sous-couche est p4 (élément de la quatrième colonne du bloc p du tableau) forme 2 doublets non liants et a donc 2 doublets non liants.
  • dont la dernière sous-couche est p5 forme 1 doublet non liant et a donc 3 doublets non liants.

Chaque élément aura toujours l’une des représentations suivantes dans un schéma de Lewis.

  • L’atome d’hydrogène
Schéma de Lewis de l'atome d'hydrogène
L’hydrogène dans le schéma de Lewis d’une molécule

Pas de différence avec l’hydrogène représenté dans une formule développée.

  • L’atome de carbone
Le carbone dans le schéma de Lewis d'une molécule
Le carbone dans le schéma de Lewis d’une molécule

Carbone avec quatre doublets liant et aucun doublet liant.

  • L’atome d’azote
L'atome d'azote dans un schéma de Lewis
L’azote dans le schéma de Lewis d’une molécule

Azote avec trois doublets liants et un doublet liant.

  • L’atome d’oxygène
L'atome d'oxygène dans le schéma de Lewis d'une molécule
Représentation d’un atome d’oxygène dans le schéma de Lewis d’une molécule

Atome d’oxygène avec deux liaisons doublets liants et deux doublets non liants.

  • L’atome de fluor (F)
L'atome de fluor dans la représentation de Lewis d'une molécule.
L’atome de fluor dans le schéma de Lewis d’une molécule

Atome de fluor avec une liaison simple et trois doublets non liants.

Trouver le schéma de Lewis d’une molécule à partir de sa formule développée

La méthode pour transformer la formule développée d’une molécule en schéma de Lewis est relativement simple:

  • les hydrogène ne subissent aucune modification (ils n’ont pas de doublet non liant et leur représentation est la même)
  • les atomes formant 4 liaisons (possédant 4 doublets liants) restent inchangés ( s’ils ont 4 doublets liants alors il ne peuvent pas avoir de doublet non liant)
  • pour les autres atomes on ajoute autant de doublets non liants que nécessaire pour arriver à un total de 4 doublets ( un atome formant 3 liaisons a donc un doublet non liant, un atome avec deux liaisons aura deux doublets non liants et un atome formant une seule liaison aura trois doublets non liants).

Exemples

  • Ethanol
Passage de la formule développée de l'éthanol à sa représentation de Lewis
Passage de la formule développée de l’éthanol à son schéma de Lewis

Pour passer de la formule développée au schéma de Lewis on ajoute les deux doublets non liants de l’oxygène

  • Chlorure d’ethanoyle
Passage de la formule développée du chlorure d'ethanoyle à son schéma de Lewis
Passage de la formule développée du chlorure d’ethanoyle à son schéma de Lewis

Pour passer de la formule développée au schéma de Lewis on ajoute les trois doublets non liants du chlore et les deux de l’oxygène

Exemple de schémas de Lewis pour des molécules

schéma de Lewis du dioxygèbe
Schéma de Lewis du dioxygène O2
Schéma de Lewis du dihydrogène
Schéma de Lewis du dihydrogène H2
Schéma de Lewis du diazote
Schéma de Lewis du diazote N2
Schéma de Lewis de l'eau
Schéma de Lewis de l’eau H2O
schéma de Lewis du dioxyde de carbone
Schéma de Lewis du dioxyde de carbone CO2
Schéma de Lewis de l'ammoniac
Schéma de Lewis de l’ammoniac NH3
Schéma de Lewis du méthane
Schéma de Lewis de méthane CH4
Schéma de Lewis du chlorure d'hydrogène
Schéma de Lewis de chlorure d’hydrogène HCl

Trouver le schéma de Lewis d’un cation polyatomique

Dans un cation polyatomique un élément perd un électron provenant d’un de ses doublets non liants et forme un doublet liant avec un autre atome. Ainsi cet élément:

  • porte une charge excédentaire positive
  • respecte tout de même la loi de l’octet et s’entoure de 4 doublets liants.

Par conséquent seul un atome possédant initialement au moins un doublet liant peut porter la charge positive d’un cation polyatomique.

Il est par exemple possible d’avoir un cation polyatomique comprenant de l’oxygène (deux doublets non liants) ou de l’azote (un doublet non liant).

  • La charge positive est portée par un azote

Dans le cas d’un cation polyatomique où l’azote porte une charge positive alors il perd son doublet liant possède une liaison supplémentaire, il sera représenté de la manière suivante dans un schéma de Lewis:

Cation polyatomique avec de l'azote
Cas d’un ion polyatomique où la charge positive est portée par l’azote
  • La charge positive est portée par un oxygène

Dans le cas où l’oxygène porte une charge positive alors il perd l’un de ses doublets non liants (il ne lui en reste qu’un) et forme une liaison supplémentaire (il a alors trois doublets liants) et l’on obtient le schéma de Lewis suivant:

Cation polyatomique avec de l'oxygène
Cas d’un ion polyatomique où l’oxygène porte la charge positive

Exemples de schémas de Lewis pour des cations polyatomiques

schéma de Lewis du cation ammonium
Schéma de Lewis de l’ion ammonium (NH4+). Une charge positive est portée par l’azote.
Schéma de Lewis de l'ion hydronomium
Schéma de Lewis de l’ion hydronium H3O+) – Une charge positive est portée par l’oxygène

Trouver le schéma de Lewis d’un anion polyatomique

Dans un anion monoatomique un élément a rompu l’une de ses liaisons et l’électron solitaire qui n’est plus partagé forme un doublet non liant avec un électron supplémentaire gagné. Ainsi, cet élément:

Par exemple, dans le cas de l’oxygène, celui-ci a perdu l’un de ses doublets liants (il ne lui en reste qu’un) mais il a un doublet non liant supplémentaire (il en trois au total) et se représente de la manière suivante dans un schéma de Lewis:

Anion polyatomique avec l'oxygène
Schéma Lewis pour un oxygène portant une charge négative dans un anion

Exemples de schéma de Lewis d’anions polyatomiques

Schéma de Lewis de l'ion hydroxyde
Schéma de Lewis de l’ion hydroxyde OH

Géométrie des molécules


Trouver la géométrique d’une molécule à partir de son schéma de Lewis

Le schéma de Lewis permet de prévoir la géométrie des petites molécules ainsi que la répartition spatiale des groupements autour d’un atome central.

Pour cela on exploite une hypothèse simple: les doublets liants d’un atome (simples, doubles ou triples) ainsi que ses doublets non liants se repoussent tous entre eux en raison de la force électrostatique. En effets les électrons sont négatifs et tous les doublets qu’ils constituent sont aussi négatifs donc il s’exerce entre eux des forces électriques répulsives.

Par conséquent la configuration la plus stable est celle où les doublets sont tous éloignés au maximum les uns des autres.

A partir du nombre de liaisons et de doublets non liants autour d’un atome il est alors possible de déduire leur direction et d’en tirer la répartition spatiale des groupements chimiques autour d’un atome centrale

Voir cours “La géométrie des molécules

Les principales géométries

Les différentes combinaisons de doublets non liants, de liaison covalentes simples doubles ou triples permet de prévoir la géométrie d’une molécule autour d’un atome central.

  • Quatre liaisons simples et aucun doublet non liant: Géométrie tétraédrique

Chaque atome ou groupement occupe le sommet d’un tétraèdre.

Exemples: CH4, CH3Cl

molécule de méthane à géométrie tétraédrique.
Exemple de molécule à géométrie tétraédrique: le méthane ( CH4 )
  • Trois liaisons simples et un doublet non liant: Géométrie pyramidale à base triangle

Chaque groupement occupe le sommet d’un triangle formant avec l’atome centrale une pyramide au sommet, l’angle entre deux liaison est aussi de 109,5°

Exemples: NH3, PCl3

Molécule d'ammoniac à géométrie pyramidale base triangle.
Exemple de molécule à géométrie pyramidale base triangle: l’ammoniac
  • Deux liaisons simples et deux doublets non liants: Géométrie coudée

Les deux groupements forment avec l’atome central un triangle, on dit aussi qu’il s’agit d’une forme en “V”

Exemples: H2O, H2S

Molécule d'eau à géométrie coudée
Exemple de molécule à géométrie coudée: l’eau
  • Une liaison simple et trois doublets non liants: Géométrie linéaire

Les deux atomes sont simplement liés entre eux…

Exemples: HCl, Br2

Molécule à géométrie linéaire: le dibrome.
Exemple de molécule à géométrie linéaire: le dibrome.
  • Une double liaison, deux liaison simples et aucun doublet non liant: géométrie plane trigonale

Les trois groupements lié à l’atome central sont au sommet d’un triangle.

Exemple: H2CO, le méthanal

Molécule de méthanal à géométrie trigonale plane
Exemple de molécule à géométrie trigonale plane: le méthanal ( H2CO )
  • Une double liaison, une liaison simple et un doublet non liant: coudée.

L’atome central et les deux groupements forment un triangle.

Exemple: HNO, le nitroxyle

Molécule de nitroxyle à géométrie triangulaire.
Exemple de molécule à géométrie coudée: le nitroxyle
  • Deux doubles liaisons, aucun doublet non liant: géométrie linéaire.

L’atome centrale et les deux groupements qu’il porte sont alignés

Exemple: le propadiene (C3H4)

Molécule de propanediène à géométrie linéaire
Exemple de molécule à géométrie linéaire: le propanediène (C3H4)
  • Une triple liaison et une liaison simple: géométrie linéaire

L’atome centrale et les deux groupements qu’il porte sont alignés

Exemple: le cyanure d’hydrogène (HCN)

Molécule de cyanure d'hydrogène à géométrie linéaire
Exemple de molécule à géométrie linéaire: le cyanure d’hydrogène (HCN)

Voir cours “La géométrie des molécules

Tableau: résumé des différentes géométries moléculaires

Répartition des doubletsNom de la géométrie Exemple
Quatre liaisons simples et aucun doublet non liant Tétraédrique molécule de méthane à géométrie tétraédrique.
Trois liaisons simples et un doublet non liantPyramidale base triangleMolécule d'ammoniac à géométrie pyramidale base triangle.
Deux liaisons simples et deux doublets non liants

ou

Une double liaison, une liaison simple et un doublet non liant
Coudée ou en “V”Molécule d'eau à géométrie coudée
Molécule de nitroxyle à géométrie triangulaire.
Une liaison simple et trois doublets non liants

ou

Deux doubles liaisons, aucun doublet non liant

ou

Une triple liaison et une liaison simple
Géométrie linéaireMolécule à géométrie linéaire: le dibrome.
Molécule de propanediène à géométrie linéaire

Molécule de cyanure d'hydrogène à géométrie linéaire
Une double liaison, deux liaison simples et aucun doublet non liantPlane trigonaleMolécule de méthanal à géométrie trigonale plane

Voir cours “La géométrie des molécules


Electronégativité, liaisons polarisées et molécules polaires


Electronégativité

L’électronégativité est une grandeur qui a été définie pour traduire la tendance d’un atome à attirer vers lui les électrons partagés au sein d’un doublet liant.

Par définition un doublet liant est constitué des deux électrons mis en communs par deux atomes liés, chaque atome “partage” avec l’autre un électron de sa couche de valence.

Cependant le partage de ces électrons n’est pas toujours “symétrique”, il est possible que les électrons partagés se rapprochent davantage d’un des atomes que de l’autre:

Les électrons d’une liaison (doublet liant) se décalent toujours vers l’atome le plus électronégatif.

Si des atomes ont des électronégativités égales ou très proches alors la répartition des électrons du doublet liant reste symétrique.

L’électronégativité est une grandeur:

  • sans unité
  • de symbole χ (lettre grecque khi minuscule)
  • dont la valeur est donnée par une échelle (le plus souvent l’échelle de Pauling)

Voir cours “L’électronégativité

Valeurs de l’électronégativité pour les éléments les plus courants

(Source: National library of Medicine)

  • Hydrogène χ(H) = 2,2
  • Carbone χ(C) = 2,55
  • Azote χ(N) = 3,01
  • Oxygène χ(O) = 3,44
  • Fluor χ(F) = 3,98
  • Sodium χ(Na) = 0,93
  • Aluminium χ(Al) = 1,61
  • Silicium χ(Si) = 1,9
  • Phosphore χ(P) = 2,19
  • Soufre χ(S) = 2,58
  • Chlore χ(Cl) = 3,16

Voir cours “L’électronégativité

Variation de l’électronégativité dans le tableau périodique

D’une manière générale:

L’électronégativité augmente le long d’une période du tableau périodique.

Remarque

Il s’agit d’une tendance générale mais il peut y a voir des exceptions à cette règle.

Pourquoi cette croissance de l’électronégativité le long d’une période ?

Si l’on compare les éléments d’une même ligne du tableau périodique on remarque que:

  • tous les atomes d’une même période disposent de la même couche de valence, par conséquent les électrons de valence de ces atomes sont à des distances proches de leur noyau.
  • Le long d’une période le numéro atomique est croissant par conséquent les protons sont de plus en plus nombreux dans le noyau.

Il en résulte que le long d’une période les noyaux atomiques exercent une attraction électrique croissante sur les électrons de valence et donc sur les électrons des doublets liants: Les noyaux attirent d’avantage les électrons des doublets liants vers eux par conséquent ils sont davantage électronégatifs.

L’électronégativité diminue le long d’une colonne du tableau périodique.

Remarque

Là aussi il ne s’agit que d’une tendance générale qui soufre quelques exceptions

Pourquoi cette décroissance de l’électronégativité le long d’une colone?

Ce résultat peut s’expliquer par le fait qu’à chaque nouvelle période du tableau périodique correspond une nouvelle couche de valence, plus éloignée du noyau que les précédentes. Cette éloignement progressif de la couche de valence est le facteur qui provoque une diminution de la force électrique exercée par le noyau malgré l’augmentation du nombre de protons.

Voir cours “L’électronégativité

Liaisons polarisées et non polarisées

Définition d’une liaison polarisée

Une liaison covalente entre deux atomes est polarisée si la différence d’électronégativité entre ces deux atomes est suffisamment élevée. (au delà de 0,4 en général)

Autre formulation équivalente de cette définition:

Si |χ(B) – χ(A)| > 0,4 alors la liaison A-B est polarisée

Remarque

Si la différence d’électronégativité est trop grande entre deux atomes (on considère que la limite est de 1,7) alors ces atomes ne peuvent plus former de liaison covalente. Il n’y plus de “partage d’électron“, l’atome le plus électronégatif s’accapare le ou les doublets d’électrons et forme un anion tandis que le moins électronégatif forme un cation.

Définition d’une liaison non polarisée.

Une liaison est non polarisée lorsque les deux atomes liés on une faible différence d’électronégativité (au maximum 0,4).

Autre formulation équivalente de cette définition:

Si |χ(B) – χ(A)| ≤ 0,4 alors la liaison A-B est non polarisée.

Voir cours “Les liaisons polarisées

Charges partielles

Lorsqu’une liaison est polarisée, la différence d’électronégativité entre les deux atomes se traduit par un “décalage” des électrons du doublet liant vers l’atome le plus électronégatif:

l’ “orbite” des électrons du doublet liant est plus proches de l’atome le plus électronégatif.

En moyenne il y a donc:

  • un excès d’électrons vers l’atome le plus électronégatif et donc aussi un excès de charges négatives.
  • un déficit (un défaut) d’électrons vers l’atome le moins électronégatif et donc un déficit de charges négatives équivalent à un excès de charges positives.

Les deux atomes de la liaison polarisée restent donc toujours globalement neutres mais:

  • on dit que l’excès de charge négative vers l’atome le plus électronégatif correspond à une charge partielle négative notée δ
  • on dit que l’excès de charge positive vers l’atome le moins électronégatif correspond à une charge partielle positive notée δ+

L’atome le moins électronégatif constitue donc un “pôle” positif tandis que l’atome le plus électronégatif correspond à un pôle négatif:

C’est en raison de l’existence de ces deux pôles que la liaison est dite “polarisée”.

Voir cours “Les liaisons polarisées

Exemple de liaison polarisée: la liaison carbone – oxygène

L’électronégativité du carbone est de χ(C)=2,55 et celle de l’oxygène est χ(0)= 3,44.

La différence d’électronégativité est donc |χ(0)- χ(C)|= 3,44 – 2,55 = 0,89

Cette différence est bien supérieure à la limite de 0,4 ce qui confirme que la liaison est polarisée.

L’atome d’oxygène est le plus électronégatif et porte donc une charge partielle négative δ

Le carbone est moins électronégatif et donc il porte une charge partielle positive δ+

Liaison polarisée carbone oxygène
Exemple de liaison polarisée entre un carbone et un oxygène

Voir cours “Les liaisons polarisées

Quelques exemples de liaisons non polarisées

  • Une liaison entre deux éléments identiques n’est jamais polarisée: la liaison carbone-carbone C-C n’est pas polarisée, la liaison hydrogène-hydrogène H-H n’est pas polarisée, la liaison Azote-Azote N-N n’est pas polarisée, Etc…
  • La liaison carbone-hydrogène

L’électronégativité du carbone est de χ(C)=2,55 et celle de l’hydrogène est χ(H)= 2,2

La différence d’électronégativité est donc |χ(C)- χ(H)|= 2,55 – 2,2 = 0,35

Cette différence est inférieure à la limite de 0,4 par conséquent la liaison entre un atome de carbone et un atome d’hydrogène n’est pas polarisée.

Voir cours “Les liaisons polarisées

Qu’est-ce qu’une molécule polaire ?

Définition

Une molécule est qualifiée de polaire si elle dispose:

  • d’un pôle positif correspondant au centre des charges partielles positives.
  • d’un pôle négatif correspondant au centre des charges partielles négatives.

Et à condition que ces deux pôles soient localisés en des points différents.

Par conséquent une molécule ne peut être polaire qu’à condition:

  • de possèder des liaisons polarisées (au moins une).
  • Que ces polarisations ne se compensent pas et que le centre des charges partielles positives ne se soit pas situé au même point que le centre des charges partielles négatives

Voir cours “Molécules polaires et apolaires

Quelques exemples de molécules polaires

Voici quelques exemples courants de molécules polaires

  • La molécule de chlorure d’hydrogène HCl

C’est une molécule composée seulement deux atomes entre lesquels il y a une liaison polarisée ( χ(H)=2,2 et χ(Cl)= 3,16 soit une différence d’électronégativité de 0,96). Par conséquent la molécule de chlorure d’hydrogène possède un centre positif situé sur l’hydrogène et un centre négatif situé sur le chlore)

Molécule polaire de chlorure d'hydrogène HCl
Molécule polaire de chlorure d’hydrogène
  • L’eau H2O

Le centre des charges partielles négatives est localisé sur l’atome d’oxygène. (qui porte deux charges partielles négatives)

Le centre des charges partielles positives est quant à lui situé au milieu des deux atomes d’hydrogène.

Molécule d'eau polaire
Molécule d’eau polaire
  • La molécule de méthanol CH3-OH

Cette molécule possède une liaison polarisée carbone oxygène ainsi qu’une liaison polarisée oxygène-hydrogène.

L’oxygène cumule deux charges partielles négatives et constitue le centre négatif.

Le centre positif est situé au centre du segment reliant le carbone et l’hydrogène lié à l’oxygène.

Molécule polaire de méthanol
Molécule polaire de méthanol

Voir cours “Molécules polaires et apolaires

Qu’est-ce qu’une molécule apolaire ?

Définition

Une molécule apolaire est une molécule qui n’est pas polaire, c’est à dire qui ne possède pas un centre positif et un centre négatif distincts.

Il existe deux cas possibles:

  • Une molécule peut être apolaire car elle ne comporte pas de liaisons polarisées, ses atomes ne présentent pas de différences d’électronégativité suffisantes. C’est le cas par exemple pour les hydrocarbures (alcanes, alcènes, alcynes) qui ne sont constitués que d’atomes de carbone et d’hydrogène formant des liaisons non polarisées.
  • Une molécule peut aussi être apolaire si les différentes polarisations se compensent et que les centres des charges positives et négatives se superposent (sont localisés en un même point). C’est le cas par exemple dans le dioxyde de carbone qui comporte deux liaisons polarisées carbone-oxygène mais dont le centre positif et le centre négatif se superposent au niveau de l’atome de carbone.

Voir cours “Molécules polaires et apolaires

Méthode pour déterminer si une molécule est polaire

  • Etape 1: rechercher le schéma de Lewis de la molécule (voir partie de ce cours sur le Schéma de Lewis)
  • Etape 2: rechercher la géométrie de la molécule à partir du schéma de Lewis (voir la partie du cours consacrée à la géométrie des molécules.
  • Etape 3: comparer l’électronégativité des atomes de la molécule, rechercher les liaisons polarisées

S’il n’y a pas de liaisons polarisées alors on peut conclure que la molécule est apolaire.

S’il y a une seule liaison polarisée alors on peut conclure que la molécule est polaire.

  • Etape 4: Placer les charges partielles positives (δ+) et les charges partielles négatives (δ) sur les atomes des liaisons polarisées.
  • Etape 5: Chercher le centre géométriques des charges partielles positive et le centre géométrique des charges partielles négative.

Si ces deux centres sont situés en des points différent alors la molécule est polaire.

Si ces deux centres sont situés au même point alors la molécule est apolaire.

Voir cours “Molécules polaires et apolaires

A réviser

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