Cours de physique – niveau classe de première S – partie « Lois et modèles – Cohésion et transformations de la matière »
- Qu’est-ce qu’une liaison polarisée ?
- Les différentes manières possibles de déterminer si une liaison est polarisée
- Déterminer si une liaison est polarisée à partir de l’électronégativité des atomes
- Liste des principales liaisons polarisées
- Les liaisons non polarisées
- Les principales liaisons non polarisées
- La liaison ionique
- Les charges partielles
- Dipôle électrique
- Liaisons polarisées et molécules polaires
- Le moment dipolaire
Qu’est-ce qu’une liaison polarisée ?
Définition
Une liaison covalente simple entre deux atomes est dite polarisées si les deux électrons mis en commun ne sont pas répartis de manière équivalente entre les atomes.
L’un des atome de la liaison exerce une attraction plus importante sur la paire d’électrons partagée par conséquent la zone dans laquelle ils évoluent est plus proche de ce dernier: statistiquement les électrons ont alors une probabilité plus élevée de se trouver à proximité de l’atome le plus “influent” que de son partenaire.
L’influence des atomes sur le doublet liant est traduite par une grandeur appelée électronégativité, plus cette valeur est élevée et plus l’attraction est forte: On considère en général qu’une différence d’électronégativité comprise entre 0,4 et 1,7 est associée à une liaison polarisée.
Les différentes manières possibles de déterminer si une liaison est polarisée
Il est possible conclure à la polarisation d’une liaison:
- En calculant la différence d’électronégativité entre les deux atomes lié ( 0,4<|Δχ|<1,7 )
- En vérifiant la présence de charges partielles associées aux atomes liés
- En vérifiant que la liaison est associée à un moment dipolaire non nul
- Si la probabilité de présence des électrons partagée est plus grande à proximité de l’un des atome de la liaison que de l’autre.
Déterminer si une liaison est polarisée à partir de l’électronégativité des atomes
- Étape 1: vérifier que les atomes liés sont différents (une liaison entre deux atomes identiques est nécessairement non polarisée)
- Étape 2: déterminer l’électronégativité des deux atomes liés (parmi les données d’un exercice dans un tableau…)
- Étape 3: Calculer la différence d’électronégativité entre les deux atomes
- Étape 4: Vérifier que la différence d’électronégativité est suffisante (supérieure à 0,4) mais pas trop élevée (inférieure à 1,7)
Si la différence d’électronégativité est comprise dans l’intervalle 0,4 – 1,7 alors on peut conclure que la liaison est polarisée.
Remarques :
- si la différence d’électronégativité est comprise dans l’intervalle 0 – 0,4 alors la liaison est considérée comme non polarisée.
- si la différence d’électronégativité est supérieure à 1,7 on peut considérer que la liaison est ionique.
Liste des principales liaisons polarisées
Hydrogène
Hydrogène – Azote δ+ H-N δ– |Δχ| =| 2,20 – 3,04 | = 0,84
Hydrogène – Oxygène δ+ H-O δ– |Δχ| =| 2,20 – 3,44 | = 1,24
Hydrogène – Chlore δ+H-Cl δ– |Δχ| =| 2,20 – 3,16 | = 0,96
Hydrogène – Brome δ+ H-Br δ– |Δχ| =| 2,20 – 2,96 | = 0,76
Hydrogène – Iode δ+ H-I δ– |Δχ| =| 2,20 – 2,66 | = 0,46
Bore
Bore – Carbone δ+ B-C δ– |Δχ| =| 2,04 – 2,55 | = 0,51
Bore – Azote δ+ B-N δ– |Δχ| =| 2,04 – 3,04 | = 1,00
Bore – Oxygène δ+ B-O δ– |Δχ| =| 2,04 – 3,44 | = 1,40
Bore – Soufre δ+ B-S δ– |Δχ| =| 2,04 – 2,58 | = 0,54
Bore – Chlore δ+ B-Cl δ– |Δχ| =| 2,04 – 3,16 | = 1,12
Bore – Brome δ+ B-Br δ– |Δχ| =| 2,04 – 2,96 | = 0,92
Bore – Iode δ+ B-I δ– |Δχ| =| 2,04 – 2,66 | = 0,42
Bore – Sélenium δ+ B-Se δ– |Δχ| =| 2,04 – 2,55 | = 0,51
Carbone
Carbone – Bore δ– C-B δ+ |Δχ| =| 2,55 – 2,04 | = 0,51
Carbone – Azote δ+ C-N δ– |Δχ| =| 2,55 – 3,04 | = 0,49
Carbone – Oxygène δ+ C-O δ– |Δχ| =| 2,55 – 3,44 | = 0,89
Carbone – Fluor δ+ C-F δ– |Δχ| =| 2,55 – 3,98 | = 1,43
Carbone – Silicium δ– C-Si δ+ Δχ| =| 2,55 – 1,90 | = 0,65
Carbone – Chlore δ+ C-Cl δ– |Δχ| =| 2,55 – 3,16 | = 0,61
Carbone – Brome δ+ C-Br δ– |Δχ| =| 2,55 – 2,96 | = 0,41
Azote
Azote – Hydrogène δ– N-H δ+ |Δχ| =| 3,04 – 2,20 | = 0,84
Azote – Bore δ– N-B δ+ |Δχ| =| 3,04 – 2,04 | = 1,00
Azote – Carbone δ– N-C δ+ |Δχ| =| 3,04 – 2,55 | = 0,49
Azote – Oxygène δ+ N-O δ– |Δχ| =| 3,04 – 3,44 | = 0,40
Azote – Fluor δ+ N-F δ– |Δχ| =| 3,04 – 3,98 | = 0,94
Azote – Silicium δ– N-Si δ+ |Δχ| =| 3,04 – 1,90 | = 1,14
Azote – Phosphore δ– N-P δ+ |Δχ| =| 3,04 – 2,19 | = 0,85
Azote – Soufre δ– N-S δ+ |Δχ| =| 3,04 – 2,58 | = 0,46
Azote – Selenium δ– N-Se δ+ |Δχ| =| 3,04 – 2,55 | = 0,49
Oxygène
Oxygène – Hydrogène δ– O-H δ+ |Δχ| =| 3,44 – 2,20| = 1,24
Oxygène – Bore δ– O-B δ+ |Δχ| =| 3,44 – 2,04 | = 0,40
Oxygène – Carbone δ– O-C δ+ |Δχ| =| 3,44 – 2,55 | = 0,89
Oxygène – Azote δ– O-N δ+ |Δχ| =| 3,44 – 3,04 | = 0,60
Oxygène – Fluor δ+ O-F |Δχ| =| 3,44 – 3,98 | = 0,54
Oxygène –Brome δ– O-Br δ+ |Δχ| =| 3,44 – 2,96 | = 0,48
Oxygène – Iode δ– O-I δ+ |Δχ| =| 3,44 – 2,66 | = 0,78
Oxygène – Silicium δ– O-Si δ+ |Δχ| =| 3,44 – 1,90 | = 1,54
Oxygène – Phosphore δ– O-P δ+ |Δχ| =| 3,44 – 2,19 | = 1,25
Oxygène – Soufre δ– O-S δ+ |Δχ| =| 3,44 – 2,58 | = 0,86
Oxygène – Sélénium δ– O-Se δ+ |Δχ| =| 3,44 – 2,55 | = 0,86
Les liaisons non polarisées
On considère qu’une liaison est non polarisée et donc que la répartition spatiale des électrons du doublet liant est symétrique lorsque la différence d’électronégativité entre les deux atomes liés n’excède pas 0,4.
Par conséquent une liaison entre deux atomes est non polarisée si ces deux atomes sont identiques où ont une électronegativité proche.
Les principales liaisons non polarisées
Hydrogène
Hydrogène – Hydrogène H-H
Hydrogène – Bore H-B
Hydrogène – Carbone H-C
Hydrogène – Silicium H-Si
Hydrogène – Phosphore H-P
Hydrogène – Soufre H-S
Carbone
Carbone-carbone C-C
Carbone – hydrogène C-H
Carbone – Phosphore C-P
Carbone – Soufre C-S
Carbone – iode C-I
Azote
Azote – Azote N-N
Azote – Clore N-Cl
Azote – Brome N-Br
Azote – Iode N-I
Oxygène
Oxygène – Oxygène O-O
Oxygène – Chlore O-Cl
La liaison ionique
Lorsque la différence d’électronégativité entre deux atomes est trop grande (on admet en général la valeur limite de 1,7) alors la mise en commun d’électrons au sein d’un doublet liant n’est plus possible:
- l’atome le plus électronégatif capte les deux électrons, il se charge alors négativement et devient un anion.
- l’atome le moins électronégatif perd l’électron qui devait être partagé, il charge alors positivement et devient un cation.
La liaison covalente n’est plus possible, les atomes se transforment en ions qui exercent entre eux une interaction électrique attractive. Cette force électrique les maintient ensemble, elle est qualifiée de liaison ionique.
Les charges partielles
Lorsqu’une liaison est polarisée la répartition des électrons mis en commun n’est plus symétrique, ces derniers sont en moyenne plus proche de l’atome le plus électronégatif.
Il y a par conséquent aussi une dissymetrie dans la répartition des charges:
- l’atome le plus électronégatif porte un excès d’électrons donc de charge négative
- l’atome le moins électronégatif possède quant à lui un défaut d’électrons qui se traduit par un défaut de charge négative qui est équivalente à un excès de charge positive.
L’excès d’électrons vers l’atome le plus électronégatif est associé à une charge partielle négative notée en général δ– (delta moins)
Le défaut d’électrons au niveau de l’atome le moins électronégatif est associé a une charge partielle positive notée δ+.
Par conséquent il est possible d’indiquer le sens de polarisation d’une liaison en notant à côté des symboles atomiques la charge partielle (positive ou négative) de chacun d’entre eux
Exemples
- Liaison carbone – chlore
Le chlore est plus électronégatif que le carbone (χ(Cl) = 3,16 et χ(C) = 2,55 ) par conséquent la charge partielle négative δ– est portée par le chlore et la charge partielle positive δ+ est portée par le carbone
- Liaison oxygène – hydrogène
L’oxygène est plus électronégatif que l’hydrogène (χ(O) = 3,44 et χ(H) = 2,20 ) par conséquent la charge partielle négative δ– est portée par l’oxygène tandis que la charge partielle positive δ+ est portée par l’hydrogène.
Dipôle électrique
Définition générale
Un dipôle est une structure électriquement neutre mais associant deux “pôles” portant des charges électriques opposées. Ces charges:
– ont même valeur absolue
– des signes différents
Bien que globalement neutre un dipôle électrique peut localement influencer son environnement :
- le pôle positif repousse les autres pôles positifs et attire les pôles négatifs
- le pôle négatif repousse les pôles négatifs et attire les pôles positifs
Une liaison polarisée constitué un dipôle électrique dont le pôle négatif correspond à l’atome le plus électronégatif tandis que le pôle positif coïncide avec l’atome le moins électronégatif.
La polarisation des liaisons influence donc les propriétés physico-chimiques des molécules et leur capacité à interagir entres ou avec d’autres molécules ou ions.
Liaisons polarisées et molécules polaires
Lorsqu’une molécule comporte une ou plusieurs liaisons polarisées il est possible (mais pas systématique) que cette molécule soit polaire à condition que les différentes polarisations ne se compensent pas
Le moment dipolaire
Il s’agit d’une grandeur vectorielle que l’on peut associer à toute liaison polarisée. Il est notée p (parfois μ ) et ses caractéristiques sont les suivantes :
- sa direction est celle joignant les deux atomes liés.
- il est orienté de la charge partielle négative vers la charge partielle positive
- sa valeur s’exprime en Debye (symbole D), elle est proportionnelle à la valeurs des charges partielles ainsi qu’à distance les séparant.
Exemple
Vecteurs moment dipolaire de la molécule de chlorure d’hydrogène
Notions de seconde à réviser
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