Tu n'as jamais mis les pieds dans ce chapitre, mais le contrôle approche. Pas d'inquiétude : en une session, on va te rendre fonctionnel. D'abord, on rafraîchit deux indispensables : les schémas de Lewis et la méthode VSEPR (tu sais déjà reconnaître une géométrie). Ensuite, on file droit au but : reconnaître une liaison polaire, puis décider si une molécule est polaire ou apolaire.
Pour parler polarité, il faut savoir représenter les doublets liants (une liaison = un trait) et les doublets non liants (les paires libres) autour de chaque atome. C'est le schéma de Lewis.
Ensuite, la méthode VSEPR te donne la géométrie de la molécule en comptant tous les doublets autour de l'atome central. Par exemple :
Si tout cela est flou, revise vite ces notions avant de continuer.
L'électronégativité (notée $\chi$) est la capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison. Dans le tableau périodique, $\chi$ augmente vers la droite et vers le haut (fluor : $\chi=4{,}0$, maximum).
Deux atomes liés A et B ont une différence d'électronégativité $\Delta\chi = |\chi_A - \chi_B|$.
Critère : si $\Delta\chi \ge 0{,}4$, la liaison est polaire. L'atome le plus électronégatif porte une charge partielle négative $\delta^-$, l'autre une charge partielle positive $\delta^+$. Si $\Delta\chi < 0{,}4$, la liaison est considérée comme apolaire (les électrons sont équitablement partagés).
Une molécule peut avoir des liaisons polaires mais être globalement apolaire si la géométrie est suffisamment symétrique pour que les moments dipolaires des liaisons s'annulent.
Le moment dipolaire d'une liaison est un vecteur $\vec{\mu}$ orienté de $\delta^+$ vers $\delta^-$ (du moins électronégatif vers le plus électronégatif). Pour une molécule, on fait la somme vectorielle de tous les $\vec{\mu}_i$. Si la somme est nulle ($\vec{\mu}_{\text{mol}} = \vec{0}$) → molécule apolaire. Sinon → molécule polaire.
Méthode express :
Exemples :
H₂O : $\chi(\text{O})=3{,}5$, $\chi(\text{H})=2{,}1$, $\Delta\chi=1{,}4$ → liaisons polaires, $\delta^-$ sur O. Géométrie coudée (2 doublets libres sur O). Les deux vecteurs $\vec{\mu}_{\text{OH}}$ ne s'annulent pas → H₂O est polaire ($\mu \approx 1{,}85\,\text{D}$).
CO₂ : $\chi(\text{O})=3{,}5$, $\chi(\text{C})=2{,}5$, $\Delta\chi=1{,}0$ → liaisons polaires, $\delta^-$ sur O. Géométrie linéaire (O=C=O). Les deux vecteurs $\vec{\mu}_{\text{CO}}$ sont opposés et de même longueur, ils s'annulent → CO₂ est apolaire ($\mu=0$).
Exercice 1 – Liaisons polaires : à toi de compléter
Calcule $\Delta\chi$, indique si la liaison est polaire et précise sur quel atome se trouve $\delta^-$. Données $\chi$ : H : 2,1 ; C : 2,5 ; N : 3,0 ; O : 3,5 ; F : 4,0 ; Cl : 3,0.
Corrigé
Exercice 2 – H₂O, une molécule coudée
La géométrie de l'eau est coudée (angle H-O-H ≈ 104°). On donne $\chi(\text{O})=3{,}5$, $\chi(\text{H})=2{,}1$.
Complète la légende de la figure ci-dessous.
Place sur chaque atome d'hydrogène le symbole $\underline{\hspace{1.1em}}$ et sur l'oxygène le symbole $\underline{\hspace{1.1em}}$.
Trace un vecteur $\vec{\mu}_{\text{OH}}$ pour chaque liaison, orienté de $\underline{\hspace{1.1em}}$ vers $\underline{\hspace{1.1em}}$.
La somme de ces deux vecteurs n'est pas nulle : elle donne un vecteur résultant dirigé vers le haut (le long de la bissectrice). La molécule d'eau est donc $\underline{\hspace{1.1em}}$.
Corrigé
Sur chaque H : $\delta^+$ ; sur O : $\delta^-$ (car O plus électronégatif). Vecteur orienté de H ($\delta^+$) vers O ($\delta^-$). La somme non nulle → molécule polaire.
Exercice 3 – CO₂, linéaire et pourtant apolaire
CO₂ est linéaire (O=C=O). $\chi(\text{O})=3{,}5$, $\chi(\text{C})=2{,}5$.
Complète :
Chaque liaison C=O est polaire : $\Delta\chi = \underline{\hspace{1.1em}}$.
Place $\underline{\hspace{1.1em}}$ sur C et $\underline{\hspace{1.1em}}$ sur chaque O.
Trace un vecteur $\vec{\mu}_{\text{CO}}$ pour chaque liaison, orienté de $\underline{\hspace{1.1em}}$ vers $\underline{\hspace{1.1em}}$.
Les deux vecteurs sont $\underline{\hspace{1.1em}}$ (de même direction, de sens opposés et de même longueur). La somme vectorielle est donc $\underline{\hspace{1.1em}}$.
Conclusion : la molécule de CO₂ est $\underline{\hspace{1.1em}}$.
Corrigé
$\Delta\chi = |3{,}5 - 2{,}5| = 1{,}0$, liaison polaire. C porte $\delta^+$, chaque O $\delta^-$. Vecteurs orientés de C ($\delta^+$) vers O ($\delta^-$). Les vecteurs sont opposés et de même norme → somme nulle → CO₂ apolaire.
Ah, la polarité... ces histoires de flèches et de charges partielles, ça te revient. On va reprendre le cours de manière structurée et surtout une méthode pas-à-pas pour ne plus jamais hésiter entre polaire et apolaire.
L'électronégativité $\chi$ (échelle de Pauling) mesure la force avec laquelle un atome attire les électrons d'une liaison. Dans le tableau périodique, $\chi$ augmente vers la droite et vers le haut : $\chi(\text{F}) = 4{,}0$, $\chi(\text{O}) = 3{,}5$, $\chi(\text{N}) = 3{,}0$, $\chi(\text{C}) = 2{,}5$, $\chi(\text{H}) = 2{,}1$, etc.
Pour une liaison A—B, on calcule $\Delta\chi = |\chi_A - \chi_B|$.
Moment dipolaire de liaison : $\vec{\mu} = q \cdot \vec{d}$, orienté de $\delta^+$ vers $\delta^-$ (du – électronégatif vers le + électronégatif).
La méthode VSEPR permet de déterminer la forme d'une molécule en comptant les doublets liants (X) et les doublets non liants (E) autour de l'atome central A.
Les doublets libres sont plus volumineux et influencent la géométrie (compriment les angles).
Le moment dipolaire total d'une molécule est la somme vectorielle des moments dipolaires de ses liaisons : $\vec{\mu}_{\text{mol}} = \sum \vec{\mu}_i$.
Si la géométrie est symétrique, les vecteurs s'annulent exactement et la molécule est apolaire ($\vec{\mu}_{\text{mol}} = \vec{0}$), même si chaque liaison est polaire. Si la géométrie laisse un vecteur résultant non nul, la molécule est polaire.
Exemples :
Exercice 1 – Analyse d'une liaison
On considère la liaison H–Cl. $\chi(\text{H}) = 2{,}1$, $\chi(\text{Cl}) = 3{,}0$.
Corrigé
Exercice 2 – Polarité de NH₃ et CCl₄
Pour chaque molécule, suis la méthode et complète.
NH₃ : atome central N, 3 liaisons N–H, 1 doublet libre. $\chi(\text{N})=3{,}0$, $\chi(\text{H})=2{,}1$.
CCl₄ : atome central C, 4 liaisons C–Cl, 0 doublet libre. $\chi(\text{C})=2{,}5$, $\chi(\text{Cl})=3{,}0$.
Corrigé
NH₃ : géométrie pyramidale trigonale. $\Delta\chi = 0{,}9$, $\delta^-$ sur N. Vecteurs de H vers N. Somme non nulle → NH₃ polaire.
CCl₄ : géométrie tétraédrique. $\Delta\chi = 0{,}5$, $\delta^-$ sur Cl. Vecteurs de C vers Cl. Ils s'annulent → CCl₄ apolaire.
Exercice 3 – Déterminer la polarité de H₂S
Données : $\chi(\text{S})=2{,}5$, $\chi(\text{H})=2{,}1$. La molécule a 2 liaisons S–H et 2 doublets libres sur S.
Corrigé
On muscle le geste. Voici cinq molécules, cinq fois la même question : polaire ou pas ? Tu fais le petit calcul de $\Delta\chi$ et la vérification de la géométrie en boucle. Après ça, reconnaître une molécule polaire deviendra un réflexe.
Molécule 1 – HF
Données : $\chi(\text{H})=2{,}1$, $\chi(\text{F})=4{,}0$. Géométrie : linéaire (une seule liaison).
Complète : $\Delta\chi = \underline{\hspace{1.1em}}$. La liaison est $\underline{\hspace{1.1em}}$. La molécule possède une unique liaison, donc le moment dipolaire total est non nul. HF est une molécule $\underline{\hspace{1.1em}}$.
$\Delta\chi = 1{,}9$, liaison polaire. Molécule polaire.
Molécule 2 – CH₄ (méthane)
$\chi(\text{C})=2{,}5$, $\chi(\text{H})=2{,}1$. Géométrie : tétraédrique (4 liaisons, 0 doublet libre).
$\Delta\chi = 0{,}4$ (limite). Chaque liaison C–H est très faiblement polaire, $\delta^-$ sur C. Les vecteurs $\vec{\mu}_{\text{CH}}$ pointent de H vers C. La symétrie tétraédrique fait que les quatre vecteurs s'$\underline{\hspace{1.1em}}$. Le moment total est $\underline{\hspace{1.1em}}$. CH₄ est $\underline{\hspace{1.1em}}$.
Les vecteurs s'annulent. Moment total nul. CH₄ est apolaire.
Molécule 3 – NH₃ (ammoniac)
$\chi(\text{N})=3{,}0$, $\chi(\text{H})=2{,}1$. Géométrie : pyramidale trigonale (3 liaisons, 1 doublet libre).
$\Delta\chi = 0{,}9$, liaisons polaires, $\delta^-$ sur N. Les vecteurs pointent de H vers N. Leur résultante n'est pas nulle (dirigée le long du doublet libre). NH₃ est $\underline{\hspace{1.1em}}$.
NH₃ est polaire.
Molécule 4 – BF₃ (trifluorure de bore)
$\chi(\text{B})=2{,}0$, $\chi(\text{F})=4{,}0$. Géométrie : trigonale plane (3 liaisons, 0 doublet libre).
$\Delta\chi = 2{,}0$, liaisons très polaires, $\delta^-$ sur F. Les vecteurs pointent de B vers chaque F. La symétrie plane parfaite à 120° garantit que les trois vecteurs s'$\underline{\hspace{1.1em}}$. BF₃ est $\underline{\hspace{1.1em}}$.
Les vecteurs s'annulent. BF₃ est apolaire.
Molécule 5 – H₂O (eau)
$\chi(\text{O})=3{,}5$, $\chi(\text{H})=2{,}1$. Géométrie : coudée (2 liaisons, 2 doublets libres).
$\Delta\chi = 1{,}4$, liaisons polaires, $\delta^-$ sur O. Les vecteurs pointent de H vers O. La géométrie coudée ne permet pas l'annulation. H₂O est $\underline{\hspace{1.1em}}$.
H₂O est polaire.
Place aux énoncés tels que tu pourras les rencontrer le jour du contrôle : des calculs de $\Delta\chi$, des analyses complètes avec VSEPR, et des problèmes de miscibilité pour utiliser la polarité dans un contexte concret.
Exercice 1 – Différences d'électronégativité
Calcule $\Delta\chi$ pour chaque liaison, dis si elle est polaire et précise l'atome qui porte $\delta^-$.
Données $\chi$ : P : 2,1 ; S : 2,5 ; Se : 2,4 ; F : 4,0 ; Br : 2,8.
Exercice 2 – PF₃, une molécule pyramidale
La molécule PF₃ a un atome de phosphore central, 3 liaisons P–F et un doublet libre. $\chi(\text{P})=2{,}1$, $\chi(\text{F})=4{,}0$.
Exercice 3 – XeF₄, le cas du plan carré
Le tétrafluorure de xénon XeF₄ a un atome central Xe, 4 liaisons Xe–F et 2 doublets libres. La géométrie est plane carrée (les doublets libres sont en positions opposées axiales, au-dessus et en dessous du plan). $\chi(\text{Xe})=2{,}6$, $\chi(\text{F})=4{,}0$.
Exercice 4 – Miscibilité et principe “qui se ressemble s'assemble”
Les moments dipolaires mesurés sont : eau $\mu = 1{,}85\,\text{D}$, éthanol $\mu = 1{,}69\,\text{D}$, cyclohexane $\mu = 0\,\text{D}$, acétone $\mu = 2{,}88\,\text{D}$.
Tu es au point sur la polarité. Poussons le raisonnement un cran au-dessus : tu vas utiliser cette notion pour décrypter des phénomènes biologiques et entrevoir les interactions intermoléculaires étudiées en Terminale – liaisons hydrogène, forces de Van der Waals et auto-assemblage des molécules du vivant.
Exercice 1 – Urée vs glycérol, quelle meilleure dénaturation ?
L'urée $(NH_2)_2CO$ a un moment dipolaire $\mu = 4{,}6\,\text{D}$. Le glycérol $C_3H_8O_3$ a $\mu = 2{,}7\,\text{D}$. Les deux sont de petites molécules polaires, mais l'urée est bien plus efficace pour dénaturer les protéines (leur faire perdre leur repliement tridimensionnel).
Exercice 2 – Dimère de l'acide acétique
L'acide acétique $CH_3COOH$ en phase gazeuse forme des dimères cycliques dans lesquels deux molécules sont reliées par deux liaisons hydrogène entre leurs groupes –COOH. Le monomère isolé a un moment dipolaire $\mu \approx 1{,}7\,\text{D}$, mais le dimère présente un moment dipolaire quasiment nul.
Propose une explication basée sur la géométrie du dimère et la compensation des vecteurs moment dipolaire. (Aide : dessine les deux monomères tête-bêche dans un cycle symétrique.)
Dans le dimère cyclique, les deux moments dipolaires des monomères sont orientés en sens opposés dans le plan du cycle. La symétrie du dimère fait que leur somme vectorielle est presque nulle. C'est encore une illustration de l'annulation de moments dipolaires dans un édifice symétrique, un concept central pour comprendre les propriétés macroscopiques.
Exercice 3 – Les phospholipides, architectes des membranes
Un phospholipide possède une tête phosphate très polaire (hydrophile) et deux queues hydrocarbonées apolaires (hydrophobes). Cette double nature est dite amphiphile.
Fiche gratuite créée par Vidyalaya, association d'éducation populaire — soutien scolaire, FLE & DELF, libre et gratuit pour tous.
Tu bloques encore ? Écris-nous, on t'aide gratuitement : contact@vidyalaya.fr.
Fiche librement réutilisable sous licence CC BY-SA 4.0 — copiez, imprimez, adaptez, en citant Vidyalaya et en conservant la même licence.