Polarité des molécules

L'essentiel en trois mots (et le prérequis express)

Prérequis express. Tu dois juste savoir qu'une liaison covalente, c'est deux atomes qui partagent une paire d'électrons, et qu'on peut dessiner une molécule avec sa formule de Lewis (les liaisons et les doublets). Rien de plus pour démarrer.

Mot 1 — l'électronégativité (notée $\chi$) : c'est la capacité d'un atome à tirer vers lui les électrons d'une liaison. Certains atomes sont gourmands (l'oxygène, le fluor), d'autres beaucoup moins (l'hydrogène).

Mot 2 — la liaison polaire. Si les deux atomes d'une liaison n'ont pas la même $\chi$, les électrons se rapprochent du plus gourmand. Ce côté devient légèrement négatif ($\delta^-$), l'autre légèrement positif ($\delta^+$) : la liaison est polaire.

Mot 3 — la molécule polaire ou apolaire. Attention au piège : une molécule peut avoir des liaisons polaires et rester apolaire si sa forme est symétrique (les effets se compensent). La polarité de la molécule dépend donc de deux choses : les électronégativités ET la géométrie.

Les formules à noter sur ta copie

Trois choses à savoir écrire sur ta copie, pas une de plus.

1. Une liaison est polaire si l'écart d'électronégativité est assez grand : $\Delta\chi = |\chi_A - \chi_B| \ge 0{,}4$. Et le $\delta^-$ se place sur l'atome le plus électronégatif.

2. Sens de variation de $\chi$ : elle augmente vers la droite et vers le haut du tableau périodique. Le fluor est le champion, $\chi_{\text{F}} = 4{,}0$.

3. Le moment dipolaire (la « flèche » qui mesure la séparation des charges) : $\vec{\mu} = q \cdot \vec{d}$, en debye ($1\,\text{D} \approx 3{,}34 \times 10^{-30}\,\text{C}\cdot\text{m}$). Pour la molécule entière, on additionne les flèches : $\vec{\mu}_{\text{mol}} = \sum_i \vec{\mu}_i$. Si cette somme n'est pas nulle, la molécule est polaire ; si elle est nulle, la molécule est apolaire.

Un exemple fait en entier : l'eau H₂O

La question classique : « la molécule d'eau est-elle polaire ? » On déroule tranquillement.

Étape 1 — les liaisons. Dans H₂O il y a deux liaisons O–H. On compare les électronégativités : $\chi(\text{O}) = 3{,}5$ et $\chi(\text{H}) = 2{,}1$.

Étape 2 — sont-elles polaires ? $\Delta\chi = |3{,}5 - 2{,}1| = 1{,}4$. C'est bien supérieur à $0{,}4$ : les deux liaisons O–H sont polaires, avec $\delta^-$ sur l'oxygène et $\delta^+$ sur chaque hydrogène.

Étape 3 — la géométrie. L'oxygène porte deux doublets non liants : la molécule est coudée (en forme de V), pas droite.

Étape 4 — on additionne les flèches. Comme la molécule est pliée, les deux flèches $\vec{\mu}_{\text{OH}}$ ne pointent pas en sens opposés : elles ne s'annulent pas. Leur somme pointe vers l'oxygène.

Conclusion. $\vec{\mu}_{\text{mol}} \neq \vec{0}$ : la molécule d'eau est polaire ($\mu \approx 1{,}85\,\text{D}$). C'est d'ailleurs pour ça qu'elle dissout si bien le sel.

Les définitions propres

Électronégativité $\chi$. Grandeur (sans unité) qui mesure la tendance d'un atome à attirer à lui le doublet d'électrons d'une liaison. Elle augmente vers la droite et vers le haut de la classification périodique ; le fluor en détient le maximum ($\chi_{\text{F}} = 4{,}0$). Ordre utile à garder en tête : $\chi(\text{F}) > \chi(\text{O}) > \chi(\text{N}),\ \chi(\text{Cl}) > \chi(\text{C}) > \chi(\text{H})$.

Charges partielles. Quand une liaison relie deux atomes d'électronégativités différentes, le doublet liant se déplace vers le plus électronégatif. Celui-ci porte alors une charge partielle négative $\delta^-$, l'autre une charge partielle positive $\delta^+$ (ce ne sont pas des ions : les charges sont partielles).

Liaison polaire — critère. On considère la liaison polaire dès que $\Delta\chi = |\chi_A - \chi_B| \ge 0{,}4$. En dessous, on la traite comme apolaire.

Moment dipolaire d'une liaison. On lui associe un vecteur $\vec{\mu} = q \cdot \vec{d}$ (norme en debye, $1\,\text{D} \approx 3{,}34 \times 10^{-30}\,\text{C}\cdot\text{m}$). Par convention, $\vec{\mu}$ est orienté de $\delta^+$ vers $\delta^-$, c'est-à-dire de l'atome le moins électronégatif vers le plus électronégatif.

Molécule polaire. On additionne vectoriellement les moments de toutes les liaisons : $\vec{\mu}_{\text{mol}} = \sum_i \vec{\mu}_i$. La molécule est polaire si $\vec{\mu}_{\text{mol}} \neq \vec{0}$, apolaire si $\vec{\mu}_{\text{mol}} = \vec{0}$.

La méthode pas à pas

Pour trancher « polaire ou apolaire ? » sur n'importe quelle molécule, cinq étapes, toujours les mêmes.

1. Écrire la formule de Lewis (liaisons + doublets non liants).

2. Déterminer la géométrie avec le modèle VSEPR, en comptant les doublets liants ET non liants autour de l'atome central : linéaire, coudée, trigonale, pyramidale, tétraédrique…

3. Repérer les liaisons polaires ($\Delta\chi \ge 0{,}4$) et placer les $\delta^+$ / $\delta^-$.

4. Dessiner les vecteurs $\vec{\mu}_i$, chacun orienté de $\delta^+$ vers $\delta^-$.

5. Conclure : si la symétrie fait que $\sum_i \vec{\mu}_i = \vec{0}$, molécule apolaire ; sinon, molécule polaire.

Les deux directions à bien distinguer. Toute molécule polaire possède forcément des liaisons polaires — mais l'inverse est faux : une molécule aux liaisons polaires peut être apolaire si sa géométrie est parfaitement symétrique. La géométrie a le dernier mot.

Deux cas contrastés, traités

Cas 1 — H₂O (polaire). Liaisons O–H : $\Delta\chi = |3{,}5 - 2{,}1| = 1{,}4 \ge 0{,}4$, donc polaires. Géométrie coudée (deux doublets non liants sur O). Les deux vecteurs $\vec{\mu}_{\text{OH}}$ font un angle : ils ne se compensent pas. Bilan : $\vec{\mu}_{\text{mol}} \neq \vec{0}$, molécule polaire ($\mu \approx 1{,}85\,\text{D}$).

Cas 2 — CO₂ (apolaire malgré des liaisons polaires). Liaisons C=O : $\Delta\chi = |3{,}5 - 2{,}5| = 1{,}0 \ge 0{,}4$, donc polaires. Mais la géométrie est linéaire (O=C=O, aucun doublet non liant sur le carbone). Les deux vecteurs $\vec{\mu}_{\text{CO}}$ sont opposés et de même norme : ils s'annulent. Bilan : $\vec{\mu}_{\text{mol}} = \vec{0}$, molécule apolaire.

Même type de liaison polaire des deux côtés, et pourtant deux résultats opposés : toute la différence tient à la forme de la molécule.

On le fait ensemble : le dioxyde de carbone CO₂

On lit l'énoncé : « La molécule de CO₂ est-elle polaire ? Justifier. » Objectif : dérouler les cinq étapes sans en sauter une.

Étape 1 — Lewis. On écrit O=C=O : le carbone central forme deux doubles liaisons, il ne lui reste aucun doublet non liant. (Pourquoi ça compte : c'est cette absence de doublet libre qui va donner une molécule bien droite.)

Étape 2 — géométrie. Autour du carbone : deux directions de liaison, zéro doublet non liant. VSEPR donne une géométrie linéaire, angle O–C–O de 180°.

Étape 3 — liaisons polaires ? $\chi(\text{O}) = 3{,}5$ et $\chi(\text{C}) = 2{,}5$, donc $\Delta\chi = 1{,}0 \ge 0{,}4$. Oui : chaque liaison C=O est polaire, $\delta^-$ sur l'oxygène et $\delta^+$ sur le carbone.

Étape 4 — les flèches. On dessine $\vec{\mu}_1$ et $\vec{\mu}_2$, chacune du carbone ($\delta^+$) vers un oxygène ($\delta^-$). Comme la molécule est droite, elles pointent en sens exactement opposés et ont la même longueur.

Étape 5 — conclusion. $\vec{\mu}_1 + \vec{\mu}_2 = \vec{0}$. La molécule de CO₂ est apolaire. (À retenir absolument : des liaisons polaires + une géométrie symétrique = molécule apolaire.)

On le fait ensemble : l'ammoniac NH₃

Énoncé : « NH₃ est-elle polaire ? »

Étape 1 — Lewis. L'azote central est lié à trois hydrogènes et porte un doublet non liant. (Ne l'oublie surtout pas : c'est lui qui va casser la symétrie.)

Étape 2 — géométrie. Autour de l'azote : trois liaisons + un doublet non liant. VSEPR donne une géométrie pyramidale à base triangulaire (l'azote au sommet, les trois H à la base).

Étape 3 — liaisons polaires ? L'azote est plus électronégatif que l'hydrogène (il est plus à droite et plus haut dans le tableau), donc $\Delta\chi(\text{N–H}) \ge 0{,}4$ : les trois liaisons N–H sont polaires, $\delta^-$ sur N et $\delta^+$ sur chaque H.

Étape 4 — les flèches. Les trois $\vec{\mu}_{\text{NH}}$ pointent vers l'azote. Comme la molécule est en pyramide (elle n'est pas plate et symétrique dans toutes les directions), elles ne se compensent pas : leur somme pointe vers l'azote, le long de l'axe de la pyramide.

Étape 5 — conclusion. $\vec{\mu}_{\text{mol}} \neq \vec{0}$ : NH₃ est polaire.

On le fait ensemble : le tétrachlorométhane CCl₄

Énoncé : « CCl₄ est-elle polaire ? » Piège tendu : les liaisons sont clairement polaires. Ne te fais pas avoir.

Étape 1 — Lewis. Le carbone central est lié à quatre atomes de chlore ; il ne porte aucun doublet non liant.

Étape 2 — géométrie. Quatre liaisons, zéro doublet non liant autour de C : VSEPR donne une géométrie tétraédrique, parfaitement symétrique (angles de 109,5°).

Étape 3 — liaisons polaires ? Le chlore est nettement plus électronégatif que le carbone, donc $\Delta\chi(\text{C–Cl}) \ge 0{,}4$ : les quatre liaisons C–Cl sont polaires, $\delta^-$ sur chaque Cl.

Étape 4 — les flèches. Quatre vecteurs $\vec{\mu}_{\text{CCl}}$ identiques, dirigés du carbone vers les quatre sommets d'un tétraèdre régulier.

Étape 5 — conclusion. Par symétrie du tétraèdre, ces quatre flèches se compensent exactement : $\sum_i \vec{\mu}_i = \vec{0}$. CCl₄ est apolaire. Même leçon que CO₂ : liaisons polaires, mais molécule apolaire à cause de la symétrie.

Ce que le correcteur exige (et les pièges classiques)

Ce qui rapporte les points. Une justification complète comporte quatre choses : (1) la géométrie annoncée et justifiée par VSEPR (doublets liants + non liants) ; (2) le repérage des liaisons polaires avec les $\delta^+$ / $\delta^-$ ; (3) un schéma avec les vecteurs $\vec{\mu}_i$ orientés de $\delta^+$ vers $\delta^-$ ; (4) une conclusion vectorielle explicite : « $\sum_i \vec{\mu}_i = \vec{0}$ donc apolaire » ou « $\neq \vec{0}$ donc polaire ». Une réponse sans schéma vectoriel est presque toujours jugée incomplète.

Piège 1 — confondre liaison et molécule. « Les liaisons C=O sont polaires donc CO₂ est polaire » : faux. Une molécule aux liaisons polaires peut être apolaire (géométrie symétrique). Vérifie toujours la géométrie.

Piège 2 — oublier les doublets non liants. Dans H₂O, les deux doublets non liants de l'oxygène imposent une forme coudée, pas linéaire. Les compter change tout.

Piège 3 — inverser le vecteur. Par convention, $\vec{\mu}$ va de $\delta^+$ vers $\delta^-$ (du moins vers le plus électronégatif). Une flèche à l'envers, et toute la conclusion s'effondre.

Piège 4 — conclure sur les seules électronégativités. « Les liaisons ont le même $\Delta\chi$, donc c'est apolaire » : non. NH₃ et CCl₄ ont tous deux des liaisons polaires, pourtant NH₃ est polaire et CCl₄ apolaire. Seule la géométrie tranche.

Problème type résolu : CCl₄ contre CHCl₃

Énoncé. « Le tétrachlorométhane CCl₄ est apolaire, mais le trichlorométhane (chloroforme) CHCl₃ est polaire. Justifier, alors que les deux contiennent des liaisons C–Cl polaires. »

CCl₄. Géométrie tétraédrique, quatre liaisons C–Cl identiques réparties symétriquement. Les quatre vecteurs $\vec{\mu}_{\text{CCl}}$ se compensent : $\sum_i \vec{\mu}_i = \vec{0}$. Molécule apolaire.

CHCl₃. On remplace un chlore par un hydrogène. La géométrie reste globalement tétraédrique, mais elle n'est plus symétrique : la liaison C–H (très peu polaire) ne compense plus la liaison C–Cl qui lui fait face. Il reste trois $\vec{\mu}_{\text{CCl}}$ « du même côté » qui ne sont plus équilibrés.

Bilan vectoriel. $\vec{\mu}_{\text{mol}} \neq \vec{0}$, dirigé du carbone vers le « côté des chlores ». Molécule polaire.

La morale. Casser la symétrie d'une molécule — remplacer un atome par un autre — suffit à la faire passer d'apolaire à polaire, même sans changer la nature des liaisons. C'est exactement ce que le correcteur veut te voir comprendre.

Application concrète : pourquoi l'eau et l'huile ne se mélangent pas

La polarité n'est pas qu'une histoire de flèches : elle explique des faits de tous les jours. Règle simple à retenir : « les semblables dissolvent les semblables ».

Solvant polaire, soluté polaire. L'eau est une molécule polaire. Elle dissout donc très bien les composés polaires ou ioniques (sel, sucre) : ses charges partielles viennent « entourer » les charges du soluté.

Solvant apolaire, soluté apolaire. Les huiles sont faites de longues molécules essentiellement apolaires. Elles se mélangent aux corps apolaires, mais pas à l'eau.

Conclusion. Eau (polaire) et huile (apolaire) « ne se reconnaissent pas » : elles restent séparées en deux couches. Voilà pourquoi une vinaigrette non secouée finit toujours par se séparer — et le même raisonnement sert à choisir un solvant en TP d'extraction ou de chromatographie.

L'idée derrière les flèches : les barycentres des charges

Additionner des vecteurs $\vec{\mu}$, c'est bien, mais d'où viennent-ils vraiment ? Voici la vision qui unifie tout.

Dans une molécule, on peut repérer le barycentre des charges positives (noté $G^+$) et le barycentre des charges négatives ($G^-$) — un peu comme deux « centres de gravité » électriques.

Le critère profond : une molécule est polaire si et seulement si $G^+$ et $G^-$ ne sont pas au même endroit. Le moment dipolaire $\vec{\mu}_{\text{mol}}$ mesure justement le décalage entre ces deux points (il est dirigé de $G^+$ vers $G^-$).

CO₂ : par symétrie, $G^+$ et $G^-$ tombent tous les deux au centre, sur le carbone : ils sont confondus, donc $\vec{\mu} = \vec{0}$ (apolaire). H₂O : $G^-$ est tiré du côté de l'oxygène, $G^+$ reste entre les hydrogènes : les deux points sont séparés, donc $\vec{\mu} \neq \vec{0}$ (polaire).

C'est la même conclusion que la somme des flèches, mais tu vois maintenant pourquoi la symétrie annule le moment dipolaire : elle force les deux barycentres à se superposer.

Les ponts vers d'autres notions

Vers les interactions entre molécules. Deux molécules polaires s'attirent : le $\delta^+$ de l'une regarde le $\delta^-$ de l'autre. Ces attractions (interactions de Van der Waals, et surtout la liaison hydrogène quand un H est lié à O, N ou F) expliquent que l'eau soit liquide à température ambiante et bout à 100 °C, alors qu'une molécule apolaire de taille voisine serait un gaz.

Vers la solubilité et la séparation. Le « semblables dissolvent semblables » gouverne le choix des solvants en extraction, la miscibilité des liquides et la progression des espèces en chromatographie sur couche mince.

Vers la nature de la liaison. Plus $\Delta\chi$ est grand, plus la liaison est polaire ; au-delà d'un certain écart, on bascule vers une liaison ionique (transfert quasi total des électrons). Liaison covalente polaire et liaison ionique sont deux points d'un même axe.

Aperçu de l'an prochain

En terminale, la polarité que tu viens d'apprendre devient un outil plutôt qu'un objectif. Elle sert notamment à expliquer :

La cohésion des solides et des liquides moléculaires : pourquoi certaines substances fondent ou bouillent à haute température (fortes interactions entre molécules polaires, liaisons hydrogène) et d'autres non.

La solvatation des ions : comment les molécules d'eau, grâce à leurs pôles $\delta^+$ et $\delta^-$, entourent et stabilisent les ions $\text{Na}^+$ et $\text{Cl}^-$ lors de la dissolution d'un solide ionique.

Les techniques de séparation (extraction liquide–liquide, chromatographie) : elles reposent entièrement sur les différences de polarité entre espèces.

Autrement dit : ce petit chapitre sur « les flèches qui s'annulent ou pas » est l'une des briques les plus rentables du programme. Bien compris maintenant, il te resservira toute l'année prochaine.