Polarité des molécules

Comprendre pourquoi l'eau et l'huile ne se mélangent pas — une question de charges partielles et de géométrie moléculaire.

1 L'idée

Deux atomes liés n'attirent pas les électrons avec la même force : cette capacité s'appelle l'électronégativité (notée $\chi$). Lorsque $\chi$ diffère entre les deux atomes d'une liaison, les électrons de liaison sont déplacés vers l'atome le plus électronégatif, créant des charges partielles $\delta^-$ (côté riche) et $\delta^+$ (côté pauvre) : la liaison est polaire.

Mais une molécule peut posséder des liaisons polaires et être globalement apolaire : si la géométrie est suffisamment symétrique, les moments dipolaires de liaison se compensent exactement. La polarité d'une molécule dépend donc à la fois des électronégativités et de sa géométrie.

2 Grandeurs clés

Électronégativité $\chi$

$\chi \text{ augmente vers la droite et vers le haut du tableau périodique} \; (\chi_{\text{F}} = 4{,}0 : \text{maximum})$

Liaison polaire — critère

$\Delta\chi = |\chi_A - \chi_B| \ge 0{,}4 \Rightarrow \text{liaison polaire} \; ; \; \delta^- \text{ sur l'atome le plus électronégatif}$

Moment dipolaire d'une liaison

$\vec{\mu} = q \cdot \vec{d} \quad (\text{en Debye : } 1\,\text{D} \approx 3{,}34 \times 10^{-30}\,\text{C}\cdot\text{m})$

Polarité d'une molécule

$\vec{\mu}_{\text{mol}} = \sum_i \vec{\mu}_i \neq \vec{0} \Leftrightarrow \text{molécule polaire}$

3 Deux cas contrastés

H₂O — molécule polaire

$\chi(\text{O}) = 3{,}5$ et $\chi(\text{H}) = 2{,}1$, donc $\Delta\chi = 1{,}4$ : les deux liaisons O–H sont polaires.

Géométrie coudée (2 doublets libres sur O imposés par VSEPR) : les deux $\vec{\mu}_{\text{OH}}$ ne se compensent pas.

Résultat : $\mu(\text{H}_2\text{O}) \approx 1{,}85\,\text{D} \neq 0$ → molécule polaire.

CO₂ — molécule apolaire malgré des liaisons polaires

$\chi(\text{O}) = 3{,}5$ et $\chi(\text{C}) = 2{,}5$, donc $\Delta\chi = 1{,}0$ : les deux liaisons C=O sont polaires.

Géométrie linéaire (O=C=O, aucun doublet libre sur C) : les deux $\vec{\mu}_{\text{CO}}$ sont opposés et de même norme.

Résultat : $\vec{\mu}_{\text{mol}} = \vec{0}$ → molécule apolaire.

Méthode — déterminer si une molécule est polaire

Écrire la formule de Lewis de la molécule.
Déterminer la géométrie avec le modèle VSEPR (tétraédrique, pyramidale, coudée, linéaire…) en comptant doublets liants ET libres.
Repérer les liaisons polaires ($\Delta\chi \ge 0{,}4$) ; placer $\delta^+$ sur l'atome le moins électronégatif et $\delta^-$ sur le plus électronégatif.
Représenter les vecteurs $\vec{\mu}_i$ orientés de $\delta^+$ vers $\delta^-$.
Conclure : si $\sum \vec{\mu}_i = \vec{0}$ (symétrie parfaite), molécule apolaire ; sinon, polaire.

Erreurs fréquentes

Liaison polaire ≠ molécule polaire. CO₂ a des liaisons C=O polaires mais est une molécule apolaire (géométrie linéaire symétrique).
Oublier les doublets libres dans VSEPR : dans H₂O, les 2 doublets libres sur O imposent une géométrie coudée — pas linéaire.
Inverser le sens de $\vec{\mu}$ : par convention, $\vec{\mu}$ est orienté de $\delta^+$ vers $\delta^-$ (du moins électronégatif vers le plus électronégatif).
Conclure « apolaire » parce que les liaisons ont le même $\Delta\chi$ sans vérifier la géométrie : NH₃ et CCl₄ ont tous deux des liaisons polaires, mais l'un est polaire et l'autre non.