Polarité (chimie)

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Un exemple courant de composé polaire est l'eau (H2O). Les électrons des atomes d'hydrogène de l'eau sont fortement attirés par l'atome d'oxygène et sont en réalité plus proche du noyau de l'oxygène que de ceux de l'hydrogène. C'est pourquoi l'eau a une charge négative en son centre (teinte rouge) et une charge positive à ses extrémités (teinte bleue).

En chimie, la polarité est une caractéristique décrivant la répartition des charges négatives et positives dans un dipôle. La polarité d'une liaison ou d'une molécule est due à la différence d'électronégativité entre les éléments chimiques qui la composent, des différences de charge qu'elle induit, et à leur répartition dans l'espace. Plus les charges sont réparties de façon asymétrique, plus une liaison ou molécule sera polaire, et a contrario, si les charges sont réparties de façon totalement symétrique, elle sera apolaire, c'est-à-dire non polaire.

La polarité et ses conséquences (forces de van der Waals, liaison hydrogène) influent sur un certain nombre de caractéristiques physiques (tension superficielle, températures de fusion et d'ébullition, solubilité) ou chimiques (réactivité).

Théorie[modifier | modifier le code]

Polarité d'une liaison[modifier | modifier le code]

Polarité

Dans une liaison, le doublet électronique peut ne pas être partagé équitablement entre les deux atomes : l'un des deux atomes peut avoir une force d'attraction sur le nuage électronique plus grande que l'autre. On appelle électronégativité cette capacité pour les atomes à attirer le nuage électronique. Ce partage inéquitable de la charge électronique transforme alors le couple atomique en dipôle. Tout se passe alors comme s'il y avait un transfert électronique partiel de l'atome le moins électronégatif vers l'atome le plus électronégatif. On introduit ce transfert fictif par des charges partielles : à l'atome le plus électronégatif qui attire à lui le doublet électronique, sera attribué une charge partielle négative, notée e (δ-), à l'autre une charge partielle positive, notée e (δ+) (cette notation a été introduite en 1926 par Christopher Ingold et sa femme[1]). La liaison covalente prend alors un caractère ionique partiel.

En fonction de la différence d'électronégativité entre les atomes, la liaison interatomique varie entre deux extrêmes :

  • lorsque la différence d'électronégativité est très faible[2], voire nulle, les charges partielles sont nulles (δe=0) et la liaison est complètement apolaire : le doublet électronique est réparti équitablement entre les atomes, la liaison est dite covalente (en dessous de 0,5 de différence d'électronégativité).
  • lorsqu'au contraire la différence d'électronégativité est très grande[3], les charges partielles deviennent formelles (δe=1), la liaison perd alors de son caractère covalent pour tendre vers une liaison ionique pure : les atomes ne partagent plus un doublet, mais s'ionisent pour prendre une configuration de gaz rare, le moins électronégatif cédant un ou plusieurs électrons au plus électronégatif. Ces liaisons sont dites polarisées (entre 0,4 et 1,7 de différence d'électronégativité) ou ioniques (à partir de 1,7 de différence d'électronégativité), selon leur degré de polarisation.

Entre ces deux extrêmes (différence d'électronégativité entre 0,4 et 1,7 en échelle de Pauling), la liaison est qualifiée de covalente polaire.

Polarité d'une molécule[modifier | modifier le code]

Une molécule est un assemblage chimique constitué d'une ou plusieurs liaisons covalentes résultant de la combinaison des orbitales atomiques des atomes qui la composent. Dans cette molécule, en fonction de la nature et donc de l'électronégativité des atomes qui la composent, peuvent apparaitre des charges partielles. La répartition de ces charges dans l'espace donne son caractère polaire ou non à la molécule.

  • Si le barycentre des charges positives et celui des charges négatives coïncident, la répartition des charges est symétrique dans la molécule et celle-ci est qualifiée d'apolaire.
  • En revanche, si les deux barycentres ne coïncident pas, il y a dans la molécule deux pôles distincts, de charges opposées. La séparation de ces pôles induit un moment dipolaire \overrightarrow{p}, dans la molécule, dont la norme est le produit de la distance entre les pôles par la charge. Plus la valeur du moment dipolaire est grande, plus la molécule est polaire.

La polarité d'une molécule influe sur ses propriétés physiques ou chimiques. Les composés apolaires se dissolvent en général mal dans les solvants polaires (en particulier les hydrocarbures, apolaires, ne se dissolvent en général pas dans l'eau, solvant polaire), contrairement aux composés polaires. Dans des molécules comparables, avec des masses molaires similaires, les molécules polaires ont en général un point d'ébullition plus élevé à cause des interactions dipôle-dipôle entre molécules. Le cas le plus commun de ce type d'interaction est la liaison hydrogène, particulièrement présent dans l'eau.

Molécules polaires[modifier | modifier le code]

De nombreuses molécules très courantes sont polaires, comme le saccharose, une forme commune de sucre. Les sucres en général possèdent de nombreuses liaisons oxygène-hydrogène (groupe hydroxyle -OH) et sont en général très polaires. L'eau est un autre exemple de molécule polaire, ce qui permet aux molécules polaires d'être généralement solubles dans l'eau. Deux substances polaires sont très solubles entre elles de même qu'entre deux molécules apolaires grâce aux interactions de van der Walls.

Autres exemples :

  • Le fluorure d'hydrogène, HF, où un atome d'hydrogène est lié par une liaisons covalente à un atome de fluor. Le fluor étant bien plus électronégatif que l'hydrogène (c'est même le plus électronégatif des éléments), la liaison est fortement polarisée, les électrons étant localisés plus près de l'atome de fluor.
  • L'ammoniac, NH3, est constitué d'un atome d'azote et des trois atomes d'hydrogène liés par des liaisons N-H faiblement polarisée (l'atome d'azote étant légèrement plus électronégatif que l'hydrogène). Cependant l'azote possède un doublet non-liant positionné proche d'un hypothétique quatrième sommet d'un tétraèdre (géométrie pyramide trigonale dans la théorie VSEPR). Cette région riche en électron crée un puissant dipôle à travers la molécule d'ammoniac.
  • Dans l'ozone, O3, les liaisons O-O sont évidemment apolaires (pas de différence d'électronégativité puisqu'il s'agit du même élément), Cependant les électrons ne sont pas répartis de façon uniforme : l'atome central partage ses électrons avec deux atomes, formant de façon formelle une liaison simple avec l'un et une liaison double avec l'autre, ne possédant dans son entourage direct que cinq électrons (un doublet non liant + trois électrons dans chacune des liaisons), faisant apparaître une charge formelle de +1, alors que chacun des deux autres atomes se retrouvent — toujours formellement — à tour de rôle à avoir six ou sept électrons, leur donnant une charge formelle de -1/2. Ceci, et de par la géométrie coudée de la molécule résulte en un dipôle à travers toute la molécule.

Molécules apolaires[modifier | modifier le code]

Une molécule peut être apolaire pour deux raisons : soit ses liaisons sont peu ou pas polaires, résultant en une distribution symétrique des électrons sur toute la molécule, soit parce que les charges créées par des liaisons polaires sont réparties de façon symétrique, faisant coïncider les barycentres des charges positives et négatives.

Des exemples de composés apolaires communs sont les hydrocarbures et les graisses. La plupart de ces molécules sont d'ailleurs insolubles à température ambiante dans l'eau (hydrophobie), solvant polaire. Cependant, beaucoup de solvants organiques sont capables de se dissoudre dans des composés polaires. Exemples :

  • Dans le méthane (CH4), les quatre liaisons C–H sont positionnées de façon tétraédrique autour de l'atome de carbone. Cette configuration symétrique annule tout effet dipolaire qui pourrait se créer du fait de la polarité, faible de toutes façons, des liaisons C-H.
  • Le trifluorure de bore, (BF3, possède une géométrie trigonale plane, avec les trois liaisons polaires B-F arrangées de façon symétriques à 120°, faisant coïncider les barycentres des charges positives et négatives, résultant en un moment dipolaire nul.
  • Le dioxygène (O2) ne présente pas de polarité car ses liaisons covalentes sont entre deux atomes identiques ne présentant donc pas de différence d'électronégativité, et ne sont donc pas polarisées, permettant une distribution symétrique des électrons sur toute la molécule.

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. (en) The Origin of the "Delta" Symbol for Fractional Charges Jensen, William B. J. Chem. Educ. 2009, 86, 545. Lien
  2. on donne typiquement le chiffre de 0,4 en échelle de Pauling comme borne
  3. on donne typiquement le chiffre de 1,7 en échelle de Pauling comme borne

Voir aussi[modifier | modifier le code]