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Comprendre la polarité des molécules et être capable de prédire quelles molécules sont polaires et lesquelles ne le sont pas est l’une des compétences fondamentales qu’un étudiant en chimie de base est censé développer. La prédiction de la polarité nous permet de comprendre les propriétés physiques telles que les points de fusion et d’ébullition, ainsi que la solubilité d’un produit chimique dans un autre.
La polarité des molécules est liée à la manière dont les charges électriques sont réparties dans leur structure. Une molécule est polaire lorsqu’elle a un moment dipolaire net, ce qui implique qu’une partie de la molécule a une densité de charges électriques négatives plus élevée tandis qu’une autre partie de la molécule a une densité de charges positives plus élevée, donnant naissance à un dipôle électrique, c’est précisément ce qui rend la molécule polaire.
En termes simples, une molécule sera polaire si elle a des liaisons polaires (qui ont un moment dipolaire) et si les moments dipolaires de ces liaisons ne s’annulent pas. D’autre part, une molécule sera non polaire ou non polaire si elle n’a pas de liaisons polaires, ou si elle en a, mais ses moments dipolaires s’annulent.
liaisons polaires et non polaires
Pour qu’une molécule soit polaire, elle doit avoir des liaisons polaires, qui sont un type de liaison covalente qui se forme entre des éléments qui ont une différence d’électronégativité entre 0,4 et 1,7.
Le tableau suivant illustre les différents types de liaisons qui peuvent se former entre deux atomes en fonction de leurs électronégativités :
| type de lien | différence d’électronégativité | Exemple |
| liaison ionique | >1.7 | NaCl; LiF |
| liaison polaire | Entre 0,4 et 1,7 | OH; HF ; NH |
| liaison covalente non polaire | <0,4 | CH; CI |
| liaison covalente pure ou non polaire | HH; oh ; FF |
Quelques exemples de liaisons polaires
Lien CO
Liaison CN
Liaison C=O
Polarité et géométrie moléculaire
Il convient de noter que le simple fait d’avoir des liaisons polaires ne garantit pas qu’une molécule est polaire, car, pour que cela se produise, la molécule dans son ensemble doit avoir un moment dipolaire net. Pour cette raison, lors de l’analyse d’une molécule pour déterminer si elle est polaire ou non, il faut tenir compte de la géométrie moléculaire, qui n’est rien de plus que la manière dont tous les atomes qui composent la molécule sont orientés dans l’espace.
Exemple appliqué : la molécule d’eau
La molécule d’eau est peut-être la molécule polaire la plus connue, mais pourquoi est-elle polaire ? Premièrement, la molécule d’eau a deux liaisons covalentes OH qui sont des liaisons polaires (c’est-à-dire qu’elles ont un moment dipolaire).
Mais d’autres molécules, telles que le dioxyde de carbone, ont également deux liaisons polaires, mais sont non polaires. Cela conduit à la deuxième cause derrière la polarité de la molécule d’eau : elle a une géométrie angulaire.
Le fait que les deux liaisons dans la molécule d’eau ne soient pas alignées comme dans une molécule linéaire, mais à un angle, garantit que leurs moments dipolaires ne peuvent pas s’annuler.
La figure suivante montre la géométrie de la molécule d’eau et comment la somme vectorielle des moments dipolaires est effectuée pour déterminer s’il existe ou non un moment dipolaire net.
Le résultat de la somme des moments dipolaires donne un moment dipolaire net qui passe par le centre de la molécule pointant vers l’oxygène, qui est l’élément le plus électronégatif présent.
Exemples de molécules polaires
Il existe une grande variété de composés formés par des molécules polaires. Voici une courte liste de certains d’entre eux :
| Molécule | Formule | liaisons polaires |
| L’acétate d’éthyle | CANAL 3 CANAL 2 CANAL 3 | CO; C=O |
| Acétone | (CH3 ) 2C = O | C=O |
| acétonitrile | CH 3 CN | CN |
| Acide acétique | CH3COOH _ _ | CO; C=O et OH |
| Eau | H2O _ _ | oh |
| Ammoniac | NH3 _ | NH |
| Diméthylformamide | (CH 3 ) 2 NCHO | C=0 ; CN |
| diméthylsulfoxyde | ( CH3 ) 2SO _ | O=O |
| Dioxyde de soufre | SO2 _ | O=O |
| Éthanol | CH3CH2 – OH _ _ | CO; oh |
| Phénol | C6H5 – OH _ _ | CO; oh |
| isopropanol | (CH3) 2CH -OH | CO; oh |
| méthanol | CH3 – OH | CO; oh |
| méthylamine | CH3NH2 _ _ _ | CN ; NH |
| n-propanol | CH3CH2CH2 – OH _ _ _ _ | CO; oh |
| Sulfure d’hydrogène | H2S _ _ | SH |
Exemples de molécules non polaires ou non polaires
Tout comme il existe de nombreuses molécules polaires, il en existe également de nombreuses non polaires. Pour commencer, les molécules qui possèdent les liaisons covalentes les plus pures (les moins polaires) sont les éléments diatomiques homonucléaires :
| Molécule | Formule |
| brome moléculaire | BR 2 |
| chlore moléculaire | cl 2 |
| fluor moléculaire | F2 _ |
| hydrogène moléculaire | h2 _ |
| azote moléculaire | # 2 |
| oxygène moléculaire | ou 2 |
| iode moléculaire | je 2 |
En plus de ces espèces, voici quelques exemples d’autres molécules plus complexes qui sont encore apolaires ou non polaires :
| Molécule | Formule |
| Acétylène | C2H2 _ _ _ |
| Benzène | C6H6 _ _ _ |
| cyclohexane | C 6 H 12 |
| éther diméthylique | ( CH3 ) 2O _ |
| Dioxyde de carbone | CO2 _ |
| éthane | C2H6 _ _ _ |
| Éther éthylique | (CH 3 CH 2 ) 2 O |
| Éthylène | C2H4 _ _ _ |
| hexane | C 6 H 14 |
| Méthane | CH 4 |
| Le tétrachlorure de carbone | CCI 4 |
| toluène | C 6 H 5 CH 3 |
| xylène | C 6 H 4 (CH 3 ) 2 |
Enfin, d’autres espèces apolaires correspondent aux gaz nobles (Hélium, Néon, Argon, Krypton et Xénon), bien qu’il s’agisse d’éléments monoatomiques et non de molécules. Comme ils n’ont pas de liaisons, ils ne peuvent pas être polaires, ils sont donc complètement non polaires.
Les références
Carey, F., & Giuliano, R. (2014). Chimie organique (9e éd .). Madrid, Espagne : McGraw-Hill Interamericana de España SL
Chang, R., & Goldsby, KA (2012). Chimie, 11e édition (11e éd.). New York, New York : McGraw-Hill Education.
Structure moléculaire et polarité. (2020, 30 octobre). Extrait de https://espanol.libretexts.org/@go/page/1858
forces intermoléculaires. (2020, 30 octobre). Extrait de https://espanol.libretexts.org/@go/page/1877
Smith, MB, & March, J. (2001). Chimie organique avancée de mars : réactions, mécanismes et structure, 5e édition (5e éd.). Hoboken, NJ : Wiley-Interscience.
