De la structure à la polarité d'une entité

De la structure à la polarité d'une entité

L'eau dissout le sel mais pas l'huile, le savon nettoie la graisse, certains gaz détruisent la couche d'ozone… Tout ça se joue à l'échelle de la molécule, dans la répartition des charges autour des atomes, et c'est ce qu'on appelle la polarité.

À la fin de ce chapitre, tu sauras :

écrire un schéma de Lewis de molécule ou d'ion polyatomique ;

identifier doublets liants/non liants et lacunes électroniques ;

déduire la géométrie d'une entité (théorie VSEPR) ;

repérer une liaison polarisée à partir des électronégativités ;

déterminer si une molécule est polaire ou apolaire.

Trois manières d'écrire une molécule

Une même molécule, ici l'acide éthanoïque (composant principal du vinaigre), peut s'écrire de trois façons selon le niveau de détail souhaité :

Formule brute Indiquer nature et nombre d'atomes uniquement.

C₂H₄O₂ Formule développée Fait apparaître toutes les liaisons covalentes (simples, doubles, triples).

0 0 260 150 60 58 60 34 #1f2937 1.6 48 75 28 75 #1f2937 1.6 60 86 60 110 #1f2937 1.6 72 75 123 75 #1f2937 1.6 131 63 131 34 #1f2937 1.6 139 63 139 34 #1f2937 1.6 147 75 178 75 #1f2937 1.6 197 75 218 75 #1f2937 1.6 60 28 middle 15 system-ui, sans-serif #1f2937 20 80 middle 15 system-ui, sans-serif #1f2937 60 124 middle 15 system-ui, sans-serif #1f2937 60 80 middle 15 system-ui, sans-serif 600 #1f2937 135 80 middle 15 system-ui, sans-serif 600 #1f2937 135 28 middle 15 system-ui, sans-serif 600 #1f2937 187 80 middle 15 system-ui, sans-serif 600 #1f2937 226 80 middle 15 system-ui, sans-serif #1f2937 Formule semi-développée

On n'écrit plus les liaisons C–H : plus compacte, plus lisible.

CH₃, COOH Quand utiliser chacune ?

Brute pour les bilans stœchiométriques (équations, masses molaires).

Développée quand on veut visualiser la connectivité (réactivité, mécanismes).

Semi-développée pour les écritures rapides en chimie organique, le compromis idéal.

Schéma de Lewis : d'un atome

Le schéma de Lewis d'un atome Représenter uniquement la couche de valence (couche externe). Le noyau et les couches internes sont symbolisés par le symbole de l'atome.

Les électrons de valence sont placés un par un sur les quatre côtés du symbole, puis appariés.

Électron célibataire Un électron seul, noté par un point •. Susceptible de former une liaison covalente.

Doublet non liant Deux électrons appariés sur un même côté, notés par un trait –. Pas engagés dans une liaison.

Lacune électronique Un côté sans électron, noté par un petit rectangle ☐. L'atome devrait en accepter pour être stable.

Exemple : le soufre (Z = 16) Configuration électronique : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.

Couche de valence : 3s² 3p⁴, soit 6 électrons. Répartis sur 4 côtés (un par côté en premier), on obtient : 2 doublets non liants et 2 électrons célibataires.

Lewis des atomes courants

À mémoriser pour les principaux atomes de la chimie organique (déduit du nombre d'électrons de valence, lui-même donné par la colonne du tableau périodique) :

Atome Configuration valence Électrons valence Doublets non liants Électrons célibataires 1s¹ 2s² 2p² 2s² 2p³ 2s² 2p⁴ 2s² 2p⁵ Cl 17 3s² 3p⁵ Règle pratique

Le nombre d'électrons célibataires = le nombre de liaisons covalentes que peut former l'atome. C : 4 liaisons ; N : 3 ; O : 2 ; halogènes (F, Cl, Br, I) : 1 ; H : 1.

Schéma de Lewis d'une molécule

On assemble les schémas de Lewis des atomes : deux électrons célibataires face à face forment un doublet liant (mise en commun de 2 électrons → une liaison covalente).

Exemple : la molécule de dichlore Cl₂ Chaque atome de Cl a 1 électron célibataire et 3 doublets non liants. Quand les deux atomes se rapprochent, leurs deux célibataires forment un doublet liant, c'est la liaison Cl–Cl. Le schéma de Lewis fait apparaître :

| Cl - Cl| Soit 1 doublet liant et 6 doublets non liants au total. Chaque Cl a alors 8 électrons autour de lui (configuration du gaz noble argon) → la molécule est stable.

Différence avec la formule développée La formule développée ne montre que les doublets liants (les liaisons). Le schéma de Lewis montre en plus les doublets non liants et les lacunes.

Ions polyatomiques et lacunes électroniques

Ion polyatomique Un ion polyatomique est formé d'une molécule qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons. La charge appartient à l'ensemble de l'ion.

Exemple : l'ion carbonate CO₃²⁻ C central (4 e⁻ de valence) lié à 3 O par 2 liaisons simples et 1 double. Deux des trois oxygènes portent chacun une charge négative (un électron de plus que prévu), ce qui donne la charge globale 2− de l'ion.

Lacune électronique Quand un atome n'atteint pas la configuration du gaz noble le plus proche (8 e⁻ pour C, N, O…), il lui manque un ou plusieurs doublets. Ces emplacements vides sont représentés par un petit rectangle ☐.

Exemple : le borane BH₃ Le bore (Z = 5, configuration 2s² 2p¹) a 3 électrons de valence et forme 3 liaisons avec 3 H. Il est entouré de 6 électrons seulement → il lui manque 2 e⁻ pour la configuration du néon. Il porte une lacune électronique.

C'est pour cette raison que BH₃ est instable et très réactif, c'est un acide de Lewis.

Géométrie : théorie VSEPR

Principe VSEPR VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) : les doublets d'électrons (liants ET non liants) sont chargés négativement et se repoussent. Ils s'orientent dans l'espace pour être aussi loin que possible les uns des autres.

On compte autour de l'atome central A : le nombre X de liaisons et le nombre E de doublets non liants. La géométrie en découle.

Type Géométrie Exemple Angles (à titre indicatif) AX₄ tétraédrique CH₄ 109,5° AX₃E pyramidale NH₃ ≈ 107° AX₂E₂ coudée H₂O ≈ 105° AX₃ triangulaire (plane) CH₂O 120° AX₂ linéaire CO₂, HCN 180° Les angles ne sont pas exigibles

Les valeurs précises des angles ne sont pas au programme de Première spé. Elles sont indiquées ici pour illustrer concrètement le principe : les doublets se repoussent et s'éloignent au maximum les uns des autres. Ce qu'il faut retenir, c'est la forme (tétraédrique, pyramidale, coudée, triangulaire, linéaire), pas la valeur en degrés.

X = nombre d'atomes liés, pas de liaisons Une double liaison compte pour une seule direction (un seul X). Exemple : CH₂O a 1 C lié à 2 H + 1 O (double liaison), soit 3 atomes liés → AX₃ → triangulaire.

L'électronégativité χ

Définition L'électronégativité χ (lettre grecque chi) d'un élément est une grandeur sans unité qui mesure sa capacité à attirer les électrons d'une liaison covalente.

Évolution dans le tableau périodique χ augmente de gauche à droite (les non-métaux sont plus avides d'électrons).

χ augmente de bas en haut (les électrons des couches externes sont plus proches du noyau).

L'élément le plus électronégatif est le fluor (en haut à droite).

Quelques repères, rien à mémoriser Aucune valeur n'est à apprendre par cœur : on retient seulement que χ augmente de gauche à droite et de bas en haut (vers le fluor). À titre indicatif :

(F) = 4,0 > (O) = 3,5 > (Cl) = 3,2 > (N) = 3,0 > (C) = 2,5 ≈ (H) = 2,2

Liaison polarisée

Liaison polarisée Une liaison covalente A–B est polarisée si les deux atomes ont une différence d'électronégativité significative.

L'atome plus électronégatif attire le doublet liant à lui : il porte une charge partielle négative δ⁻.

L'atome moins électronégatif en est appauvri : il porte une charge partielle positive δ⁺.

Exemple : la liaison O–H (O) = 3,5 > (H) = 2,2 : l'oxygène attire plus le doublet de la liaison.

^δ+ H - O^δ- Critère pratique On considère qu'une liaison est polarisée si Δ ≥ 0,4. Sinon (ex. C–H avec Δχ ≈ 0,3), on la considère non polarisée.

Molécule polaire ou apolaire ?

Critère de polarité Une molécule est polaire si les deux conditions sont remplies :

elle contient au moins une liaison polarisée ;

le centre géométrique des charges + (noté G^+ ) est distinct du centre des charges − ( G^- ).

Si les deux centres sont confondus, la molécule est apolaire.

H₂O : polaire Géométrie coudée (AX₂E₂). Les deux liaisons O–H polarisées « tirent » les électrons vers l'O. Les deux δ⁻ se renforcent du côté O, les deux δ⁺ du côté H : G⁺ ≠ G⁻ → polaire.

CO₂ : apolaire Géométrie linéaire (AX₂). Les deux liaisons C=O polarisées tirent dans des directions opposées et se compensent exactement. G⁺ et G⁻ tombent sur l'atome de C → apolaire malgré ses liaisons polarisées.

Attention au piège Avoir des liaisons polarisées ne suffit pas à rendre une molécule polaire. Il faut aussi que la géométrie crée une asymétrie. CO₂, CH₄ ou CCl₄ sont apolaires malgré leurs liaisons polarisées.

Ce qu'il faut retenir

Schéma de Lewis : symbole + couche de valence (doublets liants, non liants, lacunes). Nombre de liaisons formées = nombre d'électrons célibataires de l'atome isolé.

Géométrie VSEPR : on compte X (atomes liés) et E (doublets non liants) autour de l'atome central. AX₄ → tétraédrique ; AX₃E → pyramidale ; AX₂E₂ → coudée ; AX₃ → triangulaire ; AX₂ → linéaire.

Électronégativité χ : augmente de gauche à droite et de bas en haut. F est le plus électronégatif.

Liaison polarisée : Δχ ≥ 0,4. Le plus électronégatif porte δ⁻, l'autre δ⁺.

Molécule polaire ⇔ liaisons polarisées ET G⁺ ≠ G⁻. Une géométrie symétrique (CO₂, CH₄) annule les polarisations même si les liaisons sont polarisées.