Polarité de liaison, moment dipolaire et nature de la liaison

Polarisation d’une liaison

La valeur absolue de la différence d’électronégativité (ΔEn) de deux atomes liés fournit une mesure approximative de la polarisation à laquelle il faut s’attendre dans la liaison et, par conséquent, du type de liaison. Lorsque la différence est très faible ou nulle, la liaison est covalente et non polarisée. Lorsqu’elle est grande, la liaison est covalente et polarisée, ou ionique. Les valeurs absolues des différences d’électronégativité entre les atomes dans les liaisons H–H, H–Cl et Na–Cl sont respectivement 0 (non polarisée), 0,9 (covalente polarisée) et 2,1 (ionique).  

Le point auquel les électrons sont partagés entre les atomes varie de complètement égal (liaison covalente pure) à pas du tout (liaison ionique).  

• Par exemple, les atomes H et F dans HF ont une différence d’électronégativité de 1,9, et les atomes N et H dans NH₃ une différence de 0,9, et pourtant ces deux composés forment des liaisons considérées comme covalentes polarisées.  
• De même, les atomes Na et Cl dans NaCl ont une différence d’électronégativité de 2,1 et les atomes Mn et I dans MnI₂ ont une différence de 1,0 ; mais ces deux substances forment des composés ioniques.

Le meilleur guide du caractère covalent ou ionique d’une liaison est de considérer les types d’atomes impliqués et leurs positions relatives dans le tableau périodique.  

• Les liaisons entre deux non-métaux sont généralement covalentes.
• La liaison entre un métal et un non-métal est souvent ionique.

Certains composés contiennent à la fois des liaisons covalentes et ioniques. Les atomes des ions polyatomiques, tels que OH^–, NO₃⁻  et NH₄⁺, sont maintenus ensemble par des liaisons covalentes polarisées. Cependant, ces ions polyatomiques forment des composés ioniques en se combinant avec des ions de la charge opposée. Par exemple, le nitrate de potassium, KNO₃, contient le cation K⁺ et l’anion polyatomique NO₃⁻. Ainsi, la liaison dans le nitrate de potassium est ionique, résultant de l’attraction électrostatique entre les ions K⁺ et NO₃⁻, ainsi que covalente entre les atomes d’azote et d’oxygène dans NO₃⁻.

Polarité moléculaire et moment dipolaire

Comme nous l’avons vu précédemment, les liaisons covalentes polarisées relient deux atomes avec des électronégativités différentes, laissant un atome avec une charge partielle positive (δ+) et l’autre atome avec une charge partielle négative (δ–), car les électrons sont tirés vers l’atome le plus électronégatif. Cette séparation des charges donne lieu au moment dipolaire d’une liaison. L’intensité du moment dipolaire d’une liaison est représentée par la lettre grecque mu (µ) et elle est donnée par la formule illustrée ici, où Q est l’intensité des charges partielles (déterminée par la différence d’électronégativité) et r est la distance entre les charges :

Ce moment de la liaison peut être représenté comme un vecteur, une grandeur ayant à la fois une direction et une norme. Les vecteurs de dipôles sont représentés par des flèches pointant le long de la liaison, de l’atome le moins électronégatif vers l’atome le plus électronégatif. Un petit signe plus est dessiné sur l’extrémité la moins électronégative pour indiquer l’extrémité partiellement positive de la liaison. La longueur de la flèche est proportionnelle à la valeur absolue de la différence d’électronégativité entre les deux atomes.

Une molécule entière peut aussi avoir une séparation des charges, selon sa structure moléculaire et la polarisation de chacune de ses liaisons. Si une telle séparation des charges existe, on dit que la molécule est une molécule polaire (ou dipôle) ; sinon, on dit que la molécule est non polaire. Le moment dipolaire mesure l’étendue de la séparation nette des charges dans l’ensemble de la molécule. Le moment dipolaire est déterminé en ajoutant les moments des liaisons dans l’espace tridimensionnel, en tenant compte de la structure moléculaire.

Pour les molécules diatomiques, il n’y a qu’une seule liaison, donc le moment dipolaire de sa liaison détermine la polarité moléculaire. Les molécules diatomiques homonucléaires telles que Br₂ et N₂ n’ont aucune différence au niveau de l’électronégativité, de sorte que leur moment dipolaire est zéro. Pour les molécules hétéronucléaires telles que CO, il existe un petit moment dipolaire. Pour HF, il y a un moment dipolaire plus grand car il y a une plus grande différence d’électronégativité.

Lorsqu’une molécule contient plus d’une liaison, la géométrie doit être prise en compte. Si les liaisons d’une molécule sont disposées de manière à ce que les moments des liaisons s’annulent (somme vectorielle égale à zéro), alors la molécule est non polaire. C’est ce qu’il se passe dans CO₂. Chacune des liaisons est polaire, mais la molécule dans son ensemble est non polaire. À partir de la structure de Lewis, et en utilisant la théorie VSEPR, on a déterminé que la molécule de CO₂ est linéaire avec des liaisons C=O polarisées sur les côtés opposés de l’atome de carbone. Les moments des liaisons s’annulent car ils pointent dans des directions opposées. Dans le cas de la molécule d’eau, la structure de Lewis montre à nouveau qu’il y a deux liaisons sur un atome central, et la différence d’électronégativité montre à nouveau que chacune de ces liaisons a un moment de liaison non nul. Dans ce cas, cependant, la structure moléculaire est courbée en raison des doublets libres sur O, et les moments des deux liaisons ne s’annulent pas. Par conséquent, l’eau a un moment dipolaire net et c’est une molécule polaire (dipôle).

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Chapitre 7.2 : Liaison covalente et Openstax, Chimie 2e, Chapitre 7.6 Structure moléculaire et polarité.