Fiche de révision : Polarité des liaisons et molécules

📋 Plan du Cours

1. Électronégativité et polarisation des liaisons
2. Polarité et géométrie moléculaires
3. Interactions de van der Waals
4. Liaisons hydrogène et températures
5. Comparaisons entre molécules
6. Applications à l’ammoniac et aux alcools

📖 1. Électronégativité et polarisation des liaisons

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Linus PAULING, The Nature of the Chemical Bond, 1939 - Capacité d’un atome à attirer vers lui les électrons d’une liaison covalente, et sa valeur χ est sans unité.
• Charges partielles : Dans une liaison polarisée, l’atome le plus électronégatif porte une charge partielle négative δ−, l’autre porte une charge partielle positive δ+, et l’ensemble reste globalement neutre.

📝 Points essentiels

• Plus la valeur χ d’un atome est élevée, plus cet atome attire les électrons de la liaison.

• Si la différence d’électronégativité Δχ est inférieure ou égale à 0,4, le doublet liant est réparti équitablement et la liaison est apolaire.

• Si Δχ est comprise entre 0,4 et 1,7 à 2, le doublet liant est plus proche de l’atome le plus électronégatif et la liaison est polarisée.

• Si Δχ est supérieure ou égale à 2, la liaison covalente n’existe plus car l’atome le plus électronégatif a capté le doublet liant, ce qui forme des ions.

💡 Astuce mémo

Δχ faible : partage ; Δχ intermédiaire : déplacement ; Δχ forte : transfert

📖 2. Polarité et géométrie moléculaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Molécule polaire : Lorsque le barycentre G+ des charges partielles positives ne coïncide pas avec le barycentre G− des charges partielles négatives.
• Molécule apolaire : Lorsque le barycentre G+ des charges partielles positives coïncide avec le barycentre G− des charges partielles négatives.

★ À maîtriser

📌 La polarité d’une molécule dépend de sa géométrie, car une disposition symétrique peut faire coïncider les barycentres des charges partielles.

Compléments

📌 La somme des charges partielles d’une molécule est nulle, car une molécule est électriquement neutre.

💡 Astuce mémo

G+ = G− : apolaire ; G+ ≠ G− : polaire

📖 3. Interactions de van der Waals

🔑 Notions clés & Définitions

• Interactions de van der Waals : Interactions attractives de faible énergie entre molécules, qui assurent la cohésion des liquides et des solides.

📝 Points essentiels

• Entre molécules polaires, les interactions de van der Waals résultent de l’attraction entre les charges partielles δ+ et δ−.

📌 Les interactions de van der Waals sont d’autant plus importantes que les molécules sont plus polaires, plus longues, plus linéaires ou de masse molaire plus élevée.

📌 Lorsque les interactions de van der Waals augmentent, les températures de fusion et d’ébullition augmentent car il faut davantage d’énergie pour séparer les molécules.

💡 Astuce mémo

Molécules plus polaires, longues ou lourdes → interactions plus fortes → températures plus élevées

📖 4. Liaisons hydrogène et températures

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison hydrogène : Interaction attractive entre un hydrogène lié à un atome électronégatif, comme O, N ou Cl, et le doublet non liant d’un atome électronégatif d’une molécule voisine.

★ À maîtriser

📌 La présence de liaisons hydrogène augmente les températures de fusion et d’ébullition car il faut fournir davantage d’énergie pour séparer les molécules.

Compléments

• On rencontre ces liaisons dans:

  • l’eau
  • les alcools
  • les acides aminés
  • les protéines
  • l’ADN

• Les liaisons hydrogène sont plus fortes dans le propanol que dans la propanamine car l’oxygène est plus électronégatif que l’azote, avec χ(O) > χ(N).

💡 Astuce mémo

Liaison hydrogène → séparation plus difficile → température d’ébullition plus élevée

📖 5. Comparaisons entre molécules

📝 Points essentiels

• Le butane apolaire a une température d’ébullition de 36,1 °C, tandis que le butanol polaire a une température d’ébullition de 137,3 °C.

• Le propane apolaire bout à −42,1 °C, tandis que l’hexane apolaire, plus long, bout à 98,4 °C.

• Le butane linéaire bout à 36,1 °C, tandis que l’isobutane apolaire et ramifié bout à −11,7 °C.

• L’éthanamine bout à 16,6 °C, la propanamine à 49 °C et l’isopropylamine ramifiée à 32 °C.

💡 Astuce mémo

Linéaire contre ramifiée, petite contre longue : la structure modifie l’ébullition

📖 6. Applications à l’ammoniac et aux alcools

★ À maîtriser

• L’ammoniac NH₃ est une molécule polaire qui peut établir des liaisons hydrogène, tandis que la phosphine PH₃ ne peut pas réaliser de telles liaisons selon le cours.

• Les températures d’ébullition des amines linéaires augmentent de −33,3 °C pour NH₃ à −6 °C pour la méthanamine, 16,6 °C pour l’éthanamine et 49 °C pour la propanamine.

• La température d’ébullition de l’éthanol est de 78 °C, et ses liaisons hydrogène avec l’eau expliquent sa forte miscibilité avec l’eau.

📌 À famille comparable, l’allongement de la chaîne carbonée augmente généralement la température d’ébullition, tandis que la ramification la diminue.

Compléments

• La température d’ébullition de l’ammoniac est −33,3 °C, tandis que celle de la phosphine est −87,7 °C.

💡 Astuce mémo

Lewis → polarisation → géométrie → interactions → température

📊 Tableaux de synthèse

Types de polarité des liaisons

Facteurs influençant l’ébullition