Électronégativité et polarité : cours de Première

Dans le chapitre précédent, tu as appris à écrire le schéma de Lewis d'une molécule et à prévoir sa géométrie. Ces deux outils décrivent où sont les atomes et comment les doublets sont disposés. Ils ne disent pas encore comment les électrons sont répartis dans la molécule : sont-ils partagés de façon égale, ou bien tirés d'un côté ?

C'est exactement la question que règle l'électronégativité. Ce chapitre est une étape clé du thème « De la structure des entités aux propriétés physiques de la matière » : le programme demande d'associer la géométrie d'une entité à l'électronégativité de ses atomes pour déterminer si elle est polaire ou apolaire ¹. Une fois ce travail fait, tu pourras expliquer pourquoi l'huile ne se mélange pas à l'eau, ou pourquoi l'eau bout à une température si élevée pour une molécule aussi petite.

Imagine un doublet liant comme une corde tendue entre deux joueurs. Si les deux joueurs ont la même force, la corde reste au milieu. Si l'un des deux est plus fort, la corde se déplace de son côté. L'électronégativité mesure la « force » de chaque atome dans ce jeu de traction. Cette image a une limite : les électrons ne sont pas une corde, mais elle aide à retenir que le doublet se rapproche de l'atome le plus électronégatif.

Cette règle donne des valeurs extrêmes faciles à retenir. L'échelle de Pauling est la plus employée pour calculer des écarts d'électronégativité. Sur cette échelle, le fluor, placé en haut à droite, détient le record avec 3,98, alors que le francium, en bas à gauche, ferme la marche avec 0,7 ³. Toutes les autres valeurs se situent entre ces deux bornes.

Quand deux atomes forment une liaison covalente, ils mettent en commun un doublet d'électrons. Ce doublet n'est pas toujours partagé équitablement : l'un des deux atomes peut exercer une attraction plus forte que l'autre sur le nuage électronique ⁴. Tout dépend de la différence d'électronégativité entre les deux atomes, notée ici $\Delta\chi$.

Des seuils chiffrés existent. Une liaison est covalente non polarisée lorsque $\Delta\chi \leq 0{,}4$ ³. Elle est covalente polarisée lorsque la différence est intermédiaire, entre 0,4 et 1,7 ⁴. Au-delà, l'écart est si fort que la liaison est qualifiée d'ionique. Ces valeurs sont des conventions : selon les ouvrages, elles varient légèrement, et un énoncé de lycée te donnera le critère à utiliser. Retiens surtout la logique : plus $\Delta\chi$ est grand, plus le doublet est déplacé.

Cette répartition inégale fait que le barycentre des charges positives n'est plus confondu avec celui des charges négatives. La liaison est dite polarisée : elle se comporte comme un dipôle électrostatique ³⁴. Plus les charges sont réparties de façon asymétrique, plus la liaison est polaire ; si la répartition est parfaitement symétrique, elle est apolaire ⁴.

Avoir des liaisons polarisées ne suffit pas pour qu'une molécule soit polaire. Pour une molécule qui a plus de deux atomes, il faut regarder où se situent les charges partielles dans l'espace. C'est pourquoi le programme associe la géométrie de l'entité à l'électronégativité pour déterminer sa polarité ¹.

Le point clé est l'étape 4. Dans une molécule symétrique, les effets de plusieurs liaisons polarisées se compensent : le centre des charges $\delta+$ coïncide avec le centre des charges $\delta-$. Dans une molécule non symétrique, ils sont décalés, ce qui crée la polarité.

Une réponse attendue en contrôle contient trois éléments : la comparaison des électronégativités, la position des charges partielles et la conclusion appuyée sur la géométrie. Voici un exemple rédigé.

La polarité n'est pas un simple exercice de dessin. Elle a des conséquences sur la tension superficielle, la température de fusion, la température d'ébullition et la solubilité, ainsi que sur la réactivité chimique ⁴. Les prochains chapitres détailleront ces points ; voici déjà l'idée générale.

On peut raisonner ainsi : pour faire passer un liquide à l'état gazeux, il faut séparer les molécules les unes des autres. Si elles s'attirent par des interactions entre dipôles, il faut fournir plus d'énergie, donc chauffer davantage.