Liaison polaire

Liaison covalente à caractère ionique. Parmi les différentes interactions interatomiques, les liaisons covalentes représentent les forces les plus importantes. Dans une liaison covalente polaire, la répartition du doublet électronique de liaison ne se fait pas de façon équitable en raison de la différence d’électronégativité. L’atome le plus électronégatif possède une charge partielle négative (δ^–) alors que le second, moins électronégatif, possède une charge partielle positive (δ⁺).

La différence d’électronégativité permet de déterminer la nature des liaisons entre les atomes. Lorsque la différence d’électronégativité entre deux atomes est supérieure à 1,7, alors la liaison est considérée comme ionique. Si cette différence est inférieure à 1,7 la liaison est considérée comme covalente à caractère polaire. La liaison covalente apolaire s’observe par exemple pour les molécules diatomiques homonuclaire tels que H₂ ou O₂. Si la différence est exactement de 1,7 alors la liaison est considérée comme ayant 50 % de caractère ionique et 50 % de caractère covalent.

Dans une liaison covalente polaire, le doublet de liaison n’est pas équitablement réparti entre les atomes. La probabilité de présence du doublet liant est supérieure autour des atomes les plus électronégatifs. Ainsi, les atomes les plus électronégatifs voient apparaître en leur voisinage une charge partielle négative alors que les atomes les moins électronégatifs voient apparaître une charge partielle négative (Figure 29).

Figure 29 Les différents types de liaisons covalentes

Dans le cas de la molécule HCl par exemple, Cl, plus électronégatif que H, attire davantage les électrons de la liaison ; il en résulte que le barycentre des charges négatives de la molécule, déplacé vers l’atome Cl, ne coïncide pas avec celui des charges positives, déplacé vers l’atome H ; la molécule est polaire, ce qu’on peut représenter par le schéma H → Cl, la flèche indiquant le sens du déplacement des électrons de liaison (Figure 30). Le dipôle +q, -q ainsi formé est caractérisé par son moment électrique dipolaire, vecteur porté par la droite des barycentres et de module μ = q . d, d étant la distance des charges+q, -q. Il est usuel d’exprimer les moments électriques des molécules au moyen de l’unité appelée debye(D) : deux charges +e et –e (-e étant la charge de l’électron), situées à une distance de 1 Å, constituent un dipôle dont le moment électrique vaut 4,8 D. Dans la molécule HCl, la distance des noyaux, déterminée expérimentalement, est 1,27 Å. Si HCl était de structure H⁺Cl^–, c’est-à-dire ionique, le moment électrique de la molécule vaudrait 4,8. 1,27 = 6,1 D. Or, la valeur expérimentale est 1,03 D. La séparation des charges dans la molécule HCl n’est donc que partielle, et on dit de cette séparation qu’elle donne à la liaison HCl un caractère ionique de 1,03. 100/6,1 = 17 p. 100. Ce caractère, variable avec la différence d’électronégativité, est général. À noter que, même dans le cas des halogénures alcalins, où la différence d’électronégativité est la plus grande, le pourcentage ionique de la liaison n’atteint jamais 100 : la liaison ionique, dont la notion est imposée par l’existence reconnue des ions, n’existe pas à l’état pur ; que l’on parte des atomes ou des ions d’abord séparés, l’explication de la liaison chimique présente toujours les mêmes caractères : la fonction d’onde — ou orbitale — moléculaire cherchée est solution d’une équation de Schrödinger, que seule la difficulté mathématique empêche d’exprimer correctement et de résoudre analytiquement (d’après l’encyclopédique Larousse).

Figure 30 moment dipolaire de HCl

Lorsqu’il y a un ensemble de molécules dipolaires dans un liquide, les charges positives attirent les charges négatives créant une cohésion supplémentaire. Ceci explique pourquoi le point d’ébullition des liquides polaires est plus élevé que ceux des liquides apolaires.

Dans une molécule polyatomique, il est probable que chacune des liaisons possède un caractère polaire. La somme des polarités de chaque liaison peut soit participer à la polarité globale de la molécule ou bien s’annuler et conférer ainsi un caractère apolaire à la molécule.

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