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Pour déterminer la polarité d' une molécule, on peut évidemment mesurer expérimentalement la valeur de son moment dipolaire (µexp).
Exemple n° 1 : Le moment dipolaire mesuré pour la molécule de C0 2 est égal à
O. Or, la différence d'électronégativité calculée pour les deux liaisons C-0 est
égale à 0,9 et les deux liaisons sont polarisées :
o· o• o·
0 - C- 0
Xe= 2,6
Xo = 3,5
DX = 0,9
µexp= Q
La molécule doit être linéaire.C'est en effet la seule façon d' annuler les deux vecteurs
et d'obtenir un moment dipolaire résultant (µ exp) nul.
Exemple n° 2 : Pour la molécule de H 2 0 , le moment dipolaire mesuré est égal à
6,146 · 10-30 C ·m.
Les deux liaisons 0-H sont polarisées :
9
H/ ""'H
104,5°
Xo = 3,5
XH = 2 ,2
DX = 1,3
µ exp = 6, 146. 10- 30 c . m
En plaçant les deux liaisons 0 - H à 104,5° l'une de l'autre, le vecteur résultant (flèche
bleue) est égal à la valeur du moment dipolaire trouvée expérimentalement.
Si on ne dispose pas de la valeur expérimentale du moment dipolaire d' une molécule,
on peut néanmoins prédire sa géométrie en prenant en compte la disposition spati ale
des orbitales que l'atome central met en jeu pour former les liaisons dans lesquelles se
trouvent les électrons de valence non-liants.
Il faut procéder en plusieurs étapes :
1) Établir la structure de Lewis de la molécule (voir chapitre 3, fiche 5).
2) Prédire la géométrie (ou figure) de répulsion des orbitales que l'atome central doit
présenter pour placer toutes les paires d 'électrons qui l'entourent, en comptabilisant les
doublets liants impliqués dans les liaisons simples et les doublets libres ou non-liants.
Pour ce faire, on peut être amené à hybrider l'atome, c'est-à-dire à réorganiser ses
orbitales.
Attention, dans une double ou triple liaison, seul un doublet d'électrons est considéré
comme liant.
3) Vérifier l'existence éventuelle de dipôles pour chacune des liaisons envisagées, en comparant l'électronégativité des atomes concernés.
4) Déterminer, d'après la disposition spatiale des liaisons, si les vecteurs dipolaires se
combinent (s' additionnent) pour créer un mome nt dipolaire résultant positif ou si, au
contraire, ils s'annulent.
L'hybridation
La structure électronique d'un atome ne suffit pas à expliquer la formation de molécules.
Ainsi, l'atome de C présente, dans le CH 4 , quatre li aisons équivalentes qui ne peuvent
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Exemple n° 1 : Le moment dipolaire mesuré pour la molécule de C0 2 est égal à
O. Or, la différence d'électronégativité calculée pour les deux liaisons C-0 est
égale à 0,9 et les deux liaisons sont polarisées :
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La molécule doit être linéaire.C'est en effet la seule façon d' annuler les deux vecteurs
et d'obtenir un moment dipolaire résultant (µ exp) nul.
Exemple n° 2 : Pour la molécule de H 2 0 , le moment dipolaire mesuré est égal à
6,146 · 10-30 C ·m.
Les deux liaisons 0-H sont polarisées :
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Xo = 3,5
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µ exp = 6, 146. 10- 30 c . m
En plaçant les deux liaisons 0 - H à 104,5° l'une de l'autre, le vecteur résultant (flèche
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Si on ne dispose pas de la valeur expérimentale du moment dipolaire d' une molécule,
on peut néanmoins prédire sa géométrie en prenant en compte la disposition spati ale
des orbitales que l'atome central met en jeu pour former les liaisons dans lesquelles se
trouvent les électrons de valence non-liants.
Il faut procéder en plusieurs étapes :
1) Établir la structure de Lewis de la molécule (voir chapitre 3, fiche 5).
2) Prédire la géométrie (ou figure) de répulsion des orbitales que l'atome central doit
présenter pour placer toutes les paires d 'électrons qui l'entourent, en comptabilisant les
doublets liants impliqués dans les liaisons simples et les doublets libres ou non-liants.
Pour ce faire, on peut être amené à hybrider l'atome, c'est-à-dire à réorganiser ses
orbitales.
Attention, dans une double ou triple liaison, seul un doublet d'électrons est considéré
comme liant.
3) Vérifier l'existence éventuelle de dipôles pour chacune des liaisons envisagées, en comparant l'électronégativité des atomes concernés.
4) Déterminer, d'après la disposition spatiale des liaisons, si les vecteurs dipolaires se
combinent (s' additionnent) pour créer un mome nt dipolaire résultant positif ou si, au
contraire, ils s'annulent.
L'hybridation
La structure électronique d'un atome ne suffit pas à expliquer la formation de molécules.
Ainsi, l'atome de C présente, dans le CH 4 , quatre li aisons équivalentes qui ne peuvent
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