5.13 Moment dipolaire
55
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
Dans les deux cas certains des moments de liaison s’annulent deux par deux, et il n’en reste
qu’un (doublé d’une flèche sur les schémas précédents). Le moment résultant de chacune de ces
molécules est donc égal à celui d’une liaison Br–F : 1,3 D. Mais cette façon de calculer le
moment dipolaire moléculaire suppose que, dans une molécule polyatomique, le moment de
chaque liaison conserve la même valeur que dans BrF (hypothèse d’indépendance des liaisons
dans une molécule), et également que les doublets libres n’interviennent pas.
Exercice 5.13
La molécule SO 2 où S est l’atome central, a une géométrie en V [Ex. 5.4] : la
distance expérimentale SO est de 0,145 nm, : l’angle des deux liaisons S–O
est 119 °. Son moment dipolaire mesuré est 1,65 D.
Quelle est l’ionicité des liaisons ? Quelle est la valeur des charges localisées
sur S et sur les deux O ?
Une seule formule de Lewis ne suffit pas à décrire correctement la molécule SO 2 qui est un
hybride de trois formes mésomères :
La première, ou la seconde, considérée seule, pourrait laisser croire que les deux liaisons S–O ne
sont pas identiques, mais l’hybride de ces trois formes est symétrique. Les deux liaisons sont
donc en fait identiques, et les deux oxygènes indiscernables.
Solution
Dans ces conditions, le moment dipolaire résultant est porté par la bissectrice de l’angle des
liaisons et, si on appelle s–o le moment de chaque liaison, il vaut :
ϭ 2( s–o cos 119 °/2) ϭ 1,65 D
On en déduit la valeur de s–o : 1,63 D.
La charge portée par chaque O est de -0,23e, celle de S, +0,46e, l’ionicité est de 23%.
Exercice 5.14
Quel moment dipolaire peut-on attribuer au composé CHCl 3 (chloroforme)
sachant que C–H ϭ 0,4 D et C–Cl ϭ 1,5 D ?
Vous vous trouvez maintenant devant un problème qui se traite de la même façon
que le précédent.
Br
F
F
F →
Br
F
F
F
F
F
→
OϭSϭO
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
OϪSϭO
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
OϭSϪO
Ϫ
Ϫ
Ϫ
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
Dans les deux cas certains des moments de liaison s’annulent deux par deux, et il n’en reste
qu’un (doublé d’une flèche sur les schémas précédents). Le moment résultant de chacune de ces
molécules est donc égal à celui d’une liaison Br–F : 1,3 D. Mais cette façon de calculer le
moment dipolaire moléculaire suppose que, dans une molécule polyatomique, le moment de
chaque liaison conserve la même valeur que dans BrF (hypothèse d’indépendance des liaisons
dans une molécule), et également que les doublets libres n’interviennent pas.
Exercice 5.13
La molécule SO 2 où S est l’atome central, a une géométrie en V [Ex. 5.4] : la
distance expérimentale SO est de 0,145 nm, : l’angle des deux liaisons S–O
est 119 °. Son moment dipolaire mesuré est 1,65 D.
Quelle est l’ionicité des liaisons ? Quelle est la valeur des charges localisées
sur S et sur les deux O ?
Une seule formule de Lewis ne suffit pas à décrire correctement la molécule SO 2 qui est un
hybride de trois formes mésomères :
La première, ou la seconde, considérée seule, pourrait laisser croire que les deux liaisons S–O ne
sont pas identiques, mais l’hybride de ces trois formes est symétrique. Les deux liaisons sont
donc en fait identiques, et les deux oxygènes indiscernables.
Solution
Dans ces conditions, le moment dipolaire résultant est porté par la bissectrice de l’angle des
liaisons et, si on appelle s–o le moment de chaque liaison, il vaut :
ϭ 2( s–o cos 119 °/2) ϭ 1,65 D
On en déduit la valeur de s–o : 1,63 D.
La charge portée par chaque O est de -0,23e, celle de S, +0,46e, l’ionicité est de 23%.
Exercice 5.14
Quel moment dipolaire peut-on attribuer au composé CHCl 3 (chloroforme)
sachant que C–H ϭ 0,4 D et C–Cl ϭ 1,5 D ?
Vous vous trouvez maintenant devant un problème qui se traite de la même façon
que le précédent.
Br
F
F
F →
Br
F
F
F
F
F
→
OϭSϭO
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
OϪSϭO
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
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OϭSϪO
Ϫ
Ϫ
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