Qu'est-ce qu'un lien covalent polaire? (avec des exemples)

Un liaison covalente polaire c'est une liaison covalente entre deux atomes où les électrons qui forment la liaison sont inégalement répartis.

Cela fait que la molécule a un léger moment dipolaire électrique dans lequel une extrémité est légèrement positive et l'autre légèrement négative.

La charge des dipôles électriques est inférieure à une charge unitaire complète, ils sont donc considérés comme des charges partielles et sont désignés par delta plus (δ +) et delta moins (δ-) (Boundless, 2016).

Parce que les charges positives et négatives sont séparées dans la liaison, les molécules avec des liaisons covalentes polaires interagissent avec les dipôles d'autres molécules.

Cela produit des forces intermoléculaires dipolaires-dipolaires entre elles (Helmenstine, Définition et exemples de liaisons polaires, 2017).

Électronégativité et polarité de liaison

La polarité d'une liaison (le degré de polarité) est déterminée dans une large mesure par les électronégativités relatives des atomes liés.

L'électronégativité (χ) est définie comme la capacité d'un atome dans une molécule ou un ion d'attirer des électrons sur lui-même. Par conséquent, il existe une corrélation directe entre l'électronégativité et la polarité des liaisons (Polar Covalent Bonds, S.F.).

Une liaison est non polaire si les atomes joints ont des électronégativités identiques ou similaires. Si les électronégativités des atomes attachés ne sont pas égales, on peut dire que la liaison est polarisée vers l'atome le plus électronégatif.

Une liaison dans laquelle l'électronégativité de B (χB) est supérieure à l'électronégativité de A (χA), par exemple, est indiquée par la charge négative partielle sur l'atome le plus électronégatif:

Un ^δ+-B ^δ-

Plus la valeur de l'électronégativité est grande, plus la force de l'atome attire une paire d'électrons d'union.

La figure 1 montre les valeurs d'électronégativité des différents éléments sous chaque symbole du tableau périodique.

À quelques exceptions près, les électronégativités augmentent, de gauche à droite, dans une période et diminuent, de haut en bas, dans une famille. (Electronégativité: type de liaison classificatrice, S.F.).

Les électronégativités donnent des informations sur ce qui va arriver à la paire d'électrons de liaison lorsque deux atomes se rejoignent.

Les liaisons covalentes polaires se forment lorsque les atomes impliqués présentent une différence d'électronégativité entre 0,5 et 1,7.

L'atome qui attire le plus fortement la paire d'électrons de liaison est légèrement plus négatif, tandis que l'autre est légèrement plus positif, créant un dipôle dans la molécule.

Plus la différence d'électronégativité est grande, plus les atomes impliqués dans la liaison seront négatifs et positifs. (ELECTRONEGATIVITY ET POLAR COVALENT BONDING, S.F.).

Les liaisons polaires sont la ligne de démarcation entre la liaison covalente pure et la liaison ionique pure.

Les liaisons covalentes pures (liaisons covalentes non polaires) partagent des paires d'électrons également entre les atomes.

Techniquement, la jonction non polaire ne se produit que lorsque les atomes sont identiques (par exemple, gaz H).₂ ou Cl gaz₂), mais les chimistes considèrent toute liaison entre atomes ayant une différence d'électronégativité inférieure à 0,4 comme une liaison covalente non polaire.

Par exemple, le dioxyde de carbone (CO₂) et de méthane (CH₄) sont des molécules non polaires.

Dans les liaisons ioniques, les électrons dans la liaison sont essentiellement donnés à un atome de l'autre (par exemple, NaCl).

Les liaisons ioniques sont formées entre les atomes lorsque la différence d'électronégativité entre eux est supérieure à 1,7. Dans le cas des liaisons ioniques, il n'y a pas de partage d'électrons et l'union se produit par des forces électrostatiques.

Exemples de liaisons covalentes polaires

L'eau (H₂O) est l'exemple le plus classique d'une molécule polaire. On dit que l’eau est le solvant universel, mais cela ne signifie pas qu’elle dissout tout, mais en raison de son abondance, elle est un solvant idéal pour dissoudre les substances polaires (Helmenstine, 2017).

D'après les valeurs de la figure 1, la valeur d'électronégativité de l'oxygène est de 3,44, tandis que l'électronégativité de l'hydrogène est de 2,10.

L'inégalité dans la distribution des électrons explique la forme courbée de la molécule. Le côté "oxygène" de la molécule a une charge nette négative, tandis que les deux atomes d'hydrogène (de l'autre côté ") ont une charge nette positive (figure 3).

Le chlorure d'hydrogène (HCl) est un autre exemple de molécule à liaison covalente polaire.

Le chlore est l'atome le plus électronégatif, donc les électrons de la liaison sont plus étroitement associés à l'atome de chlore qu'à l'atome d'hydrogène.

Un dipôle est formé avec le côté chlore ayant une charge nette négative et le côté hydrogène ayant une charge positive nette.Le chlorure d'hydrogène est une molécule linéaire car il n'y a que deux atomes, donc aucune autre géométrie n'est possible.

La molécule d'ammoniac (NH₃) et les amines et les amides ont des liaisons covalentes polaires entre les atomes d’azote, d’hydrogène et de substituants.

Dans le cas de l'ammoniac, le dipôle est tel que l'atome d'azote est chargé plus négativement, avec les trois atomes d'hydrogène d'un seul côté de l'atome d'azote avec une charge positive.

Les composés asymétriques présentent des caractéristiques covalentes polaires. Un composé organique avec des groupes fonctionnels ayant une différence d'électronégativité présente une polarité.

Par exemple, le 1-chlorobutane (CH₃-CH₂-CH₂-CH₂Cl) montre une charge négative partielle sur Cl et la charge positive partielle distribuée sur les atomes de carbone. C'est ce qu'on appelle l'effet inductif (TutorVista.com, S.F.).

Références

1. (2016, 17 août). Obligations Covalentes et Autres Obligations et Interactions. Récupéré de boundless.com.
2. ELECTRONEGATIVITE ET COLLAGE POLAR COVALENT. (S.F.). Récupéré de dummies.com.
3. Électronégativité: type de liaison classifiant. (S.F.). Récupéré de chemteam.info.
4. Helmenstine, A. M. (12 avril 2017). Exemples de molécules polaires et non polaires. Récupéré de thoughtco.com.
5. Helmenstine, A. M. (17 février 2017). Définition et exemples de liaisons polaires. Récupéré de thoughtco.com.
6. Obligations Covalentes Polaires. (S.F.). Récupéré de saylordotorg.github.io.