Pourquoi l’eau est-elle liquide à température ambiante alors que le méthane est gazeux ? Pourquoi le sel se dissout-il dans l’eau mais pas l’huile ? Les réponses tiennent à la polarité des entités et aux interactions qui s’exercent entre elles.
Une question sur ce cours ?
ULU, le tuteur d’ULUMINE, t’aide à partir de ce cours.
Objectifs
- Utiliser l’électronégativité pour repérer une liaison polarisée
- Déterminer si une molécule est polaire à partir de sa géométrie
- Expliquer la cohésion des solides ioniques et moléculaires
- Interpréter la dissolution, la solubilité et la miscibilité
- Expliquer le principe d’une extraction par solvant et l’action d’un savon
1. Électronégativité et polarité
Électronégativité χ : Aptitude d’un atome à attirer vers lui les électrons d’une liaison covalente. Dans le tableau périodique, elle augmente de gauche à droite sur une ligne et de bas en haut dans une colonne. Le fluor est l’élément le plus électronégatif.
| H | C | N | O | F | Cl |
|---|---|---|---|---|---|
| 2,20 | 2,55 | 3,04 | 3,44 | 3,98 | 3,16 |
- Une liaison entre deux atomes d’électronégativités différentes est polarisée : l’atome le plus électronégatif porte une charge partielle δ−, l’autre une charge δ+.
- En pratique, on considère que C–H n’est pas polarisée (différence faible).
- Une molécule est polaire si le barycentre des charges partielles positives ne coïncide pas avec celui des charges négatives. Ainsi H2O (coudée) est polaire, mais CO2 (linéaire, symétrique) est apolaire malgré ses liaisons polarisées.
2. Cohésion des solides
- Solide ionique (ex. NaCl) : empilement régulier d’ions ; la cohésion est assurée par l’interaction électrostatique entre ions de charges opposées. Le solide est électriquement neutre.
- Solide moléculaire (ex. glace, diiode) : cohésion due aux interactions de Van der Waals (entre toutes les molécules, plus intenses entre molécules polaires) et aux liaisons hydrogène.
Liaison hydrogène : Interaction entre un atome H lié à un atome très électronégatif (O, N ou F) et un autre atome très électronégatif porteur d’un doublet non liant. Elle est plus intense que les interactions de Van der Waals et explique la température d’ébullition élevée de l’eau.
Plus les interactions entre entités sont intenses, plus il faut d’énergie pour les séparer : les températures de changement d’état sont plus élevées.
3. Dissolution, solubilité et miscibilité
- Dissociation du solide ionique en ions séparés.
- Solvatation : les ions s’entourent de molécules de solvant polaire (on parle d’hydratation dans l’eau).
- Dispersion des ions dans toute la solution.
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl−(aq)
4. Extraction par solvant et savons
Pour extraire une espèce d’une solution aqueuse, on choisit un solvant non miscible à l’eau dans lequel l’espèce est plus soluble ; on agite dans une ampoule à décanter, puis on sépare les deux phases. La phase la plus dense est en dessous.
Un savon est formé d’ions amphiphiles : une longue chaîne carbonée hydrophobe (lipophile) et une tête ionique hydrophile (lipophobe). Dans l’eau, ces ions entourent les graisses en formant des micelles, ce qui permet de les éliminer.
À retenir
- L’électronégativité augmente vers la droite et vers le haut du tableau périodique.
- Molécule polaire : barycentres des charges partielles δ+ et δ− non confondus.
- Cohésion : interactions électrostatiques (ioniques), de Van der Waals et liaisons hydrogène (moléculaires).
- Dissolution : dissociation, solvatation, dispersion ; les semblables se dissolvent entre eux.
- Savon : ions amphiphiles formant des micelles autour des graisses.
Et maintenant, à toi !
Vérifie que tu as compris avec les exercices, puis révise avec la fiche.