Définition et exemples des liaisons polaires (Polar Covalent Bond)

Les liaisons chimiques peuvent être classées comme étant polaires ou non polaires. La différence est la façon dont les électrons de la liaison sont disposés.

Définition du lien polaire

Une liaison polaire est une liaison covalente entre deux atomes où les électrons formant la liaison sont inégalement répartis. Cela fait que la molécule a un léger moment dipolaire électrique où une extrémité est légèrement positive et l'autre est légèrement négative. La charge des dipôles électriques est inférieure à une charge unitaire complète, ils sont donc considérés comme des charges partielles et notés delta plus (δ +) et delta moins (δ-). Parce que les charges positives et négatives sont séparées dans la liaison, les molécules ayant des liaisons polaires covalentes interagissent avec les dipôles d'autres molécules. Cela produit des forces intermoléculaires dipôle-dipôle entre les molécules.
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 également les paires d'électrons entre les atomes. Techniquement, la liaison non polaire ne se produit que lorsque les atomes sont identiques les uns aux autres (par exemple, H₂ gaz), mais les chimistes considèrent que toute liaison entre atomes ayant une différence d'électronégativité inférieure à 0,4 est une liaison covalente non polaire. Dioxyde de carbone (CO₂) et le méthane (CH₄) sont des molécules non polaires.

Dans les liaisons ioniques, les électrons dans la liaison sont essentiellement donnés à un atome par l'autre (par exemple, NaCl). Des liaisons ioniques se forment entre les atomes lorsque la différence d'électronégativité entre eux est supérieure à 1,7. Les liaisons techniquement ioniques sont des liaisons complètement polaires, la terminologie peut donc prêter à confusion.

N'oubliez pas qu'une liaison polaire fait référence à un type de liaison covalente où les électrons ne sont pas également partagés et les valeurs d'électronégativité sont légèrement différentes. Des liaisons covalentes polaires se forment entre les atomes avec une différence d'électronégativité entre 0,4 et 1,7.

Exemples de molécules avec des liaisons polaires covalentes

Eau (H₂O) est une molécule liée polaire. La valeur d'électronégativité de l'oxygène est de 3,44, tandis que l'électronégativité de l'hydrogène est de 2,20. L'inégalité dans la distribution électronique explique la forme courbée de la molécule. Le "côté" oxygène de la molécule a une charge négative nette, tandis que les deux atomes d'hydrogène (de l'autre "côté") ont une charge positive nette.

Le fluorure d'hydrogène (HF) est un autre exemple d'une molécule qui a une liaison covalente polaire. Le fluor est l'atome le plus électronégatif, de sorte que les électrons de la liaison sont plus étroitement associés à l'atome de fluor qu'à l'atome d'hydrogène. Un dipôle se forme avec le côté fluor ayant une charge négative nette et le côté hydrogène ayant une charge positive nette. Le fluorure 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) a des liaisons polaires covalentes entre les atomes d'azote et d'hydrogène. Le dipôle est tel que l'atome d'azote est chargé plus négativement, les trois atomes d'hydrogène étant tous d'un côté de l'atome d'azote avec une charge positive.

Quels éléments forment des liaisons polaires?

Des liaisons covalentes polaires se forment entre deux atomes non métalliques qui ont des électronégativités suffisamment différentes l'une de l'autre. Parce que les valeurs d'électronégativité sont légèrement différentes, la paire d'électrons de liaison n'est pas également partagée entre les atomes. Par exemple, des liaisons polaires covalentes se forment généralement entre l'hydrogène et tout autre non-métal.

La valeur d'électronégativité entre les métaux et les non-métaux est grande, de sorte qu'ils forment des liaisons ioniques entre eux.