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Cours de physique chimie les molécules polyatomiques

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IV – Conséquences de l’électronégativité
1- Caractère ionique des liaisons
La polarisation d’une liaison dépend de la différence d’électronégativité des deux atomes liés entre eux. Plus la différence est importante, plus la liaison est polarisée. Les cas limites sont la liaison 100% ionique avec séparation totale des charges (comme NaCl) et la liaison 100 % covalente non polarisée (dans H). Entre les deux existe une infinité de cas correspondant à la liaison covalente à caractère ionique partiel. La polarisation de la liaison conduit à l’existence d’un dipôle dont l’intensité est mesurée par le moment dipolaire (M). Une liaison polarisée peut se comparer à un petit aimant dont le moment est représenté par un vecteur orienté du pôle positif vers le pôle négatif c’est-à-dire de l’atome le moins électronégatif vers le plus électronégatif. (ATTENTION ! cette convention utilisée par les chimistes est l’inverse de celle retenue par les physiciens ). Pour les molécules polyatomiques, le 2 moment dipolaire de la molécule ( le seul accessible expérimentalement) est la somme vectorielle des moments dipolaires des liaisons que l’on appelle aussi moments dipolaires élémentaires.
Le caractère ionique d’une liaison est calculé en comparant le moment dipolaire expérimental (mesuré) à celui calculé dans l’hypothèse d’une liaison 100 % ionique. Celui ci est égal à µ= 4,8 . d où 4,8 représente la charge de l’électron en U.E.S (unité électrostatique) et d la longueur de la liaison en Angström (Å). Le moment dipolaire s’exprime en Debye (D).
Pour HCl on trouve µ th = 6,096 D ; µ exp =1,03 D; caractère ionique= 1,03.10 2 th /6,096 = 17 %.
On trouverait de même pour les autres hydracides des caractères ioniques de 43 % pour HF, 11 % pour HBr et 5 % pour HI, les hydracides étant à l’état gazeux.
Noter que l’échelle de Pauling permet une estimation empirique du moment dipolaire expérimental