Polarité des liaisons
Lorsque deux atomes liés n’attirent pas les électrons avec la même intensité, la densité électronique se décale. La liaison devient polarisée : une extrémité porte davantage de caractère négatif et l’autre davantage de caractère positif.
L’idée essentielle
Lorsque deux atomes liés n’attirent pas les électrons avec la même intensité, la densité électronique se décale. La liaison devient polarisée : une extrémité porte davantage de caractère négatif et l’autre davantage de caractère positif.
Pourquoi H–Cl n’est-il pas comme H–H ?
Dans une liaison covalente, les électrons sont partagés, mais pas toujours de manière parfaitement équilibrée. Si l’un des deux atomes attire plus fortement la densité électronique, la liaison devient polaire.
Les deux atomes sont identiques. Ils attirent la densité électronique de la même façon : la liaison est non polaire.
Le chlore attire plus fortement la densité électronique que l’hydrogène. La liaison est polarisée.
Le contraste est encore plus fort et le modèle ionique devient très utile pour décrire le solide NaCl.
Dans H–Cl, on peut noter Hδ⁺–Clδ⁻. Le symbole δ indique une charge partielle, pas une charge ionique entière. Le chlore n’est donc pas automatiquement Cl⁻ dans une molécule HCl.
Exemple
Dans H–Cl, le chlore attire plus fortement la densité électronique que l’hydrogène. La liaison est polaire, sans qu’il soit nécessaire d’imaginer un transfert complet de l’électron.
Mini-problème
Pourquoi H₂ n’est-il pas polaire ?
Voir la résolution
Parce que les deux atomes sont identiques : ils attirent la densité électronique de la même manière.
Erreur fréquente
Ne remplace pas le raisonnement par une règle apprise. Vérifie toujours la géométrie, les unités, les coefficients ou les hypothèses du modèle.
Exercice guidé
Classe les trois liaisons H–H, H–Cl et Na–Cl du moins polarisé au plus polarisé.
Voir la résolution détaillée
H–H est non polarisée. H–Cl est polarisée. Na–Cl possède un caractère ionique beaucoup plus marqué. Ce classement repose sur la différence d’électronégativité et le modèle choisi.
À ne pas faire
Attention : une différence d’électronégativité n’impose pas une frontière universelle et nette entre « covalent » et « ionique ».