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Sommaire

  • 1Électronégativité et polarisation des liaisons
    • 1.1Du partage équitable au transfert électronique
  • 2Moment dipolaire
    • 2.1Polarité d’une molécule
  • 3Interactions non covalentes
    • 3.1Interactions ioniques lock — section verrouillée
    • 3.2Forces de van der Waals lock — section verrouillée
    • 3.3Liaison hydrogène lock — section verrouillée
    • 3.4Effet hydrophobe lock — section verrouillée
  • 4Cohésion des structures biologiques lock — section verrouillée
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  5. Électronégativité, polarité et liaisons non covalentes

B1 · Liaison chimique

Électronégativité, polarité et liaisons non covalentes

Relier électronégativité, polarisation d'une liaison et moment dipolaire d'une molécule, et distinguer liaison covalente, covalente polarisée et ionique. Décrire les interactions faibles — liaison hydrogène, forces de van der Waals, effet hydrophobe, interactions ioniques — et leur rôle dans la cohésion du vivant.

Chimie générale et organique·schedule6 min de lecture·quiz17 QCM corrigés

Électronégativité et polarisation des liaisons

La liaison covalente résulte d’un partage d’électrons entre deux atomes. Sa description par les orbitales moléculaires et l’hybridation relève des fiches voisines ; ici, l’enjeu est de déterminer si ce partage est équitable ou dissymétrique.

Définition

Électronégativité

Capacité relative d’un atome engagé dans une liaison chimique à attirer vers lui les électrons de cette liaison.

L’électronégativité, notée χ\chiχ, est une grandeur sans unité définie sur une échelle conventionnelle. Elle dépend notamment de l’attraction exercée par le noyau sur les électrons de valence. Elle augmente globalement de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans une colonne de la classification périodique.

Lorsque deux atomes liés ont des électronégativités différentes, l’atome le plus électronégatif attire davantage le doublet liant. La densité électronique devient donc plus élevée à son voisinage.

Définition

Polarisation d’une liaison

Répartition dissymétrique de la densité électronique d’une liaison covalente, provoquée par une différence d’électronégativité entre les deux atomes liés.

Cette dissymétrie fait apparaître des charges partielles :

  • l’atome le plus électronégatif porte une charge partielle négative, notée δ−\delta-δ− ;
  • l’atome le moins électronégatif porte une charge partielle positive, notée δ+\delta+δ+.

Ces charges ne correspondent pas à des charges ioniques entières : les électrons restent partagés, mais inégalement.

Du partage équitable au transfert électronique

La différence d’électronégativité Δχ\Delta\chiΔχ fournit une indication sur la nature de la liaison :

  • si Δχ\Delta\chiΔχ est très faible, le partage électronique est presque équitable ;
  • si Δχ\Delta\chiΔχ augmente, la liaison devient davantage polarisée ;
  • si l’interaction est dominée par un transfert électronique et l’attraction entre charges entières opposées, la liaison est qualifiée d’ionique.
Comparaison

Nature de la liaison chimique

CritèreCovalente non polariséeCovalente polariséeIonique
Répartition des électronspartage presque équitablepartage dissymétriquetransfert électronique prédominant
Charges portéesabsence de charges partielles marquéescharges partielles δ+\delta+δ+ et δ−\delta-δ−charges entières opposées
Origine de la cohésionmise en commun d’électronsmise en commun dissymétrique d’électronsattraction électrostatique entre ions
Différence d’électronégativitétrès faibleintermédiaireélevée
Attention

Il n’existe pas de frontière absolue

Liaison covalente et liaison ionique ne constituent pas toujours deux catégories parfaitement séparées. Le caractère ionique augmente progressivement avec Δχ\Delta\chiΔχ ; les seuils numériques éventuellement utilisés sont des conventions.

Moment dipolaire

Définition

Dipôle électrique

Ensemble formé par deux charges électriques opposées séparées dans l’espace.

Une liaison polarisée constitue un dipôle : son pôle positif se situe du côté de l’atome portant δ+\delta+δ+ et son pôle négatif du côté de l’atome portant δ−\delta-δ−. L’intensité de cette séparation est décrite par le moment dipolaire.

Formule

Norme du moment dipolaire

μ=qd\mu = qdμ=qd
  • μ\muμ : norme du moment dipolaire, exprimée en coulomb-mètre ou usuellement en debye
  • qqq : valeur de la charge séparée, en coulombs
  • ddd : distance entre les centres des charges opposées, en mètres
Exemple

Calculer le moment dipolaire d’une liaison

Pour une liaison donnée, la charge partielle séparée vaut q=2 ,0 ×10−20 Cq = \pu{2{,}0 \times 10^{-20} C}q=2 ,0×10−20C et la distance entre les centres des charges vaut d=1 ,5 ×10−10 md = \pu{1{,}5 \times 10^{-10} m}d=1 ,5×10−10m.

μ=qd=2 ,0 ×10−20 C×1 ,5 ×10−10 m=3 ,0 ×10−30 C m\mu = qd = \pu{2{,}0 \times 10^{-20} C} \times \pu{1{,}5 \times 10^{-10} m} = \pu{3{,}0 \times 10^{-30} C m}μ=qd=2 ,0×10−20C×1 ,5×10−10m=3 ,0×10−30Cm

Le moment dipolaire de cette liaison est donc de 3 ,0 ×10−30 C m\pu{3{,}0 \times 10^{-30} C m}3 ,0×10−30Cm. Cette valeur quantifie la séparation des charges partielles dans la liaison.

Le moment dipolaire est une grandeur vectorielle : il possède une direction, un sens conventionnel et une norme. Plus la séparation des charges et la distance qui les sépare sont grandes, plus le dipôle est marqué.

Polarité d’une molécule

Définition

Molécule polaire

Molécule dont le moment dipolaire total est non nul, en raison d’une répartition globale dissymétrique des charges.

Le moment dipolaire moléculaire est la somme vectorielle des moments dipolaires de toutes les liaisons. La polarité d’une molécule dépend donc simultanément :

  1. de la polarisation de chacune de ses liaisons ;
  2. de leur orientation dans l’espace ;
  3. de la géométrie globale de la molécule.

Une molécule peut ainsi posséder plusieurs liaisons polarisées tout en ayant un moment dipolaire total nul si leurs moments se compensent par symétrie. Inversement, une géométrie dissymétrique empêche cette compensation et produit un dipôle moléculaire résultant.

À retenir

La polarité d’une liaison dépend principalement de la différence d’électronégativité. La polarité d’une molécule dépend de la somme vectorielle de tous les moments de liaison et donc de sa géométrie.

Interactions non covalentes

Définition

Interaction non covalente

Interaction attractive ou répulsive entre atomes, ions ou molécules qui ne repose pas sur la formation d’une liaison covalente par partage d’électrons.

Une interaction non covalente est généralement plus faible qu’une liaison covalente prise isolément. Elle est cependant réversible et peut devenir déterminante lorsqu’un grand nombre d’interactions agissent simultanément. Sa force dépend de la distance, de l’orientation des partenaires, de leurs charges et du milieu qui les entoure.

Interactions ioniques

Définition

Interaction ionique

Attraction électrostatique entre deux espèces portant des charges électriques entières de signes opposés.

Deux charges de même signe se repoussent, tandis que deux charges opposées s’attirent. L’intensité de l’interaction diminue lorsque leur distance augmente. Elle est également atténuée dans un milieu polaire, car les molécules du milieu s’orientent autour des ions et écrantent partiellement leurs charges.

Une charge entière peut aussi attirer le pôle opposé d’une molécule polaire : il s’agit alors d’une interaction ion-dipôle. Ces interactions participent à la solvatation des ions et aux associations entre groupes chargés des biomolécules.

Forces de van der Waals

Définition

Forces de van der Waals

Ensemble d’interactions attractives de courte portée entre dipôles permanents, dipôles induits ou fluctuations instantanées de la densité électronique.

Elles comprennent trois mécanismes :

  • les interactions entre dipôles permanents, dues à l’orientation favorable de molécules polaires ;
  • les interactions entre un dipôle permanent et un dipôle induit, lorsqu’un dipôle déforme temporairement le nuage électronique d’une espèce voisine ;
  • les forces de dispersion, produites par des fluctuations instantanées de la densité électronique qui créent des dipôles transitoires corrélés.

Les forces de dispersion existent entre tous les atomes et toutes les molécules. Elles deviennent importantes lorsque de nombreuses surfaces atomiques sont très proches. À distance trop courte, le recouvrement des nuages électroniques provoque au contraire une forte répulsion.

Liaison hydrogène

Définition

Liaison hydrogène

Interaction attractive et orientée entre un atome d’hydrogène lié covalemment à un atome fortement électronégatif et un autre atome électronégatif possédant un doublet électronique disponible.

Le groupe portant l’hydrogène constitue le donneur de liaison hydrogène ; l’atome doté du doublet disponible en constitue l’accepteur. La forte polarisation de la liaison covalente rend l’hydrogène partiellement positif, ce qui permet son attraction par le doublet de l’accepteur.

La liaison hydrogène dépend fortement de la distance et de l’orientation. Elle est maximale lorsque le donneur, l’hydrogène et l’accepteur sont disposés de manière favorable. Cette directivité permet d’imposer des organisations spatiales précises aux biomolécules.

Attention

Liaison hydrogène et liaison covalente

Dans une liaison hydrogène, l’hydrogène reste lié covalemment à l’atome donneur. L’attraction avec l’atome accepteur est une interaction non covalente distincte.

Effet hydrophobe

Définition

Effet hydrophobe

Tendance des surfaces apolaires placées dans l’eau à se regrouper afin de réduire leur surface de contact avec le milieu aqueux.

L’effet hydrophobe n’est pas une force attractive élémentaire entre groupes apolaires. Il résulte principalement de l’organisation de l’eau. Autour d’une surface apolaire, les molécules d’eau disposent de moins de possibilités pour former et orienter leur réseau de liaisons hydrogène. Leur organisation devient plus contrainte.

Le regroupement des surfaces apolaires réduit la surface totale exposée à l’eau et libère une partie des molécules d’eau précédemment ordonnées. L’augmentation du désordre du solvant favorise alors thermodynamiquement l’association des groupes apolaires.

Cohésion des structures biologiques

Les structures du vivant reposent rarement sur une seule interaction très forte. Leur stabilité résulte plutôt de la combinaison de nombreuses interactions faibles :

  • les interactions ioniques rapprochent des groupes de charges opposées ;
  • les liaisons hydrogène stabilisent des organisations spatiales orientées ;
  • les forces de van der Waals assurent un ajustement étroit entre surfaces complémentaires ;
  • l’effet hydrophobe favorise l’enfouissement des régions apolaires hors du milieu aqueux.

Cette multiplicité associe stabilité et réversibilité. Une structure peut rester cohérente grâce à la somme de nombreuses contributions, tout en se réorganisant lorsque certaines interactions sont rompues ou remplacées. Les interactions non covalentes gouvernent ainsi le repliement des macromolécules, l’organisation des membranes et la reconnaissance moléculaire.

À retenir

Une interaction faible isolée contribue peu à la stabilité, mais la somme coopérative d’un grand nombre d’interactions non covalentes peut assurer une cohésion élevée tout en conservant la réversibilité nécessaire au fonctionnement du vivant.

Points clés
  • L’électronégativité mesure la capacité d’un atome lié à attirer les électrons de liaison.
  • Une différence d’électronégativité polarise une liaison et crée des charges partielles δ+\delta+δ+ et δ−\delta-δ−.
  • Le moment dipolaire moléculaire est la somme vectorielle des moments de liaison ; la géométrie détermine leur compensation éventuelle.
  • Les interactions non covalentes comprennent les interactions ioniques, les forces de van der Waals et les liaisons hydrogène.
  • L’effet hydrophobe résulte de la réponse de l’eau aux surfaces apolaires et non d’une liaison attractive élémentaire.
  • L’accumulation d’interactions faibles assure aux structures biologiques une cohésion à la fois importante et réversible.

Fiches connexes

À réviser dans la foulée, sur Liaison chimique.

  • Fiche 01Schéma de Lewis et géométrie des moléculesLiaison chimique
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  • Fiche 04Mésomérie, résonance et aromaticitéLiaison chimique
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