La polarité d'une liaison et d'une molécule est liée à la répartition des électrons autour des atomes.Si cette distribution est symétrique, la molécule sera non polaire, mais si elle est asymétrique, et l'une des parties de la molécule a une densité électronique plus élevée, donc c'est une molécule polaire.
La polarité des molécules peut être visualisée lorsque leur substance constitutive est soumise à un champ électrique externe. Si les molécules s'orientent en présence de ce champ, c'est-à-dire que si une partie est attirée par le pôle positif et que l'autre partie de la molécule est attirée par le pôle négatif, alors, ils sont polaires. Sinon, s'ils ne s'orientent pas, ils sont non polaires.
Par exemple, lorsque vous frottez beaucoup un bâton de verre avec une flanelle, il se charge positivement. Si nous l'approchons d'un jet d'eau tombant d'un robinet, nous verrons que l'eau ne continuera pas à tomber dans une trajectoire verticale droite, mais sera attirée par le bâton, subissant une déviation. Cela montre que l'eau est polaire. Mais si nous faisons cette même expérience avec un filet d'huile, il ne déviera pas de sa trajectoire, montrant que ses molécules sont apolaires.
En analysant les structures des molécules, nous pouvons déterminer si elles sont polaires ou non, en tenant compte de deux facteurs importants: la différence d'électronégativité entre les atomes et la géométrie de la molécule.
1er) Electronégativité entre atomes :
Si la molécule est formée par des liaisons entre les atomes des mêmes éléments chimiques, c'est-à-dire s'il s'agit de substances simples telles que O2, H2, non2, Cℓ2, P4, S8, etc., ils seront non polaires, car il n'y a pas de différence d'électronégativité entre leurs atomes.
La seule exception est la molécule d'ozone (O3), que l'on verra plus loin.
Si la molécule est diatomique et formée d'éléments d'électronégativités différentes, alors la molécule sera polaire. Exemples: HCℓ, HF, HBr et HI.
2e) Géométrie de la molécule :
La géométrie de la molécule affecte la façon dont les électrons y seront distribués et, par conséquent, sa polarité. Si la molécule est composée de trois atomes ou plus, nous devrons analyser chaque liaison qui est faite et la géométrie de la molécule. Voir un exemple: CO2 – molécule linéaire :
δ- δ+ δ-
O = C = O
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Notez que l'oxygène est plus électronégatif que le carbone, donc les électrons de liaison sont plus attirés par l'oxygène. Une charge négative partielle s'y forme (δ-), tandis que dans le carbone se forme une charge positive partielle (δ+). La multiplication de la distance entre les noyaux des atomes liés à ces charges en module (c'est-à-dire seul le nombre sans signe plus ou moins) s'appelle moment dipolaire et est représenté par μ.
= d. |δ|
Ce moment dipolaire est indiqué par des flèches pointant dans la direction de l'élément le plus électronégatif, qui attire les électrons: O C → O. Cela montre que cette quantité est un vecteur (une quantité qui a une magnitude ou une intensité, une direction et une direction). Par conséquent, il est mieux représenté par: 
.
En additionnant tous les vecteurs, nous trouvons le moment dipolaire résultant, 
, qui dans ce cas était égal à zéro car les deux moments dipolaires ont des valeurs égales, mais vont dans des directions opposées, s'annulant.
Lorsque le vecteur moment dipolaire résultant est égal à zéro, la molécule est non polaire, mais si elle est non nulle, elle sera polaire.
Par conséquent, dans le cas de la molécule de CO2, elle est apolaire.
Regardons maintenant un autre exemple: H2O - géométrie angulaire (car l'oxygène a deux paires d'électrons disponibles au niveau le plus externe, qui repoussent les électrons des liaisons avec les hydrogènes):
Les électrons sont attirés par l'oxygène. Mais, dans ce cas, les vecteurs ne s'annulent pas, car la géométrie moléculaire de l'eau est angulaire, puisque ses directions ne sont pas opposés, ce qui donne un vecteur moment dipolaire résultant non nul, et donc la molécule d'eau est polaire.
Voir plus d'exemples dans le tableau ci-dessous :
Par Jennifer Fogaça
Diplômé en Chimie
