Relation entre structure Et propriétés des Molécules

Terminale S - AP7
1) Electronégativité et polarisation de liaisons
Q1/ Quel est l’élément chimique d’électronégativité la plus faible ? La plus forte ?
Q2/ Comment évolue l’électronégativité lorsqu’on se déplace le long d’une période ? Le long d’une colonne ?
Q3/ Expliquer pourquoi les gaz rares (nobles, inertes) n’ont pas de valeur d’électronégativité.
Document 1 : L’électronégativité de Pauling
Au début du XXème siècle, Gilbert Lewis publia ses travaux sur la structure
électronique des atomes et des molécules. Linus Pauling, chimiste
américain, très influencé par ces découvertes, s’intéressa alors au lien
entre la structure d’une molécule et ses propriétés physico-chimiques.
Ses recherches l’amenèrent à s’interroger sur les propriétés de certaines
espèces moléculaires, qualifiées de « polaires » : pourquoi sont-elles
attirées ou repoussées par des charges électriques ? Pourquoi sont-elles
particulièrement solubles dans certains solvants ? Pourquoi ont-elles des
températures de fusion et d’ébullition si élevées ?
Dans son ouvrage The Nature of the Chemical Bond publié en 1939, Pauling développe la notion
d’électronégativité, grandeur sans dimension, qui traduit la tendance d’un atome à attirer à lui les électrons de
la liaison dans laquelle il est engagé. L’électronégativité évolue selon la position des éléments chimiques dans la
classification périodique :
Relation entre structure
Et propriétés des Molécules

Q4/ Calculer la différence d’électronégativité entre le sodium et le fluor. Quel est le type de liaison dans NaF(s) ?
Q5/ On rappelle qu’une molécule présente un caractère dipolaire lorsque le barycentre des charges positives ne
coïncide pas avec celui des charges négatives. Ce caractère dépend de la polarité des liaisons mais aussi de la
géométrie des molécules. En vous aidant de l’annexe « géométrie des molécules », dire si les molécules suivantes
sont polaires (justifier) : Cl2 ; HCl ; CCl4 ; H2O ; CO2 ; NH3
2) représentation de lewis des molécules :
Q6/ Déterminer combien de doublet liants ou non liants entourent les atomes suivants (expliquer votre
raisonnement) : H , C , N , O , Cl
Q7/ Donner la représentation de Lewis des espèces chargées suivantes :
H+ ; H- ; HO- ; H3C—CH2+ ; H3C—CO2- ; Br- ; H3CO- ; NH2-
Document 2 : Polarisation d’une liaison
La différence d’électronégativité entre deux atomes s’avère être la grandeur la plus pertinente pour prédire la
polarisation d’une liaison. Pauling s’est intéressé particulièrement à deux types de liaisons :
 Dans une liaison apolaire (non polarisée), les électrons sont mis en commun et équitablement répartis entre
deux atomes (cas de deux atomes identiques ou ayant une différence d’électronégativité faible, inférieure à 0,3)
 Dans une liaison ionique, les électrons sont transférés d’un atome à l’autre (cas de deux atomes ayant une
différence d’électronégativité très forte, supérieure à 2,0). Dans ce cas, les deux atomes deviennent des ions.
Pauling a montré que ces deux types de liaisons sont en réalités des cas « limites » et que la plupart des liaisons
sont en fait un mélange de liaison covalente « pure » et de liaison ionique « pure ». On parle de liaison covalente
polarisée entre deux atomes A et B, lorsqu’elle relie deux atomes ayant une différence d’électronégativité
moyenne à forte. Le doublet d’électrons mis en commun n’est alors pas réparti de manière symétrique entre les
deux atomes : - L’atome le plus électronégatif A porte un excès de charge négative, noté δ-
- L’atome le moins électronégatif B porte un défaut de charge négative, noté δ+
Les charges δ- (delta -) et δ+ (delta +) sont des charges « partielles », fractions de la charge électrique
élémentaire e (e = 1,6.10-19C).
A B
δ- δ+
+
Document 3 : Le modèle de Lewis
Dans la représentation de Lewis d’une espèce chimique, les atomes usuels vérifient la règle de l’octet (ou duet)
en s’entourant d’un ou de quatre doublets d’électrons.
 Si l’atome ne porte pas de charge :
La répartition des doublets liants et non liants autour de cet atome peut être déterminée à partir de
l’analyse de la structure électronique.
 Si l’atome porte une charge, la répartition est différente :
- Un atome qui perd un doublet liant et gagne un doublet non liant porte une charge entière négative,
symbolisée par ϴ
- Un atome qui perd un doublet non liant et gagne un doublet liant porte une charge entière positive,
symbolisée par : 
- Les atomes C et H peuvent perdre un doublet liant. Ils portent alors une charge entière positive,
symbolisée par : 
Exemple des ions Cl- et NH4+ : Cl
ϴ

Géométrie de quelques molécules simples
Les doublets liants (nl) et non liants (nn.l.) se répartissent autour de l’atome central de sorte à être le plus loin les uns des autres pour minimiser leur répulsion
nl + nn.l.
(atome
central)
Répartition
géométrique
des doublets
Géométrie de
la molécule
Type (X = Atome ; E = doublet non liant)
Exemple
Modèle moléculaire
Représentation de
Cram
2
Alignés
Linéaire
AX2
CO2
C OO
3
Triangulaire
Trigonale
COCl2
C
O
ClCl
4
Tétraèdrique
Tétraédrique
AX4
CH4
C
H
H
H
H
Pyramidale
AX3E
NH3
NHHH
Coudée AX2E2
H2O
O
H
H