Pour aller plus loin. Le moment dipolaire d'une liaison polarisée vaut…

Exercice supplémentaire · niveau 3 (difficile) · chimie (première), chapitre 6 — Schémas de Lewis, géométrie et polarité · Quantifier la polarité

Énoncé

Pour aller plus loin. Le moment dipolaire d'une liaison polarisée vaut $μ = δ \cdot e \cdot d$ , où $δ$ est la fraction de charge portée, $e$ la charge élémentaire et $d$ la longueur de la liaison. On l'exprime souvent en debye ( $1$ D $= 3, 336 \times 1 0^{- 30}$ C $\cdot$ m). Pour $HCl$ : $δ = 0, 18$ , $d = 127$ pm, $e = 1, 602 \times 1 0^{- 19}$ C. Calculer $μ$ en C $\cdot$ m puis en debye, et comparer à la valeur expérimentale $1, 08$ D.

Corrigé

$μ = 0, 18 \times 1, 602 \times 1 0^{- 19} \times 127 \times 1 0^{- 12} = 3, 66 \times 1 0^{- 30} C \cdot m .$

$μ = \frac{3 , 66 \times 1 0 ^{- 30}}{3 , 336 \times 1 0 ^{- 30}} = 1, 10 D .$

Comparaison : $1, 10$ D contre $1, 08$ D mesurés — un écart de $2 %$ . L'accord est excellent, et pour cause : la valeur $δ = 0, 18$ a précisément été déduite de la mesure. L'exercice fait le chemin inverse.

Piège d'unités : $1$ pm $= 1 0^{- 12}$ m. Confondre picomètre et nanomètre multiplierait le résultat par mille — et donnerait un moment dipolaire mille fois trop grand, invraisemblable au premier coup d'œil.

Ce que le calcul quantifie : $δ = 0, 18$ signifie que le chlore a attiré à lui $18 %$ d'un électron, pas un électron entier. La liaison est polarisée, elle n'est pas ionique.

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