Ces molécules sont-elles polaires ou apolaires

Cohésion, dissolution et solubilité · Reconnaître polarité et interactions · niveau 1 (application)

Énoncé

Ces molécules sont-elles polaires ou apolaires ? Justifier en une ligne : $HCl$ (linéaire), $H X_{2} O$ (coudée), $CO X_{2}$ (linéaire), $CH X_{4}$ (tétraédrique), $NH X_{3}$ (pyramidale), $CCl X_{4}$ (tétraédrique). Électronégativités : $χ (H) = 2, 2$ ; $χ (C) = 2, 6$ ; $χ (N) = 3, 0$ ; $χ (O) = 3, 4$ ; $χ (Cl) = 3, 2$ .

Corrigé

$HCl$ : liaison polarisée, molécule diatomique — rien ne peut compenser : polaire.
$H X_{2} O$ : deux liaisons $O - H$ polarisées, géométrie coudée : les deux $δ^{+}$ sont du même côté, ils ne se compensent pas : polaire.
$CO X_{2}$ : liaisons $C = O$ très polarisées, mais géométrie linéaire et symétrique : les deux effets s'annulent : apolaire.
$CH X_{4}$ : liaisons $C - H$ à peine polarisées ( $Δ χ = 0, 4$ ) et géométrie symétrique : apolaire.
$NH X_{3}$ : trois liaisons polarisées et géométrie pyramidale (le doublet non liant brise la symétrie) : polaire.
$CCl X_{4}$ : liaisons nettement polarisées, mais les quatre chlores sont disposés symétriquement autour du carbone : apolaire.

Contrôle : deux conditions sont nécessaires pour qu'une molécule soit polaire — des liaisons polarisées et une géométrie qui ne les compense pas. $CO X_{2}$ et $CCl X_{4}$ montrent que la première ne suffit pas.