Exercices — Électronégativité, polarité et cohésion

1. L’électronégativité d’un atome traduit sa capacité à attirer vers lui les électrons d’une liaison covalente qu’il partage avec un autre atome.

2. Dans le tableau périodique, l’électronégativité augmente de la gauche vers la droite le long d’une ligne, et du bas vers le haut le long d’une colonne. L’élément le plus électronégatif est donc le fluor F, en haut à droite (les gaz nobles ne sont pas concernés).

3. En appliquant ces règles :

$\text{H} < \text{O} < \text{F}$

Réflexe à retenir : pour situer une électronégativité, place mentalement l’atome dans le tableau et rapproche-toi du fluor — plus on en est proche, plus l’atome est électronégatif.

1. Le chlore est nettement plus électronégatif que l’hydrogène : la liaison est polarisée, les électrons sont attirés vers Cl :

$\overset{\delta^+}{\text{H}}-\overset{\delta^-}{\text{Cl}}$

2. L’oxygène est nettement plus électronégatif que l’hydrogène : la liaison est polarisée :

$\overset{\delta^-}{\text{O}}-\overset{\delta^+}{\text{H}}$

3. Le carbone et l’hydrogène ont des électronégativités très voisines : la liaison $\text{C}-\text{H}$ est considérée comme non polarisée.

Réflexe à retenir : le $\delta^-$ se place toujours sur l’atome le plus électronégatif — et retiens que $\text{C}-\text{H}$ ne compte jamais comme liaison polarisée.

1. Une molécule est polaire si :

• elle possède des liaisons polarisées ;
• et sa géométrie ne compense pas ces polarisations : les « barycentres » des charges partielles positives et négatives ne coïncident pas.

2. Les deux liaisons $\text{O}-\text{H}$ sont polarisées, et comme la molécule est coudée, les effets des deux liaisons ne se compensent pas : le côté de l’oxygène est globalement $\delta^-$, le côté des hydrogènes $\delta^+$. L’eau est donc une molécule polaire.

3. Les deux liaisons $\text{C}=\text{O}$ sont polarisées, mais la molécule est linéaire et symétrique : les deux polarisations, opposées, se compensent exactement. Le $\text{CO}_2$ est donc une molécule apolaire.

Réflexe à retenir : liaisons polarisées ne veut pas dire molécule polaire ! Vérifie toujours la géométrie avant de conclure — c’est le piège classique du chapitre.

1. Dans un solide ionique, la cohésion est assurée par l’interaction électrostatique attractive entre les cations $\text{Na}^+$ et les anions $\text{Cl}^-$, qui s’attirent car ils portent des charges de signes opposés.

2. Le diiode est constitué de molécules $\text{I}_2$ apolaires : la cohésion du solide est assurée par les interactions de van der Waals entre molécules.

3. L’interaction électrostatique entre ions est beaucoup plus intense que les interactions de van der Waals. Il faut donc fournir beaucoup plus d’énergie pour séparer les ions de $\text{NaCl}$ que pour séparer les molécules de $\text{I}_2$ : la température de fusion du solide ionique est bien plus élevée.

Réflexe à retenir : plus les interactions entre entités sont fortes, plus les températures de changement d’état sont élevées — ce lien « cohésion ↔ température de fusion ou d’ébullition » est la clé de tout le chapitre.

1. Une liaison hydrogène s’établit entre :

• un atome d’hydrogène lié à un atome très électronégatif (O, N ou F) ;
• et un doublet non liant porté par un atome très électronégatif (O, N ou F) d’une autre molécule.

2. L’éthanol possède un groupe $\text{O}-\text{H}$ : son atome H, lié à un oxygène, peut former des liaisons hydrogène avec le doublet non liant de l’oxygène d’une molécule voisine. Le méthoxyméthane, lui, n’a que des atomes H liés à des carbones : il ne peut pas former de liaisons hydrogène entre ses molécules (il ne subit que des interactions de van der Waals).

3. Les liaisons hydrogène renforcent fortement la cohésion du liquide : il faut fournir plus d’énergie pour séparer les molécules d’éthanol que celles de méthoxyméthane. La température d’ébullition de l’éthanol est donc nettement plus élevée, alors que les deux espèces ont la même formule brute.

Réflexe à retenir : devant une température d’ébullition « anormalement » élevée, cherche un groupe $\text{O}-\text{H}$ ou $\text{N}-\text{H}$ dans la molécule — c’est la signature des liaisons hydrogène.