De la structure à la polarité d’une entité : Géométrie des entités moléculaires ou ioniques

Géométrie des édifices atomiques

Les doublets d'électrons liants et non liants exercent entre eux des forces électriques répulsives. La géométrie d'une molécule ou d'un ion polyatomique est celle pour laquelle les doublets liants et non liants, de chaque atome s'écartent au maximum les uns des autres.

Molécules polaires et apolaires

Électronégativité

L'électronégativité est une grandeur sans unité qui traduit la capacité d'un atome $\rm A$ à attirer à lui le doublet d'électrons qui le lie à un atome $\rm B$. Elle est notée $χ$. L'atome le plus électronégatif est l'atome de fluor $\mathrm F (\chi = 4,0)$.

Liaison polarisée

L'atome de chlore est plus électronégatif que l'atome d'hydrogène, il porte donc une charge partielle négative tandis que l'atome $\rm H$ porte une charge partielle positive. La liaison entre $\rm H$ et $\rm Cl$ est polarisée car ces deux atomes ont des électronégativités différentes (différence d'électronégativité $> 0,4$).

Définition de la polarité

Une molécule est polaire si les positions moyennes des charges partielles positives et négatives ne sont pas confondues.

Exemple de la molécule d'eau

Légende :

• $\rm \color{green}{G^-}$ : centre géométrique des charges partielles négatives
• $\rm \color{red}{G^+}$ : centre géométrique des charges partielles positives
• $\color{green}{\delta^-}$ : charge partielle négative
• $\color{red}{\delta^+}$ : charge partielle positive

Une molécule est apolaire si les centres $\rm G^+$ et $\rm G^-$ sont confondus.

Exemple de la molécule de dioxyde de carbone

EN RÉSUMÉ

Objectif

Connaître la structure de l'atome, les notions de numéro atomique et de masse, et comprendre la différence entre isotopes, ions et atomes neutres.

Pourquoi c'est important ?

• Comprendre la structure des atomes permet d'expliquer la classification périodique.
• Base pour comprendre liaisons chimiques, réactions, propriétés physiques.
• Indispensable en chimie, physique, biologie moléculaire.

Petit rappel

• L'atome est la plus petite unité d'un élément chimique, conservant ses propriétés.
• Il est constitué :
  • D'un noyau (protons + neutrons)
  • D'électrons gravitant autour dans des couches électroniques.

🏗️ Les étapes pour assurer

1. Numéro atomique $Z$

• Définition : nombre de protons dans le noyau.
• Identifie l'élément chimique (ex : $Z = 6$ → carbone)
• Dans un atome neutre : nombre d'électrons = $Z$

2. Numéro de masse $A$

Définition : nombre total de protons + neutrons dans le noyau.

$$A = Z + N$$

Où $N$ est le nombre de neutrons.

3. Isotopes

Atomes d'un même élément ($Z$ identique) mais avec nombre de neutrons différent ($A$ différent).

4. Ions

• Particules ayant perdu ou gagné des électrons.
• Cation : perte d'électrons → charge positive.
• Anion : gain d'électrons → charge négative.

5. Écriture symbolique

$${}^A_Z X$$

• $X$ : symbole chimique
• $A$ : numéro de masse
• $Z$ : numéro atomique

Exemple 

Le carbone 14

$${}^{14}_6 C$$

• $X$ : C = carbone
• $A = 14$ : numéro de masse
• $Z = 6$ : numéro atomique → 6 protons et $14 - 6 = 8$ neutrons

❌ On évite absolument

• Bien distinguer $Z$ (protons) et $A$ (protons + neutrons).
• Se rappeler qu'un atome neutre a autant d'électrons que de protons.
• Identifier isotopes et ions à partir de $Z$ et $A$.

✅ On valide

• Toujours équilibrer les atomes puis les charges.
• Vérifier que le nombre d'électrons perdus = nombre d'électrons gagnés.
• Adapter la méthode au milieu (acide ou basique).

Le petit + à retenir