Polarité et eau

L'eau (18 g/mol) bout à 100 °C. Le méthane (16 g/mol), presque aussi lourd, bout vers −161.5 °C.

Frotte un peigne en plastique sur tes cheveux et approche-le d'un mince filet d'eau du robinet. Le filet se courbe vers le peigne. Essaie avec un filet d'huile de cuisine : il ne se passe presque rien. Les molécules d'eau ont une extrémité positive et une extrémité négative, et le peigne chargé les attire. Cette répartition inégale des charges s'appelle la polarité, et elle explique en grande partie pourquoi l'eau se comporte si différemment des autres petites molécules.

Liaisons polarisées

Dans une liaison covalente entre deux atomes différents, l'atome le plus électronégatif attire davantage le doublet partagé. L'électronégativité de l'oxygène vaut 3.44 et celle de l'hydrogène 2.20, donc dans chaque liaison O-H, les électrons passent plus de temps près de l'oxygène. L'oxygène porte une petite charge négative, notée δ−, et chaque hydrogène une petite charge positive, δ+. La liaison est polarisée. Les liaisons entre atomes identiques, comme dans H₂, O₂ ou Cl₂, ont une différence nulle et ne sont pas polarisées. Une liaison C-H, avec une différence de 0.35, est en général considérée comme presque non polarisée.

La forme décide si une molécule est polaire

Une molécule peut avoir des liaisons polarisées et être apolaire dans son ensemble. Le dioxyde de carbone a deux liaisons C=O très polarisées, mais la molécule est une ligne droite : les deux attractions pointent dans des directions exactement opposées et s'annulent, comme deux équipes de même force au tir à la corde. Les quatre liaisons légèrement polarisées du méthane pointent vers les sommets d'un tétraèdre et s'annulent aussi. L'eau est coudée. Ses deux attractions O-H pointent toutes deux en partie vers l'oxygène et ne s'annulent pas : la molécule entière a un côté négatif du côté de l'oxygène et un côté positif entre les hydrogènes. L'ammoniac, pyramidal, est polaire pour la même raison.

Liaisons hydrogène

L'hydrogène δ+ d'une molécule d'eau est attiré par un doublet non liant de l'oxygène d'une molécule voisine. Cette attraction entre molécules s'appelle une liaison hydrogène. Elle est bien plus faible que la liaison covalente O-H à l'intérieur de la molécule, mais chaque molécule d'eau peut en former plusieurs, et ensemble elles maintiennent solidement l'eau liquide. Pour faire bouillir l'eau, il faut rompre ce réseau. C'est pourquoi l'eau bout à 100 °C, alors que le méthane, de masse presque identique mais apolaire, bout vers −161.5 °C.

Les liaisons hydrogène expliquent aussi pourquoi la glace flotte. Quand l'eau gèle, chaque molécule se bloque dans quatre liaisons hydrogène orientées selon les directions tétraédriques de l'oxygène, ce qui construit une structure ouverte, pleine de vides. La glace est donc moins dense que l'eau liquide : environ 0.92 g/cm³ contre environ 1.00 g/cm³. Les lacs gèlent par le dessus, et la couche de glace isole l'eau en dessous.

La polarité décide aussi de ce qui se dissout dans quoi. L'eau, polaire, dissout le sel et le sucre, dont les ions et les groupes polaires sont attirés par les molécules d'eau. L'huile est faite de longues chaînes de carbone et d'hydrogène, presque apolaires : les molécules d'eau s'attirent entre elles plutôt que de s'accrocher à l'huile, et les deux se séparent. Les chimistes résument cela par « qui se ressemble s'assemble ».

Les différences d'électronégativité forment une échelle approximative d'un type de liaison à l'autre. Une différence nulle, comme dans Cl-Cl, donne une liaison covalente pure. Les petites différences, comme 0.35 pour C-H, sont presque non polarisées. Les différences moyennes, comme 1.24 pour O-H, donnent des liaisons covalentes polarisées. À partir d'environ 2, comme 2.23 pour Na-Cl, l'électron change en pratique de propriétaire et la liaison est dite ionique. Les liaisons glissent le long de cette échelle au lieu de sauter d'une case à l'autre, si bien que les étiquettes près des limites relèvent en partie de la convention.