1. Liaisons covalentes polaires:
* électronégativité: Lorsque deux atomes avec des valeurs d'électronégativité différentes forment une liaison, plus l'atome électronégatif attire plus fortement les électrons partagés. Cela crée une charge négative partielle (Δ-) sur l'atome plus électronégatif et une charge positive partielle (Δ +) sur l'atome moins électronégatif.
* Exemple: Dans une molécule d'eau (H₂O), l'oxygène est plus électronégatif que l'hydrogène. Cela signifie que l'atome d'oxygène rapproche les électrons partagés de lui-même, ce qui rend l'extrémité à l'oxygène de la molécule légèrement négative et l'hydrogène se termine légèrement positif.
2. Géométrie moléculaire:
* forme asymétrique: Même si les liaisons individuelles dans une molécule sont non polaires (partage égal d'électrons), la molécule peut toujours avoir un moment dipolaire si la molécule a une forme asymétrique. En effet, les frais partiels des obligations individuelles ne s'annulent pas mutuellement.
* Exemple: Le dioxyde de carbone (CO₂) a deux liaisons polaires (C =O), mais la molécule est linéaire. Les moments dipolaires des deux liaisons s'annulent, ce qui rend la molécule non polaire. Cependant, l'eau a une forme pliée. Les deux liaisons polaires ne s'annulent pas, ce qui entraîne un moment dipolaire net pour toute la molécule d'eau.
en résumé:
* liaisons covalentes polaires: La différence d'électronégativité entre les atomes crée des charges partielles.
* forme asymétrique: Non-concilation de dipôles de liaisons individuels en raison de la distribution inégale de la densité électronique.
Ces deux facteurs contribuent au développement d'un moment dipolaire au sein d'une molécule. Ce moment dipolaire peut avoir des impacts significatifs sur les propriétés de la molécule, y compris sa solubilité, son point d'ébullition et l'interaction avec d'autres molécules.
