Chapitre 4 – Électronégativité, polarité et solubilité

Thème 1 : Constitution et transformations de la matière | Physique-Chimie | Première générale (spécialité)

Dernière mise à jour : 22 juin 2026, 17:30

Objectifs du chapitre :

Définir l'électronégativité et décrire son évolution dans le tableau périodique
Distinguer liaison polarisée / apolaire et molécule polaire / apolaire
Relier polarité et interactions intermoléculaires à la solubilité d'une espèce
Expliquer la dissolution et le principe d'une extraction par solvant (« les semblables dissolvent les semblables »)

Situation. Quand on verse du sel ou du sucre dans un verre d'eau, ils disparaissent ; mais une goutte d'huile, elle, reste à la surface et ne se mélange pas. Pourquoi l'eau dissout-elle certaines espèces et pas d'autres ? La réponse tient à une propriété des atomes : leur capacité à attirer les électrons.

1. L'électronégativité d'un élément

Définition L'électronégativité d'un élément est sa tendance à attirer vers lui les électrons d'une liaison chimique qu'il partage avec un autre atome. C'est une grandeur sans unité, d'autant plus grande que l'attraction est forte.

Évolution dans le tableau périodique L'électronégativité augmente de gauche à droite sur une période et du bas vers le haut dans une colonne. Le fluor (F) est l'élément le plus électronégatif ; viennent ensuite O, N, Cl… Les métaux (à gauche) sont peu électronégatifs.

Quelques valeurs (échelle de Pauling). L'électronégativité se range sur une échelle sans unité. Pour quelques éléments courants :

Élément	H	C	N	Cl	O	F
Électronégativité	2,2	2,5	3,0	3,2	3,4	4,0

Ces valeurs ne sont pas à connaître par cœur : on les lit dans un tableau quand il en est fourni. Ce qui compte, c'est de savoir comparer deux éléments grâce au sens d'évolution.

Méthode — comparer l'électronégativité de deux éléments

Si une échelle de valeurs est donnée : comparer directement les deux nombres (le plus grand = le plus électronégatif).
Sinon, situer les deux éléments dans la classification : l'électronégativité augmente vers la droite sur une ligne et vers le haut dans une colonne.
Le plus électronégatif est celui qui se trouve le plus en haut à droite (hors gaz nobles).

Exemple travaillé. Comparons C et O. Ils sont sur la même ligne (2ᵉ période), O est plus à droite que C : O est plus électronégatif que C (3,4 contre 2,5). Dans une liaison \(C=O\), l'oxygène attire donc davantage les électrons : il portera la charge \(\delta^-\).

Mini-exercice 1. Entre le sodium (Na, colonne 1) et le chlore (Cl, colonne 17), même période, lequel est le plus électronégatif ?

Sur une même période, l'électronégativité augmente vers la droite : le chlore est plus électronégatif que le sodium. C'est pourquoi, dans NaCl, Cl attire fortement l'électron de Na.

2. Liaison polarisée et molécule polaire

Définition — liaison polarisée Quand deux atomes liés ont des électronégativités différentes, l'atome le plus électronégatif attire davantage le doublet de liaison : il porte une charge partielle négative \(\delta^-\), l'autre une charge partielle positive \(\delta^+\). La liaison est dite polarisée. Si les deux atomes sont identiques (ex. \(H-H\), \(O=O\)), la liaison est apolaire.

Définition — molécule polaire Une molécule est polaire si, en raison de ses liaisons polarisées et de sa géométrie, les charges \(\delta^+\) et \(\delta^-\) ne se compensent pas (il existe un côté plutôt positif et un côté plutôt négatif). Elle est apolaire si les effets des liaisons se compensent par symétrie.

Exemple — la géométrie change tout.

\(CO_2\) : molécule linéaire et symétrique \(O=C=O\). Les deux liaisons sont polarisées mais leurs effets, opposés, se compensent → molécule apolaire.
\(H_2O\) : molécule coudée. Les deux liaisons O–H polarisées ne s'opposent pas : leurs effets s'additionnent → molécule polaire.
\(CH_4\) apolaire (symétrique), \(NH_3\) polaire (pyramidale, non symétrique).

Mini-exercice 2. Classe les liaisons suivantes en « polarisée » ou « apolaire » : (a) C–H, (b) O–H, (c) la liaison dans \(Cl_2\).

(a) C–H : faible différence d'électronégativité → très peu polarisée (considérée apolaire). (b) O–H : O beaucoup plus électronégatif que H → polarisée (\(\delta^-\) sur O, \(\delta^+\) sur H). (c) \(Cl_2\) : deux atomes identiques → apolaire.

Exemple travaillé — la molécule de chlorométhane \(CH_3Cl\) est-elle polaire ?

Liaisons polarisées ? La liaison \(C-Cl\) l'est nettement (Cl bien plus électronégatif que C : \(\delta^-\) sur Cl) ; les liaisons \(C-H\) sont quasi apolaires.
Géométrie : le carbone central a 4 directions de liaison → molécule tétraédrique. Les trois \(C-H\) et la liaison \(C-Cl\) ne sont pas disposées symétriquement (un seul Cl).
Conclusion : rien ne compense la liaison \(C-Cl\) polarisée → la molécule est polaire (côté Cl plutôt \(\delta^-\)).

Mini-exercice 3. Le tétrachlorure de carbone \(CCl_4\) est tétraédrique (4 liaisons \(C-Cl\) identiques, réparties symétriquement). Ses liaisons sont polarisées : la molécule est-elle polaire ou apolaire ?

Les 4 liaisons \(C-Cl\) sont polarisées, mais elles sont réparties symétriquement autour du carbone (tétraèdre) : leurs effets se compensent. La molécule \(CCl_4\) est donc apolaire, comme \(CH_4\) et \(CO_2\). C'est la symétrie qui décide, pas le nombre de liaisons polarisées.

3. Les interactions intermoléculaires

Définition Entre les molécules s'exercent des forces attractives appelées interactions intermoléculaires :

Interactions de Van der Waals : présentes entre toutes les molécules (polaires comme apolaires) ; relativement faibles.
Liaison hydrogène : se forme lorsqu'un atome d'hydrogène est lié à un atome très électronégatif (O, N ou F) et qu'il interagit avec un O, N ou F voisin. C'est l'interaction la plus forte des deux.

Conséquence : températures de changement d'état Plus les interactions intermoléculaires sont fortes, plus il faut d'énergie pour séparer les molécules : les températures d'ébullition et de fusion sont élevées. C'est grâce aux nombreuses liaisons hydrogène que l'eau (\(M=18\) g/mol) est liquide à température ambiante, alors que le dioxyde de carbone (\(M=44\) g/mol), apolaire, est un gaz.

Méthode — la molécule est-elle polaire ?

Repérer les liaisons polarisées (différence d'électronégativité entre atomes liés).
Si aucune liaison n'est polarisée → molécule apolaire.
S'il y a des liaisons polarisées, examiner la géométrie : sont-elles disposées symétriquement ?
Symétrie qui compense les effets → apolaire (ex. \(CO_2\), \(CH_4\)). Sinon → polaire (ex. \(H_2O\), \(NH_3\)).

4. Polarité et solubilité

« Les semblables dissolvent les semblables »

Un solvant polaire (comme l'eau) dissout bien les espèces polaires et les composés ioniques (sel, sucre).
Un solvant apolaire (huile, cyclohexane) dissout bien les espèces apolaires (graisses, huiles).

Une espèce qui se dissout dans l'eau est dite hydrophile ; une espèce qui la fuit est hydrophobe.

Exemple — pourquoi le sel se dissout dans l'eau mais pas dans l'huile. Le sel \(Na^+Cl^-\) est ionique. Dans l'eau (solvant polaire), les molécules d'eau orientent leur \(\delta^-\) (sur O) vers \(Na^+\) et leur \(\delta^+\) (sur H) vers \(Cl^-\) : les ions sont entourés et arrachés du cristal → le sel se dissout. Dans l'huile (apolaire), aucune charge partielle ne peut stabiliser les ions : le sel ne se dissout pas.

Exemple — le savon nettoie les graisses. Une molécule de savon possède une « tête » hydrophile (qui aime l'eau) et une « queue » hydrophobe (qui aime les graisses apolaires). La queue s'accroche à la tache de graisse, la tête reste dans l'eau : la graisse est emportée par rinçage.

Mini-exercice 4. Le diiode \(I_2\) est une molécule apolaire. Se dissoudra-t-il mieux dans l'eau ou dans le cyclohexane (apolaire) ?

« Les semblables dissolvent les semblables » : \(I_2\) apolaire se dissout mieux dans le cyclohexane (solvant apolaire) que dans l'eau (solvant polaire).

Application : l'extraction par solvant Pour récupérer une espèce dissoute dans un mélange, on utilise un solvant extracteur qui :

dissout très bien l'espèce à extraire (solvant de polarité « semblable » à celle de l'espèce) ;
n'est pas miscible avec le solvant de départ (les deux liquides forment deux phases séparées) ;
est facile à séparer ensuite (différence de densité, évaporation).

On agite le mélange dans une ampoule à décanter : l'espèce passe dans le solvant où elle est la plus soluble, puis on récupère la phase voulue.

Mini-exercice 5. Le diiode \(I_2\) est dissous dans de l'eau (solution jaune pâle). On ajoute du cyclohexane (apolaire, non miscible à l'eau) et on agite. Dans quelle phase le diiode va-t-il majoritairement passer ?

\(I_2\) est apolaire : il est bien plus soluble dans le cyclohexane (apolaire) que dans l'eau. Après agitation et décantation, le diiode passe dans la phase organique (cyclohexane), qui se colore en violet. C'est une extraction par solvant.

Erreurs fréquentes

❌ « Une molécule avec des liaisons polarisées est forcément polaire. » → ✅ Faux : il faut aussi tenir compte de la géométrie. \(CO_2\) a des liaisons polarisées mais est apolaire (symétrie).
❌ « L'électronégativité a une unité. » → ✅ C'est une grandeur sans unité.
❌ « La liaison hydrogène est une liaison covalente classique. » → ✅ C'est une interaction entre molécules, plus faible qu'une liaison covalente.
❌ « Tout se dissout dans l'eau. » → ✅ Seules les espèces polaires ou ioniques s'y dissolvent bien ; les graisses (apolaires) non.

À retenir

Électronégativité : tendance à attirer les électrons d'une liaison ; augmente vers la droite et vers le haut du tableau (F le plus électronégatif).
Liaison polarisée si différence d'électronégativité (\(\delta^+\)/\(\delta^-\)) ; apolaire entre atomes identiques.
Molécule polaire = liaisons polarisées + géométrie non symétrique (\(H_2O\), \(NH_3\)) ; apolaire si symétrie (\(CO_2\), \(CH_4\)).
Interactions intermoléculaires : Van der Waals (toutes) et liaison hydrogène (H–O/N/F, plus forte) → influent sur les températures de changement d'état.
Solubilité : les semblables dissolvent les semblables (eau dissout polaire/ionique ; solvant apolaire dissout apolaire).
Extraction par solvant : on choisit un solvant non miscible où l'espèce est la plus soluble, on agite dans l'ampoule à décanter et on sépare les deux phases.