Pense à une fois où tu es allé au cinéma et où tu as commandé un sac de pop-corn à partager avec un ami. Bien que tu essaies de manger la même quantité de pop-corn, ce n'est jamais un partage égal car une personne finit par manger plus de pop-corn que l'autre ! Il se passe quelque chose de similaire entre les atomes d'une molécule. Il y a toujours un atome qui a "plus faim" d'électrons et qui les attire à lui.
Cet atome sera considéré comme plus électronégatif que les autres atomes de la molécule !
Dans ce résumé de cours, nous allons découvrir l'électronégativité.
- Ce résumé de cours porte sur l'électronégativité, qui relève de la liaison en physique chimie.
- Tout d'abord, nous allons définir l'électronégativité et examiner les facteurs qui l'affectent.
- Ensuite, nous examinerons les tendances de l'électronégativité dans le tableau périodique.
- Ensuite, nous examinerons l'électronégativité et la liaison.
Nous ferons ensuite le lien entre l'électronégativité et la polarisation des liaisons.
Enfin, nous examinerons la formule de l'électronégativité.
Électronégativité : cours
L'électronégativité est la capacité d'un atome à attirer à lui la paire d'électrons de liaison dans une liaison covalente. C'est pourquoi ses valeurs peuvent être utilisées par les chimistes afin de prédire si les liaisons entre différents types d'atomes sont polaires, non polaires ou ioniques. De nombreux facteurs affectent l'électronégativité au sein des atomes ; il existe également des tendances qui relient les éléments du tableau périodique à l'électronégativité.
L'électronégativité est le pouvoir et la capacité d'un atome à attirer et à tirer vers lui une paire d'électrons dans une liaison covalente.
Les origines de l'électronégativité
Examinons quelques facteurs qui ont un impact sur l'électronégativité.
Rayon atomique
La distance entre les électrons extérieurs de la couche la plus externe et le noyau est appelée rayon atomique.
Plus la distance entre les électrons extérieurs négatifs et le noyau positif est courte, plus l'attraction entre eux est forte. Cela signifie que si les électrons sont plus éloignés du noyau, l'attraction sera plus faible. Par conséquent, si tu diminues le rayon atomique, l'électronégativité augmente.
Charge nucléaire
La charge nucléaire est également connue comme le nombre de protons dans le noyau.
Les électrons chargés négativement et les protons chargés positivement sont attirés les uns par les autres. C'est pourquoi, si le nombre de protons augmente, l'attraction nucléaire vers les électrons extérieurs augmente également.
Attention ! Ne confonds pas la charge nucléaire avec un élément ou un composé ayant une charge.
Blindage
Si tu augmentes le nombre de sous-couches et de couches internes d'un atome, l'électronégativité diminue. En effet, les électrons des couches internes "protègent" les électrons externes de l'attraction du noyau, ce qui fait que l'attraction entre les électrons externes et le noyau diminue. Par conséquent, l'ajout de sous-couches et de couches internes supplémentaires fait que les électrons externes sont moins attirés par le noyau.
Électronégativité et stabilité
La stabilité des structures électroniques est également influencée par l'électronégativité. L'électronégativité d'un élément peut être déterminée par sa position dans le tableau périodique des éléments. Il existe en effet un lien entre la période et l'électronégativité.
Électronégativité : Tableau périodique
Examinons quelques tendances de base de l'électronégativité, qui se vérifient généralement dans le tableau périodique.
Électronégativité vers le bas d'un groupe
L'électronégativité diminue en descendant dans un groupe du tableau périodique. La charge nucléaire augmente à mesure que des protons sont ajoutés au noyau. Cependant, l'effet de blindage est également accru car il y a une enveloppe électronique remplie supplémentaire dans chaque élément en descendant dans le groupe. Le rayon atomique de l'atome augmente au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe, car on ajoute plus de couches d'électrons, ce qui rend l'atome plus grand. Cela entraîne une augmentation de la distance entre le noyau et les électrons les plus éloignés, ce qui signifie que la force d'attraction entre eux est plus faible.
Électronégativité à travers une période
Au fur et à mesure que tu traverses une période du tableau périodique, l'électronégativité augmente. La charge nucléaire augmente car le nombre de protons dans le noyau augmente. Cependant, le blindage reste constant car aucune nouvelle couche n'est ajoutée aux atomes, et les électrons sont ajoutés à la même couche à chaque fois. En conséquence, le rayon atomique diminue parce que l'enveloppe la plus externe est rapprochée du noyau, de sorte que la distance entre le noyau et les électrons les plus externes diminue. Il en résulte une attraction plus forte pour la paire d'électrons de liaison.
Fig.1-Diagramme montrant les tendances de l'electronegativite dans le tableau periodique.
L'échelle de Pauling
L'échelle de Pauling est une échelle numérique d'électronégativités qui peut être utilisée pour prédire le pourcentage de caractère ionique ou covalent d'une liaison chimique.
L'échelle de Pauling va de \( 0 \) à \( 4 \) .
- Les halogènes sont les éléments les plus électronégatifs du tableau périodique, le fluor étant l'élément le plus électronégatif de tous, avec une valeur de \( 4,0 \) .
- Les éléments les moins électronégatifs ont une valeur d'environ \( 0,7 \) ; il s'agit du césium et du francium.
Les liaisons covalentes simples peuvent être formées par le partage d'une paire d'électrons entre deux atomes.
Les gaz diatomiques et les molécules telles que \( H_2, Cl_2 \space et \space O_2 \) sont des exemples de molécules constituées d'un seul élément. Les molécules composées d'un seul élément contiennent des liaisons purement covalentes. Dans ces molécules, la différence d'électronégativité est nulle puisque les deux atomes ont la même valeur d'électronégativité et, par conséquent, le partage de la densité électronique est égal entre les deux atomes. Cela signifie que l'attraction vers la paire d'électrons de liaison est égale, ce qui donne lieu à une liaison covalente non polaire.
Fig.2- Électronégativité dans le tableau périodique
Toutefois, lorsque des atomes ayant des électronégativités différentes forment une molécule, le partage de la densité électronique n'est pas égal entre les atomes. Il en résulte la formation d'une liaison covalente polaire. Dans ce cas, l'atome le plus électronégatif (l'atome ayant la valeur la plus élevée sur l'échelle de Pauling) attire la paire d'électrons de liaison vers lui. De ce fait, des charges partielles apparaissent sur la molécule, puisque l'atome le plus électronégatif gagne une charge négative partielle, tandis que l'atome le moins électronégatif gagne une charge positive partielle.
Une liaison ionique est formée lorsqu'un atome transfère complètement ses électrons à un autre atome qui en gagne. Cela se produit lorsqu'il existe une différence suffisamment importante entre les valeurs d'électronégativité des deux atomes d'une molécule ; l'atome le moins électronégatif transfère son ou ses électrons à l'atome le plus électronégatif. L'atome qui perd son ou ses électrons devient un cation, qui est une espèce chargée positivement, tandis que l'atome qui gagne son ou ses électrons devient un anion, qui est une espèce chargée négativement. Des composés tels que l'oxyde de magnésium \( MgO \) , le chlorure de sodium \( NaCl \) et le fluorure de calcium \( CaF_2 \) en sont des exemples.
Comment calculer l'électronégativité d'un atome ?
En général, si la différence d'électronégativité est supérieure à \( 2,0 \) , la liaison est probablement ionique. Si la différence est inférieure à \( 0,5 \) , la liaison sera une liaison covalente non polaire. Si la différence d'électronégativité est comprise entre \( 0,5 \) et \( 1,9 \) , la liaison sera une liaison covalente polaire.
| Différence d'électronégativité | Type de liaison |
> \( 2,0 \) | ionique |
\( 0,5 \) à \( 1,9 \) | covalente polaire |
< \( 0,5 \) | covalent pur (non polaire) |
Il est important de se rappeler que la liaison est un spectre, et que certaines limites ne sont pas clairement définies. Certaines sources affirment qu'une liaison covalente polaire n'est présente que jusqu'à \( 1,6 \) dans la différence d'électronégativité. Cela signifie que la liaison doit être jugée au cas par cas plutôt que de toujours s'en tenir aux règles ci-dessus.
Voyons quelques exemples. Prenons \( LiF \) :
La différence d'électronégativité est de \( 4,0 - 1,0 = 3,0 \) , il s'agit donc d'une liaison ionique.
\( HF \) :
La différence d'électronégativité est de \( 4,0 - 2,1 = 1,9 \) , ce qui représente une liaison covalente polaire.
\( CBr \) :
La différence d'électronégativité est de \( 2,8 - 2,5 = 0,3 \) , ce qui représente une liaison covalente non polaire.
Comme indiqué ci-dessus, on peut voir toutes les valeurs d'électronégativité de Pauling des éléments à partir d'un tableau périodique dédié. Pour calculer la polarité de la liaison d'une molécule, il faut soustraire la plus petite valeur d'électronégativité de la plus grande.
Le carbone \( C \) a une électronégativité de \( 2,5 \) et le chlore \( Cl \) de \( 3,0 \) .
Ainsi, si nous devions trouver l'électronégativité de la liaison \( C-Cl \) , nous connaîtrions la différence entre les deux.
Par conséquent, \( 3,0 - 2,5 = 0,5 \) .
Électronégativité : polarité
Si les deux atomes ont des électronégativités similaires, les électrons se situent au milieu des deux noyaux ; la liaison sera non polaire. Par exemple, tous les gaz diatomiques tels que \( H_2 \) et \( Cl_2 \) ont des liaisons covalentes qui sont non polaires car les électronégativités sont égales dans les atomes. Par conséquent, l'attraction des électrons vers les deux noyaux est également égale.
En revanche, si deux atomes ont des électronégativités différentes, les électrons de liaison sont attirés vers l'atome le plus électronégatif. En raison de la répartition inégale des électrons, une charge partielle est attribuée à chaque atome, comme mentionné dans le résumé précédent. Par conséquent, la liaison est polaire.
Un dipôle est une différence dans la distribution des charges entre deux atomes liés qui est causée par un déplacement de la densité électronique dans la liaison. La distribution de la densité électronique dépend de l'électronégativité de chaque atome.
Une liaison est dite plus polaire si la différence d'électronégativité est plus grande. Par conséquent, le déplacement de la densité électronique est plus important.
Tu trouveras plus de détails à ce sujet dans le résumé de cours " Polarité ".
fig. 3-Diagramme montrant le dipôle de la liaison.
Électronégativité - Points clés
- L'électronégativité est le pouvoir et la capacité d'un atome à attirer et à tirer vers lui une paire d'électrons dans une liaison covalente.
- Les facteurs qui affectent l'électronégativité sont le rayon atomique, la charge nucléaire et le blindage.
- Plus on descend dans un groupe du tableau périodique, plus l'électronégativité diminue.
Lorsque tu traverses une période du tableau périodique, l'électronégativité augmente.
L'échelle de Pauling peut être utilisée pour prédire le pourcentage de caractère ionique ou covalent d'une liaison chimique.
Les molécules diatomiques ont une différence d'électronégativité de zéro, car les deux atomes ont la même valeur d'électronégativité.
Plus la différence d'électronégativité des éléments formant la liaison est grande, plus la probabilité que la liaison soit ionique est élevée.
L'atome le plus électronégatif attire la paire d'électrons de la liaison vers lui.
Une liaison est non polaire si les deux atomes ont des électronégativités similaires.
Un dipôle est une différence de charge entre deux atomes liés qui est causée par un déplacement de la densité électronique dans la liaison.
Pour calculer l'électronégativité d'une molécule, il faut soustraire la plus petite valeur d'électronégativité de la plus grande.
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