Électronégativité

En chimie, l'électronégativité d'un élément est une grandeur qui caractérise sa capacité à attirer les électrons lors de la formation d'une liaison chimique avec un autre élément.


Catégories :

Propriété chimique - Chimie générale

Définitions :

  • Aptitude d'un atome, ou d'un groupe d'atomes, d'une entité moléculaire à attirer des électrons de liaison (source : fr.wiktionary)

En chimie, l'électronégativité d'un élément est une grandeur qui caractérise sa capacité à attirer les électrons lors de la formation d'une liaison chimique avec un autre élément. La différence d'électronégativité entre ces deux éléments détermine la nature de la liaison chimique : covalente quand la différence est faible (inférieure à 1, 7), ionique quand cette différence est plus importante. La notion d'électronégativité, qui décrit le comportement des électrons dans une liaison chimique, ne doit pas être confondue avec celle d'affinité électronique.

Le concept d'électronégativité a été introduit pour la première fois par Berzelius en 1835. Par la suite, Pauling a perfectionné ce concept et a déduit que l'électronégativité repose plutôt sur l'existence des liaisons ioniques et covalentes, au contraire de ce que Berzelius avait trouvé jusque là[1].

L'électronégativité est notée χXX est le symbole de l'élément reconnu. Plus χX est grand et plus l'élément est susceptible d'attirer des électrons à lui dans une liaison chimique.

Electronégativité et types de liaisons chimiques

Pour calculer les écarts d'électronégativité des éléments, l'échelle de Pauling est le plus souvent la plus utilisée. Dans le tableau périodique, l'électronégativité augmente de gauche à droite le long d'une période et de bas en haut le long d'une famille. Ainsi le fluor, en haut à droite du tableau périodique, est l'élément le plus électronégatif avec une valeur de 4, 0 alors que le francium, en bas à gauche, est le moins électronégatif avec une valeur de 0, 7. Les différences d'électronégativité permettent d'identifier les liaisons covalentes non polaire, les liaisons covalentes polaires et les liaisons de coordinence (ou coordination). L'électronégativité permet d'identifier les charges partielles des atomes d'une molécule donnée. Les symboles δ+ et δ- représentent respectivement les charges partielles positives et négatives d'une liaison dont l'atome le plus électronégatif porte la charge partielle négative.

Il y a trois types de liaisons covalentes :

- Le premier type est la liaison covalente non polaire (différence d'électronégativité, ΔΕn ≤ 0, 4) qui possède un nuage électronique assez symétrique. Dans ce cas, l'attraction des électrons vers les noyaux des deux atomes en question est approximativement égale.

- Le deuxième type est la liaison covalente polaire (0, 4 < ??n < 1,7). Une molécule est polaire si elle possède un moment dipolaire. Un moment dipolaire est une représentation vectorielle de la répartition des charges partielles sur une distance donnée. Cette liaison possède une distribution de charges inégales entre les deux atomes qui la forment en raison de la différence d’électronégativité de ses atomes. Le moment dipolaire est représenté par un vecteur dont la flèche part de l’atome le moins électronégatif vers l’atome le plus électronégatif. Les symboles d+ et d- représentent respectivement les charges partielles positives et négatives de la liaison dont l'atome le plus électronégatif porte la charge partielle négative. Il y a donc une attraction inégale des électrons vers les noyaux des deux atomes. Dans ce type de liaison, le nuage électronique n’est pas symétrique comme le premier type de liaison.

- Le dernier type de liaison covalente est celui de coordinence. Dans ce type de liaison covalente, il y a un partage d'électrons entre deux atomes, par contre le doublet d'électrons formant la liaison provient d'un seul des deux atomes. C'est à dire, les deux électrons partagés viennent du même atome.

Échelles d'électronégativité

Il existe plusieurs définitions de l'électronégativité (Pauling, Mulliken, Parr, Allred et Rochow) ce qui a conduit à construire plusieurs échelles.

ΔχAB = 0, 102 * ( (EAB − (EAA * EBB) 1 / 2) 1 / 2

EAB, EAA et EBB sont les énergies de liaison des molécules diatomiques A-B, A-A et B-B.

Cette définition ne donne que la différence entre deux électronégativités. On a par conséquent besoin d'une origine qui a été fixée arbitrairement en donnant la valeur de 4 à l'électronégativité du fluor (élément le plus électronégatif de la classification).

\chi = 017* \frac{A_e+E_I}{2}
\chi = \frac{Z_{eff}eˆ2}{r_{cov}ˆ2}

Zeff est la charge effective du noyau, e la charge élémentaire et rcov le rayon covalent de l'élément

\chi = -\left(\frac{\partial E}{\partial n}\right)

Les échelles d'électronégativité les plus utilisées sont l'échelle de Mulliken, l'échelle d'Allred-Rochow et l'échelle de Pauling.

Les électronégativités des atomes impliqués dans une liaison tendent à être identiques (principe d'égalisation des électronégativités de Sanderson, 1951). L'égalisation des électronégativités est réalisée par le transfert de densité électronique vers l'atome le plus électronégatif.

L'électronégativité permet d'estimer le caractère ionique d'une liaison avec la relation de Pauling

I_{AB}=100(1-eˆ{-\Delta\chiˆ2/4})

ou de celle de Haney et Smith

IAB = 16Δχ + 3.5Δχ2

L'électronégativité est aussi la notion à l'origine de la polarité de certaines molécules. En effet, dans une molécule, quand les atomes de part et d'autre de la liaison covalente ont des électronégativités différentes, l'atome le plus électronégatif attire davantage les électrons. Le barycentre des charges positives n'est par conséquent pas confondu avec le barycentre des charges négatives. La molécule reste globalement neutre mais un champ électrique apparaît au sein de celle-ci, on dit que la liaison est polarisée ou que la molécule est polaire.

Les éléments dont l'électronégativité est faible sont souvent dits électropositifs.

Tableau (échelle de Pauling)

Article détaillé : Échelle de Pauling.

L'électronégativité des éléments chimiques d'un même groupe du tableau périodique (c'est-à-dire d'une même colonne du tableau périodique) a tendance à décroître quand le numéro atomique croît, car le noyau atomique tend alors à «s'éloigner» des électrons de valence, qui sont davantage écrantés par les électrons de cœur. Par contre, l'électronégativité des éléments d'une même période du tableau périodique a tendance à croître avec le numéro atomique, car la charge électrique du noyau atomique (nombre de protons) augmente et interagit davantage avec les électrons de valence. Le minimum est par conséquent à rechercher en bas à gauche du tableau (au niveau du francium) alors que le maximum se trouve en haut à droite (au niveau du fluor).

→ Rayon atomique décroît → Énergie d'ionisation s'accroît → Électronégativité s'accroît →
H
2, 2
He
Li
0, 98
Be
1, 57
B
2, 04
C
2, 55
N
3, 04
O
3, 44
F
3, 98
Ne
Na
0, 93
Mg
1, 31
Al
1, 61
Si
1, 9
P
2, 19
S
2, 58
Cl
3, 16
Ar
K
0, 82
Ca
1
Sc
1, 36
Ti
1, 54
V
1, 63
Cr
1, 66
Mn
1, 55
Fe
1, 83
Co
1, 88
Ni
1, 91
Cu
1, 9
Zn
1, 65
Ga
1, 81
Ge
2, 01
As
2, 18
Se
2, 55
Br
2, 96
Kr
Rb
0, 82
Sr
0, 95
Y
1, 22
Zr
1, 33
Nb
1, 6
Mo
2, 16
Tc
2, 1
Ru
2, 2
Rh
2, 28
Pd
2, 2
Ag
1, 93
Cd
1, 69
In
1, 78
Sn
1, 96
Sb
2, 05
Te
2, 1
I
2, 66
Xe
2, 6
Cs
0, 79
Ba
0, 89
*
Hf
1, 3
Ta
1, 5
W
1, 7
Re
1, 9
Os
2, 2
Ir
2, 2
Pt
2, 2
Au
2, 4
Hg
1, 9
Tl
1, 8
Pb
1, 8
Bi
1, 9
Po
2
At
2, 2
Rn
Fr
0, 7
Ra
0, 9
**
Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
*
La
1, 1
Ce
1, 12
Pr
1, 13
Nd
1, 14
Pm Sm
1, 17
Eu Gd
1, 2
Tb Dy
1, 22
Ho
1, 23
Er
1, 24
Tm
1, 25
Yb Lu
1
**
Ac
1, 1
Th
1, 3
Pa
1, 5
U
1, 7
Np
1, 3
Pu
1, 3
Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Tableau périodique des éléments utilisant l'échelle d'électronégativité de Pauling[2]

Notes et références

  1. [1]
  2. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90e éd. , Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)  

Bibliographie

BALOU, D. FABRITIUS, E. GILLES, A. Toute la chimie, Ellipses Edition Marketing S. A., 2004, p. 201-203
CHANG, R. PAPILLON, L. Chimie Principale, Principes et problèmes, Les Editions de la Chandelière Inc., 1998, p. 275-278
L. DEKOCK, R. B. GRAY, H. Chemical structure and Bonding, Copyright, 1980, p. 90-92
S. ZUMDAHL, S. Chimie générale 2e édition, Les Editions CEC Inc., 1998, p. 240-249

Liens externes


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