Électronégativité : Pouvoir d'un atome à attirer les électrons dans une liaison chimique.
- Identifier la position des éléments dans le tableau périodique
- Appliquer les tendances périodiques de l'électronégativité
- Utiliser les valeurs connues pour confirmer
I (période 5), Br (période 4), Cl (période 3), F (période 2)
L'électronégativité diminue de haut en bas dans un groupe
F > Cl > Br > I (ordre décroissant) ⇒ ordre croissant : I < Br < Cl < F
Ordre d'électronégativité croissante : I < Br < Cl < F
• Groupe 17 : Halogènes, même tendance
• Diminution bas-haut : Atomes plus volumineux
• Fluor max : Élément le plus électronégatif
Liaison polarisée : Si Δχ > 0.5, la liaison est considérée comme polarisée.
χ(H) = 2.20, χ(Cl) = 3.16
Δχ = χ(Cl) - χ(H) = 3.16 - 2.20 = 0.96
0.96 > 0.5 ⇒ liaison polarisée
Cl attire plus les électrons ⇒ δ- sur Cl, δ+ sur H
La liaison H-Cl est polarisée car Δχ = 0.96 > 0.5. Le chlore est partiellement négatif (δ-) et l'hydrogène est partiellement positif (δ+).
• Δχ > 0.5 : Liaison polarisée
• Élément le plus électronégatif : Porte charge δ-
• Électronégativité croissante : Vers le HF du tableau
Na (période 3, groupe 1) : Élément peu électronégatif
Cl (période 3, groupe 17) : Élément très électronégatif
Na : groupe 1, période 3 (métal alcalin)
Cl : groupe 17, période 3 (halogène)
χ(Na) = 0.93, χ(Cl) = 3.16
Δχ = 3.16 - 0.93 = 2.23
Δχ = 2.23 >>> 0.5 ⇒ liaison ionique
Le chlore est beaucoup plus électronégatif que le sodium (χ(Cl) = 3.16 vs χ(Na) = 0.93). Cette grande différence conduit à la formation d'une liaison ionique dans NaCl.
• Métaux vs Non-métaux : Grande différence ⇒ liaison ionique
• Groupe 1 : Faible électronégativité
• Groupe 17 : Haute électronégativité
Période 2 : Contient Li, Be, B, C, N, O, F, Ne. Électronégativité croît de gauche à droite.
Li (groupe 1), Be (groupe 2), B (groupe 13), C (groupe 14), N (groupe 15), O (groupe 16), F (groupe 17)
Li (0.98) < Be (1.57) < B (2.04) < C (2.55) < N (3.04) < O (3.44) < F (4.00)
L'électronégativité augmente régulièrement de gauche à droite
Charge nucléaire effective croît ⇒ attraction des électrons plus forte
Dans la période 2, l'électronégativité augmente de manière régulière de Li (0.98) à F (4.00). Cette tendance s'explique par l'augmentation de la charge nucléaire effective de gauche à droite.
• Tendance horizontale : Électronégativité croît de gauche à droite
• Charge nucléaire : Plus de protons ⇒ attraction plus forte
• Même couche : Rayon atomique diminue ⇒ électrons plus proches
C-O : Liaison entre carbone (χ=2.55) et oxygène (χ=3.44).
χ(C) = 2.55, χ(O) = 3.44
Δχ = 3.44 - 2.55 = 0.89
0.89 > 0.5 ⇒ liaison polarisée
Oxygène plus électronégatif ⇒ δ- sur O, δ+ sur C
La liaison C-O est polarisée car Δχ = 0.89 > 0.5. L'oxygène est partiellement négatif (δ-) et le carbone est partiellement positif (δ+), créant un dipôle.
• Δχ > 0.5 : Liaison polarisée
• Oxygène très électronégatif : Attire les électrons
• Polarité influence : Propriétés moléculaires
- Recherche des valeurs : Utiliser l'échelle de Pauling
- Calcul de Δχ : Différence absolue des électronégativités
- Classification : Δχ < 0.5 (apolaire), 0.5 ≤ Δχ < 1.7 (polaire), Δχ ≥ 1.7 (ionique)
- Prévision des propriétés : Liaisons polaires ⇒ molécules polaires possibles
- Électronégativité croît de gauche à droite dans une période
- Électronégativité diminue de haut en bas dans un groupe
- Δχ > 0.5 ⇒ liaison polarisée
- Δχ > 1.7 ⇒ liaison ionique
- Fluor est l'élément le plus électronégatif (χ = 4.0)
- Électronégativité → polarité → propriétés moléculaires
- Tendances périodiques prévisibles
- Seuil de 0.5 pour déterminer la polarité
- Élément le plus électronégatif : fluor (F)
- Élément le moins électronégatif : francium (Fr)
