Le portail a été désactivé. Veuillez contacter l'administrateur de votre portail.

Vidéo de la leçon : L’électronégativité Chimie

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à expliquer la propriété chimique qu’est l’électronégativité.

15:30

Transcription de vidéo

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à expliquer la propriété chimique qu’est l’électronégativité. Lorsque des atomes d’éléments non métalliques réagissent entre eux et se lient, des liaisons covalentes se forment généralement. Ces liaisons covalentes, qu’on trouve dans toutes les molécules, maintiennent les atomes ensemble.

Alors, pourquoi les atomes sont-ils attirés les uns par les autres ? Pour faire simple, c’est dû à l’attraction électrostatique entre la paire d’électrons partagée et le noyau positif de chaque atome de la liaison covalente. Plus l’attraction électrostatique est forte, plus la liaison covalente est forte. L’attraction électrostatique est en grande partie régie par l’intensité de la charge positive de chaque noyau. Puisque la charge positive d’un noyau est créée par des protons de charge positive, la charge totale du noyau est déterminée par le nombre de protons présents dans le noyau. Mais ce n’est pas si simple, car la taille de chaque atome joue également un rôle important. Si les deux atomes sont plus grands, la distance entre les deux noyaux est plus grande. Cela rend l’attraction électrostatique plus faible. Et la liaison covalente résultante est plus faible.

Rappelez-vous qu’une paire d’électrons partagée est juste une paire d’électrons partagée, et que la charge négative de ces deux électrons ne change pas. Si les atomes impliqués dans la liaison covalente sont identiques, l’attraction subie par la paire d’électrons partagée sera également identique. On pourrait imaginer cette situation pour une molécule de chlore. La liaison covalente simple formée dans une molécule de chlore contient une paire d’électrons partagée. Un électron provient de chaque atome de chlore, respectivement représentés ici par un point et une croix. Donc, dans cette molécule de chlore, on peut imaginer qu’il y a un partage parfait de la paire d’électrons dans la liaison covalente, puisque le nombre de protons dans chaque noyau est identique et que la taille de chaque atome de chlore est la même.

Ce scénario de partage parfait ne se produira que dans les liaisons covalentes formées entre deux atomes identiques dans une molécule diatomique. Les éléments qu’on trouve le plus couramment sous forme de molécules diatomiques sont H, O, N, Cl, Br, I et F. On devrait observer un partage parfait de la paire d’électrons dans les liaisons covalentes de l’hydrogène, de l’oxygène, de l’azote, du chlore, du brome, de l’iode et du fluor.

On peut imaginer que l’attraction entre la paire d’électrons partagée et le noyau de chaque atome dans une liaison covalente est semblable à un tir à la corde. Dans un tir à la corde, deux équipes tirent sur les extrémités opposées d’une corde marquée en son centre. L’équipe qui tire le plus fort gagne en tirant la première la marque de la corde au-dessus d’une ligne au sol. Bien sûr, les liaisons covalentes n’impliquent ni cordes ni équipes de joueurs. Mais imaginez que le noyau de chaque atome ressemble à une équipe et que la marque sur la corde est la paire d’électrons partagée. Il est raisonnable de supposer qu’un noyau avec plus de protons se comportera comme une équipe plus grande ou plus forte dans un tir à la corde. Un noyau avec plus de protons attirera la paire d’électrons partagée dans une liaison covalente plus fortement qu’un noyau avec moins de protons.

Lorsque deux atomes différents sont liés ensemble dans une liaison covalente, on observe un partage inégal ou moins parfait de la paire d’électrons dans la liaison. C’est le cas si un atome d’hydrogène est lié de manière covalente à un atome de chlore. Le chlore a un noyau beaucoup plus gros que l’hydrogène. Le chlore a 17 protons ou charges positives dans son noyau alors que l’hydrogène n’en a qu’un. La quantité totale de charges positives dans un noyau est souvent appelée charge nucléaire. Puisque l’atome de chlore a une charge nucléaire plus grande que l’hydrogène, le partage de la paire d’électrons dans la liaison covalente n’est pas égal. La paire d’électrons est plus fortement attirée par l’atome de chlore. Le concept de la façon dont les électrons sont partagés dans les liaisons covalentes est appelé électronégativité.

L’électronégativité est définie comme l’attraction relative d’un atome pour la paire d’électrons partagée dans une liaison covalente. Ce concept a été explicité à l’aide d’une échelle par le scientifique américain Linus Pauling en 1932. Linus Pauling a appelé l’électronégativité la capacité d’un atome dans une molécule à attirer des électrons vers lui-même. Linus Pauling a introduit l’échelle de l’électronégativité. Il a calculé des valeurs relatives pour chaque élément, ce calcul impliquant les énergies de dissociation des liaisons. Les énergies de dissociation des liaisons indiquent la quantité d’énergie nécessaire pour rompre une liaison covalente donnée. L’échelle d’électronégativité de Pauling n’a pas d’unité et les valeurs vont de 0,79 pour le césium et le francium à 4,0 pour le fluor.

Les valeurs d’électronégativité suivent des tendances lorsqu’on se déplace dans le tableau périodique. L’électronégativité change selon une tendance périodique. Lorsqu’on parcourt une période de gauche à droite dans le tableau périodique, en général, l’électronégativité augmente. Si l’on exclut les éléments de transition pour lesquels la tendance n’est pas toujours claire, l’électronégativité augmente sur chaque période. Sur la deuxième période, les valeurs vont de 1,0 pour le lithium à 4,0 pour le fluor, qui est en fait l’élément le plus électronégatif de tous. Une tendance similaire est observée dans la troisième période, avec les éléments du sodium au chlore. Ici, les valeurs vont de 0,9 pour le sodium à 3,2 pour le chlore.

Pour une période donnée, l’halogène correspondant du groupe 17 ou sept apparaît comme l’élément le plus électronégatif. En effet, le nombre de protons dans le noyau, ou charge nucléaire, augmente à mesure qu’on se déplace dans une période. Il n’y a pas de nouvelles couches occupées, donc pas d’effet d’écran ou de blindage supplémentaire des électrons de valence. L’effet d’écran ou le blindage se produit lorsque les couches internes occupées réduisent l’effet de la charge nucléaire sur les électrons de la couche de valence. Une plus grande charge nucléaire attire plus fortement les paires d’électrons. L’augmentation de la charge nucléaire sur chaque période réduit également la taille des atomes, donc les rayons atomiques diminuent. L’attraction des électrons de la couche de valence est donc plus forte car ils sont plus proches du noyau.

Tous ces facteurs expliquent pourquoi l’électronégativité augmente lorsqu’on va de gauche à droite sur une période du tableau périodique. Lorsqu’on descend dans un groupe du tableau périodique, l’électronégativité diminue. Cette tendance est observée dans le groupe un, où les valeurs vont de 2,2 pour l’hydrogène à 0,7 pour le francium. Cette tendance se répète lorsqu’on descend dans le groupe 17, où les valeurs vont de 4,0 pour le fluor à 2,2 pour l’astate. Ainsi, à mesure qu’on descend dans chaque groupe du tableau périodique, l’électronégativité diminue. C’est parce que le nombre de couches occupées et le rayon atomique, la taille de l’atome, augmente.

Bien que la charge nucléaire augmente à mesure que l’on descend dans le groupe, son effet est écranté par les électrons de cœur. La combinaison de ces facteurs explique pourquoi l’électronégativité diminue lorsqu’on descend dans un groupe. Si on fait un schéma du tableau périodique, les éléments les moins électronégatifs se trouvent dans le coin inférieur gauche et les éléments les plus électronégatifs dans le coin supérieur droit. Étant donné que les gaz rares ne forment généralement pas de molécules, on ne leur attribue pas de valeur d’électronégativité.

Il n’est pas très important d’apprendre par cœur la valeur d’électronégativité de chaque élément. On peut cependant utiliser ces valeurs pour déterminer si une liaison covalente donnée présentera un partage parfait ou non. À cet effet, il est plus important de considérer les différences d’électronégativité. Prenons deux éléments avec des valeurs similaires d’électronégativité et liés de manière covalente. Une liaison covalente carbone-hydrogène en est un exemple. Le carbone a une électronégativité de 2,6. L’hydrogène a une électronégativité de 2,2. La différence d’électronégativité est de 2,6 moins 2,2, soit 0,4. Cette différence est considérée comme très faible et la liaison est dite covalente non polaire. Dans cette liaison covalente, il n’y a pas de différence dans le partage de la paire d’électrons entre les noyaux de chaque atome.

Notez qu’une différence inférieure à 0,5 est considérée comme donnant lieu à une liaison covalente non polaire. En revanche, si on examine la liaison covalente hydrogène-fluor, on constate une différence d’électronégativité de 4,0 moins 2,2, soit 1,8. Cette différence est considérée comme importante et donnera lieu à une liaison covalente très polaire. Le partage de la paire d’électrons dans cette liaison covalente est très inégal. En utilisant les différences d’électronégativité, on peut considérer que les liaisons covalentes se situent sur une échelle allant du partage parfait, non polaire, à un partage très inégal, très polaire, en fait presque ionique.

Les différences d’électronégativité sont résumées dans ce tableau avec la description du type de liaison attendu. On peut voir que si la différence d’électronégativité des deux atomes liés est extrêmement élevée, par exemple le rubidium lié au fluor, alors la liaison ne devrait pas du tout être covalente. Dans ce cas, il y a un transfert d’électrons entre le rubidium et le fluor, formant une liaison entièrement ionique. La différence d’électronégativité est donc utile pour déterminer la nature du partage de la paire d’électrons dans une liaison covalente et, par conséquent, déterminer à quel point cette liaison est polaire. Regardons maintenant une question pour tester votre compréhension du concept d’électronégativité.

Pourquoi l’élément potassium est-il moins électronégatif que l’élément lithium ? (A) Le potassium a un plus grand nombre de protons et une plus grande charge nucléaire pour attirer les électrons de la liaison. (B) Le lithium a moins d’électrons que le potassium. (C) Le potassium ne suit pas la tendance générale de l’électronégativité. (D) Les électrons de la liaison sont plus éloignés du noyau dans l’atome de potassium, avec une attraction plus faible. (E) L’électronégativité augmente lorsqu’on descend dans un groupe du tableau périodique.

Dans cette question, on nous demande de comparer l’électronégativité de deux éléments. Rappelez-vous que l’électronégativité est l’attraction d’un atome sur la paire d’électrons partagée dans une liaison covalente. Pour répondre à cette question, vérifions la validité de chaque affirmation par rapport aux principaux facteurs influençant l’électronégativité. L’électronégativité dépend du nombre de protons dans le noyau d’un atome, parfois appelé charge nucléaire. Elle dépend également du nombre de couches occupées, qui joue sur la taille d’un atome et sur la quantité de blindage ou d’effet d’écran qui a lieu dans cet atome.

Lorsqu’on va de gauche à droite dans une période du tableau périodique, les valeurs d’électronégativité augmentent généralement. C’est dû à l’augmentation de la charge nucléaire, sans changer le nombre de couches occupées, et donc sans blindage ou écrantage supplémentaire. Lorsqu’on descend dans un groupe, l’électronégativité diminue. Bien que le nombre de protons augmente, le nombre de couches occupées augmente aussi. Cela provoque l’augmentation de l’effet d’écran ou de blindage. Et cet effet est plus important que celui d’une charge nucléaire croissante.

Nous comparons le potassium, symbole K, avec l’élément lithium, symbole Li. Les deux métaux sont situés dans le groupe un du tableau périodique. Et puisque le potassium est plus bas que le lithium, le potassium est certainement moins électronégatif que le lithium. L’affirmation (A) suggère que le potassium a un plus grand nombre de protons que le lithium et donc une charge nucléaire plus élevée. Cette affirmation est vraie. Le lithium a trois protons dans son noyau ; le potassium en a 19. Cette affirmation pourrait être un bon argument pour expliquer pourquoi le potassium est plus électronégatif que le lithium. Cet argument est tentant car l’électronégativité dépend de la taille de la charge nucléaire. Mais cette affirmation ne fournit aucun élément expliquant pourquoi le potassium est moins électronégatif que le lithium. Ce n’est donc pas une bonne réponse.

Malgré la charge nucléaire plus grande du potassium, on constate aussi un blindage plus grand dans cet atome, et cela prend le pas, pour l’électronégativité, sur le facteur de la charge nucléaire croissante. L’énoncé (B) suggère que le lithium a moins d’électrons que le potassium. À première vue, cette affirmation est vraie. Le lithium contient trois électrons et le potassium en contient 19. Mais le nombre d’électrons de chaque atome ne permet pas d’expliquer le nombre de couches occupées ou le degré de blindage de chaque atome. Ici, on ne mentionne pas non plus la charge nucléaire de chaque atome Par conséquent, elle ne fournit aucune explication. L’énoncé (B) n’est pas la bonne réponse.

L’énoncé (C) suggère que le potassium ne suit pas la tendance générale de l’électronégativité dans le tableau périodique. Mais en réalité, les éléments du groupe un suivent bien cette tendance générale de l’électronégativité. En descendant dans le groupe un, l’électronégativité diminue régulièrement. Cette tendance n’est pas toujours observée au niveau des éléments de transition, mais ce n’est pas ce que nous traitons ici. L’énoncé (C) n’est donc pas une bonne réponse.

L’énoncé (D) suggère que les électrons de la liaison sont plus éloignés du noyau dans un atome de potassium. Ceci est vrai dans la mesure où l’atome de potassium ayant plus de couches occupées, c’est un atome plus grand. Puisque les électrons de valence sont plus éloignés du noyau, l’attraction entre les électrons et le noyau est plus faible. Cela réduit en effet l’électronégativité de l’atome, ce qui peut former une explication. L’énoncé (D) pourrait être la bonne réponse. Voyons l’énoncé (E). L’électronégativité n’augmente pas lorsqu’on descend dans un groupe dans le tableau périodique. L’énoncé (E) n’offre donc pas d’explication valable. Ce n’est donc pas la bonne réponse. L’affirmation (D) est la bonne réponse.

Voyons maintenant les points clés. L’électronégativité est l’attraction relative d’un atome pour la paire d’électrons partagée dans une liaison covalente. L’électronégativité augmente quand on va de gauche à droite sur une période, à mesure que la charge nucléaire augmente sans blindage supplémentaire. L’électronégativité diminue quand on descend dans un groupe car il y a plus de couches électroniques et donc plus de blindage. Une grande différence d’électronégativité entre des atomes liés par une liaison covalente conduit à une liaison très polaire.

Nagwa utilise des cookies pour vous garantir la meilleure expérience sur notre site. En savoir plus sur notre Politique de Confidentialité.