Electronégativité

L’√©lectron√©gativit√© est le capacit√© des atomes d’une mol√©cule √† attirer des √©lectrons partag√©s. En d’autres termes, c’est la propri√©t√© qui d√©termine la r√©partition des √©lectrons partag√©s lorsque deux atomes sont connect√©s par une liaison chimique.

Par exemple, si deux atomes partagent des √©lectrons de mani√®re √©gale, on dit qu’ils sont similaires en √©lectron√©gativit√©; En revanche, si un atome a une √©lectron√©gativit√© plus √©lev√©e, les √©lectrons seront distribu√©s plus pr√®s de lui.

Importance de l’√©lectron√©gativit√©

Une utilisation importante de l’√©lectron√©gativit√© est que la diff√©rence entre deux atomes peut √™tre consid√©r√©e comme un indice pr√©dictif de r√©activit√© Entre les deux. Cela signifie que si un atome a une √©lectron√©gativit√© suffisamment plus √©lev√©e qu’un autre, il a la possibilit√© de pi√©ger les √©lectrons de son voisin et de l’oxyder.

L’√©lectron√©gativit√© sert d’outil pour la conception de nouveaux mat√©riaux.

Propri√©t√©s d’√©lectron√©gativit√©

  • Electron√©gativit√© d√©pend de la structure atomique, c’est-√†-dire des √©lectrons et du noyau: l’√©lectron√©gativit√© est la mesure de l’efficacit√© de la charge nucl√©aire √† sentir s’il y a des lacunes dans l’orbitale externe.
  • Un atome capable de garder son nuage d’√©lectrons compact malgr√© une forte r√©pulsion inter√©lectronique (par exemple, des atomes d’halog√®ne) devrait avoir une plus grande attraction pour un √©lectron externe et aura donc une plus grande √©lectron√©gativit√©. Par exemple, l’atome de potassium maintient 19 √©lectrons dans un rayon de 196 picom√®tres et une √©lectron√©gativit√© de 0,445, tandis que l’atome de chlore maintient 17 √©lectrons dans un rayon de 99,4 picom√®tres et une √©lectron√©gativit√© de 3,475.
  • L’√©lectron√©gativit√© des atomes avec divers √©tats d’oxydation est plus faible dans les √©tats d’oxydation inf√©rieurs. Par exemple, l’√©lectron√©gativit√© de l’aluminium Al (I) est de 0,84, Al (II) est de 1,63 et Al (III) est de 1,714.
  • Dans le tableau p√©riodique, le l’√©lectron√©gativit√© augmente de gauche √† droite en une p√©riode, Y de haut en bas dans un groupe. Par exemple, dans le groupe des m√©taux alcalins, l’√©l√©ment le plus √©lectron√©gatif est le lithium et le moins √©lectron√©gatif est le francium. Dans la troisi√®me p√©riode, le sodium est le moins √©lectron√©gatif et le plus √©lectron√©gatif est le chlore.

Tables d’√©lectron√©gativit√©

L’√©lectron√©gativit√© ne peut pas √™tre mesur√©e directement, sinon par la mesure d’autres propri√©t√©s atomiques. Il existe plusieurs √©chelles d’√©lectron√©gativit√©, nous pr√©sentons ici la plus utilis√©e (Pauling) et la plus √† jour (2018).

Tableau d’√©lectron√©gativit√© de Pauling

Tableau d'électronégativité de Pauling

Table d’√©lectron√©gativit√© sur l’√©chelle de Pauling.

La m√©thode la plus accept√©e pour d√©terminer les valeurs d’√©lectron√©gativit√© est celle de Linus Pauling (1901-1995). Le calcul est effectu√© en mesurant l’√©nergie de liaison de l’√©l√©ment.

Tableau d’√©lectron√©gativit√© en fonction de l’√©nergie de liaison des √©lectrons de valence

table d'électronégativité actuelle

Tableau p√©riodique des valeurs d’√©lectron√©gativit√© mises √† jour.

En 2018, les chimistes Martin Rahm, Tao Zeng et Roald Hoffmann ont publi√© un nouveau tableau d’√©lectron√©gativit√©, bas√© sur la valeur moyenne de l’√©nergie de liaison des √©lectrons de valence. En utilisant cette m√©thode, ils ont pu d√©terminer les valeurs d’√©lectron√©gativit√© pour 96 √©l√©ments du tableau p√©riodique.

Les unit√©s de ce tableau sont donn√©es en unit√©s d’√©nergie par √©lectron (eV e-1). La conversion de ces valeurs √† celles de l’√©chelle de Pauling est d’environ 1 unit√© de Pauling = 6 eV e-1.

Relation entre l’√©lectron√©gativit√© et le type de liaison

Pour des atomes √©gaux, o√Ļ le la diff√©rence d’√©lectron√©gativit√© est √©gale √† z√©ro, les √©lectrons de la liaison sont partag√©s de mani√®re √©gale et une liaison est form√©e covalente non polaire. Par exemple, dans l’oxyg√®ne mol√©culaire O2 (OO), la diff√©rence d’√©lectron√©gativit√© est nulle car ce sont des atomes √©gaux.

Pour les atomes li√©s, dont la diff√©rence d’√©lectron√©gativit√© est sup√©rieure √† 0,4 et inf√©rieure √† 1,7 (sur l’√©chelle de Pauling) le lien sera de type Covalent polaire. Dans ce cas, les √©lectrons resteront avec l’atome le plus √©lectron√©gatif. Par exemple, dans la mol√©cule d’acide chlorhydrique (HCl), la diff√©rence d’√©lectron√©gativit√© est √©gale √† 0,9. Les √©lectrons partag√©s entre le chlore et l’hydrog√®ne resteront plus proches du chlore, qui est l’√©l√©ment avec la plus d’√©lectron√©gativit√© (Cl = 3,0; H = 2,1).

Quand la la diff√©rence d’√©lectron√©gativit√© entre les atomes est sup√©rieure √† 1,9 (√Čchelle de Pauling) nous sommes en pr√©sence d’un liaison ionique. Dans ce cas, aucun √©lectrons n’est partag√©, mais plut√īt l’√©lectron de l’√©l√©ment le moins √©lectron√©gatif est transf√©r√© vers l’√©l√©ment le plus √©lectron√©gatif. Par exemple, le chlorure de sodium, NaCl, est form√© par une liaison ionique entre le sodium (√©lectron√©gativit√© √©gale √† 0,9) et le chlore (√©lectron√©gativit√© √©gale √† 3).

Voir également:

  • Liaison ionique.
  • Une liaison covalente.

Electronégativité des éléments

Fluor

Electronégativité du fluor

Le composé pentafluoro xénate ([XeF5]-) se caractérise par sa structure plate.

Le fluor fait partie du groupe halog√®ne et est l’√©l√©ment le plus √©lectron√©gatif du tableau p√©riodique. Sur l’√©chelle de Pauling, il a une valeur de 4 et sur l’√©chelle actualis√©e de 23 eV e-1. Cette capacit√© a √©t√© utilis√©e pour cr√©er un grand nombre de compos√©s, tels que l’anion pentafluorox√©nate (XeF-5), des compos√©s oxofluor√©s tels que le dioxyde de trifluorochlorure ClF3O2, et le superacide fluoroantimonique HSbF6.

Le numéro atomique est 9, avec 7 électrons de valence. Le rayon covalent mesure 72 picomètres.

Oxygène

L’oxyg√®ne (O) est le deuxi√®me √©l√©ment le plus √©lectron√©gatif, avec 3,5 sur l’√©chelle de Pauling et 19 eV e-1 sur l’√©chelle mise √† jour. Avec un num√©ro atomique de 8, il a 6 √©lectrons de valence dans l’orbitale la plus externe. Le rayon covalent mesure 73 picom√®tres.

gaz nobles

Les √©l√©ments du groupe des gaz rares sont l’h√©lium (He), le n√©on (Ne), l’argon (Ar), le krypton (Kr), le x√©non (Xe) et le radon (Rn) qui repr√©sentent les √©l√©ments avec l’orbite externe de valence compl√®te, il il n’y a pas de postes vacants pour les √©lectrons. L’√©lectron√©gativit√© des gaz rares est sup√©rieure √† celle des halog√®nes qui les pr√©c√®dent. cependant, ce sont les √©l√©ments les moins r√©actifs de la nature.

Césium et francium

Selon l’√©chelle d’√©lectron√©gativit√© utilis√©e, le c√©sium et le francium sont les √©l√©ments les moins √©lectron√©gatifs du tableau p√©riodique.

Le francium Fr est un m√©tal alcalin radioactif de num√©ro atomique 87 et d’un √©lectron de valence. Le c√©sium Cs est √©galement un m√©tal alcalin de valence √©gale √† 1 et de num√©ro atomique 55. Le Cs est l’un des m√©taux les plus r√©actifs connus.

Origine du concept d’√©lectron√©gativit√©

Il est possible d’attribuer √† Amedeo Avogadro (1776-1856) la construction rudimentaire d’une √©chelle d’√©lectron√©gativit√©, lorsqu’il a √©tabli une √©chelle d’acidit√© et d’alcalinit√© et une √©chelle d’oxyg√©nicit√©.

Cependant, c’est le chimiste su√©dois J√∂ns Jakob Berzelius (1779-1848) qui a commenc√© √† utiliser le terme ¬ę√©lectron√©gativit√©¬Ľ dans sa th√©orie √©lectrochimique, o√Ļ les r√©actifs sont situ√©s sur une √©chelle d’antagonistes √©lectron√©gatifs-√©lectropositifs.

En 1897, JJ Thomson d√©couvrit l’√©lectron, la particule n√©gative de l’atome.

En 1932, Linus Pauling a √©t√© le premier √† donner des valeurs √† l’√©lectron√©gativit√©.

 

Les références

Sanderson, RT Principes of Electronegativity, Part I General Natura. Journal of Chemical Education 1988; 65, 112-118.

 

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