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Cet article a été coécrit par Bess Ruff, MA. Bess Ruff est doctorante en géographie à l'université d'État de Floride. Elle a obtenu un master en sciences et gestion de l'environnement à l'université de Californie, Santa Barbara, en 2016. Elle a aussi mené des enquêtes pour des projets de planification des espaces marins dans les Caraïbes et a contribué à la recherche en tant que boursière d'études supérieures pour Sustainable Fisheries Group.
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En chimie, l'électronégativité désigne la mesure de la force avec laquelle un atome attire des électrons au sein d'une liaison chimique [1]. Un atome ayant une grande électronégativité attire fortement des électrons, alors qu'un atome ayant une faible électronégativité les attire faiblement. Les valeurs de l'électronégativité sont utilisées pour prédire le comportement de différents atomes lorsqu'ils sont liés les uns aux autres, ce qui constitue une science importante dans la chimie de base.
Étapes
Comprenez que les liaisons chimiques se produisent lorsque les atomes partagent des électrons. Pour comprendre l'électronégativité, il est tout d'abord important de comprendre ce que c'est qu'une « liaison ». On parle de liaison entre deux atomes d'une molécule lorsqu'ils sont « connectés » l'un à l'autre sur un diagramme d'orbitales moléculaires. Cela signifie essentiellement qu'ils partagent une série de deux électrons, chaque atome contribuant à la liaison chimique.- Les raisons exactes pour lesquelles les atomes partagent les électrons et se lient sont un peu au-delà de la portée de cet article. Si vous souhaitez en savoir plus, lisez cet article sur les bases des liaisons chimiques.
Comprenez comment l'électronégativité affecte les électrons dans la liaison. Lorsque deux atomes partagent une série de deux électrons dans une liaison, ils ne les partagent pas toujours équitablement. Lorsqu'un atome a une électronégativité supérieure à celle de l'autre, il attire vers lui les deux électrons au sein de la liaison. Un atome ayant une très grande électronégativité attirera les électrons de son côté de la liaison, le partageant à peine avec l'autre atome.- Par exemple, dans la molécule NaCl (chlorure de sodium), l'atome du chlore a une forte électronégativité et le sodium en a une faible. Ainsi, les électrons seront attirés « vers le chlore » et « loin du sodium ».
Utilisez un tableau d'électronégativité. Un tableau d'électronégativité d'éléments comporte des éléments rangés exactement comme dans un tableau périodique, sauf que chaque atome est classé avec son électronégativité. Ce tableau peut être trouvé dans divers livres de chimie, dans les articles techniques et aussi en ligne .
Souvenez-vous des tendances de l'électronégativité pour des estimations faciles. Si vous n'avez pas un tableau d'électronégativité à portée de main, vous pouvez toujours estimer l'électronégativité d'un atome selon sa position sur un tableau périodique normal. Comme règle générale :- l'électronégativité d'un atome augmente lorsque vous vous déplacez vers la droite dans le tableau périodique,
- l'électronégativité d'un atome augmente lorsque vous vous déplacez vers le haut dans le tableau périodique,
- par conséquent, les atomes à l'extrémité droite ont les électronégativités les plus élevées et les atomes à l'extrémité gauche sont ceux ayant les électronégativités les plus faibles,
- dans l'exemple ci-dessus de la molécule NaCl, nous pouvons dire que le chlore a une électronégativité supérieure à celle du sodium, car l'atome du chlore se trouve pratiquement en haut à droite dans le tableau périodique normal. D'autre part, le sodium se trouve à l'extrémité gauche et constitue donc l'atome ayant la plus faible électronégativité.
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Méthode 2
Méthode 2 sur 3:
Déterminer les types de liaisons selon l'électronégativité
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Trouvez la différence d'électronégativité entre les deux atomes. Lorsque deux atomes sont liés ensemble, la différence entre leurs électronégativités peut vous informer sur les qualités de leur liaison. Soustrayez la plus petite électronégativité de la plus grande pour trouver la différence.- Par exemple si nous considérons la molécule HF, nous soustrairons l'électronégativité de l'hydrogène (2,1) de celle du fluor (4). 4 - 2,1 = 1,9.
Si la différence est inférieure à 0,5, il s'agit d'une liaison covalente non polaire. Dans ce type de liaison, les électrons sont partagés équitablement. Ces liaisons ne forment pas des molécules qui ont de grandes différences de charges à chaque extrémité. Les liaisons non polaires sont souvent très difficiles à rompre [3].- Par exemple, la molécule O2 possède ce type de liaison. Puisque les deux atomes d'oxygène ont la même électronégativité, la différence entre elles est de 0.
Si la différence est comprise entre 0,5 et 1,6 ; il s'agit donc d'une liaison covalente polaire. Ces liaisons ont plus d'électrons à une extrémité qu'à l'autre. Cela rend la molécule un peu plus négative à l'extrémité où il y a des électrons et un peu plus positive à l'extrémité où il n'y a pas d'électrons. Le déséquilibre de charges dans ces liaisons peut permettre à la molécule de participer à certaines réactions chimiques spéciales [4].- Un bon exemple pour illustrer cela est celui de la molécule H2O (molécule d'eau). L'atome O est plus électronégatif que les deux atomes H, donc il attire plus les électrons vers lui et rend la molécule entière partiellement négative du côté de l'atome O et partiellement positive du côté des atomes H.
Si la différence est supérieure à 2, il s'agit d'une liaison ionique. Dans ces liaisons, les électrons sont tous à une seule extrémité de la liaison. L'atome le plus électronégatif obtient une charge négative et l'atome le moins électronégatif obtient une charge positive. Ces types de liaisons permettent à leurs atomes de réagir favorablement avec les autres atomes et d'être même attirés de côté par les atomes polaires.- Un exemple d'illustration est la molécule NaCl (chlorure de sodium). Le chlore est si électronégatif qu'il attire les deux électrons de la liaison vers lui laissant le sodium avec une charge positive.
- La molécule NaCI peut être brisée par une molécule polaire, par exemple H2O (l'eau). Dans une molécule d'eau, l'hydrogène de la molécule est positif et l'oxygène est négatif. Lorsque vous mélangez de l'eau et du sel, l'eau brise les molécules de sel en le dissolvant.
Si la différence est comprise entre 1,6 et 2, vérifiez s'il y a un métal. S'il y a un métal dans la liaison, alors il s'agit d'une liaison ionique. S'il y a que des non-métaux, alors il s'agit d'une liaison covalente polaire.- La plupart des atomes des métaux se situent sur le côté gauche et au milieu du tableau périodique. Cette page affiche un tableau qui différencie par la couleur les atomes métalliques [5].
- Notre exemple ci-dessus de la molécule HF correspond à cet intervalle. Puisque l'hydrogène et le fluor ne sont pas des métaux, ils ont donc une liaison covalente polaire.
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Trouvez la première énergie d'ionisation de votre atome. L'électronégativité de Mulliken est une autre manière un peu différente de mesurer l'électronégativité qui est utilisée dans le tableau de Pauling. Pour trouver l'électronégativité de Mulliken pour un certain atome, trouvez la première énergie d'ionisation de cet atome. C'est l'énergie nécessaire pour faire décharger un électron de l'atome.- C'est une donnée que vous devez probablement rechercher dans les matériels de référence chimique. Ce site comporte un tableau que vous pouvez utiliser pour trouver la valeur de l'énergie d'ionisation (faites défiler la page pour trouver le tableau [6]).
- À titre d'exemple, supposons que nous essayons de trouver l'électronégativité du magnésium (Mg). Dans le tableau qui s'affiche sur le site fourni ci-dessus, nous pouvons voir que sa première ionisation est de 738 kJ/mol.
Trouvez l'affinité électronique de l'atome. C'est la quantité d'énergie obtenue lorsqu'un électron est ajouté à un atome pour former un ion négatif. C'est aussi une donnée que vous devez rechercher dans les matériels de référence. cite_note-ChimieInorganique-4 Ce site comporte des informations que vous pouvez utiliser [7].- L'affinité électronique du lithium (Li) est de 60 KJ mol-1 comme vous pouvez le voir.
Résolvez l'équation de l'électronégativité de Mulliken. Lorsque vous utilisez l'unité kJ/mol pour les énergies, l'équation de l'électronégativité de Mulliken est ENMulliken = (1,97×10-3)(Ei+Eea) + 0,19. Remplacez vos valeurs dans l'équation et résolvez ENMulliken.- Dans notre exemple, nous résoudrons comme ceci :
- ENMulliken = (1,97×10-3)(Ei+Eea) + 0,19
- ENMulliken = (1,97×10-3)(520 + 60) + 0,19
- ENMulliken = 1,143 + 0,19 = 1,333
Publicité- Dans notre exemple, nous résoudrons comme ceci :
Conseils
- Outre les échelles de Pauling et de Mulliken, il existe d'autres échelles d'électronégativité y compris l'échelle d'Allred–Rochow, l'échelle de Sanderson et l'échelle d'Allen. Ces échelles possèdent leurs propres équations pour le calcul de l'électronégativité (dont certains peuvent être plutôt complexes).
- L'électronégativité n'a pas d'unité.
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Références
- ↑ http://www.physique-liotier.org/wp-content/uploads/comp1_cours.pdf
- ↑ http://www.elementschimiques.fr/?fr/proprietes/chimiques/electronegativite-pauling
- ↑ http://physiqueetchimie.free.fr/CahierTexte-1s/documents-1s/t2_st2_1_liaisons%20covalentes%20polaires%20ou%20apolaires%20-%20ioniques/t2_st2_1_liaisons%20covalentes%20polaires%20ou%20apolaires%20-%20ioniques.htm
- ↑ http://physiqueetchimie.free.fr/CahierTexte-1s/documents-1s/t2_st2_1_liaisons%20covalentes%20polaires%20ou%20apolaires%20-%20ioniques/t2_st2_1_liaisons%20covalentes%20polaires%20ou%20apolaires%20-%20ioniques.htm
- ↑ http://www.elementschimiques.fr/?fr/proprietes/chimiques/electronegativite-pauling
- ↑ http://www.techno-science.net/?onglet=glossaire&definition=8062
- ↑ http://fr.wikipedia.org/wiki/Affinit%C3%A9_%C3%A9lectronique#cite_note-ChimieInorganique-4
- http://www.elementschimiques.fr/?fr/proprietes/chimiques/electronegativite-pauling
À propos de ce How.com.vn
Master en sciences et gestion de l’environnement
Cet article a été coécrit par Bess Ruff, MA. Bess Ruff est doctorante en géographie à l'université d'État de Floride. Elle a obtenu un master en sciences et gestion de l'environnement à l'université de Californie, Santa Barbara, en 2016. Elle a aussi mené des enquêtes pour des projets de planification des espaces marins dans les Caraïbes et a contribué à la recherche en tant que boursière d'études supérieures pour Sustainable Fisheries Group. Cet article a été consulté 93 966 fois.
Catégories: Chimie
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