Électronégativité :
* Définition : L'électronégativité est la mesure de la capacité d'un atome à attirer des électrons vers lui lorsqu'il se trouve dans une liaison chimique.
* Tendances : L'électronégativité augmente généralement sur une période (de gauche à droite) et diminue d'un groupe (de haut en bas) sur le tableau périodique.
Types de liaisons et différences d'électronégativité :
* Liaisons covalentes non polaires : Lorsque la différence d’électronégativité entre deux atomes est très faible (généralement inférieure à 0,5), les électrons sont partagés à parts égales. Cela crée une liaison covalente non polaire. Exemple :Cl-Cl dans du chlore gazeux (Cl₂).
* Liaisons covalentes polaires : Lorsque la différence d’électronégativité entre deux atomes est modérée (entre 0,5 et 1,7), les électrons sont inégalement partagés. Cela crée une liaison covalente polaire, dans laquelle un atome a une charge légèrement négative (δ-) et l'autre une charge légèrement positive (δ+). Exemple :H-Cl dans du chlorure d’hydrogène (HCl).
* Liaisons ioniques : Lorsque la différence d’électronégativité entre deux atomes est grande (supérieure à 1,7), les électrons sont essentiellement transférés d’un atome à l’autre. Cela crée une liaison ionique, résultant en un cation chargé positivement et un anion chargé négativement. Exemple :Na-Cl dans du chlorure de sodium (NaCl).
Utiliser l'électronégativité pour déterminer les types de liaisons :
1. Trouvez les valeurs d'électronégativité : Recherchez les valeurs d’électronégativité des deux atomes en question. Vous pouvez trouver ces valeurs dans un manuel, en ligne ou sur le tableau périodique.
2. Calculez la différence : Soustrayez la plus petite valeur d’électronégativité de la plus grande.
3. Interprétez la différence :
* Différence <0,5 :liaison covalente non polaire
* 0,5
Considérations importantes :
* Polarité de la liaison : Plus la différence d’électronégativité est grande, plus la liaison est polaire. Cela signifie qu’il y a une plus grande séparation des charges entre les atomes.
* Force de liaison : Les liaisons ioniques sont généralement plus fortes que les liaisons covalentes en raison du transfert complet des électrons.
* Exceptions : Il existe quelques exceptions à ces règles, notamment pour les éléments situés au milieu du tableau périodique.
Exemple :
Considérons la liaison dans le dioxyde de carbone (CO₂).
* Electronégativité du Carbone (C) :2,55
* Electronégativité de l'Oxygène (O) :3,44
Différence =3,44 - 2,55 =0,89
La différence d'électronégativité est comprise entre 0,5 et 1,7, donc les liaisons dans CO₂ sont covalentes polaires .
