1) électronégativité :

L’électronégativité d’un atome représente sa capacité à attirer à lui les électrons lors de

la formation d’une liaison chimique avec un autre atome. Plus l’électronégativité d’un

électron est grande, plus celui-ci attire les électrons de la liaison.

Le chimiste américain Linus Pauling (1901-1994) a eu l'idée de quantifier cette électronégativité par

des valeurs numériques sur une échelle s'étendant arbitrairement de 0 à 4. Mais il y a de nombreux

autres auteurs qui ont proposés eux aussi leur échelle d'électronégativité... Ainsi, l’électronégativité est

un concept somme toute « subjectif ». Ce n’est pas une grandeur qui se mesure de façon objective.

H 2,2

He

Li 0,98

Be 1,57

B 2,04

C 2,55

N 3,04

O 3,44

F 3,98

Ne

Na 0,93

Mg 1,31

Al 1,61

Si 1,9

P 2,19

S 2,58

Cl 3,16

Ar

K 0,82

Ca 1

Sc 1,36

Ti 1,54

V 1,63

Cr 1,66

Mn 1,55

Fe 1,83

Co 1,88

Ni 1,91

Cu 1,9

Zn 1,65

Ga 1,81

Ge 2,01

As 2,18

Se 2,55

Br 2,96

Kr

Rb 0,82

Sr 0,95

Y 1,22

Zr 1,33

Nb 1,6

Mo 2,16

Tc 2,1

Ru 2,2

Rh 2,28

Pd 2,2

Ag 1,93

Cd 1,69

In 1,78

Sn 1,96

Sb 2,05

Te 2,1

I 2,66

Xe 2,6

Dans une même ligne l’électronégativité augmente de gauche à droite et dans une même colonne, elle

augmente de bas en haut.

Remarque : on peut comprendre aisément pourquoi l’électronégativité est ainsi distribuée dans le tableau périodique des

éléments : voir document annexe.

2) électronégativité et liaisons chimiques :

a) électronégativités identiques ou voisines liaison apolaire :

Si les atomes établissant la liaison sont identiques (cas de la molécule H2 par

exemple), alors les deux électrons constituant la liaison covalente sont

symétriquement répartis. La liaison est dite « apolaire ».

Si les atomes établissant la liaison ne sont pas identiques (cas des liaisons C-H

de la molécule CH4 par exemple), alors les deux électrons constituant la liaison

covalente sont un peu plus attirés par l’atome le plus électronégatif (ici, C).

Cet atome porte alors une toute petite charge partielle négative l’atome un peu

moins électronégatif porte une toute petite charge partielle positive. Mais cette

différence est très faible de sorte que l’on peut dire que dans ce type de

liaisons, les électrons sont répartis de façon quasi symétrique. La faible valeur

de cette charge partielle n’est généralement pas représentée et la liaison est

dite « apolaire ».

COMP.1 Liaisons chimiques – cours

L. Pauling

b) électronégativités assez différentes liaison polarisée :

Si les atomes établissant la liaison ne sont pas identiques et si un des atomes

est bien plus électronégatif que l’autre alors, cet atome portera une charge

partielle négative non négligeable notée - alors que l’atome moins

électronégatif portera la charge partielle opposée +.

Les électrons ne sont plus répartis de façon symétrique. La liaison est dite

« polarisée».

Remarque : on parle alors de « dipôle électrique » c'est-à-dire de l’ensemble de deux charges opposées séparées d’une distance

d. Ce dipôle est représenté par son moment dipolaire colinéaire à la liaison et orienté du pôle - vers le pôle +. Ce moment

dipolaire se mesure en debye D.

Exemples de liaisons polarisées :

Liaisons : C - H C - O C - Cl Cl - H N - H O - H

Moment dipolaire en D : 0 0,75 1,57 1,07 1,31 1,51

c) électronégativités très différentes liaison ionique :

Lorsque les atomes ont des électronégativités vraiment trop différentes alors ils

n’arrivent plus à partager le doublet d’électrons de la liaison. L’atome le plus

électronégatif se l’approprie complètement.

Ainsi, les deux atomes se transforment en ions. La liaison est dite « ionique ».

C’est par exemple le cas du chlorure de sodium NaCl. L’élément Cl est bien plus électronégatif que

l’atome Na. Il s’approprie le doublet mis qui aurait dû être mis en commun : Cl se transforme en ion Cl-

et Na en ion Na+.

3) molécules polarisées :

Pour une molécule polyatomique, le moment dipolaire est la somme géométrique des moments

dipolaires associés à chacune des liaisons de la molécule.

Il est donc essentiel de connaître la géométrie de la molécule pour savoir si celle-ci sera polaire ou non.

a) les polarités des liaisons se compensent molécule Apolaire :

Dans la molécule de CO2 les deux liaisons sont polarisées car O est bien

plus électronégatif que C. Mais comme la molécule est linéaire, le

moment dipolaire résultant est nul.

La molécule de dioxyde de carbone est donc apolaire.

b) les polarités des liaisons ne se compensent pas molécule polaire :

Dans la molécule de H2O les deux liaisons sont polarisées car O est

bien plus électronégatif que H. Et comme la molécule est coudée, le

moment dipolaire résultant n’est pas nul.

La molécule de dioxyde de carbone est donc polaire.

4) cohésion des solides ioniques :

a) interaction électrostatique : (voir fiche interactions)

En 1785, Charles Coulomb établit la loi des interactions électrostatiques.

Deux corps ponctuels A et B, séparés d’une distance d et portant les charges électrique qA et qB, exercent

l’un sur l’autre des forces et

telles que = -

Direction : droite AB

Sens : forces attractives si les charges sont de signes opposés et forces répulsives si les charges sont

de mêmes signes.

Valeur :

= =

k = 9.109 N.m2.C-2

b) cohésion des solides ioniques :

Un solide ionique est constitué d’anions et de cations assimilés à des

sphères dures et disposées régulièrement dans l’espace. Un solide

ionique est électriquement neutre.

La formule d’un solide ionique est appelée formule statistique. Elle

indique la nature et la proportion des ions présents.

Exemple :

Na2SO4 est constitué de 2 ions sodium Na+ pour 1 ion sulfate SO42-

Na2SO4

Ce solide ionique se nomme : sulfate de sodium

Dans un cristal ionique chaque ion s’entoure d’ions de signes opposés.

L’interaction électrostatique existant entre ces ions de charges contraires

assure la cohésion du solide ionique.

C. Coulomb

C C

m N N

5) cohésion des solides moléculaires :

a) cohésion des solides moléculaires :

Un solide ou un cristal moléculaire est constitué de molécules régulièrement disposées dans l’espace.

La cohésion des solides moléculaires est assurée par deux types d’interaction intermoléculaires :

Les interactions de Van der Waals ;

Les liaisons hydrogène.

Ces interactions sont beaucoup moins importantes que celles rencontrées dans les solides ioniques c’est pour cette

raison que les températures de fusion des solides moléculaires sont bien moins importantes que celles des solides

ioniques.

b) interaction de van der waals :

Les interactions de Van der Waals sont des interactions entre dipôles électriques permanents ou

instantanés.

Deux cas se présentent selon que la molécule est polaire ou apolaire.

Cas des molécules polaires :

Prenons l’exemple de la molécule de chlorure d’iode ICl.

Si on se réfère aux valeurs d’électronégativités (voir tableau en début de chapitre), on s’aperçoit que la

molécule ICl est polarisée et que la charge partielle négative est portée par l’atome de chlore. Le moment

dipolaire de cette molécule est de 1,5 D.

Dans le chlorure d’iode solide, les molécules I–Cl s’oriente de

sorte que l’atome Cl (pôle négatif) d’une molécule soit toujours

voisin de l’atome d’iode (pôle positif) de la molécule suivante.

Les interactions électrostatiques entre ces dipôles permanents

assurent la cohésion du solide moléculaire.

Cas des molécules apolaires :

Prenons l’exemple de la molécule de diiode I2.

Cette molécule est apolaire puisque les deux atomes mis en jeu ont la même

électronégativité.

Dans la molécule de diiode, les électrons du doublet n’ont pas de position

définie et sont en mouvement permanent aussi souvent près d’un noyau

que de l’autre, au sein du « nuage électronique ».

Dans cette molécule, les électrons se situent statistiquement aussi

souvent près d’un noyau que de l’autre, c’est pourquoi ont dit que la

molécule de diiode est apolaire.

En revanche, à un instant donné, les électrons peuvent être plus proches

de l’un des deux noyaux. Un dipôle instantané apparaît alors au sein de

la molécule.

Lorsqu’un dipôle instantané apparaît ainsi, il polarise par influence la molécule de diiode voisine en

déformant son nuage électronique. Ces polarisations instantanées changent à tout instant.

Les dipôles instantanés qui apparaissent ainsi au sein de toutes les molécules du solide interagissent. Ces

interactions électrostatiques changent à tout instant mais leur effet global est permanent.

Les interactions électrostatiques entre ces dipôles instantanés assurent la cohésion du solide

moléculaire.

c) liaison hydrogène :

Dans certains cas, des interactions attractives supplémentaires s’ajoutent aux interactions de Van der

Waals : ce sont les liaisons hydrogène.

Une liaison hydrogène se forme lorsqu’un atome

d’hydrogène lié (au sein d’une molécule) à un atome A

très fortement électronégatif interagit avec un atome B

également très électronégatif et porteur d’un doublet

non liant.

Toute molécule qui possède des groupes –O-H présente des liaisons hydrogène qui vont participer, en

plus des liaisons de Van der Waals, à la cohésion du solide moléculaire.

C’est le cas, par exemple, de l’éthanol C2H5-OH ou de la glace H2O.

Les liaisons hydrogène peuvent aussi s’établir entre les molécules d’espèces liquides.

Polarisation des molécules de diiode dans le

cristal de diiode à l’instant t

Polarisation des molécules de diiode dans le

cristal de diiode à l’instant t’