Au programme de ce chapitre
- I. L'électronégativité
- II. Trois types de liaisons selon ΔEN
- III. Les composés ioniques
- Savoir-faire
- Exercices types corrigés
- Teste-toi — vrai ou faux ?
- Pièges fréquents et astuces
- À retenir
La définition à retenir
Définition L'électronégativité (EN) d'un atome mesure sa tendance à attirer vers lui les électrons d'une liaison. On utilise l'échelle de Pauling, sans unité, qui va de 0,7 (césium) à 4,0 (fluor).
Dans le tableau périodique, l'électronégativité augmente de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans un groupe. Les non-métaux sont très électronégatifs, les métaux peu.
Dans le tableau périodique, l'électronégativité augmente de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans un groupe. Les non-métaux sont très électronégatifs, les métaux peu.
Un exemple corrigé
Exemple
- Cl2 : ΔEN = 3,0 − 3,0 = 0 → covalente pure.
- HCl : ΔEN = 3,0 − 2,1 = 0,9 → covalente polarisée, Hδ+–Clδ−.
- H2O : O–H, ΔEN = 3,5 − 2,1 = 1,4 → covalente polarisée, l'oxygène porte δ−.
- NaCl : ΔEN = 3,0 − 0,9 = 2,1 → ionique.
- MgO : ΔEN = 3,5 − 1,2 = 2,3 → ionique (ions Mg2+ et O2−).
- C–H : ΔEN = 2,5 − 2,1 = 0,4 → très faiblement polarisée ; en pratique, on la considère souvent comme apolaire.
Lexique
- électronégativité
- tendance d'un atome à attirer les électrons d'une liaison
- liaison covalente polarisée
- liaison covalente où le doublet est attiré vers l'atome le plus électronégatif
- charge partielle
- charge δ+ ou δ−, plus petite que celle d'un ion, portée par un atome d'une liaison polarisée
- liaison ionique
- attraction entre ions de charges opposées formés par transfert d'électrons
- réseau cristallin
- empilement régulier d'ions (ou d'atomes, de molécules) dans un solide
Les erreurs fréquentes à éviter
Piège — calculer ΔEN avec les mauvais atomes. Dans H2O, il y a deux liaisons O–H : on calcule ΔEN pour une liaison (3,5 − 2,1 = 1,4), pas pour la molécule entière. Et on soustrait toujours la petite valeur de la grande, pour garder un résultat positif.
Piège — confondre polarisée et ionique. Dans HCl, il n'y a pas d'ions : le doublet est seulement déplacé vers Cl, qui porte δ−. Des ions complets (Na+ et Cl−) n'apparaissent que si ΔEN est de 1,7 ou plus.
Attention Les limites 0 et 1,7 sont des conventions : on passe progressivement d'une liaison purement covalente à une liaison ionique. Certains manuels parlent de liaison « covalente pure » jusqu'à ΔEN = 0,4. Retiens surtout l'idée : plus ΔEN est grand, plus la liaison est polarisée. En règle générale, métal + non-métal donne une liaison ionique ; non-métal + non-métal donne une liaison covalente.
L'astuce du prof
Astuce. Repère rapide : métal + non-métal donne en général une liaison ionique ; non-métal + non-métal donne une liaison covalente. Vérifie ensuite avec ΔEN.
Exercices corrigés
Cherche d'abord seul, puis ouvre la correction.
Exercice 1 — Classer trois liaisons
Classe chaque liaison (covalente pure, covalente polarisée ou ionique) avec ΔEN : a) O=O dans O2 ; b) C–Cl dans CCl4 ; c) K–Cl dans KCl. (EN : O 3,5 ; C 2,5 ; Cl 3,0 ; K 0,8)
Voir la correction
Je calcule ΔEN pour chaque liaison. a) Les deux atomes sont identiques : ΔEN = 0, liaison covalente pure. b) ΔEN = 3,0 − 2,5 = 0,5, liaison covalente polarisée. c) ΔEN = 3,0 − 0,8 = 2,2, supérieur à 1,7 : liaison ionique.
Exercice 2 — Où sont les charges partielles ?
Pour C–F, N–O et O–H, indique l'atome qui porte δ−, puis classe ces trois liaisons de la moins polarisée à la plus polarisée. (EN : C 2,5 ; F 4,0 ; N 3,0 ; O 3,5 ; H 2,1)
Voir la correction
δ− se place sur l'atome le plus électronégatif : le fluor dans C–F, l'oxygène dans N–O et l'oxygène dans O–H. Les différences valent : C–F 4,0 − 2,5 = 1,5 ; N–O 3,5 − 3,0 = 0,5 ; O–H 3,5 − 2,1 = 1,4. Du moins au plus polarisé : N–O (0,5), puis O–H (1,4), puis C–F (1,5).