Transcript Cours 22 - Yann ANGELI

Chimie générale - Atomistique
Caractéristiques des molécules
Electronégativité
L’électronégativité (χ) d’un atome engagé dans une molécule mesure
son pouvoir d’attirer les électrons de la liaison. Sa valeur est déterminée
entre autre selon l’échelle de Mulliken ou de Pauling.
Mulliken définit l’électronégativité à partir de la moyenne arithmétique de
l’énergie d’ionisation (EI1) et l’affinité électronique (AE).
X = ½ k(EI1 + AE)
k est une constante et sa valeur est égale à 0,317 (eV)-1 lorsque EI1 et
AE sont en eV.
Selon Pauling, la différence d’électronégativité entre deux atomes A et B
dépend des énergies de dissociation des liaisons A-B, A2 et B2 .
│XA - XB│ = 0,102 [ DA-B - (DA-A . DB-B )½ ] ½
XA et XB sont les électronégativités de A et B; DA-B, DA-A et DB-B sont
les énergies de dissociation des liaisons AB, A2 et B2 exprimées en
kJ/mol.
La différence d’électronégativité entre les atomes d’une molécule se
traduit par l’établissement de liaisons covalentes à caractère ionique. Dans
ces cas, le doublet de la liaison est localisé du côté de l’atome le plus
électronégatif.
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Remarque :
En considérant que le fluor est l’élément le plus électronégatif du
tableau périodique ( X= 4), l’électronégativité croit avec Z dans une même
période et diminue le long d’une même colonne lorsque Z augmente.
La nature de la liaison entre deux atomes A et B dépend de la
différence de leurs électronégativités (│∆χ│):
│∆χ│< 0,5, la liaison est covalente.
Exemples: Cl2; HI.
-
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0,5 <│∆χ│< 1,5 (parfois 1,7), la liaison est covalente à
caractère ionique (liaison covalente polarisée).
Exemples: HCl; HBr.
-
- │∆χ│ > 1,5 (parfois 1,7), la liaison est ionique.
Exemples: NaCl; HF.
Moment dipolaire d’une liaison
Dans le cas d’une molécule hétéronucléaire A—B, la différence
d’électronégativité entre les atomes A et B engendre une polarisation et
par conséquent l’apparition d’un dipôle électrique.
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Dans ce cas, la liaison est caractérisée par un moment dipolaire
µ = q .d
q est la charge partielle, elle est comprise entre 0 et e.
d est la distance entre les centres de charge (longueur de la liaison).
µ est exprimé en Coulomb. mètre (C.m) ou en Debye (D).
1
1 D = 3 10-29 C.m
Exemple :
Moment dipolaire de la molécule HF :
q = 7,174 10−20 C ;
d = 0,92 10−10 m ;
µ = d = 6,6 10−30 C.m = 1,98 D
Caractère ionique d’une liaison covalente
Le caractère ionique CI d’une liaison correspond au rapport :
µ
CI = µi . 100
µ et µi sont respectivement les moments dipolaires expérimental
(µ= │q│.d ) et ionique (µi = e.d ).
Finalement,
Remarque :
La polarité des liaisons d’une molécule peut conduire à l’existence
d’un moment dipolaire global qui est égal à la somme vectorielle des
moments dipolaires des liaisons.
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Lorsque le moment global est nul, la molécule est apolaire (ou non
polaire) ; dans le cas contraire la molécule est polaire.
-
Exemples :
Caractère ionique de HF
CI = (7,174 10−20 / 1,602 10−19 )x100 = 44,78 ; la molécule
est polaire.
-
Moment dipolaire global (µG) de H2O
On note que HÔH = α = 104,5°
Sachant que µO-H = 1, 51 D donc µG = 1,85 D
En conclusion, H2O est une molécule polaire. Par comparaison à
d’autres solvants usuels, l’eau se distingue par une réactivité une
température d’ébullition élevées.
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