ÉCHELLE DE PAULING: ÉLECTRONÉGATIVITÉ ET DIFFÉRENCE D'ÉNERGIE - CHIMIE - 2025

L' échelle de Pauling est une échelle arbitraire utilisée en chimie pour exprimer l'électronégativité des éléments. Ceci est défini comme la tendance d'un certain atome à attirer des électrons lorsqu'il se combine avec un autre atome.

En ce sens, les éléments à forte électronégativité ont tendance à gagner facilement des électrons. Ce sont les non-métaux, alors que pour leur part, moins électronégatifs comme les métaux, il est plus facile de renoncer aux électrons.

Figure 1. Échelle de Pauling. Source: Wikimedia Commons.

Par conséquent, connaissant l'électronégativité d'un élément, on a une idée du type de liaison qu'il est capable de former lorsqu'il est combiné avec un autre. Nous verrons cela avec un exemple numérique plus tard.

Avec cette information, il est possible de prédire bon nombre des propriétés d'un composé, ce qui est très utile en chimie expérimentale et en science des matériaux, où de nouveaux composés sont continuellement créés.

Cependant, il convient de préciser qu'en dépit de son importance, il n'existe pas de moyen unique de déterminer l'électronégativité; L'échelle de Pauling n'est que l'une des différentes manières proposées pour la trouver, bien qu'elle soit l'une des plus utilisées.

En fait, celui de Pauling est une échelle arbitraire dans laquelle une valeur numérique est attribuée à chaque élément du tableau périodique, ce qui reflète son électronégativité. Nous le voyons dans la figure 1, où nous avons l'électronégativité de chaque élément, telle qu'attribuée par le double lauréat du prix Nobel Linus Pauling (1901-1994) vers 1939.

L'électronégativité des éléments

Pauling, avec Don M. Yost, a trouvé les valeurs d'électronégativité empiriquement, grâce à des données expérimentales obtenues en mesurant les énergies de liaison.

Pauling a attribué à l'élément fluor - au-dessus et à droite du tableau de la figure 1 - l'électronégativité la plus élevée, avec le nombre 4,0. Ainsi, lorsque le fluor forme des liaisons, il présente la plus forte tendance à attirer les électrons de tous les éléments.

Le deuxième est l'oxygène avec 3,5 et le troisième est l'azote avec 3,0. Les deux sont situés en haut et à droite du tableau.

En revanche, à l'extrémité opposée, l'élément le moins électronégatif est le césium, dont le symbole est Cs, situé à gauche du tableau, auquel Pauling a attribué le numéro 0,7.

Électronégativité dans le tableau périodique

En termes généraux, et comme on peut le voir sur la figure 1, l'électronégativité - et l'énergie d'ionisation - augmente de gauche à droite dans le tableau périodique. La tendance générale indique également une baisse lors des mouvements de haut en bas.

Par conséquent, nous aurons les éléments les plus électronégatifs dans le coin supérieur droit du tableau: fluor, oxygène, chlore, azote. Le moins électronégatif - ou le plus électropositif si vous préférez - se trouvera à gauche: le lithium, le sodium, le potassium et les autres éléments du groupe 1 - la colonne à l'extrême gauche, correspondant aux métaux alcalins et alcalino-terreux.

Dans chaque colonne, l'électronégativité diminue au fur et à mesure que le numéro atomique de l'élément augmente, sauf pour les métaux de transition au centre, qui ne suivent pas cette tendance.

Un point important à noter est que l'électronégativité est relative, ce n'est pas une propriété invariable de chaque élément, et elle n'est mesurée que par rapport aux autres éléments. Cela dépend beaucoup de l'état d'oxydation, donc le même élément peut présenter une électronégativité différente, en fonction du type de composé qu'il forme.

Différence d'énergie de liaison

Figure 2. Le chimiste américain Linus Pauling en 1955. Source: Wikimedia Commons.

En chimie, une liaison est la manière dont des atomes, identiques ou différents, se rejoignent pour former des molécules. Des forces apparaissent entre les atomes qui les maintiennent ensemble de manière stable.

Il existe plusieurs types de liens, mais ici deux sont considérés:

-Covalent, dans lequel des atomes d'électronégativités similaires partagent une paire d'électrons.

-Ionique, fréquente entre les atomes avec des électronégativités différentes dans lesquelles l'attraction électrostatique prévaut.

Supposons que deux éléments A et B puissent former des molécules entre eux, notées AA et BB. Et ils sont également capables de se joindre pour former un composé AB, le tout par une sorte de liaison.

Grâce à la participation de forces intermoléculaires, il y a de l'énergie dans la liaison. Par exemple, l'énergie dans la liaison AA est E _AA, dans la liaison BB c'est EBB et enfin dans le composé AB c'est E _AB.

Si la molécule AB a été formée par une liaison covalente, l'énergie de liaison est théoriquement la moyenne des énergies E _AA et E _BB:

E _AB = ½ (E _AA + E _BB)

Pauling a calculé E _AB pour divers composés, l'a mesuré expérimentalement et a déterminé la différence entre les deux valeurs, qu'il a nommées Δ:

Δ = - (E _AB) mesuré - (E _AB) théorique- = - (E _AB) mesuré - ½ (E _AA + E _BB) -

Pauling a raisonné ainsi: si Δ est très proche de 0, cela signifie que les électronégativités des deux éléments sont similaires et que la liaison qui les unit est covalente. Mais si Δ n'est pas petit, alors la liaison entre A et B n'est pas purement covalente.

Plus la valeur absolue de Δ est grande, plus la différence entre l'électronégativité des éléments A et B est grande et donc la liaison qui les unit sera de type ionique. Plus tard, le lecteur trouvera un exemple dans lequel, en calculant Δ, il est possible de déterminer le type de liaison d'un composé.

Equations pour l'électronégativité

En supposant que la différence d'énergies est le signal qui distingue la nature du lien, Pauling a mené de nombreuses expériences qui l'ont conduit à créer une expression empirique des électronégativités relatives de deux éléments A et B qui forment une molécule.

En désignant cette électronégativité comme χ (lettre grecque "chi"), Pauling a défini Δ comme suit:

f ² Δ = ²

χ (A) - χ (B) = f√Δ = 0,102√Δ

Notez que Δ est une quantité positive. Le facteur f = 0,102 qui apparaît en multipliant la racine carrée de Δ est le facteur de conversion entre kJ (kilojoules) et eV (électron-volt), deux unités d'énergie.

Si à la place on utilise des kilocalories et des électron-volt, la différence d'électronégativités est exprimée avec une formule similaire mais avec f = 0,208:

χ (A) - χ (B) = 0,208√Δ

Pauling a commencé par attribuer à l'hydrogène une valeur de 2,1, une valeur précédemment obtenue par le chimiste Robert Mulliken. Il a choisi cet élément comme point de départ car il forme des liaisons covalentes avec de nombreux autres.

En utilisant l'équation précédente, il a continué à attribuer des valeurs relatives au reste des éléments. Il s'est ainsi rendu compte que l'électronégativité augmente en se déplaçant de gauche à droite et de haut en bas dans le tableau périodique, comme décrit dans la section précédente.

Exemple

Voici une liste d'éléments: N, J, Y et M et leurs électronégativités respectives Χ selon l'échelle de Pauling:

- N: Χ = 4,0

- J: Χ = 1,5

- Y: Χ = 0,9

- M: Χ = 1,6

Parmi les composés suivants formés avec eux:

YJ, YN, MN et JM

Indiquez celui qui a le caractère ionique le plus élevé et celui dont la nature est covalente. Justifiez votre réponse.

Solution

Selon les critères établis par Pauling, le composé avec le caractère ionique le plus élevé sera celui avec la plus grande différence entre les électronégativités, et donc une plus grande valeur de Δ. Pour sa part, le composé avec la différence d'énergie la plus faible est celui avec une liaison covalente.

Ensuite, nous calculerons la valeur de Δ pour chaque composé, comme suit:

Composite YJ

Δ = ² = (0,9 - 1,5) ² = 0,36

Composite YN

Δ = ² = (0,9 - 4,0) ² = 9,61

MN composite

Δ = ² = (1,6 - 4,0) ² = 5,76

Composite JM

Δ = ² = (1,5 - 1,6) ² = 0,01

D'après les résultats ci-dessus, il est clair que le composé ionique est YN, dont Δ = 9,61, tandis que le composé covalent est JM, avec Δ = 0,01.

Références

1. Libretexts de chimie. Pauling Electronegativity. Récupéré de: chem.libretexts.org.
2. Livre d'or de l'IUPAC. Électronégativité. Récupéré de: goldbook.iupac.org.
3. Salas-Banuet, G. L'électronégativité incomprise. Récupéré de: scielo.org.
4. Textes scientifiques. Électronégativité. Récupéré de: textcientificos.com.
5. Whitten, K. 2010. Chimie. 9ème. Ed. Brooks / Cole. Apprentissage Cengage.
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