Voir la source de Électronégativité

{{Sources à lier|date=novembre 2019}}
[[Fichier:Dipoli acqua.png|vignette|Dipôle permanent de la [[molécule]] d'[[eau]].]]
En [[chimie]], l''''électronégativité''' d'un [[atome]] est une [[grandeur physique]] qui caractérise sa capacité à attirer le doublet d'[[électron]]s partagés lors de la formation d'une [[liaison chimique]] avec un autre atome. La différence d'électronégativité entre ces deux atomes détermine la nature de la liaison : liaison covalente apolaire lorsque la différence est nulle ou faible, liaison covalente polaire quand la différence est moyenne, et [[liaison ionique]] quand la différence est tellement forte qu'un des atomes a attiré complètement, ou presque, les électrons de la liaison. Dans le dernier cas les atomes sont devenus des [[Ion|ions]] et portent des charges électriques entières, ou presque. La notion d'électronégativité, qui décrit le comportement des électrons dans une liaison chimique, ne doit pas être confondue avec celle d'[[affinité électronique]].

Le concept d’électronégativité est introduit pour la première fois par [[Jöns Jacob Berzelius]] en 1835. Par la suite, [[Linus Pauling]] améliore ce concept et en déduit que l’électronégativité repose plutôt sur l’existence des liaisons ioniques et covalentes, contrairement à ce que Berzelius avait trouvé auparavant<ref>[http://www.sciences-en-ligne.com/DIST/Data/Ressources/lic2/chimie/chi_gen/chimie_structurale/atomistique/electroneg.htm].</ref>.

L'électronégativité est notée <math>\chi_\text{X}</math> où <math>\rm X</math> est le symbole de l'élément considéré. Plus <math>\chi_\text{X}</math> est grand et plus l'élément est susceptible d'attirer des électrons à lui dans une liaison chimique.

== Électropositivité ==
Le terme d'électropositivité est parfois employé comme l'opposé de l'électronégativité. C'est-à-dire que plus un atome est électropositif, moins il est électronégatif. Néanmoins, ces deux termes renvoient au même concept d'électronégativité, ce qui fait que les mots « électropositif » ou « électropositivité » sont d'une utilité très limitée. Un atome est dit électropositif quand il tend à perdre facilement un ou plusieurs électrons pour se transformer en [[cation]]. Par exemple, les [[métaux alcalins]] sont très électropositifs par rapport aux autres métaux<ref>{{Ouvrage|auteur1=Georges Guinier|titre=Éléments de physique moderne théorique|éditeur=[[Éditions Bordas|Bordas]]|année=1950|passage=167}}.</ref>.

== Électronégativité et types de liaisons chimiques ==
Pour calculer les écarts d’électronégativité des éléments, l’[[échelle de Pauling]] est généralement la plus utilisée. Dans le [[tableau périodique]], l’électronégativité augmente
de gauche à droite le long d’une période et de bas en haut le long d’une famille. Ainsi le [[fluor]], en haut à droite du tableau périodique, est l'élément le plus électronégatif avec une valeur de {{formatnum:3.98}} tandis que le [[francium]], en bas à gauche, est le moins électronégatif avec une valeur de {{formatnum:0.7}}. Les différences d’électronégativité permettent d’identifier les liaisons covalentes non polarisées, les liaisons covalentes polarisées et les liaisons de [[coordinence]] (ou coordination). L’électronégativité permet d’identifier les charges partielles des atomes d’une molécule donnée. Les symboles δ+ et δ- représentent respectivement les [[charge partielle|charges partielles]] positives et
négatives d’une liaison dont l'atome le plus électronégatif porte la charge partielle négative.

Il y a trois types de liaisons covalentes :

* le premier type est la liaison covalente non polarisée qui possède un nuage électronique relativement symétrique. Dans ce cas, l’attraction des électrons vers les noyaux des deux atomes en question est approximativement égale. Cela correspond à une différence d’électronégativité Δ''Ε''n ≤ 0,4 (voir l'article sur la [[Polarité_(chimie)|polarité chimique]])  ;

* le deuxième type est la liaison covalente polarisée (0,4 < Δ''Ε''n < 1,7, voir la [[Polarité_(chimie)|polarité chimique]]). Une molécule est polaire si elle possède un moment dipolaire. Un moment dipolaire est une représentation vectorielle de la répartition des charges partielles sur une distance donnée. Cette liaison possède une distribution de charges inégales entre les deux atomes qui la forment en raison de la différence d’électronégativité de ses atomes. Le moment dipolaire est représenté par un vecteur dont la flèche part de l’atome le moins électronégatif vers l’atome le plus électronégatif. Les symboles δ+ et δ- représentent respectivement les charges partielles positives et négatives de la liaison dont l'atome le plus électronégatif porte la charge partielle négative. Il y a donc une attraction inégale des électrons vers les noyaux des deux atomes. Dans ce type de liaison, le nuage électronique n’est pas symétrique comme le premier type de liaison ;

* le dernier type de liaison covalente est celui de coordinence. Dans ce type de liaison covalente, il y a un partage d’électrons entre deux atomes. Par contre, le doublet d’électrons formant la liaison provient d’un seul des deux atomes. Autrement dit, les deux électrons partagés viennent du même atome. Hors du cas particulier des [[Liaison_métallique|liaisons métalliques]], on qualifie parfois ce type de liaison de ''ionique''.

== Échelles d'électronégativité ==
Il existe plusieurs définitions de l'électronégativité (Pauling, Mulliken, Parr, Allred et Rochow) ce qui a conduit à construire plusieurs échelles.
* Définition de [[linus Pauling|Pauling]] : la différence d'électronégativité entre les éléments A et B a pour expression

{{Centrer|1=<math>\Delta\chi_\text{AB}=0{,}102\times (E_\text{AB}-(E_\text{AA}\times E_\text{BB})^{1/2})^{1/2}</math>}}

où <math>E_\text{AB}</math>, <math>E_\text{AA}</math> et <math>E_\text{BB}</math> sont les [[énergie de liaison (chimie)|énergies de liaison]] des molécules diatomiques A-B, A-A et B-B.
Le coefficient 0,102 provient de l'unité utilisée pour les valeurs d'énergies (initialement en eV) qui doivent, dans cette formule, être exprimées en {{nb|kJ mol-1}}<ref>G.L. Miessler et D.A. Tarr, ''Inorganic Chemistry'', Prentice Hall Int. Inc. Ed., 1991, p. 74.</ref>.
La moyenne des énergies <math>E_\text{AA}</math> et <math>E_\text{BB}</math> est souvent une [[moyenne géométrique]] (comme ici), mais certains auteurs utilisent la moyenne arithmétique.

Cette définition ne donne que la différence entre deux électronégativités. On a donc besoin d'une origine qui a été fixée arbitrairement en donnant la valeur de 2,1 à l’électronégativité de l’hydrogène<ref>{{Lien web |titre=IUPAC - electronegativity (E01990) |url=https://goldbook.iupac.org/terms/view/E01990 |site=goldbook.iupac.org |doi=10.1351/goldbook.e01990 |consulté le=2024-04-17}}</ref>.
* Définition de [[Robert Mulliken|Mulliken]] : l'électronégativité d'un élément est le produit de la moyenne de son affinité électronique ''A''<sub>e</sub> et de son énergie d'ionisation ''E''<sub>I</sub> avec un coefficient ''alpha''={{nb|0.317 eV-1}} :
{{Centrer|1=<math>\chi = 0{,}317 \times \frac{A_\text{e}+E_\text{I}}{2}</math>}}
L'intérêt de l'échelle de Mulliken, par rapport à celle de Pauling, est d'utiliser des grandeurs atomiques, indépendantes de l'environnement chimique. Elle permet ainsi de déterminer l'électronégativité des gaz nobles, ce que Pauling n'avait pu faire.
* Définition d'Allred et Rochow : l'électronégativité d'un élément a pour expression
{{Centrer|1=<math>\chi = \frac{Z_\mathrm{eff}e^2}{r_\mathrm{cov}^2}</math>}}
où <math>Z_\mathrm{eff}</math> est la charge effective du noyau, <math>e</math> la [[charge élémentaire]] et <math>r_\mathrm{cov}</math> le rayon covalent de l'élément
* Définition de [[Robert Ghormley Parr|Parr]] : l'électronégativité est l'opposée de la dérivée de l'énergie de l'atome par rapport au nombre d'électrons
{{Centrer|<math>\chi = -\left(\frac{\partial E}{\partial n}\right)</math>}}

Les [[Échelle (mesure)|échelles]] d'électronégativité les plus utilisées sont l'[[échelle de Mulliken]], l'[[échelle d'Allred-Rochow]] et l'[[échelle de Pauling]].

Les électronégativités des atomes impliqués dans une liaison tendent à être égales (principe d'égalisation des électronégativités de Sanderson, 1951). L'égalisation des électronégativités est réalisée par le transfert de densité électronique vers l'atome le plus électronégatif.

L'électronégativité permet d'estimer le caractère ionique d'une liaison à l'aide de la relation de Pauling

{{Centrer|1=<math>I_\text{AB}=100(1-\mathrm e^{-\Delta\chi^2/4})</math>}}

ou de celle de Haney et Smith

{{Centrer|1=<math>I_\text{AB}=16\Delta\chi+3{,}5{\Delta\chi}^2</math>}}

L'électronégativité est également la notion à l'origine de la [[polarité (chimie)|polarité]] de certaines molécules. En effet, dans une [[molécule]], lorsque les atomes de part et d'autre de la [[liaison covalente]] ont des électronégativités différentes, l'atome le plus électronégatif attire davantage les électrons. Le [[barycentre (géométrie élémentaire)|barycentre]] des charges positives n'est donc pas confondu avec le barycentre des charges négatives. La molécule reste globalement neutre mais un [[champ électrique]] apparaît au sein de celle-ci, on dit que la liaison est polarisée ou que la molécule est polaire.

Les éléments dont l'électronégativité est faible sont fréquemment dits électropositifs.

== Tableau (échelle de Pauling) ==
{{article détaillé|Échelle de Pauling}}

L'électronégativité des [[Élément chimique|éléments chimiques]] d'un même [[groupe du tableau périodique]] (c'est-à-dire d'une même colonne du [[Tableau périodique des éléments|tableau périodique]]) a tendance à ''décroître'' lorsque le [[numéro atomique]] croît, car le [[noyau atomique]] tend alors à « s'éloigner » des [[Électron de valence|électrons de valence]], qui sont davantage écrantés par les [[Électron de cœur|électrons de cœur]]. En revanche, l'électronégativité des éléments d'une même [[période du tableau périodique]] a tendance à ''croître'' avec le numéro atomique, car la [[charge électrique]] du noyau atomique (nombre de [[proton]]s) augmente et interagit davantage avec les électrons de valence. Le minimum est donc à rechercher en bas à gauche du tableau (au niveau du [[francium]]) tandis que le maximum se trouve en haut à droite (au niveau du [[fluor]]).

{{Centrer|'''→ [[Rayon atomique]] décroît → [[Énergie d'ionisation]] s'accroît → Électronégativité s'accroît →'''}}
{{Tableau périodique (valeurs)| max = 3.65 | min = 0.7
| H  = 2.20
| 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 = 1.90
| P  = 2.19
| S  = 2.58
| Cl = 3.16
| Ar = 
| K  = 0.82
| Ca = 1.00
| 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 = 1.90
| Zn = 1.65
| Ga = 1.81
| Ge = 2.01
| As = 2.18
| Se = 2.55
| Br = 2.96
| Kr = 3.00
| Rb = 0.82
| Sr = 0.95
| Y  = 1.22
| Zr = 1.33
| Nb = 1.60
| Mo = 2.16
| Tc = 1.90
| Ru = 2.20
| Rh = 2.28
| Pd = 2.20
| Ag = 1.93
| Cd = 1.69
| In = 1.78
| Sn = 1.96
| Sb = 2.05
| Te = 2.10
| I  = 2.66
| Xe = 2.60
| Cs = 0.79
| Ba = 0.89
| La = 1.10
| Ce = 1.12
| Pr = 1.13
| Nd = 1.14
| Pm = 1.13
| Sm = 1.17
| Eu = 1.20
| Gd = 1.20
| Tb = 1.20
| Dy = 1.22
| Ho = 1.23
| Er = 1.24
| Tm = 1.25
| Yb = 1.10
| Lu = 1.27
| Hf = 1.30
| Ta = 1.50
| W  = 2.36
| Re = 1.90
| Os = 2.20
| Ir = 2.20
| Pt = 2.28
| Au = 2.54
| Hg = 2.00
| Tl = 1.62
| Pb = 1.87
| Bi = 2.02
| Po = 2.00
| At = 2.20
| Rn = 2.20
| Fr = 0.70
| Ra = 0.90
| Ac = 1.10
| Th = 1.30
| Pa = 1.50
| U  = 1.38
| Np = 1.36
| Pu = 1.28
| Am = 1.13
| Cm = 1.28
| Bk = 1.30
| Cf = 1.30
| Es = 1.30
| Fm = 1.30
| Md = 1.30
| No = 1.30
| Lr = 1.30
| Rf = 
| Db = 
| Sg = 
| Bh = 
| Hs = 
| Mt = 
| Ds = 
| Rg = 
| Cn = 
| Uut = 
| Fl = 
| Uup = 
| Lv = 
| Uus = 
| Uuo = 
}}
{{Centrer|[[Tableau périodique des éléments]] utilisant l'échelle d'électronégativité de [[Pauling]]<ref>''Electronegativity'' dans ''[[CRC Handbook of Chemistry and Physics]]'', {{91e}}{{éd.}} (Internet Version 2011), W. M. Haynes, éd., CRC Press/Taylor & Francis, Boca Raton, FL., {{p.|9-77}}.</ref>}}

== Notes et références ==
<references />

== Voir aussi ==
{{Autres projets
|wiktionary=électronégativité
|commons=Category:Electronegativity}}

=== Bibliographie ===
* D. Balou, E. Fabritius et A. Gilles, ''Toute la chimie'', Ellipses Edition Marketing, 2004, p. 201-203
* R. Chang et L. Papillon, ''Chimie Fondamentale, Principes et problèmes'', Les Éditions de la Chandelière, 1998, {{p.|275-278}}
* R.L. Dekock et H. B.Gray, ''Chemical structure and Bonding'', Copyright, 1980, p. 90-92
* S. Zumdahl, ''Chimie générale'', {{2e}}{{éd.}}, Les Éditions CEC, 1998, p. 240-249

=== Liens externes ===
{{Liens}}
* [http://www.atomer.fr/1/1b_electronegativite-elements.html Électronégativités selon Pauling des principaux éléments classés par ordre alphabétique]
* {{en}} [http://www.chemguide.co.uk/atoms/bonding/electroneg.html Electronegativity], une approche didactique de l'électronégativité

{{Portail|chimie}}

[[Catégorie:Liaison chimique]]
[[Catégorie:Propriété chimique]]