Chaque niveau d'électrons agit comme une autre feuille de papier qui empêche une certaine charge d'atteindre l'électron que nous observons. Dans cet article, nous verrons comment fonctionne l'effet de blindage et comment il affecte les électrons concernés.
- Cet article est consacré à l'effet de blindage
- Nous apprendrons à calculer la charge nucléaire effective et à comprendre ses tendances périodiques
- Nous verrons ensuite comment l'effet de blindage affecte le rayon atomique.
- Enfin, nous examinerons la pénétration des élect rons pour comprendre pourquoi certains électrons sont plus efficaces que d'autres en matière de blindage.
Définition de l'effet de blindage
Commençons par examiner la définition de l'effet de blindage.
L'effet de blindage décrit comment les électrons les plus proches du noyau "protègent" les électrons plus éloignés de la charge positive du noyau.
Qu'entend-on exactement par "blindage" ? Voici un schéma de base d'un atome :
Les électrons du noyau (bleu clair) protègent les électrons de valence (bleu foncé) d'une partie de la charge du noyau. StudySmarter Original
Les différents anneaux représentent différents niveaux d'énergie. Les électrons en bleu clair sont les électrons de cœur, ce sont tous les électrons qui ne sont pas dans l'enveloppe externe. Les électrons en bleu foncé sont les électrons de valence, c'est-à-dire les électrons de l'enveloppe extérieure, et ce sont également les électrons qui participent à la liaison.
Les électrons vont repousser d'autres électrons, donc lorsque ces électrons sont en orbite autour du noyau, ils ressentent une légère "poussée". Cependant, ils sont toujours "tirés" par le noyau. La "poussée" des électrons du noyau annule une partie de la "traction" exercée par le noyau, comme dans le cas d'une lutte à la corde.
Formule de l'effet de blindage
La façon dont nous représentons le blindage consiste à utiliser la formule de l'effet de blindage pour Zeff.
Zeff (charge nucléaire effective) est la charge qu'un électron "ressent" lorsqu'il est protégé. L'équation correspondante est la suivante :
$$Z_{eff}=Z-S$$
Où Z est le nombre de protons et S le nombre d'électrons de cœur (ou électrons entre l'électron et le noyau).
Donc,Zeff, est la "traction" nette que ressent notre électron. Normalement, nous ne nous intéressons qu'auZeff, des électrons de valence, mais les électrons des niveaux d'énergie inférieurs subissent toujours l'effet de blindage. Prenons un exemple :
Calcule leZeff pour un électron de valence dans le fluor.
Le numéro atomique du fluor est 9, il a donc 9 protons. Lorsque nous remplissons nos coques d'électrons, la première contient 2 électrons, tandis que chacune des suivantes en contient 8. Ainsi, pour le fluor, il n'y a que 2 électrons de base et 7 électrons de valence.$$\begin {align}Z_{eff}&=Z-S \\Z_{eff}&=9-2 \Z_{eff}&=7\end {align} $$
Nous savons maintenant que leZeff d'un électron de valence du fluor est de 7. Qu'est-ce que cela signifie exactement ? Pour mieux comprendre, examinons un autre exemple :
Calcule leZeff d'un électron de valence dans le béryllium.
Le numéro atomique du béryllium est 4, il a donc 4 protons. Il possède également 2 électrons de cœur.$$\begin {align}Z_{eff}&=Z-S \\NZ_{eff}&=4-2 \NZ_{eff}&=2\Nend {align}$$$.
LeZeff du béryllium est donc de 2, et il est de 7 pour le fluor. Cela est lié à leur charge et à la façon dont ils se lient. La charge de l'ion le plus courant du béryllium, le cation béryllium, est de +2, ce qui signifie qu'il peut perdre 2 électrons. Cependant, la charge de l'ion le plus courant du fluor, l'anion fluorure, est de -1, ce qui signifie qu'il veut gagner un électron pour remplir son octet (la coquille la plus externe peut contenir 8 électrons).
Le noyau du fluor exerce une attraction plus forte sur ses électrons de valence, de sorte que ces électrons veulent rester là où ils sont et gagner un électron, alors que le béryllium exerce une attraction plus faible, de sorte qu'ils sont plus susceptibles de partir.
L'ampleur deZeff est liée à l'intensité de l'attraction exercée par le noyau sur ces électrons. Plus l'attraction est forte, plus les électrons ont tendance à rester sur place.
D'après nos exemples précédents, nous constatons queZeff est plus important au fur et à mesure que l'on avance dans le tableau périodique. Cela s'explique par le fait que ces éléments ont le même nombre d'électrons de base (c'est-à-dire le même effet de blindage), mais queZeff est de plus en plus grand. Au fur et à mesure que tu avances dans le tableau périodique, seuls les électrons de valence sont ajoutés, ce qui n'est pas très efficace pour le blindage, puisqu'ils se trouvent sur le même niveau d'énergie.
Effet de blindage sur le rayon atomique
L'effet de blindage joue un rôle important dans la détermination du rayon atomique. Plus la "prise" du noyau sur ses électrons est forte, plus le rayon atomique est petit. Au fur et à mesure que tu te déplaces sur la table, le rayon se réduit. Comme nous l'avons vu avec le béryllium et le fluor,Zeff augmente, donc la "prise" augmente. Comme la force de traction du noyau est plus forte, les électrons sont maintenus plus près les uns des autres, ce qui signifie que le rayon atomique diminue.
Lorsque nous descendons (de haut en bas) dans le tableau périodique, le rayon atomique augmente. À mesure que l'on ajoute des niveaux d'énergie, la distance entre les électrons les plus externes et le noyau devient de plus en plus grande. L'effet de blindage augmente en raison des électrons supplémentaires.
Facteurs influençant l'effet de blindage
L'équation que nous avons utilisée pourZeff est utile pour montrer les différences entre les éléments d'une même période, mais elle ne dit pas tout. LeZeff réel dépend également de la pénétration des électrons.
Lapénétration des élect rons décrit la proximité des électrons d'une orbitale par rapport au noyau. Plus tu te rapproches, plus les électrons peuvent "bloquer" la charge des électrons plus éloignés.
Selon l'orbitale dans laquelle se trouve un électron, la probabilité que l'électron se trouve à une certaine distance du noyau est basée sur les courbes ci-dessus (les données concernent l'hydrogène). StudySmarter Original.
"La probabilité radiale" est juste un mot fantaisiste pour dire "quelle est la probabilité qu'un électron soit ici". Par exemple, si un électron se trouve dans l'orbite 1s, il est très probable qu'il soit proche du noyau. Comme un électron 2s est susceptible d'être plus éloigné, il sera protégé par les électrons 1s. Pour les électrons du même niveau d'énergie, le pouvoir de pénétration est le suivant : \(s\gt p\gt d\approx f\)
Pour des niveaux d'énergie et un type d'orbite différents, il suit ce schéma :
$$ 1s\gt 2s\gt 2p\gt 3s\gt 3p\gt 4s\gt 3d\gt 4p\gt 5s\gt 4d\gt 5p\gt 6s\gt 4f .... $$
Comparons maintenant leZeff réel du fluor à celui que nous avons calculé précédemment. Pour les électrons 1s,Zeff = 8,65, pour les électrons 2sZeff = 5,13 et pour les électrons 2pZeff = 5,10. C'est donc assez différent duZeff que nous avions calculé auparavant, qui était de 7 pour le fluor. Nos calculs précédents considéraient tous les électrons comme "égaux", ce qui n'est pas vraiment le cas. Nous calculons ces autresZeff en nous basant sur les règles de Slater.
Règles de Slater
Les règles de Slater sont utilisées pour calculer leZeff en tenant compte de la pénétration des électrons. Ces règles sont les suivantes : Pour les électrons des orbitales s et p :
les électrons à l'intérieur du même groupe de protection 0,35 (sauf 1s qui est 0,30).
les électrons du groupe n-1 : 0,85
électrons du groupe n-2 ou d'un groupe inférieur 1,00
Pour les électrons des orbitales d- et f- :
- les électrons du même groupe sont protégés 0,35
- les électrons de tous les autres niveaux inférieurs : 1,00
Ces règles permettent de calculer la constante de blindage (S) appropriée, puis de l'introduire dans l'équation précédente
.
Avant de travailler sur un problème pratique, voici un petit rappel sur la configuration des électrons.
Selon la position d'un élément dans le tableau périodique, ses électrons rempliront les orbitales indiquées de gauche à droite. StudySmarter Original.
Tu remplis tes orbitales en commençant de droite à gauche jusqu'à ce que tu atteignes l'élément que tu regardes. Le niveau d'énergie est équivalent à la période pour les orbitales s et p. Pour les orbitales d, il est équivalent à la période. Pour les orbitales d, il est n-1, et pour les orbitales f, il est n-2. Chaque sous-orbite peut contenir 2 électrons, les s-orbitales ont 1 sous-orbite, les p-orbitales en ont 3, les d-orbitales en ont 5 et les f-orbitales en ont 7. Ainsi, par exemple, F a une configuration électronique de 1s22s22p5.
Calcule la constante de blindage, S, etZeff pour un électron 3p dans le chlore.
Le chlore a une configuration électronique de 1s22s22p63s23p5. En utilisant les règles de Slater, nous pouvons calculer S
$$0.35(7)+0.85(8)+1.00(2)=11.25$$
Passons maintenant àZeff. Le numéro atomique du chlore est 17, il a donc 17 protons.
$$Z_{eff}=Z-S$$
$$Z_{eff}=17-11.25$$ xml-ph-0000@deepl.internal $$Z_{eff}=5.75$$
À titre de comparaison, si nous traitions chaque électron du noyau avec le même "poids",Zeff serait de 7. Ainsi, l'effet de blindage est en faitplus fort lorsque l'on tient compte de ces règles.
Effet de blindage - Principaux enseignements
- L'effet de blind age décrit comment les électrons les plus proches du noyau "protègent" les électrons plus éloignés de la charge positive du noyau.
- Zeff (charge nucléaire effective) est la charge qu'un électron "ressent" lorsqu'il est protégé.Zeff augmente au fur et à mesure que tu te déplaces dans le tableau périodique
- Le rayon atomique diminue au fur et à mesure que l'on se déplace dans le tableau périodique car le noyau exerce une plus forte "traction" sur les électrons, ce qui les maintient à proximité.
- Lapénétration des électrons décrit la proximité des électrons d'une orbitale par rapport au noyau. Plus tu te rapproches, plus les électrons peuvent "bloquer" la charge des électrons plus éloignés. C'est pourquoi les électrons les plus proches du noyau ont un effet de blindage plus important
- En utilisant les règles de Slater, nous prenons en compte la pénétration des électrons dans le calcul deZeff.
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