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Sauter à un chapitre clé
- Dans cette leçon, tu pourras regarder le tableau périodique et déduire les propriétés d'un élément en fonction de son emplacement
- Tout d'abord, nous examinerons les tendances en matière de rayon atomique et ionique.
- Ensuite, nous étudierons les tendances de l'énergie d'ionisation et de l'affinité électronique.
- Ensuite, nous examinerons les tendances de l'électronégativité et du caractère métallique.
- Enfin, nous résumerons les tendances que nous avons apprises.
Tendance du rayon atomique Tableau périodique
Si je te demandais de décrire les propriétés physiques des atomes et des molécules, par où commencerais-tu ? Tu me dirais peut-être qu'ils constituent tout, qu'ils peuvent se trouver dans différents états ou quelque chose de ce genre. Cependant, je pense que tu inclurais quelque part le fait qu'ils sont très, très petits. Bien que cela soit certainement vrai, tous les atomes ne sont pas créés égaux. Le tableau périodique peut en fait être lu en termes de rayon atomique.
Si nous voulons connaître le rayon d'un atome, nous avons besoin de sa taille. Intuitivement, nous pouvons considérer que ce rayon va du centre de son noyau au bord de l'orbitale la plus éloignée de son nuage d'électrons. Cependant, comme les atomes sont difficiles à observer, nous ne pouvons pas les mesurer directement de cette façon. Il existe cependant un moyen astucieux de contourner ce problème. Si nous plaçons deux atomes l'un à côté de l'autre, il est plus facile de mesurer la distance entre les deux noyaux, puis de la diviser par deux. Cela nous donnera une idée approximative du rayon d'un atome et donc de sa taille.
Lerayon atomique peut être déterminé en plaçant deux atomes identiques l'un à côté de l'autre et en divisant la distance par deux.
Si nous faisions cela pour chaque élément du tableau périodique, nous constaterions que le rayon des atomes augmente au fur et à mesure que nous nous déplaçons de la droite vers la gauche à travers chaque période, et qu'il augmente également au fur et à mesure que nous descendons dans chaque groupe. Nous savons que c'est vrai parce qu'en descendant dans chaque groupe, nous ajoutons des orbitales supplémentaires au nuage d'électrons, et donc nous augmentons la taille de l'atome.
- Nous avons donc établi une règle : en général, plus il y a d'électrons, plus le rayon est grand.
Tendance du rayon ionique
Essayons d'appliquer cette règle aux ions. Si tu te souviens bien, on obtient un ion lorsqu'on prend un atome et qu'on lui enlève ou qu'on lui ajoute des électrons. Par exemple, nous savons que le sel de table, NaCl, n'est que deux ions dans un complexe : Na+ et Cl-. (Rappelle-toi qu'une charge négative implique un électron supplémentaire, et qu'une charge positive implique un électron manquant). Que se passe-t-il donc lorsque nous examinons ces ions en fonction de notre nouvelle règle ? Il s'avère qu'elle est vraie. Le rayon atomique diminue lorsque Na est converti en Na+, et le rayon de Cl augmente lorsqu'il est converti de Cl en Cl-.
- Nous pouvons donc en déduire notre deuxième règle : les cations diminuent le rayon atomique et les anions l'augmentent.
Si tu te souviens bien, chaque élément a un ion en lequel il se transforme le plus souvent. Par conséquent, si nous appliquons nos deux règles ensemble, nous trouvons une autre tendance, le rayon ionique est proportionnel au nombre d'électrons.
Lerayon ionique est proportionnel au nombre d'électrons dans l'ion. Plus d'électrons signifie un rayon plus grand en raison des orbitales supplémentaires, c'est pourquoi les cations sont plus petits que le rayon atomique et les anions plus grands.
Pour visualiser cette tendance, nous l'appliquons ici au tableau périodique.
Figure 1 : Tendance périodique dessinée pour le rayon atomique et ionique
Énergie d'ionisation Tendance périodique
Pour la prochaine série de tendances périodiques, rappelle-toi que les atomes sont beaucoup plus stables lorsque leurs enveloppes d'électrons de valence sont pleines. Cela signifie que lorsque les atomes sont extrêmement proches d'avoir une coquille extérieure pleine, ils cèdent ou acceptent plus facilement des électrons pour y parvenir. Définissons l'énergie d'ionisation et l'affinité des électrons avant d'aller plus loin.
L'énergie d'ionisation est la quantité d'énergie nécessaire pour enlever un électron d'un atome. Une valeur faible signifie qu'il est incroyablement facile d'enlever un électron. Une valeur élevée signifie qu'il faut une grande quantité d'énergie pour le faire, ce qui rend l'opération difficile.
L'affinité électronique est l'énergie libérée lorsqu'un électron est ajouté à un atome. Une affinité électronique élevée signifie qu'un atome accepte plus facilement un électron, tandis qu'une affinité électronique faible signifie que c'est moins le cas.
Essayons d'y réfléchir de façon pratique pendant un moment. Nos atomes ne se soucient pas particulièrement du nombre de coquilles qu'ils possèdent. Ils se préoccupent plutôt de savoir si la coquille de valence est pleine ou non. Prenons l'exemple de l'oxygène.
L'oxygène a une configuration électronique de gaz noble de [He] 2s² 2p⁴. Cela signifie qu'il n'est qu'à deux électrons d'une coquille de valence pleine... deux électrons ! (C'est encore plus évident si tu regardes un tableau périodique.) Cela signifie que si nous ajoutons deux électrons, nous remplirons notre exigence de " coquille complète ".
Maintenant, que se passerait-il si nous enlevions des électrons ? Nous devrions nous débarrasser de quatre électrons pour faire de 2s2 notre coquille de valence complète. Ce n'est pas la meilleure façon d'y parvenir, car nous voulons atteindre notre pleine valence en faisant le moins de travail possible.
Nous pouvons donc en déduire que l'oxygène préfère ajouter des électrons plutôt que d'en enlever. D'après nos définitions, nous pouvons maintenant supposer qu'il a une affinité élevée pour les électrons et une énergie d'ionisation élevée, ce qui signifie qu'il est facile d'ajouter des électrons et difficile d'en enlever. Encore une fois, c'est pour que nous puissions remplir notre enveloppe de valence avec un maximum d'efficacité.
Nous pourrions facilement te montrer une tendance pour l'énergie d'ionisation et l'affinité des électrons. Cependant, cette approche beaucoup plus intuitive t'aidera, lors de l'examen AP, à visualiser ce qui se passe avec chaque élément. Nous pouvons faire un autre exemple avec le sodium.
Le sodium a une configuration électronique de gaz noble de [Ne] 3s¹. Cela signifie que si nous voulions obtenir une coquille d'électrons de valence complète, il nous suffirait d'enlever un électron. Cela signifie que le sodium a une faible énergie de première ionisation, car il suffit d'une petite quantité d'énergie pour enlever un électron au sodium. C'est également la raison pour laquelle le Na se transforme facilement en l'ion Na+.
Allons plus loin. En enlevant un électron au sodium, on lui donne une enveloppe de valence pleine, ce qui signifie que son énergie d'ionisation est faible. Cependant, que se passerait-il si nous voulions enlever un autre électron ? Cela briserait la règle de l'enveloppe de valence complète, ce qui rendrait l'atome beaucoup plus instable. Il est évident que le sodium ne souhaite pas cela. Par conséquent, la deuxième énergie d'ionisation (en enlevant un deuxième électron) est beaucoup plus élevée.
J'espère que tu commences à comprendre le sens de cette méthode intuitive. Si nous devions faire cela avec chaque élément, nous obtiendrions quelque chose comme ceci.
Figure 2. Tendance périodique dessinée pour l'énergie d'ionisation, l'électronégativité et l'affinité électronique.
Tendance périodique de l'électronégativité
L'électronégativité et l'affinité électronique sont très étroitement liées. Alors que l'affinité électronique est l'énergie réelle libérée lorsque nous ajoutons un électron, l'électronégativité est la caractéristique réelle d'un atome qui souhaite qu'un électron lui soit ajouté.
L'électronégativité est la tendance à attirer les électrons vers un atome. En d'autres termes, plus l'électronégativité d'un élément est élevée, plus il est attirant pour les électrons.
On peut donc dire intuitivement que les éléments qui ont une forte affinité pour les électrons auront une électronégativité élevée. C'est logique : si un élément veut qu'on lui ajoute des électrons, il est très électronégatif. Ainsi, lorsque cet électron est ajouté, un niveau élevé d'énergie sera libéré, ce qui indique une affinité électronique élevée.
La tendance de l'électronégativité sera la même que celle de l'affinité électronique, comme le montre le graphique de la section précédente.
Tableau périodique des caractères métalliques
Tu as probablement déjà appris que le tableau périodique comporte des métaux et des non-métaux. Comme tu l'as peut-être compris en observant les tendances périodiques abordées précédemment, les métaux perdent généralement un électron lors d'une réaction (rappelle-toi l'exemple du sodium dont nous avons parlé plus tôt !). (Tout comme l'électronégativité décrit la facilité avec laquelle un élément accepte des électrons, le caractère métallique décrit la facilité avec laquelle un élément cède un électron.
Lecaractère métallique est l'opposé de l'électronégativité. Il décrit l'empressement d'un atome à céder un électron.
Lorsque tu traverses une période du côté droit au côté gauche, le caractère métallique augmente en raison de la diminution de l'interaction entre le noyau et la coquille de valence. Il augmente également lorsque tu descends d'un groupe. Cela est dû au fait que des coquilles supplémentaires sont ajoutées, ce qui éloigne encore plus les électrons de valence du noyau. L'attraction du noyau sur l'électron de valence est donc plus faible, ce qui fait que l'électron de valence est plus facilement abandonné.
Si nous devions visualiser cette tendance, elle ressemblerait à ceci.
Figure 3 : Tendance périodique dessinée pour le caractère métallique.
Tendance de la taille du tableau périodique
Nous espérons que les méthodes que nous avons décrites t'aideront à mieux comprendre les tendances périodiques. Être capable de prédire les qualités de différents éléments en se souvenant de quelques tendances clés t'aidera finalement à prédire les conditions de réaction, et s'avérera utile lorsque tu avanceras dans les cours de chimie de niveau supérieur. Pour résumer, voici toutes les tendances périodiques réunies.
Figure 4 : Graphique des tendances périodiques globales.
Prédiction des propriétés des éléments à partir des tendances périodiques - Principaux enseignements
- Le rayon des atomes augmente au fur et à mesure que l'on se déplace de la droite vers la gauche à travers chaque période, et il augmentera également au fur et à mesure que l'on se déplace vers le bas de chaque groupe.
- Lescations diminuent le rayon atomique et les anions l'augmentent.
- L'ionisation des atomes augmente au fur et à mesure que l'on passe du coin inférieur gauche au coin supérieur droit du tableau périodique.
- L'électronégativité des atomes augmente au fur et à mesure que l'on passe du coin inférieur gauche au coin supérieur droit du tableau périodique.
- Le caractère métallique des atomes du tableau périodique augmente lorsque l'on passe du coin supérieur droit au coin inférieur gauche.
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Questions fréquemment posées en Prédiction des propriétés des éléments en fonction des tendances périodiques
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