Tendances de l'énergie d'ionisation

La charge nucléaire

Lacharge nucléaire est tout simplement la charge positive du noyau. Le nombre de protons détermine cette charge positive. Plus un atome a de protons, plus sa charge nucléaire est forte et plus l'attraction entre l'électron de son enveloppe externe et le noyau est forte - et donc plus l'énergie d'ionisation est élevée.

Distance par rapport au noyau

Les électrons des enveloppes ayant un nombre quantique plus élevé (voir Coquilles, sous-coquilles et orbitales des électrons) sont plus éloignés du noyau. Par conséquent, l'attraction ressentie entre eux et le noyau est plus faible, et l'énergie d'ionisation est plus basse.

Blindage

Les électrons des coquilles situées entre l'électron le plus externe et le noyau agissent comme un tampon en "absorbant" la charge de certains des protons du noyau. Cette absorption réduit l'attraction globale ressentie par l'électron de l'enveloppe externe.

Par exemple, l'électron de l'enveloppe externe du lithium et du sodium ne ressent qu'une charge relative de +1, car les électrons de l'enveloppe interne protègent tous les autres protons.

Fig. 1 -Unatome de sodium. Il possède dix électrons dans l'enveloppe interne, qui protègent la charge de dix de ses protons.

Tendances de l'énergie d'ionisation

En général, l'énergie d'ionisation présente une périodicité. Cela signifie qu'elle a une tendance qui se répète à travers chaque période du tableau périodique. La tendance générale montrée dans la période 2, par exemple, se répète dans la période 3. Il y a deux autres tendances principales que tu dois connaître :

• L'énergie d'ionisation augmente au cours d'une période.
• L'énergie d'ionisation diminue vers le bas d'un groupe.

L'énergie d'ionisation augmente au cours d'une période

L'énergie d'ionisation augmente au cours d'une période en raison de l'augmentation de la charge nucléaire. Cela augmente l'attraction entre le noyau et l'électron le plus externe.

Prenons l'exemple du carbone et du bore. Le carbone a six protons alors que le bore en a cinq, et la charge nucléaire du carbone est donc plus importante. Par conséquent, l'énergie de première ionisation du carbone est plus élevée que celle du bore.

Fig. 2 - Bore, à gauche, et carbone, à droite. Remarque que le noyau du carbone contient un proton de plus que celui du bore

L'énergie d'ionisation diminue d'un groupe à l'autre

L'énergie d'ionisation diminue d'un groupe à l'autre parce que la distance entre le noyau et l'électron le plus externe augmente. En outre, l'électron de l'enveloppe externe est protégé par davantage d'enveloppes d'électrons internes. Cela diminue l'attraction entre l'électron et le noyau. Ces facteurs annulent l'impact de l'augmentation de la charge nucléaire.

Exceptions aux tendances de l'énergie d'ionisation

Regarde le graphique suivant. Il montre la première énergie d'ionisation de chacun des éléments de la période 3.

Fig. 3 - Graphique montrant les énergies de première ionisation des éléments de la période 3. Note la tendance à la hausse

Dans l'ensemble, il suit les tendances décrites ci-dessus - une augmentation de l'énergie d'ionisation au cours de la période à mesure que la charge nucléaire augmente - mais il y a quelques exceptions. Pour comprendre pourquoi, nous devons examiner de plus près la configuration des électrons.

Groupes 5 et 6

Les éléments du groupe 6 du tableau périodique ont des énergies de première ionisation plus faibles que ceux du groupe 5, malgré l'augmentation de leur charge nucléaire. Cela peut s'expliquer en examinant leur configuration électronique.

Par exemple, l'azote (avec sept électrons) a la structure tandis que l'oxygène (avec huit électrons) a la structure . Leurs configurations électroniques sont illustrées ci-dessous.

Fig. 4 - Configurations électroniques de l'azote et de l'oxygène

Tu remarqueras que l'azote ne possède que trois électrons dans la sous-coquille 2p. Selon la règle de Hund, les électrons d'une sous-coquille préfèrent remplir des orbitales vides, et il y a donc un seul électron dans chacune des trois orbitales 2p. Cependant, l'oxygène possède quatre électrons dans la sous-coquille 2p. Cela signifie qu'une orbitale doit contenir deux électrons, qui se repoussent assez fortement. La répulsion électron-électron signifie que l'électron le plus externe est plus facile à enlever - il est déjà partiellement repoussé par l'autre électron de son orbite.

Pour un rappel sur la règle de Hund, voir Configuration des électrons.

Groupes 2 et 3

Les éléments du groupe 3 ont également des énergies de première ionisation plus faibles que ceux du groupe 2, malgré leurs charges nucléaires plus importantes. Là encore, c'est lié à leur configuration électronique.

Fig. 5 - Les configurations électroniques du béryllium et du bore

Par exemple, le béryllium a la structure et le bore a la structure . L'électron le plus externe du bore se trouve dans la sous-coquille 2p, tandis que celui du béryllium se trouve dans la sous-coquille 2s. 2p est d'un niveau d'énergie légèrement plus élevé que 2s et est également légèrement plus éloigné du noyau. Cela réduit l'attraction entre le noyau et l'électron le plus externe et le rend plus facile à perdre, ce qui réduit l'énergie d'ionisation.

Tendances des énergies d'ionisation successives

Jette un coup d'œil aux énergies d'ionisation successives du sodium.

Fig. 6 - Tableau des énergies d'ionisation successives du sodium

La première énergie d'ionisation est relativement faible. La seconde, en revanche, est beaucoup plus importante. On s'attendrait à ce que les énergies d'ionisation successives augmentent légèrement, car il faut plus d'énergie pour enlever un électron négatif d'un ion de plus en plus positif, mais pas à ce point. Cela signifie que le sodium aura tendance à former des ions avec une charge de +1, à moins qu'on ne lui fournisse une quantité importante d'énergie. Pourquoi en est-il ainsi ?

Le sodium a une configuration électronique . Son électron le plus externe provient de la sous-coquille 3s et c'est l'électron qu'il perdra en premier lorsqu'il sera ionisé. L'électron le plus externe du sodium se trouve maintenant dans la sous-coquille 2p, qui fait partie de la deuxième coquille électronique. L'électron le plus externe est beaucoup plus proche du noyau et subit donc une attraction plus forte sur les protons positifs. Il est également protégé par moins d'enveloppes électroniques - seulement la première - et la charge relative ressentie par l'électron est donc plus forte. La deuxième enveloppe est maintenant complète et, pour toutes les raisons susmentionnées, nous disons qu'elle est énergétiquement plus stable. Par conséquent, il faudra beaucoup d'énergie pour enlever ce deuxième électron d'un ion de sodium, ce qui explique pourquoi la deuxième énergie d'ionisation du sodium est beaucoup plus importante que la première.

Grâce à nos connaissances sur la configuration des électrons et les coques, nous pouvons déterminer le groupe d'un élément en examinant ses énergies d'ionisation successives. Prenons l'exemple de l'aluminium.

Il y a un grand saut entre la troisième énergie d'ionisation et la quatrième. Cela s'explique par le fait qu'une fois que tu as enlevé le troisième électron de l'aluminium, son enveloppe extérieure est pleine. On peut donc en déduire que l'aluminium fait partie du groupe 3.