Tendances périodiques des éléments | Chimie générale 1

Charge nucléaire vs. charge nucléaire effective

Charge nucléaire (Z) : nombre de protons dans le noyau d'un atome

Charge nucléaire effective (Z_eff) : ampleur réelle de la charge positive « ressentie » par un électron dans l'atome. Les électrons dans un atome sont simultanément attirés par le noyau positivement chargé et repoussés par les autres électrons négativement chargés → un électron dans un atome à plusieurs électrons est partiellement protégé de la charge positive du noyau par les autres électrons, principalement les électrons du cœur
 

Tendance dans le tableau périodique :

La charge nucléaire effective augmente le long d'une période et diminue le long d'un groupe

• Les atomes de la même période du tableau périodique ont le même nombre d'électrons de cœur (σ reste le même) mais un nombre accru de protons (Z augmente) → Z_eff augmente de gauche à droite le long d'une période
• Bien que la charge nucléaire augmente le long d'un groupe, l'effet d'écran compense plus que son effet → Z_eff diminue le long d'un groupe

Les propriétés des éléments dépendent de leurs électrons de valence. Les éléments de la même période ont des configurations électroniques de valence similaires et se comportent donc de la même manière lors d'une réaction chimique

Rayon atomique :

La distance entre le noyau et les électrons les plus externes

• Plus la charge nucléaire effective Z_eff est grande, plus les électrons externes sont attirés vers le noyau et plus ils sont proches de celui-ci. Z_eff augmente le long d'une période → le rayon atomique diminue le long d'une période
• Le nombre quantique principal n décrit la taille de l'orbitale : plus n est grand, plus l'orbitale est grande → le rayon atomique augmente le long d'un groupe

Énergie d'ionisation (IE) :

L'énergie requise pour retirer un électron d'un atome ou ion gazeux

• Première énergie d'ionisation : l'énergie minimale requise pour retirer un électron d'un atome gazeux neutre X (g)
• Deuxième énergie d'ionisation : l'énergie minimale requise pour retirer un électron d'un ion gazeux X⁺ (g)
   

Première et deuxième énergies d'ionisation du Mg :

Mg (g) → Mg⁺ (g) + e^- (première ionisation)
Mg⁺ (g) → Mg²⁺ (g) + e^- (deuxième ionisation)

Tendance dans le tableau périodique :

• Plus un électron est proche du noyau, plus il est difficile à retirer
• Plus la Z_eff est grande, plus un électron est fortement lié à un atome → l'énergie d'ionisation suit la tendance de Z_eff : IE augmente le long d'une période et diminue le long d'un groupe
• Chaque électron supplémentaire est plus difficile à retirer (moins de répulsion e^--e^-) → la deuxième énergie d'ionisation est supérieure à la première
• Les électrons de cœur sont très attirés par le noyau → IE élevée → un bond significatif dans les énergies d'ionisation se produit après que les électrons externes sont retirés
   

Gaz nobles : grandes valeurs de Z_eff et pas d'électrons de valence (structures électroniques très stables) → haute première énergie d'ionisation
Métaux alcalins : ils veulent perdre un électron pour avoir la même configuration électronique que le gaz noble le plus proche → énergie d'ionisation relativement faible

Affinité électronique (EA) :

La quantité d'énergie libérée lorsqu'un électron est attaché à un atome ou une molécule neutre dans l'état gazeux :
X (g) + e^- → X^- (g)

• Plus la Z_eff est grande, plus la charge positive du noyau est élevée, plus il est facile d'ajouter un électron chargé négativement → l'affinité électronique suit la tendance de Z_eff : EA augmente le long d'une période et diminue le long d'un groupe

Ions des éléments du bloc principal :

Les éléments du bloc principal tendent à perdre ou gagner le nombre d'électrons nécessaire pour obtenir le même nombre d'électrons que le gaz noble le plus proche. Les espèces avec une configuration électronique identique sont appelées espèces isoélectroniques
 

F : 1s² 2s² 2p⁵   Le gaz noble le plus proche est le néon Ne: 1s² 2s² 2p⁶
→ Le fluor a tendance à gagner un électron pour avoir le nombre d'électrons comme le néon
→ F^- : 1s² 2s² 2p⁶   (10 électrons au total, isoélectronique avec Ne)

Comment écrire la configuration électronique d'un ion d'élément de bloc principal :

1. Écrivez la configuration électronique de l'atome neutre correspondant
2. Identifiez le gaz noble le plus proche
3. Ajoutez ou retirez le nombre approprié d'électrons

Ions des métaux de transition :

Un atome perd toujours d'abord les électrons de la couche ayant la plus grande valeur de n → lorsqu'un métal de transition devient un ion, il perd d'abord les électrons de la sous-couche ns, puis de la sous-couche (n-1)d 
Ordre des orbitales qui perdent les électrons en premier : 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 3d < 4s < 4p < 4d < 5s

Une configuration électronique relativement stable pour les métaux de transition est celle avec 18 électrons dans la couche externe. On peut également observer des configurations électroniques avec 16 électrons ou des orbitales à moitié remplies
 

Ag : Z = 47 → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s¹
L'Ag a tendance à perdre l'e^- dans l'orbitale 5s → Ag⁺ → 18 électrons dans la couche externe

Ni : Z = 28 → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁸ 4s²
Le Ni a tendance à perdre les 2 e^- dans l'orbitale 4s → Ni²⁺ → 16 électrons dans la couche externe

Rayon ionique :

La distance entre le noyau et la couche de valence d'un cation ou d'un anion

Rayon ionique vs rayon atomique

• Les cations ont moins d’électrons dans leur couche externe que l'atome parent neutre correspondant → charge positive envers le noyau → le rayon ionique des cations est plus petit que le rayon atomique de l'atome parent neutre
• Les anions ont plus d'électrons dans leur couche externe que l'atome parent neutre correspondant → la répulsion électron-électron augmente → le rayon ionique des anions est plus grand que le rayon atomique de l'atome parent neutre
   

Mg : Z = 12 → 1s² 2s² 2p⁶ 3s²; Mg²⁺ → 1s² 2s² 2p⁶ → plus d'électrons dans la coquille n = 3
Mg²⁺ est plus petit que Mg

Tendance des rayons ioniques pour une série isoélectronique :

Une série isoélectronique est une série de 2 espèces ou plus ayant des configurations électroniques identiques, mais des charges nucléaires Z différentes. Plus la charge nucléaire Z est grande, plus l'attraction entre le noyau et les électrons est forte, et donc plus le rayon est petit
 

K⁺, Ar, Cl^- ont la même configuration électronique : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ → ils forment une série isoélectronique
Leurs charges nucléaires sont + 19 (K⁺), + 18 (Ar), et + 17 (Cl^-) → Dans l'ordre croissant du rayon : K⁺ < Ar < Cl^-

Ions des éléments du groupe principal :

Les éléments du groupe principal tendent à perdre ou à gagner le nombre d'électrons nécessaires pour obtenir le même nombre d'électrons que le gaz noble le plus proche. Les espèces ayant une configuration électronique identique sont appelées espèces isoelectroniques
 

F : 1s² 2s² 2p⁵ Le gaz noble le plus proche est le néon Ne : 1s² 2s² 2p⁶
⇒ Le fluor tend à gagner un électron pour avoir le nombre d'électrons comme le néon
⇒ F^- : 1s² 2s² 2p⁶ (10 électrons au total, isoelectronique avec Ne)

Comment écrire la configuration électronique d'un ion d'élément du groupe principal :

1. Écrire la configuration électronique de l'atome neutre correspondant
2. Identifier le gaz noble le plus proche
3. Ajouter ou retirer le nombre approprié d'électrons

Ions des métaux de transition :

Un atome perd toujours d'abord les électrons de la couche avec la plus haute valeur de n ⇒ lorsque un métal de transition devient un ion, il perd d'abord les électrons de la sous-couche ns, puis de la sous-couche (n-1)d
Ordre des orbitales qui perdent d'abord des électrons : 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 3d < 4s < 4p < 4d < 5s

Une configuration électronique relativement stable pour les métaux de transition est celle avec 18 électrons dans la couche extérieure. Des configurations électroniques avec 16 électrons ou des orbitales à moitié remplies peuvent également être observées
 

Ag : Z = 47 ⇒ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s¹
L'argent tend à perdre l'e^- dans l'orbitale 5s ⇒ Ag⁺ ⇒ 18 électrons dans la couche extérieure

Ni : Z = 28 ⇒ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁸ 4s²
Le nickel tend à perdre les 2 e^- dans l'orbitale 4s ⇒ Ni²⁺ ⇒ 16 électrons dans la couche extérieure

Rayon ionique :

La distance entre le noyau et la couche de valence d'un cation ou d'un anion

Rayon ionique vs rayon atomique

• Les cations ont moins d'électrons dans leur couche externe que l'atome neutre parent correspondant ⇒ charge positive vers le noyau ⇒ le rayon ionique des cations est plus petit que le rayon atomique de l'atome neutre parent
• Les anions ont plus d'électrons dans leur couche externe que l'atome neutre parent correspondant ⇒ la répulsion entre électrons augmente ⇒ le rayon ionique des anions est plus grand que le rayon atomique de l'atome neutre parent
   

Mg : Z = 12 ⇒ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² ; Mg²⁺ ⇒ 1s² 2s² 2p⁶ ⇒ plus d'électrons dans la couche n = 3
Mg²⁺ est plus petit que Mg

Tendance des rayons ioniques pour une série isoelectronique :

Une série isoelectronique est une série de 2 espèces ou plus qui ont des configurations électroniques identiques, mais des charges nucléaires Z différentes. Plus la charge nucléaire Z est grande, plus l'attraction entre le noyau et les électrons est forte, et donc plus le rayon est petit
 

K⁺, Ar, Cl^- ont la même configuration électronique : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ ⇒ ils forment une série isoelectronique
Leurs charges nucléaires sont +19 (K⁺), +18 (Ar), et +17 (Cl^-) ⇒ Par ordre de rayon croissant : K⁺ < Ar < Cl^-