Tendances périodiques - Periodic trends

Les tendances périodiques des propriétés des éléments

Les tendances périodiques sont des modèles spécifiques dans les propriétés des éléments chimiques qui sont révélés dans le tableau périodique des éléments. Les principales tendances périodiques comprennent l' électronégativité , l' énergie d'ionisation , l'affinité électronique , les rayons atomiques , le rayon ionique , le caractère métallique et la réactivité chimique .

Les tendances périodiques résultent des changements dans la structure atomique des éléments chimiques au sein de leurs périodes respectives (lignes horizontales) et groupes dans le tableau périodique. Ces lois permettent d'organiser les éléments chimiques dans le tableau périodique en fonction de leurs structures et propriétés atomiques. En raison des tendances périodiques, les propriétés inconnues de tout élément peuvent être partiellement connues.

Cependant, plusieurs exceptions existent, telles que celle de l'énergie d'ionisation dans le groupe 3, la tendance de l'affinité électronique du groupe 17, la tendance de la densité des métaux alcalins aka éléments du groupe 1, etc.

Tendances périodiques

Les tendances périodiques sont basées sur la loi périodique , qui stipule que si les éléments chimiques sont répertoriés par ordre de numéro atomique croissant , bon nombre de leurs propriétés subissent des changements cycliques, avec des éléments de propriétés similaires se reproduisant à intervalles réguliers. Par exemple, après avoir organisé les éléments dans leurs nombres atomiques croissants, de nombreuses propriétés physiques et chimiques du lithium , telles que sa vigoureuse réactivité avec l'eau, se reproduisent dans le sodium , le potassium et le césium .

Ce principe a été découvert par le chimiste russe Dmitri Mendeleev en 1871 après un certain nombre d'enquêtes menées par des scientifiques au XIXe siècle. Mendeleev a également proposé un système périodique d'éléments basé non seulement sur les poids atomiques, mais aussi sur les propriétés chimiques et physiques des éléments et de leurs composés. En 1913, Henry Moseley a déterminé que la périodicité dépend du numéro atomique plutôt que du poids atomique. Lothar Meyer a présenté son tableau plusieurs mois après Mendeleev, mais s'est opposé à sa loi périodique. Initialement, aucune explication théorique de la loi périodique n'était disponible et elle n'était utilisée que comme principe empirique, mais, avec le développement de la mécanique quantique, il est devenu possible de comprendre la base théorique de la loi périodique.

La récurrence périodique d'éléments ayant des propriétés physiques et chimiques similaires, lorsque les éléments sont classés par ordre de numéro atomique croissant, résulte directement de la récurrence périodique de configurations électroniques similaires dans les enveloppes externes des atomes respectifs.

La découverte de la loi périodique constitue l'un des événements les plus importants de l'histoire de la science chimique. Presque tous les chimistes font un usage intensif et continu de la loi périodique. La loi périodique a également conduit au développement du tableau périodique , qui est largement utilisé dans un large éventail de domaines.

Rayon atomique

Le rayon atomique est la distance entre le noyau atomique et l' orbitale électronique stable la plus externe dans un atome qui est à l' équilibre . Le rayon atomique a tendance à diminuer sur une période de gauche à droite en raison du rétrécissement de l'atome en raison de l'augmentation de la force nucléaire effective sur les électrons. Le rayon atomique augmente généralement en descendant d'un groupe en raison de l'ajout d'un nouveau niveau d'énergie (coquille qui provoque un rétrécissement de la taille des atomes au cours de la période). Cependant, les rayons atomiques ont tendance à augmenter en diagonale, car le nombre d'électrons a un effet plus important que le noyau de taille importante. Par exemple, le lithium (145 picomètre) a un rayon atomique plus petit que le magnésium (150 picomètre).

Il existe 4 types de rayon atomique :

  • Rayon covalent : la moitié de la distance entre deux atomes d'un composé diatomique, liés simplement.
  • Rayon de Van der Waals : moitié de la distance entre les noyaux des atomes de différentes molécules dans un réseau de molécules covalentes.
  • Rayon métallique : moitié de la distance entre deux noyaux adjacents d'atomes dans un réseau métallique.
  • Rayon ionique : moitié de la distance entre deux noyaux d'éléments d'un composé ionique.

Énergie d'ionisation

Le potentiel d'ionisation est la quantité minimale d'énergie nécessaire pour éliminer un électron de chaque atome dans une mole d'un atome isolé, neutre et gazeux. La première énergie d'ionisation est l'énergie requise pour éliminer le premier électron, et généralement la nième énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire à l' élimination de l'atome n ième électrons, après que les ( n - 1) des électrons avant qu'il ait été enlevé. En termes de tendance, l'énergie d'ionisation a tendance à augmenter au fur et à mesure que l'on progresse sur une période, car le plus grand nombre de protons (charge nucléaire plus élevée) attire plus fortement les électrons en orbite, augmentant ainsi l'énergie nécessaire pour éliminer l'un des électrons. L'énergie d'ionisation et les potentiels d'ionisation sont complètement différents. Le potentiel est une propriété intensive et il se mesure en "volt" ; alors que l'énergie est une propriété extensive exprimée par "eV" ou "kJ/mole".

Au fur et à mesure que l'on progresse dans un groupe du tableau périodique, l'énergie d'ionisation diminuera probablement car les électrons de valence sont plus éloignés du noyau et subissent une attraction plus faible vers la charge positive du noyau. Il y aura une augmentation de l'énergie d'ionisation de gauche à droite d'une période donnée et une diminution de haut en bas. En règle générale, il faut beaucoup moins d'énergie pour éliminer un électron de la couche externe qu'un électron de la couche interne. En conséquence, les énergies d'ionisation pour un élément donné augmenteront régulièrement à l'intérieur d'une coque donnée et, lors du démarrage de la prochaine coque, une augmentation drastique de l'énergie d'ionisation apparaîtra. En termes simples, plus le nombre quantique principal est bas, plus l'énergie d'ionisation des électrons à l'intérieur de cette couche est élevée. Les exceptions sont les éléments de la famille du bore et de l'oxygène, qui nécessitent un peu moins d'énergie que la tendance générale.

affinité électronique

L'affinité électronique d'un atome peut être décrite soit comme l'énergie libérée par un atome lorsqu'un électron lui est ajouté, soit comme l'énergie nécessaire pour détacher un électron d'un anion chargé individuellement . Le signe de l'affinité électronique peut être assez déroutant, car les atomes qui deviennent plus stables avec l'ajout d'un électron (et sont donc considérés comme ayant une affinité électronique plus élevée) montrent une diminution de l'énergie potentielle ; c'est-à-dire que l'énergie gagnée par l'atome semble être négative. Dans un tel cas, l'affinité électronique de l'atome est positive. Pour les atomes qui deviennent moins stables lorsqu'ils gagnent un électron, l'énergie potentielle augmente, ce qui implique que l'atome gagne de l'énergie. Dans un tel cas, l'affinité électronique de l'atome est négative. Cependant, dans le scénario inverse où l'affinité électronique est définie comme l'énergie nécessaire pour détacher un électron d'un anion, la valeur énergétique obtenue sera de même grandeur mais de signe opposé. C'est parce que les atomes avec une affinité électronique élevée sont moins enclins à abandonner un électron et prennent donc plus d'énergie pour retirer l'électron de l'atome. Dans ce cas, l'atome avec la valeur d'énergie la plus positive a une affinité électronique plus élevée. Au fur et à mesure que l'on progresse de gauche à droite sur une période, l'affinité électronique augmente.

Bien qu'il puisse sembler que le fluor devrait avoir la plus grande affinité électronique, la petite taille du fluor génère suffisamment de répulsion pour que le chlore (Cl) ait la plus grande affinité électronique.

Électronégativité

L'électronégativité est une mesure de la capacité d'un atome ou d'une molécule à attirer des paires d'électrons dans le contexte d'une liaison chimique. Le type de liaison formée est largement déterminé par la différence d'électronégativité entre les atomes impliqués, en utilisant l'échelle de Pauling. En termes de tendance, lorsque l'on se déplace de gauche à droite sur une période du tableau périodique, l'électronégativité augmente en raison de l'attraction plus forte que les atomes obtiennent à mesure que la charge nucléaire augmente. En descendant dans un groupe, l'électronégativité diminue en raison d'une augmentation de la distance entre le noyau et la couche électronique de valence, diminuant ainsi l'attraction, rendant l'atome moins attiré par les électrons ou les protons.

Cependant, dans le groupe (iii) l'électronégativité des éléments augmente de l' aluminium au thallium .

électrons de valence

Les électrons de valence sont les électrons de la couche électronique la plus externe d'un atome isolé d'un élément . Parfois, il est également considéré comme la base du tableau périodique moderne . Au cours d'une période, le nombre d'électrons de valence augmente (principalement pour les métaux légers / éléments ) à mesure que nous nous déplaçons de gauche à droite. Cependant, dans un groupe, cette tendance périodique est constante, c'est-à-dire que le nombre d'électrons de valence reste le même.

Valence

La valence dans le tableau périodique sur une période augmente d'abord puis diminue. Il n'y a pas de changement en descendant un groupe.

Cependant, cette tendance périodique est peu suivie pour les éléments plus lourds (éléments de numéro atomique supérieur à 20), en particulier pour les séries des lanthanides et des actinides .

Plus le nombre d'électrons du noyau est grand, plus le blindage des électrons contre la charge du noyau du noyau est grand. Pour cette raison, l'énergie d'ionisation est plus faible pour les éléments plus bas dans un groupe, et la polarisabilité des espèces est plus élevée pour les éléments plus bas dans un groupe. La valence ne change pas en descendant un groupe puisque le comportement de liaison n'est pas affecté par les électrons du noyau. Cependant, les interactions sans liaison telles que celles qui viennent d'être citées sont affectées par les électrons du noyau.

Propriétés métalliques et non métalliques

Les propriétés métalliques augmentent les groupes descendants car la diminution de l'attraction entre les noyaux et les électrons les plus externes provoque la liaison lâche des électrons les plus externes et donc leur capacité à conduire la chaleur et l'électricité. Au cours de la période, de gauche à droite, l'attraction croissante entre les noyaux et les électrons les plus externes fait diminuer le caractère métallique.

La propriété non métallique augmente sur une période et diminue dans le groupe pour la même raison en raison d'une augmentation de la force d'attraction nucléaire. Les métaux sont ductiles alors que les non-métaux ne le sont pas.

Voir également

Les références

Lectures complémentaires