Configuration électronique des éléments pour vérifier la place dans le tableau périodique - Session 1

Formation de cations et d'anions. Que sont les cations et les anions ? Ces deux choses sont en fait des ions. Un ion est une particule possédant un nombre inégal d'électrons et de protons. Chaque fois que vous avez cela, vous avez une particule avec une charge appelée ion. S'il y a plus de protons que d'électrons, la charge est positive. S'il y a plus d'électrons que de protons, la charge est négative.

Les cations sont des ions avec des charges positives possédant plus de protons que d'électrons. Les anions sont des ions avec des charges négatives possédant plus d'électrons que de protons. Comment pensez-vous que les cations et les anions se forment ? Les métaux forment généralement des cations et les non-métaux forment des anions.

Voyons l’exemple du sodium du côté gauche du tableau périodique. Il est dans le groupe A. Il possède un électron de valence. Commençons d’abord par définir les électrons de valence. Un électron de valence est un électron situé dans la couche la plus externe. Lorsque le sodium perd cet électron de valence, il devient un cation. Il a donc un proton de plus que le nombre d'électrons qu'il possède. Il a donc une charge positive. Voyons un autre exemple de fluor pour anion. Il possède sept électrons de valence. Il lui faut un électron supplémentaire pour compléter son octet. Grâce à sa capacité à attirer les électrons, il se transforme en un ion fluorure ayant une charge négative.

Les électrons de la couche de valence sont appelés électrons de valence. Dans une période du tableau périodique, le nombre d'électrons de valence augmente à mesure que nous nous déplaçons du côté gauche vers le côté droit. Dans un groupe, le nombre d'électrons de valence reste constant de haut en bas. L'énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour retirer un électron de la couche de valence d'un atome. Dans un groupe du tableau périodique, l’énergie d’ionisation diminue de haut en bas. C'est parce que le rayon augmente. Ainsi, les électrons de la couche de valence s’éloignent du noyau. Ils sont ainsi facilement amovibles.

Dans une période du tableau périodique, l’énergie d’ionisation augmente du côté gauche vers le côté droit. Cela est dû au fait que le nombre d’électrons de valence augmente et que l’effet de blindage augmente. Il devient donc plus difficile de retirer un électron de la couche de valence de l’atome.

Les éléments du groupe 1, du groupe 2 et du groupe 3 ou 13 forment des cations. Les éléments du groupe 1 comprennent l’hydrogène, le lithium, le sodium, le potassium, le rubidium, le césium et le francium. Les éléments du groupe 2 comprennent le béryllium, le magnésium, le calcium, le strontium, le baryum et le radium. Les éléments du groupe 3 comprennent le bore, l’aluminium, le gallium, l’indium, le thallium et le nihonium. Le groupe 1 qui contient les métaux alcalins et le groupe 2 qui contient les métaux alcalino-terreux, sont des métaux qui ont des électrons de la couche de valence qui se détacheraient d'eux. Cela donne la même configuration électronique ou le même nombre d’électrons que dans les gaz nobles précédents du tableau périodique. Les éléments du groupe 3 ou du groupe 13 ont 3 électrons de valence et doivent très probablement s'en débarrasser pour obtenir une configuration électronique de gaz noble. C'est pourquoi les éléments des groupes 1, 2 et 3 forment des cations.

Les éléments des groupes 5 ou 15, 6 ou 16 et 7 ou 17 forment des anions. Les éléments du groupe 15 comprennent l’azote, le phosphore, l’arsenic, l’antimoine, le bismuth et le moscovium. Les éléments du groupe 16 comprennent l'oxygène, le soufre, le sélénium, le tellure, le polonium et le livermorium. Les éléments du groupe 17 comprennent le fluor, le chlore, le brome, l’iode, l’astate et la tennessine. Ces éléments du groupe sont des non-métaux et ajoutent 3, 2 ou 1 électron à leur couche la plus externe pour compléter la configuration électronique afin qu'elle soit identique à celle d'un gaz noble. Les éléments du groupe 15 ont besoin de 3 électrons pour compléter la couche de valence et en ajoutant 3 électrons, ils forment un anion tri-négatif.

Les éléments du groupe 16 ont besoin de 2 électrons dans la couche de valence pour compléter la couche de valence. En complétant la couche de valence, ils forment ⁻²anions. Les éléments du groupe 17 ont 7 électrons dans leur couche de valence et n'ont besoin que d'un seul électron pour compléter leur couche de valence. En ajoutant 1 électron, ils complètent la couche et forment un anion négatif.

Groupe 4 ou 14 éléments. La famille du carbone possède 4 électrons dans sa couche la plus externe. Ils ont donc besoin exactement de 4 électrons pour compléter leur octet. Mais pour gagner 4 électrons, il faut beaucoup d’énergie. Ils forment des liaisons covalentes en partageant des électrons entre eux.

État d'oxydation. L'état d'oxydation est le nombre d'électrons qu'un atome particulier peut gagner, éliminer ou partager avec un autre atome. Il peut être appliqué à n’importe quel élément ou composé. Il est représenté par des chiffres arabes, avec la charge indiquée par un symbole négatif ou positif. Il indique uniquement la charge électrique de l'atome dans un composé. Il n'indique pas le nombre de liaisons que l'atome peut avoir. L'état d'oxydation d'un élément pur est toujours nul. Par exemple, si nous prenons Ca⁺²et O⁻², le calcium et l'oxygène ont respectivement des états d'oxydation +2 et -2.

État élémentaire. Tout atome non combiné et possédant une charge neutre avec un état d'oxydation de 0 est appelé état élémentaire. Les éléments purs ont toujours un état d’oxydation zéro. Le cuivre a un état élémentaire de 0, tout comme le fer. L'exception est que H₂, O₂, N₂, Cl₂, Br₂, I₂et F₂existe sous forme de molécules diatomiques, à l'état élémentaire ayant un état d'oxydation de 0.

État d'oxydation au sein d'un composé. Tous les métaux, dans les composés, ont un état d'oxydation positif. Dans un composé avec des non-métaux, l’hydrogène a un état d’oxydation de +1. Dans un composé avec des métaux, l’hydrogène a un état d’oxydation de -1. Dans un composé, l'état d'oxydation peut être de 2 ou 3 éléments. Voici quelques exemples.

État d'oxydation le plus élevé des éléments. L'état d'oxydation de +8 dans les tétroxydes de ruthénium, de xénon, d'osmium, d'iridium, de hassium et de certains complexes de plutonium sont des exemples de l'état d'oxydation le plus élevé. L’état d’oxydation le plus bas connu est -4. On l'observe dans certains éléments du groupe du carbone. Pouvoir oxydant-réducteur. L'oxydation est une perte d'électrons. Tous les éléments qui peuvent potentiellement prendre des électrons à quelque chose d’autre pour créer leurs ions sont des agents oxydants. Par conséquent, cette capacité oxydante est le pouvoir de cet élément d’oxyder une autre espèce. Cela signifie que les éléments ayant une capacité oxydante sont réduits.

La réduction est un gain d'électrons. Les éléments qui peuvent potentiellement donner des électrons à une autre espèce sont appelés agents réducteurs. Par conséquent, la capacité réductrice est la capacité de cet élément à réduire une autre espèce. Cela signifie que les éléments ayant une capacité réductrice sont oxydés.

Au fur et à mesure que nous nous déplaçons du côté gauche vers le côté droit d'une période du tableau périodique, la capacité oxydante augmente. Dans les éléments de gauche, ils ont une forte capacité réductrice car ils sont de puissants agents réducteurs. De la même manière, dans une période, du côté gauche vers le côté droit, la capacité réductrice diminue. Dans les groupes, le comportement ou la propriété de réduction augmente de haut en bas. Dans les groupes, le pouvoir oxydant diminue de haut en bas.