Configuration électronique des éléments pour vérifier la place dans le tableau périodique - Session 3

Effet de l'oxydation sur l'électronégativité. L'électronégativité augmente avec l'augmentation de l'état d'oxydation d'un élément. Plus l'électronégativité est élevée, plus un élément attire les électrons. Les atomes avec un nombre d'oxydation à électronégativité élevée sont généralement non métalliques. Ils ont des nombres d’oxydation négatifs. Les autres qui ont une faible électronégativité sont de nature métallique. Ils ont des nombres d’oxydation positifs. L'état d'oxydation ne change pas au sein d'un groupe du tableau périodique. C’est parce que tous les éléments du groupe ont la même valence. Que se passe-t-il lorsque l’on se déplace de gauche à droite dans le tableau périodique ? L'oxydation increasesde un à quatre puis réduit de quatre à un.

Effet de la charge sur l'électronégativité. Les protons chargés positivement dans le noyau attirent les électrons chargés négativement. Par conséquent, s’il y a plus de protons, il y aura plus d’attraction d’électrons. Cela entraîne une électronégativité plus élevée. Par conséquent, l'électro-négativité increasesde gauche à droite dans le tableau périodique.

Affinité électronique. Il s’agit d’un changement d’énergie lorsqu’un atome neutre en phase gazeuse gagne un électron. Cela libère de l’énergie dans ce processus. Il s'agit de la probabilité qu'un atome neutre gagne un électron. Un atome porte une charge neutre et se convertit en ion négatif en gagnant un électron. Comme le changement d’énergie est un processus exothermique, le ΔE est négatif pour l’affinité électronique. Par conséquent, l’affinité électronique est positive. Plus l'affinité électronique d'un atome est élevée, plus il est capable d'accepter des électrons. Les atomes ayant une faible affinité électronique n’acceptent pas facilement les électrons.

L'affinité électronique peut être mesurée par le changement d'énergie qui se produit lors du gain d'électrons EA = -ΔE. Il y a deux types d’affinités que nous devons connaître. Première affinité électronique. Il s’agit de l’énergie libérée lorsqu’un électron est ajouté à un atome neutre. Deuxième affinité électronique. Il s’agit de l’énergie libérée lorsqu’un électron est ajouté à un ion négatif. Le deuxième électron est positif. Cela est dû au fait qu’il faut plus d’énergie pour ajouter un électron à un ion négatif, par rapport à un atome neutre.

Voyons l'exemple de l'oxygène ; pour les première et deuxième affinités électroniques. La première affinité électronique de l’oxygène est la suivante. Il s’agit du changement négatif d’énergie lors de l’ajout d’un électron à un atome d’oxygène neutre. La deuxième affinité électronique est positive. C’est parce qu’il est difficile d’ajouter un électron à un ion déjà négatif. C'est à cause de la répulsion des charges négatives. Comme nous le savons, les énergies d’ionisation sont toujours liées à la formation d’ions positifs.

Les affinités électroniques sont liées aux ions négatifs. Elles sont équivalentes aux énergies d’ionisation. Leur utilisation se limite principalement aux éléments des groupes 16 et 17 du tableau périodique. Connaissez-vous la tendance de l’affinité électronique dans le tableau périodique ? L'affinité électronique dépend de la taille de l'atome. En d’autres termes, le rayon atomique. Comme le rayon des atomes increase, l'attraction des électrons diminue. Par conséquent, leur affinité électronique diminue.

Stabilité de la coque de la cantonnière. Comme coque de cantonnière increases, l'attraction des électrons diminue. Par conséquent, l’affinité électronique diminue. L'affinité électronique est plus élevée pour les atomes plus petits. Configuration électronique. Pour des configurations électroniques stables, telles que p³, p⁶, d⁵, d¹⁰, f⁷, f ¹⁴à moitié rempli et complètement rempli, l'affinité électronique est plus élevée. Pour d’autres configurations électroniques moins stables, l’affinité électronique est faible.

Étendue de la charge nucléaire. La charge nucléaire est également connue sous le nom de numéro atomique. Il increasessur une period. Il y a aussi increases downle groupe du tableau périodique. S'il y a increasedans la charge nucléaire, cela signifie qu'il y a une increaseen charge positive due aux protons. Cela se traduit par une force appliquée plus importante et une affinité électronique plus élevée. Affinité électronique increasessur une period donnée par rapport à la charge nucléaire. Cependant, le groupe diminue de haut en bas. C’est parce que chaque atome est significativement plus grand que l’atome situé au-dessus de lui. Ainsi, un électron ajouté est plus éloigné du noyau.

Capacité à former des ions à travers la period. Comme affinité électronique increasesà travers la period de gauche à droite, sa capacité à former des ions en ajoutant des électrons à des atomes neutres devient difficile. La capacité à former des ions diminue au cours de la period en raison de la diminution du rayon atomique et les électrons sont davantage attachés au noyau. Cela rend difficile l’ajout ou la suppression d’électrons pour former des ions. Tendances pour les period 2 et 3 du tableau périodique. La deuxième period contient du lithium, du béryllium, du bore, du carbone, de l’azote, de l’oxygène, du fluor et du néon. Pendant ce temps, la troisième period contient du sodium, du magnésium, de l'aluminium, du silicium, du phosphore, du soufre, du chlore et de l'argon.

Depuis Ne,Neon, Net Beont respectivement des sous-couches entièrement remplies, à moitié remplies et entièrement remplies, elles présentent une affinité électronique plus élevée que les autres. Il existe quelques exceptions pour Cet N, Fet Cl. Le carbone a une plus grande affinité pour les électrons que l'azote, car l'azote possède une couche de valence à moitié remplie plus stable. Il a donc moins d’affinité pour les électrons. Le fluor, en raison de sa plus petite taille, a une densité électronique élevée. Par conséquent, son affinité électronique est moindre que celle du chlore. La première affinité électronique pour la deuxième et la troisième period est négative. Pendant ce temps, la deuxième affinité électronique est une valeur positive. C’est parce qu’il est plus difficile d’ajouter un électron à un ion déjà négatif. Les tendances sont celles présentées.

Rayon atomique. Il s'agit de la distance entre le noyau et les électrons de la couche la plus externe ou de la couche de valence. Elle est mesurée en picomètres. Pouvez-vous deviner le rayon de n’importe quel élément ? Dans l'hydrogène, il n'y a qu'un seul électron autour du noyau. La distance entre cet électron de valence et le noyau est le rayon atomique de l'hydrogène. De la même manière, il y a trois électrons dans le lithium et un seul d'entre eux se trouve sur la couche la plus externe. Par conséquent, la distance entre cette couche externe et le noyau est le rayon atomique du lithium.

Tendances du rayon atomique au cours de la period. De gauche à droite d'une period, le numéro atomique increasesalors que le nombre de coquillages reste constant. Par conséquent, une forte attraction entre les protons et les électrons entraîne une réduction de la taille atomique, en raison de l'attraction de l'électron vers le noyau. Ainsi, le rayon atomique diminue de gauche à droite dans la period. De haut en bas dans un groupe, le numéro atomique increaseset le nombre de coquilles increases. Cela se traduit par une increaseen effet de blindage. Par conséquent, le rayon atomique increases downle groupe en raison de la moindre attraction entre les électrons et le noyau.

Incertitude sur le rayon atomique. Lorsque nous parlons du rayon atomique, la position de l'électron dans la couche de valence est incertaine. Nous utilisons donc le principe d’incertitude pour trouver la position de l’électron de valence. Selon ce principe, l’impulsion et la position d’un électron ne peuvent pas être décrites en même temps. Si nous connaissons la position, alors l'élan est inconnu et vice versa.

Il existe plusieurs types de rayons atomiques. Le rayon atomique est déterminé dans les atomes liés car les atomes simples n'existent pas à l'état libre. Rayon covalent. Le rayon covalent est un type de rayon déterminé à partir d'atomes liés par des liaisons covalentes. Cette liaison peut être entre deux atomes similaires ou différents. Cet exemple montre le rayon covalent du chlore.

Rayon métallique. Le rayon métallique est compris entre les atomes liés par des liaisons métalliques. Cet exemple montre le rayon métallique du sodium.

Rayon de Vander Waal. Le rayon de Vander Waal est le rayon entre les molécules liées par les forces de Vander Waal. Cet exemple montre le rayon de l'hélium du mur de Vander. Il est à noter que le rayon de Vander Waal est supérieur au rayon métallique. Le rayon métallique est supérieur au rayon covalent.

Rayon ionique. Le rayon ionique est mesuré à l'aide de la distance entre les anions et les cations ayant des liaisons ioniques. Le placement des anions et des anions à l'intérieur des composés ioniques peut être considéré comme un emballage de sphères. Cations occupyles espaces plus petits entre les anions. Petits cations occupytrous tétraédriques entre les anions. Cations plus gros occupytrous octaédriques entre les anions. Mais des cations plus gros peuvent occupytrous cubiques dans un réseau cubique simple d'anions.

Voici un exemple de rayon ionique de NaCl. La distance entre deux ions à l'intérieur d'un cristal ionique est déterminée par cristallographie aux rayons X. La cristallographie aux rayons X donne les longueurs des côtés de la cellule unitaire d'un cristal. La longueur de chaque bord de la cellule unitaire du chlorure de sodium est de 564,02 picomètres. Chaque bord de la cellule unitaire du chlorure de sodium peut être considéré comme ayant les atomes disposés comme Na⁺, Cl⁻, Na⁺et ainsi de suite.

Par conséquent, le bord est deux fois plus grand que la séparation entre le sodium et le chlore. Donc la distance entre le Na⁺et Cl⁻les ions représentent la moitié de 564,02, soit 282,01. Cependant, la cristallographie aux rayons X ne donne que la distance entre les ions. Cela n’indique pas où se situe la frontière entre ces ions. Il ne donne donc pas directement les rayons ioniques.

La nature de l'ion contribue également à la increaseet diminution du rayon. Un cation est toujours plus petit que ses atomes parents. C’est parce que sa charge nucléaire est plus élevée que celle de ses atomes parents. Par conséquent, avec increasedans un état d'oxydation positif, le rayon diminue.

Un anion est toujours plus grand que son atome parent. C’est parce que sa charge nucléaire est inférieure à celle de son atome parent. Par conséquent, avec increaseà l'état d'oxydation négatif, rayon increases.