Les propriétés périodiques (Én, Ion, taille)

Les propriétés périodiques
Dans cette section nous allons étudier trois propriétés physiques périodiques de même
que trois propriétés chimiques périodiques.
Propriétés physiques périodiques
Les principales propriétés physiques périodiques sont :
-
le volume atomique
la température de fusion
la température d’ébullition
Le volume atomique
Les volumes atomiques des différents éléments vous sont fournis dans le tableau
suivant.
La valeur qui apparaît sous chaque symbole correspond au volume occupé par une mole de
chaque élément à l’état solide et à sa température de fusion.
Ce tableau révèle que les volumes atomiques des éléments d’un même groupe sont
croissants de gauche à droite : l’addition d’une couche électronique supplémentaire accroît la
dimension des atomes.
Cependant, il n’en va pas toujours ainsi pour les éléments d’une même période : l’additon d’un
autre proton et d’un autre électron rend plus grande la force d’attraction entre le noyau et les
électrons, ce qui a pour effet de réduire la dimension des atomes. On peut d’ailleurs observer
ce phénomène chez les éléments placés à gauche dans une période. Quant aux volumes
atomiques des autres éléments d’une même période, ils sont constants pour les éléments
placés au centre et croissants pour les éléments placés à droite.
En général, dans une même rangée la taille des atomes diminue de gauche à droite,
puisque la force nucléaire augmente.
La température de fusion et la température d’ébullition
Le tableau suivant fournit la température de fusion et la température d’ébullition des éléments
de la période 2.
Éléments de la période 2
Éléments
Lithium, Li
Béryllium, Be
Bore, B
Carbone, C
Azote, N
Oxygène, O
Fluor, F
Néon, Ne
Température de fusion (0C)
180,5
1278
2300
3550
-209,9
-218,4
-219,6
-248,7
Température d’ébullition (0C)
1347
2970
2550
4827
-195,8
-183,0
-188,1
-246,0
Ce tableau révèle que les éléments solides de la période possèdent des températures de fusion
et de températures d’ébullition croissantes d’un élément à l’autre. Par contre, les températures
de fusion et les températures d’ébullition des éléments gazeux de cette même période sont
décroissantes d’un élément à l’autre.
Les températures de fusion et les températures d’ébullition des éléments d’un même groupe
sont habituellement croissantes. Le tableau suivant démontre cette variation chez les éléments
du groupe 1.
Éléments du groupe 1
Éléments
Lithium, Li
Sodium, Na
Potassium, K
Rubidium, Rb
Césium, Cs
Francium, Fr
Température de fusion (0C)
180,5
97,82
63,65
38,89
28,40
27,00
Température d’ébullition (0C)
1347
882,9
774
688
678,4
677
Propriétés chimiques périodiques
Les principales propriétés chimiques périodiques sont :
-
l’énergie d’ionisation
l’affinité électronique
l’électronégativité
L’énergie d’ionisation
L’énergie d’ionisation désigne la quantité d’énergie nécessaire pour enlever un ou plusieurs
électrons à l’atome d’un élément. Elle nous fournit une idée de l’importance et de la grandeur de
la force d’attraction qu’un atome exerce sur les électrons de sa couche périphérique.
Les énergies d’ionisation des éléments d’un même groupe diminuent d’un élément à
l’autre. Le tableau suivant fournit les énergies d’ionisation nécessaires pour enlever le premier
électron à chacun des éléments de la famille des halogènes.
Élément
Fluor, F
Chlore, Cl
Brome, Br
Iode, I
Z
9
17
35
53
Énergie d’ionisation (kJ/mol)
1680
1255
1142
1008
À l’intérieur d’une période, les énergies d’ionisation sont la plupart du temps croissantes
d’un élément à l’autre. Les exceptions se trouvent entre les groupes 2 et 13 et entre les
groupes 15 et 16. Le tableau suivant fournit un indice de la croissance des énergies d’ionisation
des éléments de la période 2.
Élément
Lithium, Li
Béryllium, Be
Bore, B
Carbone, C
Azote, N
Oxygène, O
Fluor, F
Néon, Ne
Z
3
4
5
6
7
8
9
10
Énergie d’ionisation (kJ/mol)
520
899
800
1085
1401
1313
1680
2079
Exemple :
L’ionisation de l’atome de sodium peut se représenter par l’équation :
Na( g )  Ei  Na(g )  e 
En absorbant la quantité d’énergie appropriée, Ei, l’atome de sodium perd un électron et se
transforme en ion Na+.
L’affinité électronique
L’affinité électronique désigne la quantité d’énergie libérée lorsqu’un atome neutre capte un
électron pour se transformer en ion négatif. Par exemple, lorsqu’un atome de fluor capte un
électron supplémentaire, il libère une énergie de 5,53  10 22 kJ. Cette réaction se représente à
l’aide de l’équation :
F  e   F   5,53  10 22 kJ
Les affinités électroniques des éléments sont difficiles à déterminer. Cependant, les mesures
qui ont pu être effectuées permettent de constater que les non-métaux ont une affinité
électronique plus grande que les métaux. Le tableau suivant fournit les affinités électroniques
de quelques éléments. Une valeur positive implique que l’atome doit libérer de l’énergie pour
capter un électron alors qu’une énergie négative implique qu’on doit fournir une certaine
quantité d’énergie à l’atome pour capter un électron.
Le tableau révèle que les halogènes ont la plus grande affinité électronique. Les atomes de ces
éléments possèdent sept électrons sur leur couche extérieure et l’addition d’un seul électron
leur permettrait de présenter une configuration électronique stable semblable à celle des gaz
parfaits.
Au contraire, l’affinité électronique des métaux se révèle très faible. Les atomes de ces
éléments possèdent sur leur dernière couche un ou deux électrons et sont plutôt portés à céder
ces électrons pour représenter la configuration électronique stable des gaz parfaits.
L’électronégativité
L’électronégativité d’un atome désigne la mesure de la force d’attraction que cet atome exerce
sur les électrons qui le lient à un autre atome. Cette propriété a été définie en fonction de
l’énergie d’ionisation et de l’affinité électronique des éléments. Le chimiste américain Linus Carl
Pauling a conçu une échelle arbitraire pour exprimer l’électronégativité des éléments. Les
valeurs numériques ou indices d’électronégativité données aux éléments varient entre 0,7
pour le francium et 4,0 pour le fluor. Le tableau suivant fournit les indices d’électronégativité de
la plupart des éléments de Tableau périodique.
Dans ce tableau, nous pouvons remarquer qu’en général les indices d’électronégativité
augmente graduellement de gauche à droite le long d’une période. Les éléments les plus
électronégatifs sont les non-métaux tels les halogènes du 17; les éléments les moins
électronégatifs, appelés éléments électropositifs, sont les métaux tels les alcalins du groupe
1.
Les indices d’électronégativité reflètent bien la tendance des métaux à perdre facilement un
électron pour se transformer en ions positifs et celle des non-métaux à capter un électron pour
se transformer en ions négatifs.
On peut représenter la périodicité de ces trois propriétés chimiques sous la forme d’un
diagramme. Dans ce diagramme, les trois flèches indiquent dans quel sens ces propriétés
croissent à l’intérieur d’un groupe ou d’une période.