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Fiche explicative de la leçon: Énergie d’ionisation Chimie • Deuxième secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire et expliquer l’énergie d’ionisation des éléments et des ions.

Les atomes de tout élément ont une charge électrostatique globalement neutre car ils contiennent un nombre égal de protons et d’électrons. Les ions ont une charge électrostatique positive ou négative car ils contiennent un nombre inégal de protons et d’électrons. Des ions peuvent être formés lors de réactions chimiques, et ils peuvent également se former lorsque des atomes électriquement neutres sont bombardés par des rayonnements ionisants.

L’énergie de première ionisation est l’énergie nécessaire pour retirer un électron d’un atome électriquement neutre à l’état gazeux. Elle représente la quantité d’énergie nécessaire pour fabriquer un cation de charge 1+ à partir d’un atome de gaz électriquement neutre. L’énergie de première ionisation varie à travers le tableau périodique car elle dépend de l’interaction de propriétés faciles à comprendre telle que la taille de l’atome (le rayon atomique) ou la charge nucléaire effective, et d’effets quantiques plus complexes comme l’effet de blindage des électrons.

Définition : Énergie de première ionisation

L’énergie de première ionisation est la quantité d’énergie nécessaire pour retirer complètement l’électron le plus faiblement lié d’un atome gazeux isolé.

Les chimistes représentent généralement les énergies de première ionisation avec des équations chimiques très simplifiées. Les équations comprennent des termes pour les éléments électriquement neutre avant qu’ils ne soient ionisés, et des termes pour les ions chargés positivement (les cations) et les électrons qui sont fabriqués pendant le processus d’ionisation lui-même. Les termes pour les éléments électriquement neutres et les cations sont toujours écrits avec des symboles à l’état gazeux parce que les énergies d’ionisation sont mesurées pour des gaz plutôt que pour des liquides ou des solides. L’équation suivante montre l’énergie de première ionisation pour les atomes de sodium à l’état gazeux:Na()Na()+eénergiedepremièreionisationkJmolgg+=+496

Les énergies de première ionisation sont toujours des nombres positifs car nous devons dépenser de l’énergie pour retirer les électrons de la couche externe des atomes électriquement neutre.

L’énergie de première ionisation dépend de propriétés physiques telles que la taille de l’atome (rayon atomique), car les forces d’interaction électrostatique dépendent de la distance entre les particules de charge opposée. Des atomes relativement grands ont une grande distance entre leurs protons et leurs électrons, et ils ont de faibles forces d’attraction agissant sur leurs électrons de plus haute énergie. Il y a plus de distance entre les protons et les électrons de valence dans les grands atomes, ce qui explique pourquoi les valeurs d’énergie de première ionisation diminuent généralement lorsque nous nous déplaçons vers le bas dans n’importe quel groupe du tableau périodique. Les atomes deviennent de plus en plus grands lorsque nous descendons dans un groupe, ce qui signifie qu’ils ont des forces d’attraction plus faibles agissant sur leurs électrons de plus haute énergie.

L’association entre l’énergie de première ionisation et le rayon atomique peut être mieux comprise en considérant comment les énergies de première ionisation changent lorsque nous descendons dans le groupe 18 du tableau périodique. Les éléments du groupe 18 sont généralement appelés les gaz nobles (ou les gaz rares). Ils comprennent des éléments tels que l’hélium, le néon et l’argon. L’hélium est le plus petit des gaz nobles, et il possède l’énergie de première ionisation la plus élevée de tous les éléments du tableau périodique. Le néon est un peu plus grand que l’hélium, et il a une énergie de première ionisation légèrement inférieure de 2‎ ‎081 kJ⋅mol−1. L’argon est encore plus grand, et il a une énergie de première ionisation encore plus faible de 1‎ ‎521 kJ⋅mol−1.

La figure suivante montre les énergies de première ionisation pour les éléments dont le numéro atomique est compris entre 1 et 20. Il contient des données pour l’hélium, ainsi que des données pour les éléments néon et argon. La figure montre très clairement que les énergies de première ionisation ont tendance à diminuer au fur et à mesure que nous descendons dans le groupe des éléments des gaz nobles. Elle montre aussi une relation plus générale entre l’énergie de première ionisation et le rayon atomique, car elle contient également des données pour les groupes 1–2 et 13–17. Le graphique montre que les énergies de première ionisation sont fondamentalement liées aux rayons atomiques. Les énergies de première ionisation diminuent vers le bas de tous les groupes du tableau périodique. Nous voyons que les petits atomes ont une énergie de première ionisation relativement élevée et que les atomes plus grands ont une énergie de première ionisation plus faible.

Exemple 1: Déterminer la relation entre le rayon atomique et l’énergie d’ionisation

Comment le rayon atomique affecte-t-il l’énergie d’ionisation?

  1. La diminution du rayon atomique conduit à une énergie d’ionisation plus élevée.
  2. L’augmentation du rayon atomique conduit à une énergie d’ionisation plus élevée.
  3. La diminution du rayon atomique conduit à une énergie d’ionisation plus faible.
  4. Le rayon atomique n’affecte pas du tout l’énergie d’ionisation.

Réponse

Lorsque le rayon atomique est petit, il y a moins de distance entre les électrons de la couche externe et les protons chargés positivement, comparé à la situation où le rayon atomique est relativement grand. Les forces d’attraction électrostatique sont plus grandes lorsque les atomes sont petits et qu’il n’y a pas beaucoup de distance entre les protons et les électrons de charges opposées. Les (premières) énergies d’ionisation sont plus grandes lorsque les atomes sont relativement petits et qu’il y a des forces d’attraction électrostatique plus fortes entre les électrons et les protons chargés positivement. Donc, la bonne réponse est l’option A.

L’énergie de première ionisation dépend également de la charge nucléaire effective. Les électrons subissent de fortes forces d’attraction électrostatique lorsqu’ils sont affectés par une forte charge nucléaire effective. Ce raisonnement peut être utilisé pour comprendre pourquoi les éléments des gaz nobles ont des énergies de première ionisation plus élevées que les autres éléments de la même période. Les éléments des gaz nobles ont les charges effectives nucléaires les plus élevées et il y a des forces d’attraction électrostatique incroyablement fortes entre leurs électrons de plus haute énergie et leurs protons chargés positivement. L’hélium a une énergie de première ionisation plus élevée que l’hydrogène principalement parce que l’hélium a la charge nucléaire effective la plus élevée. Le néon a une énergie de première ionisation plus élevée que tous les autres éléments de la période 2 principalement parce qu’il a la charge nucléaire effective la plus élevée. Ce raisonnement s’applique de la même manière pour comprendre pourquoi le lithium a une première ionisation de +520 kJ⋅mol−1, tandis que le béryllium a une énergie de première ionisation beaucoup plus grande de +900 kJ⋅mol−1. Le béryllium a l’énergie de première ionisation la plus élevée principalement parce qu’il a un plus grand nombre de protons et une charge nucléaire effective plus élevée.

Les valeurs des énergies de première ionisation sont également affectées par les effets de blindage des électrons. Les électrons ont de faibles interactions électrostatiques avec les protons chargés positivement quand il y a beaucoup de sous-couches chargées négativement entre eux. Les sous-couches internes font écran aux interactions électrostatiques, et elles rendent les interactions électrostatiques moins intenses entre les protons chargés positivement et les électrons de valence. Cela explique pourquoi le bore a une énergie de première ionisation inférieure à celle du béryllium, bien que le bore ait cinq protons chargés positivement et que le béryllium n’en ait que quatre. Le bore a son électron de plus haute énergie dans la sous-couche 2p, et le béryllium a son électron de plus haute énergie dans la sous-couche 2s. Dans le bore, l’électron de plus haute énergie est masqué des protons chargés positivement par un plus grand nombre de sous-couches internes. Ce raisonnement peut également être utilisé pour comprendre pourquoi l’aluminium a une énergie de première ionisation inférieure à celle du magnésium, bien que l’aluminium possède treize protons chargés positivement et que le magnésium en possède douze. L’aluminium a son électron de plus haute énergie dans la sous-couche 3p, et le magnésium a son électron de plus haute énergie dans la sous-couche 3s. L’électron de plus haute énergie de l’aluminium est masqué des protons chargés positivement par un plus grand nombre de sous-couches internes.

Il est intéressant de noter que l’oxygène a une énergie de première ionisation inférieure à celle de l’azote. Cela semble contredire ce que nous avons appris jusqu’à présent. L’oxygène a le numéro atomique le plus élevé, et son électron de plus haute énergie n’est pas seul dans la sous-couche, tandis que l’électron de plus haute énergie de l’azote est dans une configuration globale différente de la sous-couche. Les scientifiques peuvent expliquer l’énergie de première ionisation anormalement faible de l’oxygène en considérant l’état de spin de ses électrons. La figure suivante utilise des flèches orientées vers le haut (↑) et des flèches orientées vers le bas (↓) pour représenter les configurations électroniques comparatives des éléments azote et oxygène. Ceci montre que l’azote a ses trois électrons de plus haute énergie qui occupent séparément les trois orbitales atomiques de la sous-couche 2p. Les électrons sont tous à l’état « spin-up » (orienté vers « le haut »), et il n’y a aucune paire d’électrons dans aucune des orbitales de la sous-couche 2p. La figure montre également que l’oxygène a également ses quatre électrons de plus haute énergie dans la sous-couche 2p, mais que l’une des orbitales 2p est doublement occupée par les électrons. L’une des orbitales contient un électron à l’état « spin-up » (orienté vers « le haut »), et un autre électron à l’état « spin-down » (orienté vers « le bas »). Il y a répulsion entre ces deux électrons appariés, et il est relativement facile de retirer l’un d’eux de la sous-couche 2p. Les scientifiques utilisent ce raisonnement pour expliquer pourquoi l’oxygène a une énergie de première ionisation plus faible que celle de l’azote. Ce raisonnement est utilisé de la même manière pour expliquer l’énergie de première ionisation anormalement faible du soufre comparée à celle du phosphore.

La figure suivante présente les configurations électroniques comparatives des éléments soufre et phosphore. Ceci montre que le phosphore a ses trois électrons de plus haute énergie dans les trois orbitales atomiques de la sous-couche 3p. Les électrons sont tous à l’état « spin-up », et il n’y a aucune paire d’électrons dans aucune des orbitales de la sous-couche 3p. La figure montre également que le soufre a ses quatre électrons de plus haute énergie également dans la sous-couche 3p, mais que l’une des orbitales 3p est doublement occupée par les électrons. Il y a répulsion entre ces deux électrons appariés, et il est relativement facile de retirer l’un d’eux de la sous-couche 3p.

Exemple 2: Déterminer quel élément possède l’énergie de première ionisation la plus élevée

Lequel des deux éléments adjacents, Mg et Na, a une énergie de première ionisation la plus élevée?

  1. Na
  2. Mg

Réponse

Les forces d’attraction électrostatique dépendent du nombre de protons chargés positivement et pas seulement de la distance entre les protons chargés positivement et les électrons de la couche externe. Lorsque les noyaux contiennent beaucoup de protons chargés positivement, il y a une interaction électrostatique plus forte entre les électrons chargés négativement de la couche externe et les noyaux atomiques chargés positivement. Le magnésium possède un proton chargé positivement de plus que le sodium, et les électrons de valence du magnésium subissent une force d’attraction électrostatique plus forte que les électrons de valence du sodium. Il faut plus d’énergie pour retirer un électron de la couche externe d’un atome de magnésium qui a douze protons que de celle d’un atome de sodium qui a seulement onze protons. Par conséquent, la réponse est l’option B, Mg (magnésium).

Il faut généralement beaucoup d’énergie pour retirer un seul électron d’un atome électriquement neutre, mais il faut encore plus d’énergie pour retirer le deuxième et le troisième électron pour générer des cations de charge 2+ et 3+. Le deuxième électron est difficile à retirer car il interagit avec le cation de charge 1+, et le troisième électron est encore plus difficile à retirer car il interagit avec le cation de charge 2+.

L’équation suivante montre le retrait successif des électrons d’une mole d’atomes d’hélium pour en faire une mole d’ions hélium 2+:He()He()+eénergiedepremièreionisationkJmolHe()He()+eénergiededeuxièmeionisationkJmolgggg++2+=+2372=+5250

L’énergie de deuxième ionisation est plus de deux fois plus grande que l’énergie de première ionisation car le deuxième électron est retiré de l’ion He+ au lieu d’un atome d’hélium électriquement neutre.

Définition : L’énergie de deuxième ionisation

L’énergie de deuxième ionisation est l’énergie nécessaire pour retirer un électron d’un ion gazeux qui possède une charge 1+.

Il peut y avoir une différence encore plus grande entre les énergies d’ionisations successives lorsque nous passons de retirer un électron d’une couche d’électrons à retirer un électron d’un niveau d’énergie complètement différent. Le lithium a la configuration électronique 12ss, et il a des valeurs d’énergie de première et deuxième ionisation de 520 kJ⋅mol−1 et 7‎ ‎298 kJ⋅mol−1. L’énergie de deuxième ionisation est beaucoup plus grande que la première parce que le premier électron est retiré de la deuxième couche (𝑛=2), et le deuxième électron est retiré de la première couche d’électrons (𝑛=1):Li()Li()+eénergiedepremièreionisationkJmolLi()Li()+eénergiededeuxièmeionisationkJmolgggg++2+=+520=+7298

Les variations d’énergies d’ionisations successives peuvent être utilisées pour déterminer l’identité d’un élément inconnu, car chaque groupe du tableau périodique a son propre ensemble de valeurs d’énergies d’ionisations successives. Les éléments du groupe 1 ont des énergies de première ionisation qui sont beaucoup plus petites que leurs énergies de deuxième ionisation, et les éléments du groupe 2 ont des énergies de deuxième ionisation qui sont beaucoup plus petites que leurs énergies de troisième ionisation. Les éléments du groupe 3 ont des énergies de deuxième ionisation qui sont sensiblement plus grandes que leurs énergies de première ionisation, et elles ont des énergies de quatrième ionisation qui sont significativement plus grandes que leurs trois premières valeurs d’énergie d’ionisation. L’enchainement des énergies d’ionisations successives est généralement suffisant pour déterminer le numéro de groupe d’un élément inconnu.

Définition : Energies d’ionisations successives

Les énergies d’ionisations successives représentent la quantité d’énergie nécessaire pour éliminer consécutivement des électrons d’un élément à l’état gazeux.

Le tableau suivant compare les énergies d’ionisations successives des éléments potassium et calcium. Le potassium est un élément du groupe 1, et son énergie de première ionisation est très inférieure à son énergie de deuxième ionisation. Le premier électron est relativement facile à retirer du potassium car il est dans la sous-couche 4s. Le deuxième électron est beaucoup plus difficile à retirer de l’ion potassium de charge 1+, car il est dans une couche d’électrons complètement différente. Il appartient à la troisième couche d’électrons (𝑛=3), alors que le premier électron vient de la quatrième couche (𝑛=4).

Le calcium est un élément du groupe 2, et le tableau montre qu’il a une énergie de deuxième ionisation qui est beaucoup plus petite que son énergie de troisième ionisation. Il est relativement facile de retirer deux électrons du calcium car les deux premiers électrons proviennent de la quatrième couche d’électrons. Il faut beaucoup d’énergie pour retirer un autre électron du calcium, car le troisième électron provient d’une couche d’électrons complètement différente. Le troisième électron vient de la troisième couche d’électrons (𝑛=3), tandis que les deux premiers proviennent d’une couche d’énergie beaucoup plus élevée, la quatrième couche (𝑛=4).

Énergie d’ionisation (kJ/mol)
Élément1ère2ème3ème4ème5ème
Potassium (K)4193‎ ‎0514‎ ‎4195‎ ‎8787‎ ‎975
Calcium (Ca)5901‎ ‎1454‎ ‎9126‎ ‎4918‎ ‎140

Exemple 3: Comprendre comment nous pouvons identifier un élément à partir de l’enchainement de ses valeurs d’énergie d’ionisation successives

Compte tenu des données des énergies d’ionisation successives (en kJ/mol) présentées dans le tableau, lequel des éléments suivants est le plus susceptible d’appartenir au groupe III du tableau périodique?

Élément1ère2ème3ème4ème5ème6ème
17901‎ ‎6003‎ ‎2004‎ ‎40016‎ ‎10019‎ ‎800
25004‎ ‎6006‎ ‎9009‎ ‎50013‎ ‎40016‎ ‎600
35901‎ ‎1004‎ ‎9006‎ ‎5008‎ ‎10010‎ ‎500
45801‎ ‎8002‎ ‎70011‎ ‎60014‎ ‎80018‎ ‎400
58701‎ ‎8002‎ ‎7003‎ ‎6005‎ ‎7006‎ ‎700

Réponse

Les éléments du groupe 13 (3) ont des énergies de première et de deuxième ionisation sensiblement différentes car les premier et deuxième électrons ionisés proviennent de différentes sous-couches d’électrons. Le premier électron ionisé provient d’une sous-couche p, et le second électron ionisé provient d’une sous-couche s. Il y a une différence encore plus grande entre les énergies de troisième et quatrième ionisation, parce que les troisième et quatrième électrons ionisés proviennent de niveaux d’énergie complètement différents.

L’aluminium est un métal du groupe 13 (3) qui a la configuration électronique 12233sspsp. Il peut être utilisé comme exemple représentatif pour comprendre les énergies d’ionisation des éléments du groupe 13 (3). La figure suivante montre la configuration électronique de l’aluminium. Les électrons de l’aluminium sont représentés par une série de flèches orientées vers le haut (↑) et de flèches orientées vers le bas (↓). Les électrons sont ordonnés de gauche à droite en fonction de l’énergie croissante des orbitales. Ceci explique pourquoi les électrons les plus à droite sont ionisés en premier.

La figure montre que le premier électron ionisé est retiré de la sous-couche 3p d’énergie plus élevée, et que les deuxième et troisième électrons ionisés proviennent de la sous-couche 3s d’énergie légèrement inférieure. Le quatrième électron ionisé est beaucoup plus difficile à retirer car il vient de l’orbitale 2p. L’orbite 2p appartient à la deuxième couche d’électrons (𝑛=2), qui a une énergie beaucoup plus faible et est beaucoup plus proche du noyau atomique chargé positivement. Pris dans son ensemble, l’élément n°4 est la réponse.

Exemple 4: Déterminer la formule chimique à partir des énergies d’ionisations successives

Le tableau suivant indique les données des énergies d’ionisations successives d’un métal, M. Quelle est la formule probable du composé sulfuré formé par la réaction entre le soufre et le métal M?

Energies d’ionisations successives d’un élément M (kJ/mol)
5901104‎ ‎9006‎ ‎5008‎ ‎10010‎ ‎50012‎ ‎30014‎ ‎200
  1. MS23
  2. MS
  3. MS2
  4. MS2

Réponse

Des tendances d’énergies d’ionisations successives peuvent être utilisés pour déterminer l’identité d’un élément inconnu. Les éléments du groupe 1 suivent une tendance d’énergies d’ionisations successives. Les éléments du groupe 2 suivent une tendance d’énergies d’ionisations successives complètement différente. Les éléments du groupe 13 suivent leur propre tendance d’énergies d’ionisations successives. Les éléments du groupe 14 ont également leur propre tendance.

La tendance que suivent les énergies d’ionisations successives est relativement simple pour les éléments du groupe 1. Ils ont une énergie de première ionisation qui est relativement faible. Suivie par une énergie de deuxième ionisation qui est beaucoup plus grande. Il y a une très grande différence d’énergie entre l’énergie de première ionisation et l’énergie de deuxième ionisation du groupe 1. Il y a une différence moins importante entre leurs énergies de deuxième et de troisième ionisation. La tendance des énergies d’ionisations successives est légèrement différent pour les éléments du groupe 2. Ils ont des énergies de première et de deuxième ionisation qui sont relativement faibles. Ils ont une énergie de troisième ionisation qui est significativement plus élevée. La tendance des énergies d’ionisations successives est intéressante pour les éléments du groupe 13. Ils ont une énergie de première ionisation qui est relativement faible. Suivie d’une énergie de deuxième ionisation qui est beaucoup plus grande. Ils ont également une énergie de quatrième ionisation qui est significativement plus grande que leurs trois premières. La tendance des énergies d’ionisations successives est différente pour les éléments du groupe 14. Ils ont des énergies de première et de deuxième ionisation qui sont relativement faibles. Elles sont suivies d’une troisième qui est significativement plus grande. Il y a une différence d’énergie moins importante entre leurs troisième et quatrième énergies d’ionisation.

Le tableau indique les énergies d’ionisations successives pour le métal inconnu. L’enchaînement des énergies d’ionisation correspond à la tendance des éléments du groupe 2. Il a des énergies de première et de deuxième ionisation qui sont relativement faibles. Suivies par une troisième énergie d’ionisation qui est significativement plus grande. Le métal inconnu doit être un élément du groupe 2.

Le soufre est un élément du groupe 16. Le soufre a un degré d’oxydation négatif lorsqu’il réagit avec les métaux. Il obtient le degré d’oxydation 2. Les métaux (M) obtiennent un degré d’oxydation positif quand ils réagissent avec le soufre. Ils obtiennent le degré d’oxydation nécessaire pour que le composé du produit MS soit électriquement neutre.

Le composé MS doit contenir un métal avec un degré d’oxydation +2. Il n’y a aucune charge s’il contient un atome de métal avec un degré d’oxydation +2 pour chaque atome de soufre avec un degré d’oxydation 2. Le composé MS doit contenir un métal du groupe 2. Le composé MS2 doit contenir un métal avec un degré d’oxydation +1. Il sera électriquement neutre s’il contient deux atomes de métal avec un degré d’oxydation +1 pour chaque atome de soufre avec un degré d’oxydation 2. Le composé MS2 doit contenir un métal du groupe 1. Le composé MS23 doit contenir un métal avec un degré d’oxydation +3. Il sera électriquement neutre s’il contient deux atomes de métal avec un degrés d’oxydation +3 pour chaque ensemble de trois atomes de soufre avec un degré d’oxydation 2. Le composé MS23 doit contenir un métal du groupe 13. Le composé MS2 doit contenir un métal avec un degré d’oxydation +4. Il sera électriquement neutre s’il contient un atome de métal avec un degré d’oxydation +4 pour chaque ensemble de deux atomes de soufre avec un degré d’oxydation 2. Le composé MS2 doit contenir un métal du groupe 14.

Les métaux du groupe 2 obtiennent le degré d’oxydation +2 lorsqu’ils réagissent avec un élément non métallique comme le soufre. Le métal M forme le composé MS lorsqu’il réagit avec le soufre. Les composés MS n’ont pas de charge électrique globale s’ils contiennent un métal avec un degré d’oxydation +2 pour chaque soufre avec un degré d’oxydation 2. Ce raisonnement peut être utilisé pour déterminer que l’option B est la bonne réponse à cette question.

Points clés

  • Les chimistes peuvent utiliser de l’énergie pour retirer les électrons de la couche externe des atomes électriquement neutre afin de produire des cations.
  • L’énergie de première ionisation est l’énergie nécessaire pour retirer l’électron de plus haute énergie d’un atome électriquement neutre à l’état gazeux.
  • Les énergies d’ionisation dépendent de l’effet de blindage des électrons, de la charge nucléaire effective et des rayons atomiques.
  • Les énergies d’ionisation augmentent avec la charge nucléaire effective sur toute période du tableau périodique.
  • Les énergies d’ionisation diminuent avec l’augmentation des rayons atomiques en descendant dans tout groupe du tableau périodique.
  • Les éléments des gaz nobles ont une énergie de première ionisation plus élevée que les autres éléments de la même période.
  • Les énergies d’ionisations successives représentent la quantité d’énergie nécessaire pour retirer consécutivement des électrons d’un élément à l’état gazeux.
  • Des valeurs des énergies d’ionisations successives peuvent être utilisées pour déterminer le groupe et la configuration électronique d’un élément inconnu.

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