Vidéo de la leçon: L’énergie d’ionisation Chimie • Deuxième secondaire

Transcription de la vidéo

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

En chimie, pour former un ion positif, nous enlevons au moins un électron d’un atome électriquement neutre. Par exemple, nous pouvons enlever un électron d’un atome de sodium pour obtenir un ion sodium portant une charge de un plus. Mais pourquoi enlevons-nous un électron pour former un ion Na+ au lieu d'enlever, par exemple, deux électrons pour former un ion Na2+? La réponse est liée à l’énergie d’ionisation ou l’énergie nécessaire pour enlever un électron. Certains électrons, comme l’électron représenté ici, ont une énergie d’ionisation faible et sont donc relativement faciles à enlever. D'autres électrons, comme l’électron que nous enlèverons ensuite du sodium pour former un ion sodium deux plus, ont des énergies d’ionisation très élevées et requièrent donc beaucoup d’énergie pour être enlevés.

Le type d’énergie d'ionisation dont nous parlons le plus fréquemment est la première énergie d’ionisation, qui est l’énergie minimale nécessaire pour enlever un électron d’un atome gazeux électriquement neutre dans son état fondamental. Nous pouvons écrire l’ionisation du sodium sous forme d'équation. L’atome de sodium gazeux neutre produit un ion sodium et un électron, mais cette réaction ne se produit pas spontanément. Nous devons lui fournir de l’énergie pour qu'elle se produise. Dans le cas présenté ici, la quantité minimale d’énergie nécessaire pour enlever cet électron est de 496 kilojoules par mole de sodium. La première énergie d’ionisation du sodium est donc de 496 kilojoules par mole. Nous appelons cette valeur la première énergie d’ionisation, car il s'agit du premier électron qui est enlevé.

La définition stipule que la première énergie d’ionisation concerne un atome neutre. Afin de déterminer la deuxième énergie d’ionisation ou l’énergie nécessaire pour enlever le deuxième électron, nous devons répéter le processus, mais en commençant avec un ion Na+. Dans ce cas-ci, l’énergie minimale nécessaire pour enlever cet électron est de 4 562 kilojoules par mole. Cette valeur représente la deuxième énergie d’ionisation du sodium, car elle implique l'élimination du deuxième électron.

En comparant ces deux valeurs, nous pouvons constater que la deuxième énergie d’ionisation du sodium est beaucoup plus élevée que sa première énergie d’ionisation. Étant donné qu'il faut beaucoup moins d’énergie, il est plus facile d'enlever le premier électron du sodium que le second. Ceci explique partiellement pourquoi nous rencontrons davantage d’ions sodium un plus que de sodium deux plus. Nous verrons plus tard dans cette vidéo pourquoi la deuxième énergie d’ionisation du sodium est beaucoup plus élevée.

Si nous continuons à enlever des électrons et à mesurer l’énergie nécessaire, nous pouvons obtenir les troisième, quatrième, cinquième énergies d’ionisation, et ainsi de suite. Dans le cas du sodium, la troisième énergie d’ionisation est de 6 912 kilojoules par mole, une autre valeur relativement élevée, en particulier par rapport à sa première énergie d’ionisation. Lorsque nous parlons d’énergie d’ionisation, la première d’énergie d’ionisation est mentionnée assez fréquemment, tandis que la deuxième et les subséquentes sont mentionnées beaucoup moins fréquemment. Pour cette raison, même s'il ne s'agit pas exactement de la même chose, nous utilisons souvent le terme énergie d’ionisation pour désigner spécifiquement la première énergie d’ionisation. Par exemple, nous pourrions affirmer que l’énergie d’ionisation du sodium est de 496 kilojoules par mole.

Maintenant que nous en avons appris davantage sur les énergies d’ionisation, examinons le tableau périodique afin de comparer les énergies d’ionisation de différents éléments. Des éléments différents ont des énergies d’ionisation différentes. Nous pouvons examiner le tableau périodique afin de dégager certaines tendances pour l’énergie d’ionisation. La première tendance est que l’énergie d’ionisation diminue généralement lorsque nous descendons dans une famille du tableau périodique. Ainsi, si nous comparons deux éléments du même groupe, comme le lithium et le sodium, nous pouvons prédire avec certitude que l’énergie d’ionisation de l’élément situé le plus haut dans le tableau périodique (dans ce cas le lithium) sera plus grande que l’énergie d’ionisation de l’élément situé plus bas dans le tableau périodique (dans ce cas le sodium).

Mais pourquoi cette tendance existe-t-elle? La relation élémentaire pour nous aider à comprendre les tendances de l’énergie d’ionisation est la suivante : plus l’attraction entre le noyau et l’électron d’intérêt est forte, plus il faudra d’énergie pour enlever cet électron et donc plus l’énergie d’ionisation sera élevée. Si nous examinons la représentation des couches électroniques du lithium et du sodium, nous pouvons déduire pourquoi le sodium a une attraction électronique plus faible dans son noyau. Dans ces deux atomes, nous devons examiner de plus près l’unique électron de valence ou l’électron le plus externe.

La première différence entre ces deux atomes est qu'il y a une plus grande distance entre l’électron de valence et le noyau dans l’atome de sodium. En d’autres termes, le sodium a un plus grand rayon atomique que le lithium. L'attraction électrostatique entre une particule chargée positivement et une particule chargée négativement est plus forte lorsque ces deux particules sont plus proches. Donc dans ce cas, une distance plus grande veut dire une attraction plus faible. Nous pouvons également observer que cette distance supplémentaire n’est pas simplement un espace vide. Il y a une couche électronique supplémentaire entièrement remplie entre le noyau et l’électron de valence. Cette couche supplémentaire d’électrons entraîne ce que nous appelons l'effet de masquage. La présence de particules chargées supplémentaires, entre le noyau chargé positivement et l’électron d’intérêt chargé négativement, atténue l’attraction entre ces deux particules.

Ces deux différences, à savoir une distance plus grande entre l’électron de valence et le noyau ainsi que l’effet de masquage des électrons internes, affaiblissent l’attraction entre le noyau et l’électron d’intérêt, et par conséquent diminuent l’énergie d’ionisation du sodium. Pour deux éléments quelconques de la même famille, celui qui se retrouve plus bas dans le tableau périodique a une plus grande distance entre l’électron de valence et le noyau, et davantage d’effet de masquage de ses électrons internes. Ainsi, la tendance à la diminution de l’énergie d’ionisation dans le tableau périodique se confirme.

Examinons maintenant la tendance horizontale de l’énergie d’ionisation. En général, l’énergie d’ionisation augmente lorsque nous nous déplaçons de gauche à droite, bien qu’il y ait quelques exceptions à cette tendance que nous étudierons dans un instant. Pour examiner la nature de cette tendance, prenons l'exemple des éléments cobalt et nickel. La différence la plus importante entre le cobalt et le nickel en ce qui concerne leurs énergies d’ionisation est que le nickel possède un proton supplémentaire dans son noyau. Sur une même période du tableau périodique, avoir davantage de protons signifie avoir un rayon atomique plus petit, étant donné que les protons supplémentaires attirent les électrons externes plus près du noyau.

De façon similaire au premier effet que nous avons étudié entre le lithium et le sodium, un rayon atomique plus petit suppose une attraction plus forte entre le noyau et l'électron de valence, car une distance plus petite sépare ces deux particules. Une attraction plus forte entre le noyau et l’électron signifie qu’il faudra davantage d’énergie pour enlever cet électron. Ainsi, cet élément a une énergie d’ionisation plus élevée. Dans le cas observé ici, le nickel aura une énergie d’ionisation plus élevée que le cobalt. Ainsi, la plupart des éléments auront une énergie d’ionisation plus élevée que les éléments situés à leur gauche dans le tableau périodique. Cependant, comme nous l’avons mentionné précédemment, il existe quelques exceptions à cette tendance.

Nous pouvons représenter graphiquement la première énergie d’ionisation des éléments de la période 2, afin de visualiser les exceptions à cette tendance. Alors que l’énergie d’ionisation augmente généralement en se déplaçant vers la droite sur une période, nous pouvons observer que la première exception à cette tendance est le béryllium, qui a une énergie d’ionisation plus élevée que celle du bore. Cette tendance se confirmera d’une période à l’autre. Dans une période donnée, l’énergie d’ionisation de l’élément du groupe 2 sera plus élevée que celle de l’élément du groupe 3. Pourquoi en est-il ainsi? Pour comprendre cette exception, nous devons examiner les configurations électroniques de ces deux éléments. Les électrons de valence du béryllium remplissent complètement une orbitale 2s. Une orbitale complète confère une configuration stable de faible énergie.

Inversement, le bore possède un électron supplémentaire sur une orbitale 2p. Des orbitales complètes confèrent de la stabilité. Donc, un électron supplémentaire qui ne remplit pas l’orbitale donne une configuration moins stable de plus haute énergie. Il faut davantage d’énergie pour enlever un électron dans une configuration stable que dans une configuration instable. Le béryllium a donc une énergie d’ionisation plus élevée que le bore. Si nous visualisons la configuration électronique à l'aide d'un schéma, nous pouvons observer encore plus clairement que le cinquième électron du bore ne remplit que partiellement l’orbitale 2p. L’autre exception à cette tendance que nous pouvons observer est que l’azote a une énergie d’ionisation plus élevée que l’oxygène. Cette exception s’applique également aux autres périodes. Dans une période donnée, l’élément du groupe 5 aura une énergie d’ionisation plus élevée que l’élément du groupe 6.

Il convient de mentionner que, lorsque nous incluons les métaux de transition, nous appelons parfois ces groupes 15 et 16 au lieu de 5 et 6. Quel que soit le chiffre que nous leur attribuons, nous faisons référence aux groupes qui contiennent l’azote et l’oxygène. Pour comprendre cette exception, nous devons encore une fois examiner les configurations électroniques de ces deux éléments. Les sept électrons de l’azote sont répartis comme suit : deux dans l’orbitale 1s, deux dans l’orbitale 2s, et les trois autres répartis sur les trois orbitales de la sous-couche 2p. Une sous-couche à moitié remplie comme celle-ci représente une configuration stable de faible énergie.

L’oxygène a une configuration électronique similaire, à une différence près. Son huitième électron remplit l’une de ses orbitales 2p. Lorsque deux électrons occupent la même orbitale, il y a une force de répulsion entre eux, car ils ont chacun des charges négatives extrêmement proches les unes des autres. En raison de cette force de répulsion, la configuration électronique de l’oxygène est moins stable, et de plus haute énergie. Il devient alors plus facile d'enlever cet électron supplémentaire, et l’oxygène a donc une énergie d’ionisation plus faible que l’azote. Par extension, l’instabilité de cet électron supplémentaire occupant une sous-couche p dans tous les éléments du groupe 6 diminue leur énergie d’ionisation qui est alors plus faible que celle à laquelle on pourrait s'attendre en suivant la tendance. En général, un élément du groupe 6 aura une énergie d’ionisation plus faible que l'élément du groupe 5 qui le précède dans le tableau périodique.

Si nous construisions des graphiques similaires pour montrer l’énergie d’ionisation des éléments situés sur différentes périodes, ils auraient une forme similaire avec une diminution de l’énergie d’ionisation du deuxième au troisième élément et du cinquième au sixième élément. Nous avons appris précédemment dans cette vidéo que la première énergie d’ionisation du sodium est relativement faible par rapport à ses deuxième et troisième énergies d’ionisation. Nous avons également appris que la configuration électronique dans les orbitales peut régir des énergies d’ionisation élevées et faibles. Il est donc logique que le sodium ait une première énergie d'ionisation faible, car il a un électron de plus que le néon, qui est un gaz noble avec une configuration électronique extrêmement stable composée d’orbitales complètes.

Si nous enlevons un électron au sodium afin d'obtenir un ion sodium, l'ion sodium obtenu aura maintenant une configuration électronique identique à celle du néon, soit une configuration très stable avec une couche de valence complète. Enlever davantage d’électrons ferait passer cet état stable à un état instable, ce qui nécessiterait beaucoup d’énergie. Cette configuration électronique explique pourquoi les deuxième et troisième énergies d’ionisation du sodium sont beaucoup plus élevées que sa première énergie d’ionisation. Sur la base de cette tendance, à quoi devrions-nous nous attendre pour les première, deuxième et troisième énergies d’ionisation du magnésium, l’élément suivant dans le tableau périodique? Eh bien, comparativement au néon, le magnésium possède deux électrons supplémentaires tous deux dans l’orbitale 3s. Nous pouvons enlever ces deux électrons supplémentaires afin de former l’ion le plus fréquent du magnésium : l'ion Mg2+. L'élimination de ces électrons confère à cet ion la même configuration électronique stable que le néon.

En nous fondant sur ses configurations électroniques, nous pouvons faire certaines prédictions concernant les énergies d’ionisation du magnésium. Étant donné que les deux premiers électrons sont facilement enlevés afin d'obtenir un ion Mg2+, les première et deuxième énergies d’ionisation devraient être relativement faibles. Cependant, l'élimination de tout électron supplémentaire sera extrêmement difficile, ce qui rendra la troisième énergie d’ionisation du magnésium relativement élevée. Les réelles énergies d’ionisation du magnésium correspondent effectivement à cette prédiction. Les première et deuxième énergies d’ionisation qui sont respectivement de 738 et de 1 451 kilojoules par mole, sont relativement faibles par rapport à la troisième énergie d’ionisation qui est de 7 733 kilojoules par mole.

Tous les métaux alcalino-terreux du groupe 2 du tableau périodique cèdent deux électrons pour former des ions deux plus. Ainsi, un autre métal alcalino-terreux, comme le calcium, suivra la même tendance que le magnésium pour les première, deuxième et troisième énergies d’ionisation. Nous observons une première et une deuxième énergie d’ionisation relativement faibles, de 590 et de 1 145 kilojoules par mole, puis une forte augmentation pour la troisième énergie d’ionisation qui est de 4 912 kilojoules par mole. Cette tendance se poursuit à travers le tableau périodique. Le phosphore a cinq électrons supplémentaires par rapport au néon. Il y a donc une augmentation constante de ses cinq premières énergies d’ionisation, passant de 1 012 à 6 274 kilojoules par mole. Cependant, il y a une forte augmentation de la cinquième à la sixième énergie d’ionisation, qui est de 21 268 kilojoules par mole.

La chose à retenir ici est qu’il y a une augmentation nette et prévisible de l’énergie d’ionisation. Pour les éléments du groupe 1, comme le sodium, cette augmentation se produit entre les première et deuxième énergies d’ionisation. Pour les éléments du groupe 2, comme le magnésium et le calcium, cette augmentation se produit pour la troisième énergie d’ionisation. Et cette tendance se poursuit à travers le tableau périodique. Un élément du groupe 5 ou du groupe 15, comme le phosphore, connaîtra une forte augmentation pour sa sixième énergie d’ionisation. Ce modèle est tellement constant cohérent que nous pouvons examiner une liste des énergies d’ionisation successives d'un élément inconnu et utiliser l'emplacement de la forte augmentation pour prédire à quel groupe il appartient.

Maintenant que nous en avons appris davantage sur l’énergie d’ionisation, revoyons les points clés. L’énergie d’ionisation est l’énergie nécessaire pour arracher ou enlever un électron, plus particulièrement à partir d’un atome gazeux électriquement neutre dans son état fondamental. Les première, deuxième ou troisième énergies d’ionisation font référence à l'élimination du premier, deuxième ou troisième électron. L’énergie d’ionisation diminue à mesure que nous descendons dans un groupe du tableau périodique, car les éléments ont un rayon atomique plus grand, et il y a un effet de masquage plus important des couches électroniques internes.

L’énergie d’ionisation augmente également le long une période, en raison de la diminution du rayon atomique résultant de l'augmentation du nombre de protons dans le noyau. Il existe quelques exceptions à ces tendances. Les éléments des groupes 3 et 6 du tableau périodique ont des énergies d’ionisation plus faibles que prévues, car leurs électrons ne remplissent que partiellement les orbitales, conférant un arrangement instable. Finalement, les différents groupes montrent des augmentations prévisibles de leurs énergies d’ionisation successives en fonction de leur nombre d’électrons de valence.