8.7 – Tendances périodiques et variation des propriétés

Les éléments des groupes (colonnes verticales) du tableau périodique présentent un comportement chimique similaire. Cette similitude est due au fait que les membres d’un groupe ont le même nombre et la même répartition d’électrons dans leur couche de valence. Cependant, il existe également d’autres modèles de propriétés chimiques dans le tableau périodique. Par exemple, plus on descend dans un groupe, plus le caractère métallique des atomes augmente. L’oxygène, en haut du groupe 16 (6A), est un gaz incolore ; au milieu du groupe, le sélénium est un solide semi-conducteur ; et, vers le bas, le polonium est un solide gris argenté qui conduit l’électricité.

En traversant une période de gauche à droite, nous ajoutons un proton au noyau et un électron à la couche de valence à chaque élément successif. En descendant les éléments d’un groupe, le nombre d’électrons dans la couche de valence reste constant, mais le nombre quantique principal augmente d’une unité à chaque fois. La compréhension de la structure électronique des éléments nous permet d’examiner certaines des propriétés qui régissent leur comportement chimique. Ces propriétés varient périodiquement en fonction de l’évolution de la structure électronique des éléments. Ce sont (1) la taille (rayon) des atomes et des ions, (2) les énergies d’ionisation et (3) les affinités électroniques.

Explorez les visualisations des tendances périodiques abordées dans cette section (et de nombreuses autres tendances). En quelques clics, vous pouvez créer des versions tridimensionnelles du tableau périodique montrant la taille des atomes ou des graphiques des énergies d’ionisation de tous les éléments mesurés.

Variation du rayon covalent

L’image de la mécanique quantique rend difficile l’établissement d’une taille précise d’un atome. Cependant, il existe plusieurs façons pratiques de définir le rayon des atomes et, ainsi, de déterminer leurs tailles relatives qui donnent des valeurs à peu près similaires. Nous utiliserons le rayon covalent (Figure 8.7.1.), qui est défini comme la moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes identiques lorsqu’ils sont reliés par une liaison covalente (cette mesure est possible car les atomes au sein des molécules conservent une grande partie de leur identité atomique). Nous savons qu’à mesure que nous descendons dans un groupe, le nombre quantique principal, n, augmente d’une unité pour chaque élément. Ainsi, les électrons sont ajoutés à une région de l’espace qui est de plus en plus éloignée du noyau. Par conséquent, la taille de l’atome (et son rayon covalent) doit augmenter au fur et à mesure que la distance entre les électrons les plus éloignés et le noyau augmente. Cette tendance est illustrée pour les rayons covalents des halogènes dans le tableau suivant et la Figure 8.7.1. Les tendances pour l’ensemble du tableau périodique sont illustrées à la Figure 8.7.1.

Tableau 8.7.1 Rayons covalents des éléments du groupe des halogènes

Figure 8.7.1. (a) Le rayon covalent d’un atome est défini comme la moitié de la distance entre les noyaux dans une molécule constituée de deux atomes identiques reliés par une liaison covalente. Le rayon atomique des halogènes augmente vers le bas du groupe à mesure que n augmente. (b) Les rayons covalents des éléments sont représentés à l’échelle. La tendance générale est que les rayons augmentent en bas d’un groupe et diminuent à travers une période.

Figure 8.7.2. Au sein de chaque période, la tendance du rayon atomique diminue lorsque Z augmente ; par exemple, de K à Kr. Au sein de chaque groupe (par exemple, les métaux alcalins représentés en violet), la tendance est que le rayon atomique augmente lorsque Z augmente.

Comme le montre la Figure 8.7.2, lorsque l’on parcourt une période de gauche à droite, on constate généralement que chaque élément a un rayon covalent plus petit que l’élément qui le précède. Cela peut sembler contre-intuitif, car cela implique que les atomes ayant plus d’électrons ont un rayon atomique plus petit. Cela peut s’expliquer par le concept de charge nucléaire effective, Z_eff. Il s’agit de l’attraction exercée sur un électron spécifique par le noyau, en tenant compte des éventuelles répulsions électron-électron. Pour l’hydrogène, il n’y a qu’un seul électron et donc la charge nucléaire (Z) et la charge nucléaire effective (Z_eff) sont égales. Pour tous les autres atomes, les électrons internes protègent (blindage) partiellement les électrons externes de la force d’attraction du noyau :

Le blindage est déterminé par la probabilité qu’un autre électron se trouve entre l’électron en question et le noyau, ainsi que par les répulsions électron-électron que l’électron en question rencontre. Les électrons du noyau sont adeptes du blindage, tandis que les électrons de la même couche de valence ne bloquent pas aussi efficacement l’attraction nucléaire qu’ils subissent. Ainsi, chaque fois que nous passons d’un élément à l’autre sur une période, Z augmente d’une unité, mais le blindage n’augmente que légèrement. Ainsi, Z_eff augmente lorsque l’on se déplace de gauche à droite sur une période. L’attraction plus forte (charge nucléaire effective plus élevée) subie par les électrons du côté droit du tableau périodique les rapproche du noyau, rendant les rayons covalents plus petits.

Ainsi, comme on pouvait s’y attendre, les électrons les plus externes ou de valence sont les plus faciles à éliminer car ils ont les énergies les plus élevées, sont davantage protégés et sont les plus éloignés du noyau. En règle générale, lorsque les éléments représentatifs forment des cations, ils le font par la perte des électrons ns ou np qui ont été ajoutés en dernier dans le processus Aufbau. Les éléments de transition, en revanche, perdent les électrons ns avant de commencer à perdre les électrons (n – 1)d, même si les électrons ns sont ajoutés en premier, selon le principe d’Aufbau.

Exemple 8.7.1 – Tri des rayons atomiques

Prédisez l’ordre d’augmentation du rayon covalent pour Ge, Fl, Br, Kr.

Solution

Le rayon augmente lorsqu’on descend dans le groupe, donc Ge < Fl (Remarque : Fl est le symbole du flérovium, l’élément 114, PAS le fluor). Le rayon diminue lorsqu’on traverse une période, donc Kr < Br < Ge. En mettant les tendances ensemble, on obtient Kr < Br < Ge < Fl.

Vérifiez votre apprentissage 8.7.1 – Tri des rayons atomiques

Donnez un exemple d’un atome dont la taille est plus petite que celle du fluor.

Réponse

Ne ou He

Variation des rayons atomiques

Le rayon ionique est la mesure utilisée pour décrire la taille d’un ion. Un cation possède toujours moins d’électrons et le même nombre de protons que l’atome parent ; il est plus petit que l’atome dont il est dérivé (Figure 8.7.3.). Par exemple, le rayon covalent d’un atome d’aluminium (1s²2s²2p⁶3s²3p¹) est de 118 pm, alors que le rayon ionique d’un cation Al³⁺ (1s²2s²2p⁶) est de 68 pm. Lorsque des électrons sont retirés de la couche de valence extérieure, les électrons du noyau restants, qui occupent des couches plus petites, subissent une charge nucléaire effective Z_eff plus importante (comme nous l’avons vu) et sont attirés encore plus près du noyau.

Figure 8.7.3. Le rayon d’un cation est plus petit que celui de l’atome parent (Al), en raison des électrons perdus ; le rayon d’un anion est plus grand que celui de l’atome parent (S), en raison des électrons gagnés.

Les cations de plus grande charge sont plus petits que les cations de plus petite charge (par exemple, V²⁺ a un rayon ionique de 79 pm, alors que celui de V³⁺ est de 64 pm). Si l’on descend dans les groupes du tableau périodique, on constate que les cations d’éléments successifs ayant la même charge ont généralement des rayons plus grands, ce qui correspond à une augmentation du nombre quantique principal, n.

Un anion (ion chargé négativement) est formé par l’ajout d’un ou plusieurs électrons à la couche de valence d’un atome. Il en résulte une plus grande répulsion entre les électrons et une diminution du Z_eff par électron. Ces deux effets (l’augmentation du nombre d’électrons et la diminution de Z_eff) font que le rayon d’un anion est plus grand que celui de l’atome parent (Figure 8.7.3.). Par exemple, un atome de soufre ([Ne]3s²3p⁴) a un rayon covalent de 104 pm, alors que le rayon ionique de l’anion sulfure ([Ne]3s²3p⁶) est de 170 pm. Pour les éléments consécutifs qui descendent dans un groupe, les anions ont des nombres quantiques principaux plus grands et, par conséquent, des rayons plus grands.

Les atomes et les ions qui ont la même configuration électronique sont dits iso-électroniques. Des exemples d’espèces iso-électroniques sont N^3-, O^2-, F^–, Ne, Na⁺, Mg²⁺ et Al³⁺ (1s²2s²2p⁶). Une autre série iso-électronique est P^3-, S^2-, Cl^–, Ar, K⁺, Ca²⁺ et Sc³⁺ ([Ne]3s²3p⁶). Pour les atomes ou les ions qui sont iso-électroniques, le nombre de protons détermine la taille. Plus la charge nucléaire est grande, plus le rayon est petit dans une série d’ions et d’atomes iso-électroniques.

Variation des énergies d’ionisation

La quantité d’énergie nécessaire pour enlever l’électron le plus faiblement lié d’un atome gazeux dans son état fondamental est appelée sa première énergie d'ionisation (IE₁). La première énergie d’ionisation d’un élément, X, est l’énergie requise pour former un cation en phase gazeuse avec une charge de +1 :

L’énergie nécessaire pour enlever le deuxième électron le plus faiblement lié est appelée deuxième énergie d’ionisation (IE₂).

L’énergie requise pour enlever le troisième électron est la troisième énergie d’ionisation, et ainsi de suite. De l’énergie est toujours nécessaire pour retirer les électrons des atomes ou des ions, les processus d’ionisation sont donc endothermiques et les valeurs IE sont toujours positives. Pour les atomes plus grands, l’électron le moins lié est situé plus loin du noyau et est donc plus facile à enlever. Ainsi, plus la taille (rayon atomique) augmente, plus l’énergie d’ionisation devrait diminuer. En reliant cette logique à ce que nous venons d’apprendre sur les rayons, nous devrions nous attendre à ce que les premières énergies d’ionisation diminuent dans un groupe et augmentent dans une période.

La Figure 8.7.5. représente graphiquement la relation entre l’énergie de première ionisation et le numéro atomique de plusieurs éléments. Les valeurs de l’énergie de première ionisation pour les éléments sont données à la Figure 8.7.5. À l’intérieur d’une période, la valeur de l’IE₁ augmente généralement avec l’augmentation de Z. À l’intérieur d’un groupe, la valeur de l’IE₁ diminue généralement avec l’augmentation de Z. Il y a cependant quelques déviations systématiques de cette tendance. Notez que l’énergie d’ionisation du bore (numéro atomique 5) est inférieure à celle du béryllium (numéro atomique 4) même si la charge nucléaire du bore est supérieure d’un proton. Cela s’explique par le fait que l’énergie des sous-couches augmente avec l’augmentation de l, en raison de la pénétration et du blindage (comme nous l’avons vu précédemment dans ce chapitre). Dans une même couche, les électrons s sont moins énergétiques que les électrons p.

Figure 8.7.4. Diagramme du niveau d’énergie

Cela signifie qu’un électron s est plus difficile à retirer d’un atome qu’un électron p dans la même couche. L’électron retiré lors de l’ionisation du béryllium ([He]2s²) est un électron s, alors que l’électron retiré lors de l’ionisation du bore ([He]2s²2p¹) est un électron p ; il en résulte une première énergie d’ionisation plus faible pour le bore, même si sa charge nucléaire est supérieure d’un proton. Ainsi, nous observons une petite déviation par rapport à la tendance prédite à chaque fois qu’une nouvelle sous-couche commence.

Figure 8.7.5. L’énergie de première ionisation des éléments des cinq premières périodes est tracée en fonction de leur numéro atomique.

Figure 8.7.6. Cette version du tableau périodique montre la première énergie d’ionisation (IE₁), en kJ/mol, de certains éléments.

Une autre déviation se produit lorsque les orbitales sont remplies à plus de la moitié. La première énergie d’ionisation de l’oxygène est légèrement inférieure à celle de l’azote, malgré la tendance à l’augmentation des valeurs de IE₁ sur une période. En observant le diagramme orbital de l’oxygène, nous pouvons voir que le retrait d’un électron élimine la répulsion électron-électron causée par l’appariement des électrons dans l’orbitale 2p et donne lieu à une orbitale à moitié remplie (ce qui est énergétiquement favorable). Des changements analogues se produisent dans les périodes suivantes (notez le creux pour le soufre après le phosphore dans la Figure 8.7.6.).

O 1s² 2s² 2p⁴

1s 2s 2p

Il est plus difficile de retirer un électron d’un cation que d’un atome neutre, car l’attraction électrostatique vers le cation est plus importante. De même, enlever un électron d’un cation ayant une charge positive plus élevée est plus difficile que d’enlever un électron d’un ion ayant une charge plus faible. Ainsi, les énergies d’ionisation successives d’un élément augmentent toujours. Comme on le voit dans le tableau ci-dessous, on observe une forte augmentation des énergies d’ionisation pour chaque élément. Ce saut correspond à l’élimination des électrons de noyau, qui sont plus difficiles à éliminer que les électrons de valence. Par exemple, le Sc et le Ga ont tous deux trois électrons de valence, de sorte que l’augmentation rapide de l’énergie d’ionisation se produit après la troisième ionisation.

Tableau 8.7.2 Énergies d’ionisation successives pour certains éléments (kJ/mol)

Exemple 8.7.2 – Classement des énergies d’ionisation

Prédisez l’ordre d’augmentation de l’énergie pour les processus suivants : IE₁ pour Al, IE₁ pour Tl, IE₂ pour Na, IE₃ pour Al.

Solution

Il est plus facile de retirer l’électron 6p¹ de Tl que de retirer l’électron 3p¹ de Al, car l’orbitale n la plus élevée est plus éloignée du noyau, donc IE₁(Tl) < IE₁(Al). L’ionisation du troisième électron de Al (Al²⁺⟶Al³⁺+e^–) nécessite plus d’énergie car le cation Al²⁺ exerce une plus forte attraction sur l’électron que l’atome neutre de Al, donc IE₁(Al) < IE₃(Al). La deuxième énergie d’ionisation du sodium élimine un électron de noyau, ce qui est un processus beaucoup plus énergétique que l’élimination des électrons de valence. En mettant tout cela ensemble, on obtient : IE₁(Tl) < IE₁(Al) < IE₃(Al) < IE₂(Na).

Vérifiez votre apprentissage 8.7.2 – Classement des énergies d’ionisation

Lequel a la valeur la plus faible pour IE₁ : O, Po, Pb ou Ba ?

Réponse

Ba

Variation des affinités des électrons

L’affinité électronique (EA) est le changement d’énergie pour le processus d’ajout d‘un électron à un atome gazeux pour former un anion (ion négatif).

Ce processus peut être endothermique ou exothermique, selon l’élément. La Figure 8.7.7 présente l’EA de certains éléments. Vous pouvez voir que beaucoup de ces éléments ont des valeurs négatives d’EA, ce qui signifie que de l’énergie est libérée lorsque l’atome gazeux accepte un électron. Cependant, pour certains éléments, de l’énergie est nécessaire pour que l’atome devienne chargé négativement et la valeur de leur EA est positive. Comme pour l’énergie d’ionisation, les valeurs ultérieures de l’EA sont associées à la formation d’ions plus chargés. La deuxième EA est l’énergie associée à l’ajout d’un électron à un anion pour former un ion -2, et ainsi de suite.

Comme on pouvait le prévoir, il devient plus facile d’ajouter un électron à travers une série d’atomes lorsque la charge nucléaire effective des atomes augmente. Nous constatons qu’en allant de gauche à droite dans une période, les charges nucléaires effectives ont tendance à devenir plus négatives. Les exceptions trouvées parmi les éléments du groupe 2 (2A), du groupe 15 (5A) et du groupe 18 (8A) peuvent être comprises sur la base de la structure électronique de ces groupes. Les gaz nobles, groupe 18 (8A), ont une couche complètement remplie et l’électron entrant doit être ajouté à un niveau n plus élevé, ce qui est plus difficile à faire. Le groupe 2 (2A) a une sous-couche ns remplie, et donc l’électron suivant ajouté va dans le np d‘énergie plus élevée, donc, encore une fois, la valeur EA observée n’est pas celle que la tendance aurait prédite. Enfin, le groupe 15 (5A) a une sous-couche np à moitié remplie et l’électron suivant doit être apparié avec un électron np existant. Dans tous ces cas, la stabilité relative initiale de la configuration électronique perturbe la tendance de l’EA.

Nous pourrions également nous attendre à ce que l’atome situé au sommet de chaque groupe ait l’EA la plus importante ; leurs premiers potentiels d’ionisation suggèrent que ces atomes ont les charges nucléaires effectives les plus importantes. Cependant, à mesure que l’on descend dans un groupe, on constate que le deuxième élément du groupe a le plus souvent la plus grande EA. La réduction de l’EA du premier élément peut être attribuée à la petite taille de la couche n = 2 et aux grandes répulsions électron-électron qui en résultent. Par exemple, le chlore, avec une valeur d’EA de -348 kJ/mol, présente la valeur négative la plus importante (et libère donc le plus d’énergie) de tous les éléments du tableau périodique. L’EA du fluor est de -322 kJ/mol. Lorsque nous ajoutons un électron à un atome de fluor pour former un anion fluorure (F^–), nous ajoutons un électron à la couche n = 2. L’électron est attiré par le noyau, mais il subit également une répulsion importante de la part des autres électrons déjà présents dans cette petite couche de valence. L’atome de chlore a la même configuration électronique dans la couche de valence, mais comme l’électron entrant va dans la couche n = 3, il occupe une région d’espace considérablement plus grande et les répulsions électron-électron sont réduites. L’électron entrant ne subit pas autant de répulsion et l’atome de chlore accepte plus facilement un électron supplémentaire.

Figure 8.7.7. Cette version du tableau périodique affiche les valeurs d’affinité électronique (en kJ/mol) pour certains éléments.

Les propriétés abordées dans cette section (taille des atomes et des ions, charge nucléaire effective, énergies d’ionisation et affinités électroniques) sont essentielles pour comprendre la réactivité chimique. Par exemple, comme le fluor a une EA énergétiquement favorable et une grande barrière énergétique à l’ionisation (IE), il est beaucoup plus facile de former des anions fluorés que des cations. Les propriétés métalliques, notamment la conductivité et la malléabilité (la capacité à être transformé en feuilles), dépendent de la présence d’électrons qui peuvent être facilement retirés. Ainsi, le caractère métallique augmente au fur et à mesure que l’on descend dans un groupe et diminue à travers une période, selon la même tendance que celle observée pour la taille atomique, car il est plus facile d’enlever un électron qui est plus éloigné du noyau.

Variation des électronégativités

Les éléments ayant les énergies d’ionisation les plus élevées sont généralement ceux ayant les affinités électroniques les plus négatives, qui sont situés vers le coin supérieur droit du tableau périodique. Inversement, les éléments ayant les énergies d’ionisation les plus faibles sont généralement ceux qui ont les affinités électroniques les moins négatives et sont situés dans le coin inférieur gauche du tableau périodique.

La tendance d’un élément à gagner ou à perdre des électrons étant très importante pour déterminer sa composition chimique, diverses méthodes ont été mises au point pour décrire quantitativement cette tendance. La méthode la plus importante utilise une mesure appelée électronégativité, définie comme la capacité relative d‘un atome à attirer des électrons vers lui dans un composé chimique (son effet sur la liaison chimique est examiné plus en détail dans la Section 9.3). Les éléments à électronégativité élevée ont tendance à acquérir des électrons dans les réactions chimiques et se trouvent dans le coin supérieur droit du tableau périodique. Les éléments à faible électronégativité ont tendance à perdre des électrons dans les réactions chimiques et se trouvent sur le côté gauche du tableau périodique.

Contrairement à l’énergie d’ionisation ou à l’affinité électronique, l’électronégativité d’un atome n’est pas une propriété simple et fixe qui peut être mesurée directement dans une seule expérience. En fait, l’électronégativité d’un atome devrait dépendre dans une certaine mesure de son environnement chimique, car les propriétés d’un atome sont influencées par ses voisins dans un composé chimique. Néanmoins, lorsque l’on compare différentes méthodes de mesure de l’électronégativité d’un atome, elles tendent toutes à attribuer des valeurs relatives similaires à un élément donné. Par exemple, toutes les échelles prédisent que le fluor a l’électronégativité la plus élevée et le césium la plus faible des éléments stables, ce qui suggère que toutes les méthodes mesurent la même propriété fondamentale.

L’électronégativité est définie comme la capacité d’un atome dans une molécule particulière à attirer les électrons vers lui. Plus la valeur est élevée, plus l’attrait pour les électrons est grand.

L’électronégativité est une fonction de :

l’énergie d’ionisation de l’atome (la force avec laquelle l’atome s’accroche à ses propres électrons), et

l’affinité électronique de l’atome (la force avec laquelle l’atome attire les autres électrons).

Il s’agit dans les deux cas de propriétés de l’atome isolé. Un élément sera fortement électronégatif s’il a une grande affinité électronique (négative) et une énergie d’ionisation élevée (toujours endothermique, ou positive pour les atomes neutres). Ainsi, il attirera les électrons d’autres atomes et résistera à l’attraction de ses propres électrons.

L’échelle d’électronégativité de Pauling

L’échelle d’électronégativité originale, développée dans les années 1930 par Linus Pauling (1901- 1994), était basée sur des mesures de la force des liaisons covalentes entre différents éléments. Pauling a arbitrairement fixé l’électronégativité du fluor à 4,0 (bien qu’aujourd’hui elle ait été affinée à 3,98), créant ainsi une échelle dans laquelle tous les éléments ont des valeurs comprises entre 0 et 4,0.

Figure 8.7.8. Représentation graphique de la variation périodique de l’électronégativité en fonction du numéro atomique pour les six premières rangées du tableau périodique.

Les variations périodiques des valeurs d’électronégativité de Pauling sont illustrées dans les Figures 8.8.7 et 8.8.8. Si l’on ignore les gaz inertes et les éléments pour lesquels aucun isotope stable n’est connu, on constate que le fluor (χ = 3,98) est l’élément le plus électronégatif et que le césium est l’élément non radioactif le moins électronégatif (χ = 0,79). Comme les électronégativités augmentent généralement en diagonale du coin inférieur gauche au coin supérieur droit du tableau périodique, les éléments situés sur les diagonales allant du coin supérieur gauche au coin inférieur droit ont tendance à avoir des valeurs comparables (par exemple, O et Cl et N, S et Br).

Figure 8.7.9. Valeurs de l’électronégativité de Pauling des éléments des blocs s-, p-, d- et f-. Les valeurs pour la plupart des actinides sont approximatives. Les éléments pour lesquels aucune donnée n’est disponible sont représentés en gris. Source : Données tirées de L. Pauling, The Nature of the Chemical Bond, 3e éd. (1960).

Figure 8.7.10. Valeurs d’électronégativité de Pauling sur le tableau périodique.

La méthode de Pauling est limitée par le fait que de nombreux éléments ne forment pas de composés covalents stables avec d’autres éléments ; leurs électronégativités ne peuvent donc pas être mesurées par sa méthode. D’autres définitions ont depuis été élaborées pour résoudre ce problème, par exemple les échelles d’électronégativité de Mulliken, Allred-Rochow et Allen. L’électronégativité de Mulliken d’un élément est la moyenne de son énergie de première ionisation et de la valeur absolue de son affinité électronique, ce qui montre la relation entre l’électronégativité et ces autres propriétés périodiques.

★ Questions

1. En fonction de leur position dans le tableau périodique, prédisez lequel a le plus petit rayon atomique : Mg, Sr, Si, Cl, I.

2. D’après leur position dans le tableau périodique, prédisez lequel a la plus grande énergie de première ionisation : Mg, Ba, B, O, Te.

3. En fonction de leur position dans le tableau périodique, classez les atomes suivants par ordre croissant de première énergie d’ionisation : F, Li, N, Rb

4. Les atomes de quel groupe du tableau périodique ont une configuration électronique de la couche de valence de ns²np³?

5. En fonction de leur position dans le tableau périodique, énumérez les atomes suivants par ordre croissant de rayon : Mg, Ca, Rb, Cs.

6. En fonction de leur position dans le tableau périodique, énumérez les ions suivants par ordre croissant de rayon : K⁺, Ca²⁺, Al³⁺, Si⁴⁺.

7. Quel atome et/ou ion est (sont) iso-électronique(s) avec Br⁺ : Se²⁺, Se, As^–, Kr, Ga³⁺, Cl^– ?

8. Comparez le nombre de protons et d’électrons présents dans chacun d’eux pour classer les ions suivants par ordre croissant de rayon : As^3-, Br^–, K⁺, Mg²⁺.

9. Parmi les cinq éléments Sn, Si, Sb, O, Te, lequel a la réaction la plus endothermique ? (E représente un atome.) Quel nom donne-t-on à l’énergie de la réaction ?

E (g)  ⟶  E⁺(g) + e⁻

10. Quel atome du groupe principal devrait avoir la plus faible énergie de seconde ionisation ?

11. Sur la base de leur position dans le tableau périodique, classez Ge, N, O, Rb et Zr par ordre croissant d’électronégativité et classez chacun d’eux comme un métal, un non-métal ou un métalloïde.

Réponses

1. Cl

2. O

3. Rb < Li < N < F

4. 15 (5A)

5. Mg < Ca < Rb < Cs

6. Si⁴⁺ < Al^{3+ <} Ca²⁺ < K⁺

7. Se, As^–

8. Mg²⁺ < K⁺ < Br^– < As^3-

9. O, IE₁

10. Ra

11. Rb < Zr < Ge < N < O ; métaux (Rb, Zr) ; métalloïde (Ge) ; non-métal (N, O)