Tendances périodiques : comment varient le rayon atomique, l’électronégativité et l’énergie d’ionisation

Deux idées derrière chaque tendance

Presque toutes les tendances viennent de deux effets. Le premier est la charge nucléaire. Le long d’une période, chaque élément a un proton de plus, si bien que le noyau attire plus fortement les électrons. Les électrons ajoutés à la même couche s’écrantent peu les uns les autres ; les électrons externes subissent donc une attraction plus forte, appelée charge nucléaire effective, de gauche à droite.

Le second est le nombre de couches. En descendant dans un groupe, chaque élément a une couche occupée de plus : les électrons externes sont donc plus loin du noyau et écrantés par davantage d’électrons internes. Ils sont retenus moins fortement, même si le noyau a plus de protons.

Rayon atomique

Le rayon atomique mesure la taille d’un atome. Le long d’une période, il diminue généralement, parce que l’attraction plus forte rapproche le nuage électronique du noyau. En descendant dans un groupe, il augmente, parce que chaque nouvelle couche se trouve plus loin. Les ions positifs sont plus petits que leurs atomes, et les ions négatifs sont plus grands.

Les métaux alcalins montrent clairement la tendance dans un groupe d’après les données de ce site : lithium 182 pm, sodium 227 pm, potassium 275 pm, rubidium 303 pm et césium 343 pm. Les valeurs de rayon dépendent de la façon dont elles sont mesurées (rayons covalents, métalliques ou de van der Waals) ; différents tableaux donnent donc des nombres différents, et la tendance le long d’une période est une régularité générale plutôt qu’une évolution parfaitement lisse.

Électronégativité

L’électronégativité mesure avec quelle force un atome attire les électrons partagés dans une liaison chimique. Sur l’échelle de Pauling, elle augmente le long d’une période et diminue en descendant dans un groupe.

En période 2, elle passe du lithium (0,98) au fluor (3,98), l’élément le plus électronégatif, en passant par le carbone (2,55) et l’oxygène (3,44). En descendant dans le groupe 17, elle diminue du fluor au chlore (3,16), au brome (2,96) et à l’iode (2,66). Les valeurs les plus basses se trouvent en bas à gauche, comme le césium à 0,79. L’hélium, le néon et l’argon n’ont pas de valeur car ils ne forment pas de composés stables.

La différence d’électronégativité permet de prévoir le type de liaison. Une grande différence, comme entre le sodium (0,93) et le chlore (3,16), donne une liaison ionique, tandis qu’une petite différence donne une liaison covalente.

Énergie d’ionisation

L’énergie d’ionisation est l’énergie nécessaire pour arracher l’électron le plus externe d’un atome en phase gazeuse. Elle augmente le long d’une période, parce que les électrons sont retenus plus fortement, et diminue en descendant dans un groupe, parce que l’électron externe est plus éloigné du noyau.

Le long de la période 3, elle passe de 5,139 eV pour le sodium à 15,76 eV pour l’argon, et en descendant dans le groupe 1, elle diminue de 5,392 eV pour le lithium à 3,894 eV pour le césium. L’hélium a la première énergie d’ionisation la plus élevée de tous les éléments, 24,587 eV. Il y a de petits creux en chemin : le bore est plus bas que le béryllium parce que son électron externe se trouve dans une sous-couche 2p d’énergie plus élevée, et l’oxygène est plus bas que l’azote parce que son quatrième électron 2p partage une orbitale, où la répulsion le rend plus facile à arracher.

Caractère métallique et réactivité

Le caractère métallique décrit la facilité avec laquelle un atome perd des électrons. Il suit la tendance inverse de l’énergie d’ionisation : il diminue le long d’une période et augmente en descendant dans un groupe. C’est pourquoi les éléments les plus métalliques, comme le césium et le francium, se trouvent en bas à gauche, et les plus non métalliques, comme le fluor et l’oxygène, en haut à droite.

La réactivité découle de ces tendances mais dépend du groupe. Les métaux alcalins deviennent plus réactifs en descendant dans le groupe parce que leur unique électron de valence est plus facile à perdre : le lithium réagit régulièrement avec l’eau, tandis que le potassium réagit violemment. Les halogènes deviennent moins réactifs en descendant dans le groupe parce que les atomes plus gros attirent moins fortement un électron supplémentaire ; le fluor est donc l’halogène le plus réactif.