Tableau périodique avec les premières énergies d’ionisation

Ce que signifie la première énergie d’ionisation

La première énergie d’ionisation est l’énergie nécessaire pour arracher l’électron le plus faiblement retenu d’un atome neutre en phase gazeuse : X(g) → X⁺(g) + e⁻. Les valeurs sont ici en électronvolts par atome ; pour convertir en kilojoules par mole, utilisés dans de nombreux manuels, multipliez par 96,485. Chaque case indique la valeur en eV, et le lawrencium et les éléments plus lourds, sans valeur donnée, affichent un tiret.

Arracher un deuxième électron demande toujours plus d’énergie que le premier, et le saut est énorme lorsque l’électron suivant provient d’une couche interne pleine. Le sodium perd facilement un électron mais presque jamais un deuxième, c’est pourquoi il forme Na⁺ et non Na²⁺.

La tendance le long des périodes et dans les groupes

L’énergie d’ionisation augmente le long d’une période. La charge nucléaire croît alors que les électrons externes restent dans la même couche, ils sont donc retenus plus fortement. Les périodes 2 à 6 commencent chacune par un métal alcalin, qui a la valeur la plus basse de sa ligne, et se terminent par un gaz noble, qui a la plus haute.

L’énergie d’ionisation diminue en descendant dans un groupe. Chaque nouvelle couche place l’électron externe plus loin du noyau et derrière davantage d’électrons internes, il est donc plus facile à arracher. C’est pourquoi les métaux alcalins réagissent d’autant plus violemment avec l’eau qu’ils sont bas dans le groupe 1.

Exceptions à la tendance

Deux petits creux interrompent la hausse le long de chaque période. Le bore a une énergie d’ionisation plus basse que le béryllium (8,298 eV contre 9,323 eV) parce que son électron externe est dans une sous-couche 2p, plus haute en énergie et partiellement écrantée par les électrons 2s. L’oxygène est plus bas que l’azote (13,618 eV contre 14,534 eV) parce que son quatrième électron 2p doit partager une orbitale, et la répulsion entre les électrons appariés facilite l’arrachement de l’un d’eux. Les mêmes creux apparaissent dans la période 3, du magnésium à l’aluminium et du phosphore au soufre.

Plus bas dans le tableau, les éléments qui viennent après une sous-couche d ou f remplie retiennent leurs électrons plus fortement que prévu, parce que les électrons d et f écrantent mal le noyau. Le gallium est légèrement plus difficile à ioniser que l’aluminium, et l’or beaucoup plus que l’argent.

Exemple résolu : le sodium

La première énergie d’ionisation du sodium est de 5,139 eV. En multipliant par 96,485, on obtient environ 495,8 kJ/mol, la valeur donnée dans la plupart des manuels. Comparez avec le néon, le gaz noble juste avant lui, à 21,565 eV : arracher un électron au néon revient à entamer une couche pleine, ce qui demande environ quatre fois plus d’énergie.