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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 113 — #121
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ÉVOLUTION DE QUELQUES PROPRIÉTÉS ATOMIQUES
facilement ionisables. Les éléments de la droite du tableau périodique, manifestant une forte
énergie d’ionisation, ne présentent pas un caractère métallique.
Notons enfin que les énergies d’ionisation suivantes (deuxième, troisième ionisation. . .) présentent au sein de la classification périodique une évolution similaire à celle observée pour les
énergies de première ionisation. L’affinité électronique AE de l’atome X est définie comme
l’opposé de l’énergie d’attachement électronique E att . E att est l’énergie à fournir pour réaliser
la réaction :
X (g) + e
− (g)
=
X
− (g).
Cette définition montre que plus il est facile de fixer un électron à un atome X (à l’état
gazeux), plus l’affinité électronique AE est élevée. L’évolution de l’affinité électronique AE
dans le haut du tableau périodique est fournie dans le tableau 2.3 (en eV), elle témoigne d’un
signe souvent positif (et donc d’une énergie d’attachement souvent négative).
La tendance générale qui se dessine dans le tableau périodique (à l’exception des gaz rares)
est une augmentation de l’affinité électronique AE dans la partie supérieure droite de la classification périodique (avec une augmentation de gauche à droite sur une ligne entre les colonnes 13 et 18). Une quasi-stagnation (à quelques exceptions près) de l’affinité électronique
AE est observée le long d’une même colonne. L’affinité électronique est maximale dans la
région des halogènes (colonne 17). Cette forte affinité électronique est une contribution à un
fort pouvoir oxydant : un halogène comme le fluor, le chlore, le brome ou l’iode a une forte
tendance à capter un électron. Notons l’intervention d’une anomalie dans la colonne de
l’azote : l’affinité électronique AE est anormalement petite. Ceci est expliqué dans le cadre
du modèle quantique de l’atome polyélectronique. Les évolutions de l’affinité électronique
AE sont plus erratiques que celles de l’énergie d’ionisation. Il est difficile de se hasarder à
des prédictions plus précises qui ne relèveraient que de la conjecture.
1
H
←− bloc d −→
2
He
0,75
−0, 21
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
0,62
−0, 18
0,28
1,26 −0, 07 1,46
3,40 −0, 30
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
0,55
−0, 21
0,46
1,38
0,75
2,08
3,62 −0, 36
19
K
20
Ca
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
0,50
−1, 93
0,30
1,21
0,81
2,02
3,37 −0, 40
37
Rb
38
Sr
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
0,49
−1, 51
0,30
1,20
1,05
1,97
2,69 −0, 43
TABLE 2.3 – Évolution de l’affinité électronique dans la classification périodique
113
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ÉVOLUTION DE QUELQUES PROPRIÉTÉS ATOMIQUES
facilement ionisables. Les éléments de la droite du tableau périodique, manifestant une forte
énergie d’ionisation, ne présentent pas un caractère métallique.
Notons enfin que les énergies d’ionisation suivantes (deuxième, troisième ionisation. . .) présentent au sein de la classification périodique une évolution similaire à celle observée pour les
énergies de première ionisation. L’affinité électronique AE de l’atome X est définie comme
l’opposé de l’énergie d’attachement électronique E att . E att est l’énergie à fournir pour réaliser
la réaction :
X (g) + e
− (g)
=
X
− (g).
Cette définition montre que plus il est facile de fixer un électron à un atome X (à l’état
gazeux), plus l’affinité électronique AE est élevée. L’évolution de l’affinité électronique AE
dans le haut du tableau périodique est fournie dans le tableau 2.3 (en eV), elle témoigne d’un
signe souvent positif (et donc d’une énergie d’attachement souvent négative).
La tendance générale qui se dessine dans le tableau périodique (à l’exception des gaz rares)
est une augmentation de l’affinité électronique AE dans la partie supérieure droite de la classification périodique (avec une augmentation de gauche à droite sur une ligne entre les colonnes 13 et 18). Une quasi-stagnation (à quelques exceptions près) de l’affinité électronique
AE est observée le long d’une même colonne. L’affinité électronique est maximale dans la
région des halogènes (colonne 17). Cette forte affinité électronique est une contribution à un
fort pouvoir oxydant : un halogène comme le fluor, le chlore, le brome ou l’iode a une forte
tendance à capter un électron. Notons l’intervention d’une anomalie dans la colonne de
l’azote : l’affinité électronique AE est anormalement petite. Ceci est expliqué dans le cadre
du modèle quantique de l’atome polyélectronique. Les évolutions de l’affinité électronique
AE sont plus erratiques que celles de l’énergie d’ionisation. Il est difficile de se hasarder à
des prédictions plus précises qui ne relèveraient que de la conjecture.
1
H
←− bloc d −→
2
He
0,75
−0, 21
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
0,62
−0, 18
0,28
1,26 −0, 07 1,46
3,40 −0, 30
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
0,55
−0, 21
0,46
1,38
0,75
2,08
3,62 −0, 36
19
K
20
Ca
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
0,50
−1, 93
0,30
1,21
0,81
2,02
3,37 −0, 40
37
Rb
38
Sr
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
0,49
−1, 51
0,30
1,20
1,05
1,97
2,69 −0, 43
TABLE 2.3 – Évolution de l’affinité électronique dans la classification périodique
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