Définir la deuxième énergie d’ionisation

La deuxième énergie d’ionisation est définie par l’équation:

C’est l’énergie nécessaire pour enlever un deuxième électron de chaque ion dans 1 mole d’ions 1+ gazeux pour donner des ions 2+ gazeux.

Plus d’énergies d’ionisation

On peut alors avoir autant d’énergies d’ionisation successives qu’il y a d’électrons dans l’atome d’origine.

Les quatre premières énergies d’ionisation de l’aluminium, par exemple, sont données par

		1ère I.E. = 577 kJ mol-1
		2ème I.E. = 1820 kJ mol-1
		3ème E.I. = 2740 kJ mol-1
		4ème E.I.E. = 11600 kJ mol-1

Pour former un ion Al3+(g) à partir de Al(g), il faudrait fournir :

577 + 1820 + 2740 = 5137 kJ mol-1

C’est beaucoup d’énergie. Pourquoi, alors, l’aluminium forme-t-il des ions Al3+ ?

Il ne peut les former que s’il peut récupérer cette énergie de quelque part, et si c’est faisable, cela dépend de ce avec quoi il réagit.

Par exemple, si l’aluminium réagit avec du fluor ou de l’oxygène, il peut récupérer cette énergie dans diverses modifications impliquant le fluor ou l’oxygène – et ainsi le fluorure d’aluminium ou l’oxyde d’aluminium contiennent des ions Al3+.

S’il réagit avec le chlore, il ne peut pas récupérer suffisamment d’énergie, et donc le chlorure d’aluminium anhydre solide n’est pas réellement ionique – au lieu de cela, il forme des liaisons covalentes.

Pourquoi l’aluminium ne forme-t-il pas un ion Al4+ ? La quatrième énergie d’ionisation est énorme par rapport aux trois premières, et il n’y a rien avec lequel l’aluminium puisse réagir qui lui permette de récupérer cette quantité d’énergie supplémentaire.

Pourquoi les énergies d’ionisation successives deviennent-elles plus grandes ?

Une fois que vous avez retiré le premier électron, il vous reste un ion positif. Essayer d’enlever un électron négatif d’un ion positif va être plus difficile que de l’enlever d’un atome. Retirer un électron d’un ion 2+ ou 3+ (etc) va être progressivement plus difficile.

Pourquoi la quatrième énergie d’ionisation de l’aluminium est-elle si grande ?

La structure électronique de l’aluminium est 1s22s22p63s23px1. Les trois premiers électrons à être éliminés sont les trois électrons des orbitales 3p et 3s. Une fois qu’ils sont partis, le quatrième électron est retiré du niveau 2p – beaucoup plus proche du noyau, et seulement blindé par les électrons 1s2 (et dans une certaine mesure 2s2).

Utiliser les énergies d’ionisation pour déterminer dans quel groupe se trouve un élément

Ce grand saut entre deux énergies d’ionisation successives est typique d’une rupture soudaine dans un niveau interne. Vous pouvez utiliser cela pour déterminer dans quel groupe du tableau périodique se trouve un élément à partir de ses énergies d’ionisation successives.

Le magnésium (1s22s22p63s2) est dans le groupe 2 du tableau périodique et a des énergies d’ionisation successives :

Ici, le grand saut se produit après la deuxième énergie d’ionisation. Cela signifie qu’il y a 2 électrons qui sont relativement faciles à enlever (les électrons 3s2), tandis que le troisième est beaucoup plus difficile (parce qu’il vient d’un niveau interne – plus proche du noyau et avec moins de blindage).

Le silicium (1s22s22p63s23px13py1) est dans le groupe 4 du tableau périodique et a des énergies d’ionisation successives:

Ici le grand saut se produit après que le quatrième électron a été enlevé. Les 4 premiers électrons proviennent des orbitales à 3 niveaux ; le cinquième des orbitales à 2 niveaux.

La leçon de tout cela :

Compter les électrons faciles – ceux jusqu’au grand saut (mais pas inclus). C’est la même chose que le numéro de groupe.

Autre exemple:

Décidez dans quel groupe se trouve un atome s’il a des énergies d’ionisation successives:

Les énergies d’ionisation augmentent de un ou deux mille à la fois pour les cinq premiers. Puis il y a un énorme saut d’environ 15000. Il y a 5 électrons relativement faciles – donc l’élément est dans le groupe 5.

Explorer les modèles plus en détail

Si vous tracez des graphiques des énergies d’ionisation successives pour un élément particulier, vous pouvez voir les fluctuations de celui-ci causées par les différents électrons enlevés.

Non seulement vous pouvez voir les grands sauts dans l’énergie d’ionisation quand un électron vient d’un niveau intérieur, mais vous pouvez aussi voir les fluctuations mineures à l’intérieur d’un niveau selon que l’électron vient d’une orbitale s ou p, et même selon qu’il est apparié ou non dans cette orbitale.

Le chlore a la structure électronique 1s22s22p63s23px23py23pz1.

Ce graphique trace les huit premières énergies d’ionisation du chlore. Les étiquettes vertes montrent quel électron est enlevé pour chacune des énergies d’ionisation.

Si vous mettez une règle sur les premier et deuxième points pour établir la tendance, vous constaterez que les troisième, quatrième et cinquième points se situent au-dessus de la valeur à laquelle vous vous attendez. C’est parce que les deux premiers électrons proviennent de paires dans les niveaux 3p et sont donc plutôt plus faciles à enlever que s’ils étaient non appariés.

Encore, si vous mettez une règle sur les 3e, 4e et 5e points pour établir leur tendance, vous trouverez que les 6e et 7e points se situent bien au-dessus des valeurs que vous attendriez d’une poursuite de la tendance. C’est parce que les 6ème et 7ème électrons proviennent du niveau 3s – légèrement plus proche du noyau et légèrement moins bien blindé.

Le saut massif lorsque vous faites irruption dans le niveau interne au 8ème électron est assez évident !

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