2) Rayon de Van der Waals

C’est la moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes isolés identiques non liés ou de deux atomes identiques adjacents appartenant à deux molécules voisines d’un élément à l’état solide. La grandeur du rayon de Van der Waals dépend de l’emballage des atomes lorsque l’élément est à l’état solide.

Par exemple, la distance internucléaire entre deux atomes de chlore adjacents des deux molécules voisines à l’état solide est de 360 pm. Par conséquent, le rayon de Van der Waals de l’atome de chlore est de 180 pm.

Connaître l’enthalpie de gain d’électrons?

3) Rayon métallique

Un réseau métallique ou un cristal est constitué de noyaux positifs ou d’ions métalliques disposés selon un schéma défini dans une mer d’électrons de valence mobiles. Chaque noyau est simultanément attiré par un certain nombre d’électrons mobiles et chaque électron mobile est attiré par un certain nombre d’ions métalliques.

La force d’attraction entre les électrons mobiles et les noyaux positifs est appelée liaison métallique. Elle est égale à la moitié de la distance internucléaire entre les deux ions métalliques adjacents dans le réseau métallique. Dans un réseau métallique, les électrons de valence sont mobiles, ils ne sont donc que faiblement attirés par les ions métalliques ou noyaux.

Dans une liaison covalente, une paire d’électrons est fortement attirée par les noyaux de deux atomes. Ainsi, un rayon métallique est toujours plus long que son rayon covalent. Par exemple, le rayon métallique du sodium est de 186 pm alors que son rayon covalent déterminé par sa vapeur qui existe sous forme de Na2 est de 154 pm. Le rayon métallique du potassium est de 231 pm alors que son rayon covalent est de 203 pm.

Lisez ici sur les caractères métalliques et non métalliques.

Variation des rayons atomiques dans le tableau périodique

Variation au sein d’une période

• Les rayons covalents et de Van der Waals diminuent avec l’augmentation du numéro atomique lorsqu’on se déplace de gauche à droite dans une période. Les métaux alcalins à l’extrême gauche du tableau périodique ont la plus grande taille dans une période. Les halogènes, à l’extrême droite du tableau périodique, ont la taille la plus petite. La taille atomique de l’azote est la plus petite. Après l’azote, la taille atomique augmente pour l’oxygène, puis diminue pour le fluor. La taille des atomes des gaz inertes est plus grande que celle des halogènes précédents.
• En allant de gauche à droite dans une période, la charge nucléaire augmente d’une unité dans chaque élément suivant alors que le nombre de coquilles reste le même. Cette charge nucléaire accrue rapproche les électrons de toutes les coquilles du noyau. Cela rend chaque enveloppe individuelle de plus en plus petite. Il en résulte une diminution du rayon atomique au fur et à mesure que nous nous déplaçons de gauche à droite dans une période.
• Le rayon atomique augmente brusquement lorsque nous passons des halogènes au gaz inerte. Ceci est dû au fait que les gaz inertes ont des orbitales complètement remplies. Par conséquent, l’inter-électronique est maximale. Nous exprimons la taille atomique en termes de rayon de Van der Waals car ils ne forment pas de liaisons covalentes. Le rayon de Van der Waals est plus grand que le rayon covalent. Par conséquent, la taille atomique d’un gaz inerte dans une période est beaucoup plus élevée que celle de l’halogène précédent

Variation au sein d’un groupe

Les rayons atomiques des éléments augmentent avec l’augmentation du numéro atomique de haut en bas dans un groupe. Au fur et à mesure que l’on descend dans le groupe, le nombre quantique principal augmente. Une nouvelle enveloppe énergétique est ajoutée à chaque élément suivant. Les électrons de valence sont de plus en plus éloignés du noyau. Par conséquent, l’attraction du noyau pour l’électron diminue. Par conséquent, le rayon atomique augmente.

Un exemple résolu pour vous

Q : Pourquoi le rayon de Van der Waals est-il toujours plus grand que le rayon covalent ?

Ans : Les forces d’attraction de Van der Waals sont faibles. Par conséquent, la distance internucléaire dans le cas d’atomes tenus par des forces de Van der Waals est beaucoup plus grande que celles entre les atomes liés de manière covalente. Comme une liaison covalente est formée par le chevauchement de deux orbitales atomiques à moitié remplies, une partie du nuage électronique devient commune. Par conséquent, les rayons covalents sont toujours plus petits que le rayon de Van der Waal.