Fiche de révision : Atomes et propriétés périodiques

📋 Plan du Cours

1. Histoire des modèles atomiques
2. Structure et notation atomiques
3. Masses atomiques et molaires
4. Ondes électromagnétiques et effet photoélectrique
5. Raies spectrales de l’hydrogène et modèle de Bohr
6. Transitions spectrales, ionisation et limites de Bohr
7. Limites de la mécanique classique
8. Postulats quantiques, équation de Schrödinger et nombres quantiques
9. Orbitales atomiques, spin et configuration électronique
10. Configurations et électrons de valence
11. Établissement et forme du tableau périodique
12. Lecture et familles du tableau périodique
13. Modèle de Slater et calcul des charges effectives
14. Énergies et rayons de Slater
15. Évolutions des propriétés périodiques

📅 Repères chronologiques

1. 1885Balmer identifie expérimentalement les quatre raies visibles Hα (rouge), Hβ (bleu), Hγ (indigo) et Hδ (violet).
2. 1889Rydberg découvre une formule empirique qui généralise la relation de Balmer.
3. 1923L’effet Compton constitue un phénomène à l’échelle atomique qui contribue à remettre en question la mécanique classique.
4. 1925L’expérience de Davisson et Germer met en évidence la diffraction des électrons et des phénomènes d’interférences, incompatibles avec l’explication classique de la dualité onde-corpuscule.

📖 1. Histoire des modèles atomiques

★ À maîtriser

• Ernest Rutherford montre que la charge positive de l’atome est concentrée dans un noyau central qui rassemble presque toute sa masse, à partir de la rétrodiffusion de quelques particules α par une feuille d’or.

• Niels Bohr (1885-1962) propose un modèle où l’énergie des électrons est quantifiée et où ceux-ci ne peuvent suivre que certaines orbites circulaires autour du noyau.

Compléments

• En 1932, Chadwick bombarde du béryllium et en déduit l’existence du neutron, particule nucléaire sans charge électrique dont la masse est proche de celle du proton.

📖 2. Structure et notation atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Un atome est constitué de protons, de neutrons et d’électrons ; il est électriquement neutre lorsque son nombre de protons Z est égal à son nombre d’électrons.
• Ion : Un ion est un atome chargé après avoir gagné ou perdu un ou plusieurs électrons ; un anion porte une charge négative et un cation une charge positive.
• Isotopes : Les isotopes sont des atomes de même numéro atomique Z mais de nombre de neutrons N, et donc de nombre de masse A, différent.
• Nucléide : Un nucléide est un type de noyau atomique caractérisé par son nombre de protons Z et son nombre de nucléons A.

★ À maîtriser

📐 Formule - Le nombre de masse vérifie $A=Z+N$, où Z est le nombre de protons et N le nombre de neutrons.

• La charge de l’électron est −1,6 × 10⁻¹⁹ C, celle du proton est +1,6 × 10⁻¹⁹ C et celle du neutron est nulle.

Compléments

• Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z, égal à son nombre de protons.

• Pour 1 ≤ Z < 83, il existe au moins un nucléide stable, sauf pour Z = 43 et Z = 61 ; pour Z > 84, tous les nucléides sont radioactifs ; les éléments de Z > 92 sont artificiels.

• La matière est principalement constituée de vide et la masse de l’atome est majoritairement concentrée dans son noyau.

• La masse du proton est 1,6724 × 10⁻²⁷ kg, celle du neutron 1,6747 × 10⁻²⁷ kg et celle de l’électron 9,11 × 10⁻³¹ kg ; le neutron est environ 1,0014 fois plus massif que le proton et le proton est 1836 fois plus massif que l’électron.

• Dans un atome de lithium ⁷₃Li⁺, il y a 3 protons, 4 neutrons et 2 électrons ; sa charge totale est +1,6 × 10⁻¹⁹ C, soit une charge réduite de +1.

📖 3. Masses atomiques et molaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : La mole est la quantité contenant le nombre d’atomes de carbone 12 présents dans 12,0000 g de carbone 12 ; ce nombre d’Avogadro vaut 6,022 × 10²³ mol⁻¹.
• Unité de masse atomique : L’unité de masse atomique u est égale au douzième de la masse d’un atome de carbone 12.
• Masse molaire : La masse molaire M d’une espèce chimique atomique, moléculaire ou ionique est la masse d’une mole de cette espèce ; son unité SI est le kg·mol⁻¹ et l’unité pratique est le g·mol⁻¹.

★ À maîtriser

📐 Formule - La masse molaire d’un élément naturel est la moyenne pondérée des masses molaires de ses isotopes : $M=\sum_i x_i m_i$, avec $\sum_i x_i=1$, où xᵢ est l’abondance relative de l’isotope i et mᵢ sa masse molaire.

Compléments

• Une unité de masse atomique vaut 1,67 × 10⁻²⁴ g, soit 1,67 × 10⁻²⁷ kg.

📌 La masse atomique exprimée en u est pratiquement égale à la masse molaire exprimée en g·mol⁻¹ ; ainsi, un atome de carbone 12 a une masse de 12 u et une mole d’atomes de carbone 12 a une masse de 12 g.

• Le carbone naturel, composé de ¹²C à 98,93 % et de ¹³C à 1,07 %, a une masse atomique moyenne de 12,01 u et une masse molaire de 12,01 g·mol⁻¹.

📖 4. Ondes électromagnétiques et effet photoélectrique

🔑 Notions clés & Définitions

• Espèce hydrogénoïde : Une espèce hydrogénoïde est un atome ou un ion qui ne possède qu’un seul électron, comme H, He⁺, Li²⁺ ou Be³⁺.
• Travail d’extraction : L’énergie nécessaire pour arracher un électron du métal, où il est soumis à des forces intermoléculaires.

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour une onde électromagnétique, la longueur d’onde, la fréquence, la période et le nombre d’onde vérifient $\lambda=\frac{1}{\sigma}=cT=\frac{c}{\nu}$.

• L’effet photoélectrique est l’extraction d’électrons de la matière sous l’effet de la lumière.

📌 L’effet photoélectrique n’apparaît que si la fréquence incidente νᵢ dépasse la fréquence seuil ν₀, qui dépend de la nature du métal.

📌 Si la fréquence incidente $\nu_i$ est inférieure au seuil photoélectrique $\nu_0$, l’effet photoélectrique ne se produit pas, quelle que soit l’intensité lumineuse.

• Si $\nu_i>\nu_0$, l’émission des photoélectrons est quasi instantanée, même à faible intensité lumineuse.

📌 L’intensité lumineuse détermine le nombre de photoélectrons émis, tandis que leur vitesse dépend de la fréquence lumineuse et augmente avec celle-ci.

📐 Formule - L’énergie d’un photon est $E=h\nu=h c\sigma=\frac{hc}{\lambda}$, avec $h=6{,}626\times10^{-34}\ \mathrm{J\,s}$.

• En 1905, Einstein propose une théorie corpusculaire dans laquelle l’énergie lumineuse est concentrée en quanta appelés photons.

Compléments

• La célérité de la lumière vaut c = 2,997925 × 10⁸ m·s⁻¹, soit environ 3 × 10⁸ m·s⁻¹.

📐 Formule - La conservation de l’énergie pour un photoélectron de vitesse $V$ s’écrit $h\nu_i=W+\frac{1}{2}m_eV^2$.

📐 Formule - La vitesse des photoélectrons vérifie $V=\sqrt{\frac{2h(\nu_i-\nu_0)}{m_e}}$.

💡 Astuce mémo

Fréquence sous le seuil → aucune émission ; au-dessus → émission quasi instantanée.

📖 5. Raies spectrales de l’hydrogène et modèle de Bohr

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour la série de Balmer de l’hydrogène, le nombre d’onde vérifie $\sigma=\frac{1}{\lambda}=R_H\left(\frac{1}{2^2}-\frac{1}{m^2}\right)$, avec $m\geq3$ entier et, dans l’approximation du noyau de masse infinie, $R_H=10\,973\,731{,}6\ \mathrm{m^{-1}}\approx1{,}097\times10^7\ \mathrm{m^{-1}}$. - Rydberg, 1889

• Dans le modèle de Bohr (1913), l’unique électron de l’atome d’hydrogène se déplace sur une orbite circulaire centrée sur un noyau supposé immobile, et le système est stable.

📌 L’hypothèse de Bohr quantifie le moment cinétique selon $L=mvr=n\hbar=n\frac{h}{2\pi}$, où $n$ est un entier positif non nul.

📐 Formule - Pour une espèce hydrogénoïde, le rayon de Bohr vérifie $r_n=\frac{n^2}{Z}a_0$, où $a_0$ est le rayon de Bohr de l’hydrogène.

📐 Formule - L’énergie d’un niveau d’une espèce hydrogénoïde est $E_n=E_1^H\frac{Z^2}{n^2}$, soit $E_n=-13{,}6\frac{Z^2}{n^2}\ \mathrm{eV}$.

Compléments

• Le spectre de raies de l’hydrogène est obtenu en excitant par décharge électrique de l’hydrogène à faible pression dans un tube scellé ; le retour des atomes vers des états d’énergie inférieure émet une fluorescence rose.

• Pour l’atome d’hydrogène à l’état fondamental, le rayon vaut $0{,}529\times10^{-10}\ \mathrm{m}=0{,}529\ \text{Å}$ et l’énergie vaut $-13{,}6\ \mathrm{eV}$.

📖 6. Transitions spectrales, ionisation et limites de Bohr

🔑 Notions clés & Définitions

• Seuil d’ionisation : L’énergie au-delà de laquelle un atome se transforme en cation.

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour une transition d’un niveau $m$ vers un niveau inférieur $n$, avec $m>n$, l’énergie du photon émis est $h\nu=E_m-E_n$.

📐 Formule - Pour une espèce hydrogénoïde, le nombre d’onde d’une transition de $m$ vers $n$, avec $m>n$, vérifie $\sigma=\frac{1}{\lambda}=R_H Z^2\left(\frac{1}{n^2}-\frac{1}{m^2}\right)$.

• Les séries de l’hydrogène correspondant aux niveaux finaux $n=1{,}2{,}3{,}4{,}5$ sont respectivement Lyman (UV), Balmer (visible), Paschen (IR), Brackett (IR) et Pfund (IR).

📐 Formule - Pour une espèce hydrogénoïde, l’énergie d’ionisation est $E_I=E_{n=\infty}-E_{n=1}=13{,}6Z^2\ \mathrm{eV}$, car $E_{n=\infty}=0$.

• Le modèle de Bohr ne prédit pas les déplacements ni les nouvelles raies observés lorsque l’atome d’hydrogène est placé dans un champ électrique ou magnétique, effets Stark et Zeeman.

Compléments

• Pour l’ion hydrogénoïde du béryllium $\mathrm{Be}^{3+}$, l’énergie d’ionisation vaut $13{,}6\times4^2=217{,}6\ \mathrm{eV}$.

• La théorie de Bohr ne parvient pas à interpréter les spectres des atomes lourds.

• Pour la série de Balmer, les longueurs d’onde des transitions $2\to3$, $2\to4$, $2\to5$ et $2\to6$ sont respectivement 656,28 nm, 486,13 nm, 434,05 nm et 410,18 nm.

📖 7. Limites de la mécanique classique

★ À maîtriser

📌 La physique classique décrit la matière comme des corpuscules localisés soumis aux lois de Newton et le rayonnement comme ondulatoire, régi par les lois de l’électromagnétisme.

Compléments

• L’effet photoélectrique met en échec l’électromagnétisme classique et conduit à l’avènement de la théorie des quanta.

💡 Astuce mémo

Matière localisée, rayonnement ondulatoire : la dualité remet cette séparation en question.

📖 8. Postulats quantiques, équation de Schrödinger et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Fonction d’onde : La fonction d’onde $\psi$ est une fonction mathématique supposée décrire complètement le comportement de l’électron, sans avoir elle-même de signification physique.

★ À maîtriser

• La mécanique quantique s’applique aux systèmes microscopiques et calcule des grandeurs observables telles que l’énergie, le moment cinétique et la position.

📌 La mécanique quantique ne calcule pas une trajectoire de l’électron, mais donne une probabilité de présence.

📐 Formule - Pour une particule matérielle de masse $m$ et de vitesse $v$, la longueur d’onde associée selon De Broglie vérifie $\lambda = \frac{h}{p} = \frac{h}{mv}$, où $h$ est la constante de Planck et $p$ la quantité de mouvement.

📐 Formule - La relation d’incertitude d’Heisenberg impose $\Delta x\,\Delta p \geq \frac{h}{4\pi}$, ce qui empêche de connaître simultanément avec grande précision la position et la quantité de mouvement d’une particule.

📐 Formule - L’équation de Schrödinger aux valeurs propres s’écrit $\hat{H}\psi=E\psi$, où $\hat{H}$ est l’opérateur hamiltonien, $E$ l’énergie totale et $\psi$ la fonction d’onde.

• Les solutions physiquement acceptables de l’équation de Schrödinger sont quantifiées par trois nombres quantiques : le nombre principal $n$, le nombre azimutal $l$ et le nombre magnétique $m$.

📌 Pour une valeur donnée de $n$, le nombre azimutal vérifie $l=0{,}1,\ldots,n-1$, et le nombre magnétique vérifie $m=-l,-l+1,\ldots,l$.

📐 Formule - Pour un hydrogénoïde, l’énergie dépend uniquement de $n$ et vérifie $E_n=-\frac{13{,}6Z^2}{n^2}\,\mathrm{eV}$.

Compléments

• Dans l’exemple présenté, une balle de tennis de 50 g lancée à 40 m·s⁻¹ a une longueur d’onde de 3,3 × 10⁻³⁴ m, tandis qu’un électron à 10⁷ m·s⁻¹ a une longueur d’onde de 0,736 × 10⁻¹⁰ m.

📐 Formule - La densité de probabilité de présence de l’électron au point $(x,y,z)$ est donnée par $|\psi(x,y,z)|^2$, et la normalisation impose $\int_{V_{\mathrm{total}}}|\psi|^2\,dV=1$.

• La résolution exacte de l’équation de Schrödinger n’est possible que pour les hydrogénoïdes, et la symétrie sphérique des forces attractives du noyau facilite la résolution en coordonnées polaires.

• En coordonnées polaires, la fonction d’onde se sépare en une partie radiale et deux parties angulaires, ce qui ramène sa résolution à trois équations différentielles indépendantes.

• Chaque sous-couche de nombre azimutal $l$ contient $2l+1$ cases quantiques correspondant aux valeurs possibles de $m$.

📖 9. Orbitales atomiques, spin et configuration électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Configuration électronique : Répartition des électrons d’un atome dans ses différentes orbitales atomiques.

★ À maîtriser

• L’orbitale $1s$ a une symétrie sphérique, car sa probabilité de présence ne dépend pas des angles $\theta$ et $\varphi$.

• En 1922, l’expérience de Stern et Gerlach montre qu’un quatrième nombre quantique est nécessaire pour décrire l’électron.

• Le spin de l’électron vaut $\frac{1}{2}$ et ses projections ne peuvent prendre que les deux valeurs $m_s=+\frac{1}{2}$ et $m_s=-\frac{1}{2}$.

• Dans l’état fondamental, les électrons occupent les niveaux d’énergie accessibles les plus bas selon le principe d’Aufbau.

• Selon le principe d’exclusion de Pauli, deux électrons ne peuvent avoir leurs quatre nombres quantiques identiques, ce qui limite à deux le nombre d’électrons par orbitale atomique.

• La règle de Hund impose que, dans des orbitales de même énergie, les électrons restent non appariés avec des spins identiques dans la mesure du possible.

Compléments

• Les valeurs $l=0{,}1{,}2{,}3$ correspondent respectivement aux sous-couches $s,p,d,f$.

• La densité radiale de probabilité de présence dans une couche sphérique comprise entre $r$ et $r+dr$ s’écrit $dP=4\pi r^2|\psi|^2dr$.

• Les orbitales $p$ correspondent à $l=1$ et aux trois valeurs de $m$ : $-1{,}0,+1$.

• Les orbitales $d$ correspondent à $l=2$ et aux cinq valeurs de $m$ : $-2,-1{,}0,+1,+2$.

• Les répulsions électron-électron lèvent la dégénérescence des niveaux d’énergie des atomes autres que l’hydrogène.

📌 Selon la règle de Klechkowski, les orbitales se remplissent par valeur croissante de n + l et, à valeur égale de n + l, par valeur croissante de n.

• L’ordre de remplissage donné par la règle de Klechkowski est 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, puis 7s.

• Les sous-couches s, p, d et f peuvent accueillir respectivement 2, 6, 10 et 14 électrons, car elles comportent respectivement 1, 3, 5 et 7 orbitales atomiques.

📖 10. Configurations et électrons de valence

★ À maîtriser

📌 Les électrons de valence sont les électrons les plus externes, caractérisés par la plus grande valeur de n, tandis que les autres électrons sont des électrons de cœur.

Compléments

• À l’état fondamental, l’azote de numéro atomique 7 a pour configuration 1s² 2s² 2p³.

• Le cuivre de numéro atomique 29 a pour configuration réelle [Ar] 4s¹ 3d¹⁰, plutôt que la configuration [Ar] 4s² 3d⁹ prédite par l’application simple de Klechkowski.

• Le chrome de numéro atomique 24 a pour configuration [Ar] 4s¹ 3d⁵.

📌 Dans certains cations de métaux de transition, les électrons ns sont retirés avant les électrons (n−1)d.

• Pour le cobalt, la configuration [Ar] 4s² 3d⁷ devient [Ar] 4s¹ 3d⁷ pour Co⁺, [Ar] 3d⁷ pour Co²⁺ et [Ar] 3d⁶ pour Co³⁺.

📌 Pour écrire une configuration électronique abrégée avec un gaz rare, on choisit le gaz rare qui précède l’élément dans le tableau périodique.

• Dans l’écriture par couches, les couches de nombres quantiques principaux n = 1, n = 2 et n = 3 sont désignées par K, L et M, et l’oxygène s’écrit K² L⁶.

📖 11. Établissement et forme du tableau périodique

★ À maîtriser

• Les blocs du tableau périodique correspondent au remplissage des sous-couches : le bloc s comprend 2 colonnes, le bloc f 14, le bloc d 10 et le bloc p 6.

Compléments

• Mendeleïev a classé les éléments principalement selon leur masse atomique croissante et a laissé des cases vides pour des éléments qui n’avaient pas encore été découverts.

• Le bloc f est présenté isolément sous le reste du tableau périodique pour plus de commodité.

📖 12. Lecture et familles du tableau périodique

🔑 Notions clés & Définitions

• Période : Ligne du tableau périodique, dont le numéro est défini par la valeur de n maximale de la couche de valence.
• Famille : Colonne du tableau périodique.

★ À maîtriser

• Les éléments d’une même famille ont une configuration électronique qui se termine de la même façon, le même nombre d’électrons de valence et le même type de réactivité chimique.

Compléments

• La représentation classique du tableau périodique comporte 18 colonnes numérotées de 1 à 18.

• Les éléments de la colonne 1 sont les alcalins et leur configuration électronique se termine par ns¹.

• Les éléments de la colonne 2 sont les alcalino-terreux et leur configuration électronique se termine par ns².

• Les éléments de la colonne 16 sont les chalcogènes et leur configuration électronique se termine par ns²np⁴.

• Les éléments de la colonne 17 sont les halogènes et leur configuration électronique se termine par ns²np⁵.

• Les éléments de la colonne 18 sont les gaz rares et leur configuration électronique se termine par ns²np⁶.

• Le bloc d, à l’exception de la colonne 12 du zinc, correspond aux métaux de transition.

• Les deux lignes du bloc f regroupent les lanthanides, aussi appelés terres rares, et les actinides.

📖 13. Modèle de Slater et calcul des charges effectives

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Slater : Modèle électrostatique des interactions entre électrons qui représente leur répulsion par un effet de masquage du potentiel nucléaire.

★ À maîtriser

• Les électrons internes s’interposent entre le noyau et les électrons externes, diminuant l’influence du noyau sur ces derniers.

📐 Formule - Dans le modèle de Slater, le noyau effectif est caractérisé par $Z^*=Z(1-\sigma)$, où $\sigma$ représente l’écran.

📐 Formule - Pour l’électron $i$, la charge effective est calculée par $Z_i^*=Z-\sum_j\sigma_{i,j}$, où $j$ parcourt les électrons et $\sigma_{i,j}$ est la constante d’écran due à l’électron $j$.

• Pour un électron $ns$ ou $np$, les contributions par électron sont 1,00 pour les couches $n-2$ et inférieures, 0,85 pour la couche $n-1$, 0,35 pour les autres électrons de la couche $n$, et 0 pour les couches supérieures.

Compléments

• Pour les atomes polyélectroniques, l’équation de Schrödinger ne peut pas être résolue exactement et l’on utilise des solutions approchées fondées sur des orbitales atomiques choisies.

• Les constantes d’écran dépendent des orbitales occupées par l’électron étudié et par l’électron faisant écran, et sont choisies empiriquement pour reproduire les observations.

• Pour un électron $1s$, les contributions d’écran valent 0,30 pour l’autre électron $1s$ et 0 pour les autres groupes indiqués dans le tableau de Slater.

• Pour le sodium de configuration $(1s)^2(2s)^2(2p)^6(3s)^1$, les charges effectives calculées sont $Z^*_{3s,3p}=2{,}2$, $Z^*_{2s,2p}=6{,}85$ et $Z^*_{1s}=10{,}7$.

💡 Astuce mémo

Des électrons internes s’interposent comme un écran entre le noyau et les électrons externes.

📖 14. Énergies et rayons de Slater

★ À maîtriser

• À chaque orbitale de Slater est associée une énergie $E_{nl}$ qui dépend de $n$, de $l$ et de la configuration étudiée, et chaque électron de cette orbitale possède cette énergie.

📐 Formule - L’énergie de Slater exprimée en électronvolts est $E_{nl}=-13{,}6\times\frac{(Z^*)^2}{n^2}$.

📐 Formule - Le rayon de Slater est $r_{nl}=a_0\frac{n^2}{Z^*}$.

Compléments

• Le rayon d’une orbitale de Slater est défini par la position du maximum de sa densité de probabilité radiale.

• Pour le sodium, l’énergie de l’orbitale $3s$ calculée avec $Z^*=2{,}2$ vaut −7,31 eV.

• Pour le sodium, le rayon de Slater calculé pour l’orbitale $3s$ est de 2,16 Å, contre un rayon expérimental de valence de 1,80 Å, soit un écart relatif de 16 %.

📖 15. Évolutions des propriétés périodiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Première énergie d’ionisation : Énergie associée au processus gazeux $M(g)\to M^+(g)+e^-(g).$
• Électronégativité : Capacité d’un atome à attirer vers lui les électrons.
• Rayon atomique : Moitié de la distance expérimentale entre les noyaux de deux atomes voisins, car la théorie quantique ne donne pas de rayon atomique précis en raison de la probabilité de présence électronique.
• Affinité électronique : L’affinité électronique représente le gain d’énergie associé au processus gazeux $M(g)+e^-(g)\to M^-(g)$, et ce gain est compté positivement dans la convention utilisée ici.

★ À maîtriser

• Pour un électron de valence des blocs $s$ et $p$, la charge effective augmente de 0,65 à chaque case lorsqu’on avance de gauche à droite dans une période.

• Le rayon atomique diminue globalement de gauche à droite dans une période et augmente lorsqu’on descend dans une famille.

• L’énergie de première ionisation augmente globalement de gauche à droite dans une période et diminue de haut en bas dans une colonne, à l’inverse du rayon atomique.

• Les énergies d’ionisation successives sont positives et vérifient $EI_1<EI_2<EI_3<\cdots<EI_n$.

Compléments

• Lorsqu’un atome perd des électrons de valence, la somme des écrans diminue, la charge effective augmente et le nuage électronique se contracte.

• À charge nucléaire et couche externe inchangées, les rayons ioniques vérifient $r(M^{x+})<\cdots<r(M^{3+})<r(M^{2+})<r(M^+)<r(\text{atome})$.

• Lorsqu’un atome gagne des électrons de valence, la somme des écrans augmente, la charge effective diminue et le nuage électronique se dilate.

• Les atomes dont la dernière sous-couche est remplie ou demi-remplie ont une première énergie d’ionisation plus élevée qu’attendu ; ainsi Be est plus difficile à ioniser que B, et N plus difficile à ioniser que O.

• Dans une molécule, les différences d’électronégativité déplacent les électrons et créent des régions plus ou moins riches en électrons, ce qui détermine la réactivité : les zones enrichies attirent des réactifs pauvres en électrons, tandis que les zones appauvries attirent des réactifs riches en électrons.

• Dans la définition de Pauling, l’énergie de dissociation $D$ est celle de la liaison dans les molécules AA, BB ou AB, et la valeur de l’électronégativité de l’hydrogène est fixée à 2,1 pour obtenir les valeurs absolues des autres électronégativités.

📌 Selon la règle de Sanderson, un élément est métallique si le nombre d’électrons de sa couche de plus grand $n$ est inférieur ou égal au numéro de sa période, avec H et Ge comme exceptions.

• Selon la règle de Sanderson, Al est métallique car il possède 3 électrons sur la couche $n=3$ et appartient à la période 3, tandis que S n’est pas métallique car il possède 6 électrons sur $n=3$.

💡 Astuce mémo

Sur une période, le rayon diminue tandis que la première énergie d’ionisation augmente.