Tu peux voir que plus le nombre de protons dans le noyau de l’ion augmente, plus les électrons sont attirés vers le noyau. Les rayons des ions iso-électroniques tombent donc à travers cette série.
Questions pour tester votre compréhension
Si c’est la première série de questions que vous avez faite, veuillez lire la page d’introduction avant de commencer. Vous devrez utiliser le BOUTON PRÉCÉDENT de votre navigateur pour revenir ici par la suite.
Questions sur le rayon atomique et ionique
Réponses
Il n’y a pas de questions pour tester le reste de cette page.
Les tailles relatives des ions et des atomes
Vous ne l’aurez probablement pas remarqué, mais nulle part dans ce que vous avez lu jusqu’à présent, il n’a été nécessaire de parler des tailles relatives des ions et des atomes dont ils sont issus. Pas plus (pour autant que je puisse le dire à partir des programmes) qu’aucun des examens actuels basés au Royaume-Uni pour les 16 – 18 ans ne le demande spécifiquement dans leurs programmes.
Cependant, il est très courant de trouver des déclarations sur les tailles relatives des ions et des atomes. Je suis assez convaincu que ces énoncés sont erronés, et je voudrais attaquer le problème de front plutôt que de l’ignorer.
Important!
Pendant 10 ans, jusqu’à ce que je réécrive cette section sur le rayon ionique en août 2010, j’ai inclus ce qui se trouve dans l’encadré ci-dessous. Vous trouverez ces mêmes informations et explications dans toutes sortes de livres et sur n’importe quel nombre de sites web destinés à ce niveau. Au moins un syllabus de niveau A non britannique a un énoncé qui demande spécifiquement cela.
Les ions n’ont pas la même taille que les atomes dont ils proviennent. Comparez les tailles des ions sodium et chlorure avec les tailles des atomes de sodium et de chlore.
Les ions positifs
Les ions positifs sont plus petits que les atomes dont ils proviennent. Le sodium est 2,8,1 ; Na+ est 2,8. Vous avez perdu toute une couche d’électrons, et les 10 électrons restants sont attirés par toute la force de 11 protons.
Ions négatifs
Les ions négatifs sont plus grands que les atomes dont ils proviennent. Le chlore est 2,8,7 ; Cl- est 2,8,8. Bien que les électrons soient encore tous dans le niveau 3, la répulsion supplémentaire produite par l’électron entrant provoque l’expansion de l’atome. Il n’y a toujours que 17 protons, mais ils doivent maintenant contenir 18 électrons.
Cependant, j’ai été mis au défi par un professeur expérimenté au sujet de l’explication de l’ion négatif, et cela m’a obligé à y réfléchir attentivement pour la première fois. Je suis maintenant convaincu que les faits et l’explication relatifs aux ions négatifs sont tout simplement illogiques.
A ma connaissance, aucun programme d’études basé au Royaume-Uni ne mentionne les tailles relatives des atomes et des ions (en août 2010), mais vous devriez vérifier les anciens devoirs et les schémas de notation pour voir si des questions s’y sont glissées.
Le reste de cette page aborde les problèmes que je peux voir, et s’adresse vraiment aux enseignants et autres, plutôt qu’aux étudiants.
Si vous êtes étudiant, examinez attentivement votre programme, ainsi que les questions des examens passés et les schémas de notation, pour savoir si vous avez besoin de savoir cela. Si vous n’avez pas besoin de le savoir, arrêtez de lire maintenant (sauf si, bien sûr, vous êtes intéressé par un peu de controverse !).
Si vous avez besoin de le savoir, alors vous devrez apprendre ce qui est dans la boîte, même si, comme je le crois, c’est faux. Si vous aimez que votre chimie soit simple, ignorez le reste de la page, car vous risquez de vous embrouiller sur ce que vous devez savoir.
Si vous avez une connaissance experte de ce sujet, et que vous pouvez trouver des failles dans ce que je dis, alors contactez-moi via l’adresse sur la page à propos de ce site.
Choisir le bon rayon atomique avec lequel comparer
C’est le cœur du problème.
Les diagrammes dans l’encadré ci-dessus, et les diagrammes similaires que vous trouverez ailleurs, utilisent le rayon métallique comme mesure du rayon atomique pour les métaux, et le rayon covalent pour les non-métaux. Je veux me concentrer sur les non-métaux, car c’est là que réside le principal problème.
Vous êtes, bien sûr, parfaitement libre de comparer le rayon d’un ion avec la mesure du rayon atomique de votre choix. Le problème vient de la mise en relation de votre choix de rayon atomique avec l' »explication » des différences.
Il est parfaitement vrai que les ions négatifs ont des rayons qui sont significativement plus grands que le rayon covalent de l’atome en question. Et l’argument est alors que la raison en est que si vous ajoutez un ou plusieurs électrons supplémentaires à l’atome, les répulsions inter-électroniques provoquent une expansion de l’atome. Par conséquent, l’ion négatif est plus grand que l’atome.
Cela me semble complètement incohérent. Si vous ajoutez un ou plusieurs électrons supplémentaires à l’atome, vous ne les ajoutez pas à un atome lié de manière covalente. Vous ne pouvez pas simplement ajouter des électrons à un atome de chlore lié par covalence, par exemple – les électrons existants du chlore se sont réorganisés dans de nouvelles orbitales moléculaires qui lient les atomes ensemble.
Dans un atome lié par covalence, il n’y a tout simplement pas de place pour ajouter des électrons supplémentaires.
Donc, si vous voulez utiliser l’explication de la répulsion des électrons, l’implication est que vous ajoutez les électrons supplémentaires à un atome brut avec un simple arrangement d’électrons non combinés.
En d’autres termes, si vous parliez, par exemple, du chlore, vous ajoutez un électron supplémentaire au chlore avec une configuration de 2,8,7 – pas aux atomes de chlore liés de manière covalente dans lesquels l’arrangement des électrons a été modifié par le partage.
Cela signifie que la comparaison que vous devriez faire n’est pas avec le rayon covalent raccourci, mais avec le rayon de van der Waals, beaucoup plus grand – la seule mesure disponible du rayon d’un atome non combiné.
Donc, que se passe-t-il si vous faites cette comparaison ?
Groupe 7
| rayon de van der Waals (nm) | rayon ionique de X- (nm) | |
|---|---|---|
| F | 0.147 | 0,133 |
| Cl | 0,175 | 0,181 | Br | 0,185 | 0,196 | I | 0,198 | 0.220 |
Groupe 6
| rayonvdW (nm) | rayon ionique de X2-. (nm) | |
|---|---|---|
| O | 0.152 | 0,140 |
| S | 0,180 | 0,184 |
| Se | 0,190 | 0.198 |
| Te | 0,206 | 0.221 |
Groupe 5
| rayonvdW (nm) | rayon ionique de X3-. (nm) | |
|---|---|---|
| N | 0.155 | 0,171 | P | 0,180 | 0,212 |
Comme nous l’avons déjà évoqué plus haut, les mesures des rayons ioniques sont pleines d’incertitudes. C’est également le cas pour les rayons de van der Waals. Le tableau utilise un ensemble particulier de valeurs à des fins de comparaison. Si vous utilisez des données provenant de différentes sources, vous constaterez des différences dans les schémas – notamment celle des espèces (ion ou atome) qui est la plus grande.
Ces valeurs de rayon ionique concernent les ions à 6 coordinations (avec un léger point d’interrogation sur les chiffres des ions nitrure et phosphure). Mais vous vous souvenez peut-être que j’ai dit que le rayon ionique change avec la coordination. L’azote en est un particulièrement bon exemple.
Les ions nitrure à 4 coordinations ont un rayon de 0,146 nm. En d’autres termes, si vous regardez l’une des coordinations, l’ion nitrure est plus grand que l’atome d’azote ; dans l’autre cas, il est plus petit. Il est impossible de faire une déclaration générale selon laquelle les ions nitrure sont plus grands ou plus petits que les atomes d’azote.
Alors, que peut-on dire de sûr sur les faits ?
Pour la plupart des ions négatifs, mais pas tous, le rayon de l’ion est plus grand que celui de l’atome, mais la différence n’a rien d’aussi important que ce qui est montré si vous comparez incorrectement les rayons ioniques aux rayons covalents. Il y a aussi des exceptions importantes.
Je ne vois pas comment vous pouvez faire de véritables généralisations à ce sujet, étant donné les incertitudes des données.
Et que peut-on dire de sûr sur l’explication ?
S’il y a des répulsions électron-électron supplémentaires lors de l’ajout d’électrons supplémentaires, elles doivent être assez faibles. Cela est particulièrement démontré si l’on considère certaines paires d’ions iso-électroniques.
On aurait pu penser que si la répulsion était un facteur important, alors le rayon d’un ion sulfure, par exemple, avec deux charges négatives serait significativement plus grand qu’un ion chlorure avec une seule. La différence devrait en fait être encore plus marquée, car les électrons du sulfure sont retenus par seulement 16 protons au lieu des 17 dans le cas du chlore.
Selon cette théorie de la répulsion, l’ion sulfure ne devrait pas seulement être un peu plus grand qu’un ion chlorure – il devrait être beaucoup plus grand. Le même effet est démontré avec le séléniure et le bromure, et avec les ions tellurure et iodure. Dans le dernier cas, il n’y a pratiquement aucune différence dans la taille des ions 2- et 1-.
Donc, si une certaine répulsion joue un rôle dans ce phénomène, il ne semble certainement pas qu’elle joue un rôle majeur.
Qu’en est-il des ions positifs ?
Que vous choisissiez d’utiliser les rayons de van der Waals ou les rayons métalliques comme mesure du rayon atomique, pour les métaux le rayon ionique est plus petit que l’un ou l’autre, donc le problème n’existe pas dans la même mesure. Il est vrai que le rayon ionique d’un métal est inférieur à son rayon atomique (quelle que soit l’imprécision de votre définition).
L’explication (du moins tant que vous ne considérez que les ions positifs des groupes 1, 2 et 3) en termes de perte d’une couche complète d’électrons est également acceptable.
Conclusion
Il me semble que, pour les ions négatifs, il est complètement illogique de comparer les rayons ioniques aux rayons covalents si l’on veut utiliser l’explication de la répulsion des électrons.
Si vous comparez les rayons ioniques des ions négatifs avec les rayons de van der Waals des atomes dont ils proviennent, les incertitudes des données rendent très difficile toute généralisation fiable.
La similarité des tailles des paires d’ions isoélectroniques des groupes 6 et 7 remet en question l’importance de la répulsion dans toute explication.
Ayant passé plus d’une semaine à travailler sur ce sujet, et à en discuter avec l’apport de personnes très compétentes, je ne pense pas qu’il existe une explication suffisamment simple à donner à la plupart des étudiants de ce niveau. Il me semblerait préférable que ces idées sur les tailles relatives des atomes et des ions soient tout simplement abandonnées.
À ce niveau, vous pouvez décrire et expliquer les tendances périodiques simples des rayons atomiques de la manière dont je l’ai fait plus haut sur cette page, sans même penser aux tailles relatives des atomes et des ions. Personnellement, je serais plus qu’heureux de ne plus jamais y penser pour le reste de ma vie !
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