Charge nucléaire effective et taille des atomes

Un atome de potassium est-il plus gros qu'un atome de sodium ? Un ion chlorure est-il plus gros qu'un atome de chlore ? Tu vas pouvoir répondre à ces questions sans tableau de valeurs, rien qu'en regardant la place des éléments. Pour cela, on a besoin d'une idée simple : un électron de valence ne ressent pas toute la charge du noyau, car les électrons internes lui en cachent une partie. Cette charge réellement ressentie s'appelle la charge nucléaire effective. Avec elle et le nombre de couches, tu expliqueras toutes les tendances de taille du tableau.

Compare deux éléments de la troisième ligne, le sodium et le chlore. Chez l'un comme chez l'autre, dix électrons internes, ceux du cortège du néon, s'intercalent entre le noyau et la couche externe. Le sodium a onze protons, le chlore dix-sept. Si chaque électron interne cachait exactement une charge positive, l'électron externe du sodium ne sentirait plus qu'une charge, et ceux du chlore en sentiraient sept. Les règles de calcul proposées en 1930 par le physicien John Slater, plus fines, donnent environ deux pour le sodium et six pour le chlore. Cette charge réellement ressentie s'appelle la charge nucléaire effective : Z moins l'effet d'écran. Entre deux et six, l'écart est énorme, et il explique presque tout ce module.

Le long d'une ligne, la couche externe ne change pas, mais la charge nucléaire effective grandit d'un élément au suivant. Le noyau tire donc de plus en plus fort sur la même couche, et l'atome se contracte. Regarde les deux éléments du sel de cuisine : l'atome de sodium, avec onze électrons, est nettement plus volumineux que l'atome de chlore, qui en a dix-sept. Plus d'électrons, mais un atome plus petit : il n'y a pas de paradoxe, car les électrons en plus restent sur la même couche et sont tirés par un noyau plus chargé. Dans la deuxième ligne, le même raisonnement fait du lithium le plus gros atome et du fluor le plus petit. Pense à un aimant de plus en plus puissant qui attire les mêmes billes.

En descendant un groupe, c'est l'effet inverse. À chaque nouvelle période, on ajoute une couche, et les électrons de valence se trouvent dans une couche dont le nombre n est plus grand, donc plus loin du noyau. La charge nucléaire effective change peu, mais la distance augmente nettement. Le rayon augmente donc de haut en bas : le lithium est plus petit que le sodium, lui-même plus petit que le potassium. Pour résumer les deux tendances, les plus petits atomes sont en haut à droite du tableau, et les plus gros en bas à gauche. Tu peux le vérifier sur n'importe quelle table de rayons.

Mesure d'abord un atome de chlore : dans la molécule de dichlore, les deux noyaux sont à cent quatre-vingt-dix-neuf picomètres l'un de l'autre, ce qui donne au chlore un rayon d'environ quatre-vingt-dix-neuf picomètres. Dans un cristal de sel, l'ion chlorure, qui porte un électron de plus, mesure environ cent quatre-vingt-un picomètres : il a presque doublé. L'électron ajouté repousse ceux qui étaient déjà là, sans que le noyau tire plus fort. Les cations font l'inverse. Le fer de la rouille et des minerais existe sous deux formes d'ions : l'ion fer deux plus mesure environ soixante-dix-huit picomètres, l'ion fer trois plus environ soixante-cinq. Chaque électron retiré laisse les autres plus fortement tenus par le même noyau, et l'ion se resserre.

Rassemble des espèces qui ont toutes trente-six électrons, autant que le krypton : l'ion séléniure, l'ion bromure, l'atome de krypton, l'ion rubidium et l'ion strontium. On les dit isoélectroniques. Le nuage d'électrons est le même pour tous ; ce qui change, c'est le noyau qui le tient, de trente-quatre protons pour le sélénium à trente-huit pour le strontium. Plus le noyau est chargé, plus il serre ce même nuage. Les rayons ioniques publiés le confirment : environ cent quatre-vingt-dix-huit picomètres pour l'ion séléniure, cent quatre-vingt-seize pour le bromure, cent cinquante-deux pour le rubidium et cent dix-huit seulement pour le strontium. Regarde surtout le saut au passage du krypton : avant lui, le noyau compte moins de protons que d'électrons ; après lui, il en compte plus. Le strontium des feux d'artifice rouges de la leçon 1.3 donne ainsi un ion bien plus petit que l'ion bromure, alors qu'ils portent autant d'électrons.

Pourquoi s'intéresser à la taille ? Parce qu'elle règle la force des attractions. Un ion petit et très chargé attire ses voisins beaucoup plus fort qu'un ion gros et peu chargé. Tu le verras au module 6 : c'est ce qui explique que l'oxyde de magnésium soit bien plus difficile à fondre que le sel de cuisine. La taille fixe aussi la longueur des liaisons entre atomes. Et elle annonce la leçon suivante : un électron de valence loin du noyau, dans un gros atome, est plus facile à arracher. Petite taille, électrons bien tenus ; grande taille, électrons faciles à prendre.

Retiens la notion de charge nucléaire effective : la charge que ressent vraiment un électron de valence, après l'écran des électrons internes. Elle augmente de gauche à droite dans une période, ce qui fait rétrécir les atomes. En descendant un groupe, on ajoute des couches, ce qui les fait grossir. Les plus petits atomes sont donc en haut à droite, les plus gros en bas à gauche. Un cation est plus petit que son atome, un anion plus grand. Dans une série isoélectronique, l'espèce qui a le plus de protons est la plus petite. Dans la prochaine leçon, tu vas mesurer la difficulté d'arracher un électron.