Énergie d'ionisation et affinité électronique

Pourquoi le sodium forme-t-il l'ion Na plus, et le magnésium l'ion Mg deux plus, jamais Mg trois plus ? Tu vas trouver la réponse dans les énergies d'ionisation, c'est-à-dire l'énergie qu'il faut dépenser pour arracher un électron. Dans cette leçon, on travaille avec de vraies valeurs, publiées dans une base de données de référence que tout le monde peut consulter en ligne. Tu verras que les tendances prévues avec la charge nucléaire effective se vérifient, à deux exceptions près, que tu sauras expliquer. On finira avec l'opération inverse : gagner un électron.

Arracher un électron à un atome isolé, à l'état gazeux, demande une énergie minimale : c'est l'énergie de première ionisation. On précise « gazeux » pour que l'atome n'ait aucun voisin qui le gêne ou l'aide. Le noyau retient son électron, donc cette opération coûte de l'énergie pour tous les éléments, et la valeur est toujours positive. Les physiciens l'expriment en électronvolts par atome, les chimistes en kilojoules par mole ; un électronvolt par atome vaut environ quatre-vingt-seize kilojoules par mole. Plus le nombre est grand, plus l'atome tient à son électron.

Voici quelques valeurs tirées des tables de référence. L'hélium détient le record, avec près de vingt-cinq électronvolts : ses deux électrons sont tout près du noyau, et chacun ne cache presque pas la charge du noyau à l'autre. Le néon et l'argon, gaz nobles eux aussi, ont des valeurs élevées. À l'opposé, le lithium et le sodium ont des valeurs autour de cinq électronvolts : leur unique électron de valence est seul sur une nouvelle couche, loin du noyau et bien caché par les électrons internes. Tu retrouves les deux tendances : l'énergie d'ionisation augmente dans une période et diminue quand on descend un groupe, du lithium au sodium.

Trace l'énergie d'ionisation en fonction de Z : la courbe grimpe le long de chaque ligne, mais elle trébuche deux fois. Commence par l'oxygène, qui demande moins d'énergie que l'azote, son voisin de gauche. L'azote a trois électrons deux p, chacun seul dans son orbitale. L'oxygène en a un quatrième, obligé de partager une orbitale avec un autre : ces deux électrons se gênent, et l'un d'eux part plus facilement, comme un passager serré sur la banquette d'un taxi-brousse qui descend au premier arrêt. Le bore, lui, demande moins que le béryllium pour une autre raison : son électron le plus externe est le premier de la sous-couche deux p, un peu plus haute en énergie que la sous-couche deux s, déjà pleine, du béryllium. Dans le lab, cherche si la ligne suivante présente les mêmes accidents.

On peut arracher les électrons un par un et mesurer chaque fois l'énergie. Pour le magnésium, il faut environ sept virgule six électronvolts pour le premier, quinze pour le deuxième, puis quatre-vingts pour le troisième. Le saut est énorme. Pourquoi ? Les deux premiers électrons sont les électrons de valence, en trois s. Le troisième appartient à la couche deux, une couche de cœur, plus proche du noyau et bien moins protégée. Dans une réaction chimique ordinaire, aucune énergie ne permet de payer ce prix. Voilà pourquoi tu trouves partout l'ion magnésium deux plus, dans l'eau minérale comme dans la chlorophylle, et jamais l'ion trois plus.

Fais maintenant l'opération inverse : donne un électron à un atome gazeux. L'énergie échangée s'appelle l'affinité électronique, et quand l'atome accueille volontiers ce nouvel électron, de l'énergie est libérée, ce qu'on note par une valeur négative. On s'attendrait à ce que le fluor, le plus avide d'électrons dans les liaisons, détienne le record. Les mesures disent autre chose : le chlore libère environ trois cent quarante-neuf kilojoules par mole, le fluor seulement trois cent vingt-huit. La couche externe du fluor est si compacte que l'électron qui arrive se retrouve tout près des sept autres, et leur répulsion lui reprend une partie du gain. À l'autre extrême, certains atomes refusent l'électron de plus : le béryllium, l'azote et le néon ne forment pas d'anion stable à l'état isolé, car leur sous-couche externe est déjà pleine ou à moitié pleine.

Mets maintenant les deux grandeurs ensemble. Les éléments qui ont une faible énergie d'ionisation, à gauche du tableau, perdent facilement leurs électrons de valence : ce sont les métaux, qui forment des cations. Les éléments qui ont une affinité électronique très négative, à droite, gagnent volontiers des électrons : ce sont les non-métaux, qui forment des anions. Le sodium et le chlore sont l'exemple parfait : le sodium donne Na plus, le chlore donne Cl moins, et ensemble ils forment le sel. Et la position du grand saut dans les ionisations successives te dit combien d'électrons un métal peut perdre.

Retiens que l'énergie d'ionisation dit combien il en coûte d'enlever à un atome l'électron qu'il tient le moins bien. Elle augmente de gauche à droite et diminue de haut en bas, avec les deux accidents du bore et de l'oxygène, que tu sais maintenant expliquer. Les ionisations successives montrent un grand saut quand on attaque les électrons de cœur : c'est ce saut qui fixe la charge habituelle des ions métalliques. L'affinité électronique décrit l'opération inverse ; elle est souvent plus négative à droite du tableau, avec le chlore en tête. Dans la dernière leçon de ce module, tu vas rassembler ces idées dans une grandeur très utile : l'électronégativité.