En Chimie, on parle souvent d'ions et d'atomes. La différence entre ces deux groupes est que les ions sont la forme chargée des atomes. Pour atteindre cet état, au moins un électron doit être retiré (ou ajouté). Mais cela ne se fait pas sans difficulté.Imagine que tu veuilles cueillir une pomme…
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Jetzt kostenlos anmeldenEn Chimie, on parle souvent d'ions et d'atomes. La différence entre ces deux groupes est que les ions sont la forme chargée des atomes. Pour atteindre cet état, au moins un électron doit être retiré (ou ajouté). Mais cela ne se fait pas sans difficulté.
Imagine que tu veuilles cueillir une pomme fraîche sur un arbre. Pour y parvenir, tu dois tirer un peu sur la pomme afin de la détacher de la branche. Tout comme pour cueillir une pomme, il faut de l'énergie d'ionisation pour retirer l'électron d'un Atome.
L'énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour détacher un électron d'un Atome. Pour cela, l'Atome considéré doit se trouver en phase gazeuse.
Afin de pouvoir classer correctement l'énergie d'ionisation, tu trouveras tout d'abord quelques informations de base dans ce qui suit.
L'énergie est une grandeur qui indique la quantité de travail qui peut ou doit être effectuée.
Si tu dis dans la vie quotidienne que tu as beaucoup d'énergie, tu veux très probablement dire que tu peux fournir des performances élevées, par exemple en faisant du sport.
Considère donc l'énergie comme une quantité de travail qui doit être fournie à chaque fois que quelque chose est déplacé. Cela vaut également pour les électrons.
Mais à quoi sert exactement l'énergie d'ionisation - cette énergie qui est utilisée pour ioniser un élément ?
Chaque élément est composé d'atomes qui ont autant de protons que d'électrons. Les charges positives et négatives des protons et des électrons s'équilibrent et l'atome concerné est donc globalement non chargé. En d'autres termes, il n'a pas de charge.
Si le nombre d'électrons et de protons dans un atome n'est pas égal, l'atome a une charge. Un atome chargé est également appelé Ion. On appelle donc ionisation le processus par lequel un électron est retiré d'un atome pour le transformer en Ion.
Si un ion a plus d'électrons que de protons et qu'il est chargé négativement, il est appelé anion. En revanche, s'il a moins d'électrons que de protons, il a une charge positive et est appelé cation. Lors de l'ionisation, on obtient donc un cation.
Pour retirer un électron d'un atome à et ainsi l'ioniser, il existe plusieurs possibilités. Les plus importantes sont sans doute la photoionisation et l'ionisation par choc.
Lors de la photoionisation, l'atome est irradié par une lumière à ondes courtes. L'énergie contenue dans la lumière est absorbée par l'électron à éliminer. Elle sert d'énergie d'ionisation et stimule l'électron de sorte qu'il se détache de la Couche électronique.
La lumière n'est en fait rien d'autre qu'un rayonnement électromagnétique. L'énergie contenue dans la lumière peut être ramenée à sa Longueur d'onde. Tu en apprendras plus sur ces relations dans l'explication du rayonnement électromagnétique de la matière Physique.
Tu peux d'ailleurs découvrir ce qu'il en est exactement des couches électroniques dans l'explication du modèle orbital.
Lors de l'ionisation par choc, une particule est projetée à grande vitesse sur un atome, où elle heurte l'électron à éliminer. L'énergie cinétique de la particule tirée est transférée à l'électron sous forme d'énergie d'ionisation, de sorte qu'il se détache de la Couche électronique.
La particule accélérée peut être un autre électron, un atome ou un ion.
L'énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour retirer une mole d'électrons d'une mole d'atomes gazeux dans les conditions standards de \( 298 \ K \) et \( 1 \ atm \) .
Tu devrais connaître, grâce aux particules fondamentales, que les ions contiennent le même nombre de protons - après tout, le nombre de protons détermine l'élément dont ils font partie. Les ions peuvent contenir des nombres différents de neutrons, car les neutrons ne présentent pas beaucoup d'effets sur la réactivité chimique. Mais les ions présentent toujours un nombre différent d'électrons, et ils existent parce que les atomes aiment se trouver dans l'état le plus stable sur le plan Énergétique. Pour comprendre cela, présentons rapidement les couches électroniques.
Dans les particules fondamentales, nous avons appris que les électrons gravitent autour du noyau de l'atome dans des anneaux appelés "couches" ou "niveaux d'énergie". Ces couches peuvent toutes contenir un nombre différent d'électrons. Les éléments sont plus stables lorsqu'ils présentent des couches externes d'électrons pleines. Pour certains d'entre eux, comme le sodium, la façon la plus simple d'y parvenir est de perdre un seul électron. Il n'est pas très difficile pour le sodium de perdre un électron, ce qui explique sa réactivité. Mais pour que l'aluminium présente une couche extérieure complète, il doit perdre trois électrons. C'est beaucoup plus difficile, et c'est pourquoi l'aluminium est beaucoup moins réactif que le sodium. Pour comprendre pourquoi, il faut tenir compte de l'énergie d'ionisation.
Si l'on réalise une expérience au cours de laquelle un atome doit être ionisé, il faut connaître au préalable l'énergie d'ionisation de l'élément concerné. C'est la seule façon de garantir une ionisation réussie. Il existe différentes possibilités pour déterminer l'énergie d'ionisation.
La manière la plus simple de déterminer l'énergie d'ionisation est de consulter un tableau dans lequel sont déjà inscrites toutes les énergies d'ionisation connues. Il est important de savoir quel est le nombre d'électrons à éliminer.
Dans le tableau suivant, tu trouveras l'énergie d'ionisation pour l'extraction du premier électron de tous les éléments des groupes principaux.
| Numéro atomique | élément | Énergie d'ionisation \( [eV] \) | Numéro atomique | élément | Énergie d'ionisation [eV] |
| \( 1 \) | Hydrogène | \(13,6 \) | \( 33 \) | Arsenic | \( 9,79 \) |
| \( 2 \) | Hélium | \( 24,59 \) | \( 34 \) | Sélénium | \( 9,75 \) |
| 3 | Lithium | \( 5,39 \) | \( 35 \) | Brome | \( 11,81 \) |
| 4 | Béryllium | \( 9,32 \) | \( 36 \) | Krypton | \(14,00 \) |
| 5 | Bore | \(8,30 \) | \(37 \) | Rubidium | \(4,18 \) |
| 6 | Carbone | \( 11,26 \) | \( 38 \) | Strontium | \( 5,69 \) |
| 7 | Azote | \( 14,53 \) | \( 49 \) | Indium | \( 5,79 \) |
| 8 | Oxygène | \( 13,62 \) | \( 50 \) | Étain | \( 7,34 \) |
| 9 | Fluor | \( 17,42 \) | \( 51 \) | Antimoine | \( 8,61 \) |
| 10 | Néon | \( 21,56 \) | \( 52\) | Tellure | \( 9,01 \) |
| 11 | Sodium | \( 5,14 \) | \( 53 \) | Iode | \( 10,45 \) |
| 12 | Magnésium | \( 7,65 \) | \( 54 \) | Xénon | \( 12,13 \) |
| 13 | Aluminium | \( 5,99 \) | \( 55 \) | Césium | \( 3,89 \) |
| 14 | Silicone | \( 8,15 \) | \( 56 \) | Baryum | \( 5,21 \) |
| 15 | Phosphore | \( 10,49 \) | \( 81 \) | Thallium | \( 6,11 \) |
| 16 | Soufre | \( 10,36 \) | \( 82\) | Plomb | \( 7,42 \) |
| 17 | Chlore | \( 12,97 \) | \( 83 \) | Bismuth | \( 7,29 \) |
| 18 | Argon | \( 15,76 \) | \( 84 \) | Polonium | \( 8,42 \) |
| 19 | Potassium | \( 4,34 \) | \( 85 \) | Astat | \( 9,32 \) |
| 20 | Calcium | \( 6,11 \) | \( 86 \) | Radon | \( 10,75 \) |
| 31 | Gallium | \( 6,00 \) | \( 87 \) | Francium | \( 4,07 \) |
| 32 | Germanium | \( 7,90 \) | \( 88 \) | Radium | \( 5,28 \) |
L'énergie d'ionisation est exprimée en \( eV \) , c'est-à-dire en "électron-volt" et par atome. Tu connais peut-être l'unité \( J \) pour les joules, qui est normalement utilisée pour indiquer l'énergie. Les unités \( eV \) et Joule peuvent être converties l'une en l'autre, toutes deux sont des unités d'énergie et peuvent donc être utilisées pour indiquer l'énergie d'ionisation. La relation suivante s'applique :
$$ 1\,\text {eV}=1,6022\cdot10^{-19}\,\text J $$
L'électron-volt est donc une très petite unité d'énergie. L'utilisation de l'unité \( eV \) au lieu de \( J \) permet d'obtenir des chiffres plus faciles à lire pour l'énergie d'ionisation.
Ci-dessous, tu peux voir l'énergie d'ionisation du béryllium dans deux unités différentes :
$$9,32\,\text{eV} $$
$$1,493\cdot10^{-18}\,\text{J} $$
Au lieu d'indiquer l'énergie d'ionisation pour un seul atome, on peut aussi indiquer l'énergie d'ionisation d'une Mole entière d'atomes d'un élément.
Dans \( 1 \) mole, il y a une quantité de \( 6,022 \cdot 10^{23} \) de particules ou d'atomes. Ce nombre est également appelé constante d'Avogadro \( N_A \) .
La conversion suivante est utilisée :
$$ 1 \text {eV}=96,485\,\frac{\text {kJ}}{\text {mol}} $$
Pour ioniser \( 1 mole \) d'atomes de béryllium, on a besoin de l'énergie d'ionisation suivante :
$$ \begin {align} &6,022 \cdot 10^{23}\cdot 9,32\,\text{eV} \approx 56,12\cdot 10^{23} \,\text{eV} \\ \text {ou}\qquad &1\,\text{mol}\cdot 96,485 \,\frac{\text{kJ}}{\text{mol}} \cdot 9,32\,\text{eV} \approx 899,24 \,\text{kJ} \end{align} $$
Si tu n'as pas de tableau des énergies d'ionisation sous la main, tu peux aussi les calculer. Pour calculer l'énergie d'ionisation, il faut d'abord déterminer la Force d'attraction de l'électron par le Noyau atomique, car cette attraction doit être surmontée. L'attraction peut être représentée à l'aide de la formule de la Force de Coulomb :
$$ F=k_\text C \cdot \frac{Z_\text e \cdot (e^-)}{r^2} $$
La charge élémentaire désigne la charge que peut avoir un électron ou un proton. Comme il s'agit dans cette formule de l'attraction de l'électron - et que les électrons sont chargés négativement - le \( e^- \) a un signe moins.
La force qui doit être exercée pour détacher l'électron n'est cependant pas la même que l'énergie nécessaire pour cela - ou plus précisément, l'énergie d'ionisation.
Pour convertir la force en énergie, on peut généralement utiliser la relation suivante :
$$ E=F\cdot s$$
Cette formule indique donc que l'énergie correspond à la force exercée sur un objet sur une distance donnée.
Pour pousser un objet avec une force de \( 2000 N \) sur un chemin de \( 2 m \) de large, tu dois fournir une énergie de \( 2000\, \text N \cdot 2\, \text m =4000\, \text J \) pour pousser l'objet.
Un problème se pose toutefois lors de l'utilisation de cette relation : L'intensité de la force de Coulomb varie en fonction de la distance entre l'électron et le noyau. En théorie, pour calculer l'énergie d'ionisation, il faudrait donc calculer les énergies pour chacune des positions occupées par l'électron lorsqu'on l'éloigne du noyau et additionner les énergies produites. Cela représenterait un nombre infini de chiffres.
Il faut donc intégrer la force de Coulomb sur la distance parcourue par l'électron lorsqu'on l'éloigne de sa position dans l'atome - une intégration de la position d'origine à l'infini.
Le calcul de l'énergie d'ionisation ne donne malgré tout que des approximations. Pour obtenir des valeurs exactes - comme tu peux le voir dans le tableau des valeurs de l'énergie d'ionisation - il faut donc choisir une autre approche : mesurer l'énergie d'ionisation.
Pour cela, on ionise un atome et on mesure l'énergie nécessaire pour que le premier électron se détache de l'atome.
Que peux-tu faire si tu ne disposes pas d'un tableau avec des valeurs pour l'énergie d'ionisation, d'une calculatrice ou d'un appareil pour mesurer l'énergie d'ionisation ? Dans ce cas, tu peux utiliser le Tableau périodique des éléments pour connaître approximativement l'énergie d'ionisation d'un élément par rapport à un autre.
Tu constateras alors la régularité suivante : dans le Tableau périodique, l'énergie d'ionisation diminue de haut en bas au sein d'un groupe principal et augmente de gauche à droite au cours d'une période.
La diminution de l'énergie d'ionisation au sein du groupe principal s'explique par le Modèle atomique de Bohr.
Le Modèle atomique de Bohr décrit la structure d'un atome comme un noyau positif avec des électrons chargés négativement qui tournent autour du noyau à des distances déterminées (les trajectoires). À chaque période du tableau périodique, une autre trajectoire s'ajoute, plus éloignée du noyau.
Comme les électrons les plus éloignés sont un peu plus éloignés du noyau à chaque période, la force d'attraction qu'exerce le noyau sur eux diminue également. Ils sont donc "moins serrés" et plus faciles à enlever - l'énergie d'ionisation nécessaire est plus faible.
Au cours d'une période, la distance entre les électrons extérieurs et le noyau est la même, mais la charge positive du noyau augmente de gauche à droite. Une force d'attraction toujours plus grande est donc exercée sur les électrons à mesure que le groupe principal augmente. Au cours d'une période, une énergie d'ionisation de plus en plus élevée est donc nécessaire de gauche à droite pour détacher les électrons.
L'énergie d'ionisation se mesure en \( kJ.mol^{-1} \) . Il existe différents types d'énergie d'ionisation, que nous allons étudier ci-dessous.
L'énergie de première ionisation est l'énergie nécessaire pour retirer une Mole d'électrons les plus lâches d'une Mole d'atomes gazeux.
L'électron le plus faiblement retenu d'un atome est celui de sa couche externe. Après avoir perdu un électron, chaque atome forme un ion positif avec une charge de \( +1 \) .
Par exemple, l'énergie de première ionisation du sodium peut être représentée par l'équation suivante :
\( Na_{(g)} \rightarrow Na^+_{(g)} + e^- \) \( +496 \space kJ.mol^{-1} \)
L'énergie de seconde ionisation est l'énergie nécessaire pour retirer une mole d'électrons les plus lâches d'une mole de cations \( +1 \) gazeux.
En d'autres termes, il s'agit de l'énergie nécessaire pour retirer le deuxième électron le plus externe d'un atome gazeux.
Par exemple, l'énergie de seconde ionisation de l'aluminium peut être montrée par :
\( Al^+_{(g)} \rightarrow Al^{2+}_{(g)} + 1e^- \) \( +1820 kJ.mol^{-1} \)
Si l'on continue à retirer des électrons d'une espèce, il ne restera finalement qu'un noyau. Ce processus d'ionisation répétée est connu sous le nom d'énergies d'ionisation successives.
Il convient de noter que la deuxième énergie d'ionisation n'est pas l'énergie nécessaire pour retirer deux électrons d'un atome, mais plutôt l'énergie nécessaire pour retirer le deuxième électron. Pour trouver l'énergie nécessaire pour arracher les deux électrons les plus externes, il faut additionner les valeurs de la première et de la deuxième énergie d'ionisation.
Reprenons notre exemple de l'aluminium. Nous pouvons observer que passer d'une mole d'atomes d'aluminium à une mole d'ions d'aluminium de charge \( +2 \) nécessite \( 2397 kJ.mol^{-1} \) de l'énergie :
\( Al_{(g)} \rightarrow Al^{1+}_{(g)} + 1e^- \) \( +577 kJ.mol^{-1} \)
\( Al^+_{(g)} \rightarrow Al^{2+}_{(g)} + 1e^- \) \( +1820 kJ.mol^{-1} \)
$$ 577 + 1820 = 2397 kJ.mol^{-1} $$
Tu te souviendras de la configuration électronique que les atomes perdent d'abord des électrons de leur couche externe lorsqu'ils forment des ions. Les électrons sont tous négatifs et ces particules négatives sont maintenues en place par l'attraction électrostatique entre elles et le noyau de l'atome chargé positivement. Plusieurs facteurs influencent la force de cette attraction.
Ces facteurs influencent tous l'énergie d'ionisation. Examinons-les.
La charge nucléaire est une mesure de l'intensité de la charge positive du noyau. En d'autres termes, c'est une mesure du nombre de protons d'un noyau, car tu dois connaître que les protons sont des particules positives avec une charge relative de \( +1 \) . Plus un noyau présente de protons, plus sa charge nucléaire est forte. Une charge nucléaire plus forte augmente l'attraction entre le noyau et l'électron le plus externe et accroît l'énergie d'ionisation.
Plus l'électron externe est éloigné du noyau, plus l'attraction entre le noyau et l'électron est faible. Une attraction plus faible diminue l'énergie d'ionisation.
Si nous considérons à nouveau le sodium, nous connaissons sa configuration électronique : il ne présente qu'un seul électron dans sa couche externe. Les dix autres électrons se trouvent tous dans des couches internes plus proches du noyau.
Note qu'il présente un électron dans sa couche externe et dix dans les couches internes.
Les deux éléments présentent leur électron le plus externe dans la même sous-couche, et se trouvent donc à la même distance du noyau. Ils présentent tous deux le même nombre de couches internes - dans ce cas, juste la première couche d'électrons. Le seul autre facteur restant est la charge nucléaire.
Le carbone ayant une charge nucléaire de \( 6 \) et l'oxygène une charge nucléaire de \( 8 \) , l'électron le plus externe de l'oxygène subit une attraction plus forte vers le noyau que celui du carbone, de sorte que l'oxygène présente une énergie de première ionisation plus élevée.
L'énergie d'ionisation augmente au fur et à mesure que l'on retire des électrons à un atome ou à un ion.
Par exemple, la première énergie d'ionisation du sodium est de \( 496 kJ.mol^{-1} \) , mais la seconde est de \( 4563 kJ.mol^{-1} \) .
Cela s'explique par le fait qu'en retirant le deuxième électron externe du sodium, il faut retirer un électron négatif d'un ion positif, où l'attraction entre l'électron et le noyau sera plus forte.
L'énergie d'ionisation peut être comparée en se référant au tableau périodique, elle diminue de haut en bas au sein d'un groupe principal et augmente de gauche à droite au cours d'une période.
Le fluor (F) est l'élément à l'énergie de première ionisation la plus élevée. Son énergie de première ionisation est de 1681 kJ/mol.
Le principe de l'ionisation est de détacher un électron d'un atome. Pour ce faire, l'atome en question doit être en phase gazeuse.
L'énergie de première ionisation est l'énergie nécessaire pour retirer une mole d'électrons externes d'une mole d'atomes gazeux dans des conditions normales.
L'énergie d'ionisation peut être calculée en calculant la force de Coulomb et en l'intégrant ensuite. L'intégration se fait à partir de la distance entre l'électron et le noyau jusqu'à l'infini.
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Commence à apprendrePrévois si la deuxième énergie d'ionisation de l'oxygène sera supérieure ou inférieure à la première.
Plus haute.
Qu'est-ce que l'énergie de première ionisation ?
L'énergie nécessaire pour retirer une mole d'électrons externes d'une mole d'atomes gazeux dans des conditions normales.
Qu'est-ce que l'énergie de seconde ionisation ?
L'énergie nécessaire pour retirer une mole des électrons les plus externes suivants d'une mole de cations gazeux avec une charge de \( +1 \).
Utilise les deux équations suivantes pour trouver l'énergie nécessaire pour ioniser un atome de sodium en un ion sodium de charge \( +2 \) :
\( Na \rightarrow Na^+ + e^- \) \( +496 kJ.mol^{-1} \)
\( Na^+ \rightarrow Na^{2+} + e^- \) \( + 4563 kJ.mol^{-1} \)
$$ 5059 kJ.mol^{-1} $$
Quelle équation représente la troisième énergie d'ionisation de l'aluminium ?
$$ Al^{2+} \rightarrow Al^{3+} + e^- $$
Le sodium a la configuration électronique \( 1s^2, 2s^2, 2p^6, 3s^1 \) . Indique sa configuration électronique après le premier processus d'ionisation.
\( 1s^2, 2s^2, 2p^6\)
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