Besoin d’informations sur les tendances du rayon atomique ? Quelle est la tendance pour le rayon atomique ? Dans ce guide, nous expliquerons clairement les tendances du rayon atomique et leur fonctionnement. Nous discuterons également des exceptions aux tendances et de la manière dont vous pouvez utiliser ces informations dans le cadre d’une compréhension plus large de la chimie.

Avant de nous plonger dans les tendances du rayon atomique, passons en revue quelques termes de base. Un atome est une unité de base d'un élément chimique, tel que l'hydrogène, l'hélium, le potassium, etc. Un rayon est la distance entre le centre d'un objet et son bord extérieur.

Un rayon atomique correspond à la moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes. Les rayons atomiques sont mesurés en picomètres (un picomètre équivaut à un billionième de mètre). L'hydrogène (H) a le plus petit rayon atomique moyen à environ 25 pm, tandis que le césium (Cs) a le plus grand rayon moyen à environ 260 pm.

Quelles sont les tendances du rayon atomique ? Quelles sont leurs causes ?

Il existe deux tendances principales en matière de rayon atomique. Une tendance du rayon atomique se produit lorsque vous vous déplacez de gauche à droite dans le tableau périodique (en vous déplaçant au sein d'une période), et l'autre tendance se produit lorsque vous vous déplacez du haut du tableau périodique vers le bas (en vous déplaçant au sein d'un groupe). Vous trouverez ci-dessous un tableau périodique avec des flèches montrant comment les rayons atomiques changent. pour vous aider à comprendre et à visualiser chaque tendance du rayon atomique. À la fin de cette section se trouve un graphique avec le rayon atomique empirique estimé pour chaque élément.

Tendance du rayon atomique 1 : diminution des rayons atomiques de gauche à droite sur une période

La première tendance périodique du rayon atomique est la suivante la taille atomique diminue à mesure que vous vous déplacez de gauche à droite sur une période. Au cours d'une période d'éléments, chaque nouvel électron est ajouté à la même coquille. Lorsqu’un électron est ajouté, un nouveau proton est également ajouté au noyau, ce qui confère au noyau une charge positive plus forte et une plus grande attraction nucléaire.

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Cela signifie que, à mesure que davantage de protons sont ajoutés, le noyau reçoit une charge positive plus forte qui attire alors plus fortement les électrons et les rapproche du noyau de l’atome. Les électrons étant rapprochés du noyau, le rayon de l’atome est plus petit.

En comparant le carbone (C) avec un numéro atomique de 6 et le fluor (F) avec un numéro atomique de 9, nous pouvons dire que, sur la base des tendances du rayon atomique, un atome de carbone aura un rayon plus grand qu'un atome de fluor puisque les trois protons supplémentaires dont dispose le fluor attireront ses électrons plus près du noyau et réduiront le rayon du fluor. Et c'est vrai ; le carbone a un rayon atomique moyen d’environ 70 pm tandis que celui du fluor est d’environ 50 pm.

Tendance du rayon atomique 2 : le rayon atomique augmente à mesure que vous descendez d'un groupe

La deuxième tendance périodique du rayon atomique est la suivante les rayons atomiques augmentent à mesure que vous descendez dans un groupe du tableau périodique. Pour chaque groupe que vous descendez, l’atome reçoit une couche électronique supplémentaire. Chaque nouvelle coquille est plus éloignée du noyau de l'atome, ce qui augmente le rayon atomique.

Même si vous pensez peut-être que les électrons de valence (ceux de la couche la plus externe) seraient attirés par le noyau, le blindage électronique empêche que cela se produise. Le blindage électronique fait référence à une attraction diminuée entre les électrons externes et le noyau d'un atome chaque fois que l'atome possède plus d'une couche électronique. Ainsi, en raison du blindage électronique, les électrons de valence ne s’approchent pas particulièrement du centre de l’atome, et comme ils ne peuvent pas s’en approcher aussi près, l’atome a un rayon plus grand.

À titre d'exemple, le potassium (K) a un rayon atomique moyen plus grand (220 pm) que le sodium (Na) (180 pm). L'atome de potassium possède une couche électronique supplémentaire par rapport à l'atome de sodium, ce qui signifie que ses électrons de valence sont plus éloignés du noyau, ce qui confère au potassium un rayon atomique plus grand.

Rayons atomiques empiriques

Source: Éléments Web

3 exceptions aux tendances du rayon atomique

Les deux tendances du rayon atomique dont nous avons discuté ci-dessus sont vraies pour la majorité du tableau périodique des éléments. Il existe cependant quelques exceptions à ces tendances.

Les gaz rares constituent une exception. Les six gaz rares du groupe 18 du tableau périodique sont l'hélium (He), le néon (Ne), l'argon (Ar), le krypton (Kr), le xénon (Xe) et le radon (Rn). Les gaz rares sont une exception car ils se lient différemment des autres atomes, et les atomes de gaz rares ne se rapprochent pas aussi près les uns des autres lorsqu'ils se lient. Parce que le rayon atomique est la moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes, la proximité de ces atomes les uns par rapport aux autres affecte le rayon atomique.

Chacun des gaz rares a sa couche électronique la plus externe complètement remplie, ce qui signifie plusieurs atomes de gaz rares sont maintenus ensemble par les forces de Van der Waals plutôt que par des liaisons. Les forces de Van der Waals ne sont pas aussi fortes que les liaisons covalentes, donc deux atomes reliés par les forces de Van der Waals ne se rapprochent pas aussi près que deux atomes reliés par une liaison covalente. Cela signifie que les rayons des gaz rares seraient surestimés si nous essayions de trouver leurs rayons empiriques, donc aucun des gaz rares n'a de rayon empirique et ne suit donc pas les tendances du rayon atomique.

Vous trouverez ci-dessous un diagramme très simplifié de quatre atomes, tous à peu près de la même taille. Les deux atomes supérieurs sont reliés par une liaison covalente, ce qui provoque un certain chevauchement entre les atomes. Les deux atomes du bas sont des atomes de gaz nobles et ils sont reliés par des forces de Van der Waals qui ne permettent pas aux atomes de se rapprocher aussi près les uns des autres. Les flèches rouges représentent la distance entre les noyaux. La moitié de cette distance est égale au rayon atomique. Comme vous pouvez le voir, même si les quatre atomes ont à peu près la même taille, le rayon des gaz rares est beaucoup plus grand que le rayon des autres atomes. La comparaison des deux rayons donnerait l’impression que les atomes de gaz rares sont plus gros, même s’ils ne le sont pas. L’inclusion des rayons des gaz rares donnerait aux gens une idée inexacte de la taille des atomes de gaz rares. Étant donné que les atomes de gaz nobles se lient différemment, leurs rayons ne peuvent pas être comparés à ceux d’autres atomes et ne suivent donc pas les tendances du rayon atomique.

D'autres exceptions incluent la série des lanthanides et la série des actinides au bas du tableau périodique. Ces groupes d’éléments diffèrent d’une grande partie du reste du tableau périodique et ne suivent pas beaucoup de tendances comme le font les autres éléments. Aucune des deux séries n’a une tendance claire du rayon atomique.

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Comment pouvez-vous utiliser cette information?

Même si vous n’aurez probablement pas besoin de connaître le rayon atomique de divers éléments dans votre vie quotidienne, ces informations peuvent néanmoins être utiles si vous étudiez la chimie ou un autre domaine connexe. Une fois que vous avez compris chaque tendance clé de la période du rayon atomique, il est plus facile de comprendre d’autres informations sur les éléments.

Par exemple, vous pouvez vous rappeler que les gaz rares constituent une exception aux tendances du rayon atomique car ils possèdent une couche électronique externe complète. Ces couches électroniques externes rendent également les gaz rares inertes et stables. Cette stabilité peut être utile. Par exemple, les ballons sont généralement remplis d’hélium et non d’hydrogène, car l’hélium est beaucoup plus stable et donc moins inflammable et plus sûr à utiliser.

Vous pouvez également utiliser les rayons atomiques pour estimer la réactivité de différents éléments. Les atomes avec des rayons plus petits sont plus réactifs que les atomes avec des rayons plus grands. Les halogènes (du groupe 17) ont les rayons moyens les plus petits du tableau périodique. Le fluor possède le plus petit rayon atomique des halogènes (ce qui est logique compte tenu des tendances), ce qui le rend très réactif. Le simple ajout de fluor à l’eau produira des flammes lorsque le fluor se transformera en gaz.

Résumé : Tendances périodiques du rayon atomique

Il existe deux tendances principales en matière de rayon atomique. La première tendance périodique du rayon atomique est que les rayons atomiques augmentent à mesure que vous descendez dans un groupe. Cela est dû au blindage électronique. Lorsqu’une couche supplémentaire est ajoutée, ces nouveaux électrons sont plus éloignés du noyau de l’atome, ce qui augmente le rayon atomique. La deuxième tendance périodique du rayon atomique est que la taille atomique diminue en se déplaçant de gauche à droite sur une période. parce que la charge positive plus forte de l’atome, due au fait qu’il a plus de protons, attire les électrons plus fortement et les rapproche du noyau, réduisant ainsi la taille de l’atome.

Il existe quelques exceptions à ces tendances, notamment les gaz rares qui ne forment pas de liaisons comme le font la plupart des autres atomes, ainsi que les séries des lanthanides et des actinides. Vous pouvez utiliser ces informations pour mieux comprendre le tableau périodique, comment les atomes se lient et pourquoi certains éléments sont plus réactifs que d'autres.

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