Bonjour à tous, 
Voici un bout d'exercice que je n'arrive pas à résoudre même si j'ai la réponse je ne comprends pas pourquoi et comment on peut justifier rigoureusement cela à l'aide (apparemment) de la structure atomique d'un atome.

L'affinité électronique première d'UN atome de chlore (de numéro atomique 17) est-elle en valeur absolue égale, inférieure ou supérieure à celle d'un atome de sodium (de numéro atomique 11) ?
Déjà je ne vois pas comment est-ce qu'on peut avoir l'affinité électronique du sodium.. \(Na + {e^ - } \to N{a^ - }\) ; est-ce que c'est juste ? Ça existe ?! Pour le chlore je suis d'accord.. \(Cl + {e^ - } \to C{l^ - }\) . 

La réponse est que c'est strictement supérieur. Il utilise sa structure atomique (avec les notations habituelles : s, p, d, etc.) pour justifier mais je ne comprends pas. 

Merci d'avance ,
SDZ_M 

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Edité par SDZ_M 11 décembre 2013 à 22:10:56

Bonjour,

Tiens tiens l'affinité électronique ~.~ ! Sympathique, tu n'es pas sans savoir que du coups Cl + e- => Cl- est plus exothermique que Na + e- => Na-, la preuve en est que Na-... Je ne l'ai jamais croisé, et que dans ton Sel c'est Na+ Cl- (mon argument n'est clairement pas valide mais on va admettre ça). Bon nous savons aussi que Na et Cl sont de petits atomes, et que donc leurs affinités électronique sont supposément fortes... mais qu'elle est la différence ? Bah l'orbitale P, et là j'vais prendre une vieille règle remplie d'arc-en-ciel et d'imagination: "Un atome a toujours tendance à se rapprocher d'un Gaz Noble" Na- est très loin de ça, et pour s'en rapprocher il devrait carrément n'y avoir aucun electron en 3s. tandis qu'on a notre amis Halogène, qui lui pars contre à une P tranquillement déficitaire,  Ce processus est favorisé énergétiquement chez les Halogènes et je me risque à dire que Cl étant petit, bah il a potentiellement une AE plus élevé que certains de ces camarades ?

Merci Blackline pour ta réponse !

Hum.. Je ne vois pas très très bien mais donc plus l'atome est plus des gaz inertes (nobles) plus l'affinité électronique de celui-ci est élevée ? En gros si la dernière couche est par exemple pour un atome X dont sa dernière couche est 2p1 et qu'on le compare avec un autre atome (Y) dont sa dernière couche électronique est 2p4 alors l'atome Y a une enthalpie d'affinité électronique supérieure ? Si jamais par contre ils avaient été dans la même colonne (ex : un atome en 2p1 et l'autre en 4p1) ça aurait été égal ? 
Pour l'ionisation c'est le contraire ? 

Merci d'avance,
SDZ_M. 

Tous ca c'est très lié à l'électronégativité, de mon point de vue.

Les atomes tendent à se rapprocher des gaz nobles, de la dernière colonne de la classification, en gagnant ou en perdant des électrons selon les atomes.

Ainsi, le Chlore aura besoin de gagner un électron pour parvenir à son but, et le Sodium, de perdre un électron.

Le Chlore vendrait père et mère pour attirer à lui ne serait-ce qu'un tout petit électron. Quand à côté de lui le Sodium, il te le donne, presque il te paie pour que tu lui prennes son électron en trop.

Même si c'est un peu imagé, c'est une bonne manière de se représenter la chose, je trouve, quoique pas très rigoureux dans les faits.

Une sous-couche (orbital atomique, toussa) est plus stable si elle est remplie ou semi-remplie.

Donc, le Chlore est 1-S2 2-S2 2-P6 3-S2 3-P5, il a une sous-couche non remplie (la 3-P), et c'est plus stable si elle est remplie ou semi remplie (3-P3). Il ne manque qu'un seul électron pour la remplir, donc il a une très forte électronégativité (donc affinité électronique).

Le Sodium est 1-S2 2-S2 2-P6 3-S1, il a une sous-couche non remplie (la 3-S1), il lui est plus facile de perdre son électron pour gagner en stabilité. C'est moins difficile pour lui de perdre l'électron de cet sous-couche (3-S) pour la vider que d'en gagner un pour la remplir.

C'est cette histoire de sous-couche et d'atome qui cherche a gagner ou perdre des électrons pour avoir la configuration électronique du gaz rare le plus proche qui explique les affinités électroniques, et l'électronégativité.

En espérant que ca t'ai aidé et que je n'ai pas juste répété ce que tu savais déjà !

(Et en espérant ne pas avoir dit de bêtises) 

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Edité par Windayme 13 décembre 2013 à 0:38:19

J'imagine plus ou moins la chose mais c'est assez complexe je trouve ! 

Merci beaucoup en tout cas pour l'aide que vous m'avez apporter !

SDZ_M. 

SDZ_M a écrit:

Merci Blackline pour ta réponse !

Hum.. Je ne vois pas très très bien mais donc plus l'atome est plus des gaz inertes (nobles) plus l'affinité électronique de celui-ci est élevée ? En gros si la dernière couche est par exemple pour un atome X dont sa dernière couche est 2p1 et qu'on le compare avec un autre atome (Y) dont sa dernière couche électronique est 2p4 alors l'atome Y a une enthalpie d'affinité électronique supérieure ? Si jamais par contre ils avaient été dans la même colonne (ex : un atome en 2p1 et l'autre en 4p1) ça aurait été égal ? 
Pour l'ionisation c'est le contraire ? 

Merci d'avance,
SDZ_M. 

Si il est sur la même colonne, c'est le plus petit (diametre de VDW) qui compte car il a des charges electrique plus proche de son Noyau positif, il est donc encore plus apte à acquérir des électrons, que l'iode sur le quels se serait dissipé.

Je ne suis pas d'accord avec le fait de rapprocher les deux de l'electronegativité, ça me semble different, même si les raisons (lors de l'explication) sont proches.

Je vois beaucoup de choses ici, qui sont pas forcément mauvaises, mais qui ont besoin d'être remises dans leur contexte pour être cohérentes. C'est pour ça que je suis là

Déjà, première petite chose, marrante, on vous a toujours dit (et à moi aussi, d'ailleurs), que "Un atome a toujours tendance à se rapprocher [de la structure atomique] d'un Gaz Noble". C'est vrai, mais la raison n'est pas forcément celle que vous pensez. Déjà parce qu'une liaison, au final, c'est une mise en commun d'électrons. Il se trouve qu'on peut prouver que cette mise en commun d'électron résulte par une stabilisation d'énergie : sans entrer dans les détails mathématiques barbares, les électrons on plus de place pour ce mouvoir et ce rentrent moins dedans, donc c'est plus stable (c'est pas exactement vrai, mais ça suffira ici, et croyez moi, vous n'avez pas envie de savoir le fin mot de l'histoire, enfin pas tout de suite). Le problème, c'est que cette mise en commun d'électrons peut ce faire de deux manière : soit les électrons vont se promener chez l'autre atome (et on parle d'interaction "liante"), soit ils vont se promener chez eux, mais le plus loin possible l'un de l'autre (et on parle d'interaction "anti-liante"). Toute liaison (donc mise en commun d'électron, donc combinaison d'orbitales atomiques) fait exister chacune de ces deux possibilité (2 orbitales atomiques → 2 orbitales moléculaires, une liante et une antiliante), et pour qu'une liaison soit faisable, il faut au final qu'il y aie plus de liante que d'anti-liantes ... Logique, nan ? C'est ce qui explique que des molécules comme H2 ou O2 existent, mais pas ... Du dihélium (He2), par exemple. Ou je veux en venir ? Et bien que c'est pas parce que l'hélium à 2 électrons et que ces couches s sont pleines qu'il reste bien tout seul : c'est parce que quand il se lie à un autre atome, il fait autant de liante que d'antiliante, et que donc ça marche pas.

Ceux qui connaissent le terme "diagramme d'orbitale moléculaires" n'ont qu'a essayer pour le dihélium : 1s de chaque coté → une liante \(\sigma\) et une anti-liante \(\sigma\^\star\) → 4 électrons dans le système → fail.

Et alors ? Et alors ce dire que les atomes se sentent mieux avec leur couches pleines, c'est bien gentil, mais c'est que des cas particuliers : les élements dès la troisième colonne du tableau de Mendeléev commencent à pouvoir faire n'importe quoi via les orbitales d, et puis on trouve des machins avec de l'hélium dedans qui sont plus ou moins stable. D'ailleurs, le \(Na\^-\), ça existe, les plus anglophones n'ont qu'a tenter une recherche sur "Inverse sodium hydride" Mais en cas particulier, cette règle marche bien, donc je ne vous en veux pas trop, puis on ne le sais pas forcément. Et en ce sens, Windayme a raison.

En résumé, un atome avec une couche de valence remplie n'est pas "plus stable", il est "moins réactif".

Parlons d'électroaffinité, du coup. C'est quoi l'électroaffinité ? C'est le plaisir d'accepter un électron quelque part dans sa couche de valence. Première chose à en dire, c'est qu'on trouvera jamais du \(Cl\^-\) tout seul, ça n'existe pas, et ça porte un nom, c'est la "neutralité des charges" (oui, comme pour les rédox). Un anion est TOUJOURS accompagné d'un cation quelque part. Quand aux électrons, dans un solide ionique (genre NaCl), ils passent leur vie à ... Rester chez eux et dans un liquide, ils se promènent dedasn (via éventuellement les réactions acide-base). L'affinité électronique, c'est donc un truc pratique pour expliquer certaines choses, mais qui n'as qu'une réalité physique limitée. D'ailleurs, toutes ces valeurs sont calculées en phases gazeuses, et les réactions se déroulent en générale en phase liquide solide, ça explique bien l'intérêt relatif de la chose (c'est bien pour un cycle de Born-Haber, mais après ...).

Bon, il est temps d'en arriver à l'explication, tout de même Il y a plusieurs manière de voir ça. La première, c'est celle de Blackline : travailler sur la distance, mais ça, c'est pour expliquer le comportement dans une colonne du tableau de Mendeléev, et la polarisabilité. Mais la "vrai" raison, c'est celle-ci : les énergie des orbitales ! L'énergie de l'orbitale 3s du sodium est de -5.2eV, celle de la 3p du chlore est de -13.7eV ! du coup, aller taper un électron sur la 3s du sodium coûtera plus cher en énergie qu'aller le taper sur la 3p du chlore. Et c'est évidement de pire en pire au fur et à mesure qu'on rajoute des électrons, puisque les orbitales atomiques sont de plus en plus hautes en énergie ! Mais là, on se dira : mais comment je sais les énergies des orbitales ? Eh bien dans une ligne du tableau de Mendeléev, on réfléchi de la sorte : plus il y a d'électrons autour du noyau, plus ils seront proche de celui-ci, donc plus l'énergie de l'orbitale sera négative. Et ça marche, et du coup Blackline est à peu près proche de la vérité, mais en pratique, c'est pas pour des raisons de distances, mais énergétiques !

L'énergie d'ionisation, c'est l'inverse : tu doit fournir de plus en plus d'énergie pour aller arracher des électrons qui sont de plus en plus proches (et attirés) par le noyau.

Puis petit mot sur l'électronégativité, aussi : déjà, il existe plusieurs échelles d'électronégativité, et je doit encore une fois donner raison à Windayme : il existe bel et bien une échelle d'électronégativité basée sur les électroaffinité, c'est l'échelle de Muliken. Dès lors, réfléchir en terme d'électronégativité n'est pas une mauvaise idée non plus, BIEN QUE (!) l'électronégativité est employé pour un atome impliqué dans une liaison chimique et que le terme électroaffinité s'applique a l'atome seul.

Quel texte Pierre_24 ! Pour ma part, rien à rajouter ! Je pense avoir bien compris
Un grand merci à tout le monde et surtout Pierre qui, à mon avis, détiens la vérité.

SDZ_M.

Eeuuuuh, nan, je détiens pas la vérité, c'est juste mon domaine d'étude, donc loiiiiiin de là

(par contre, quand tu dis que le sujet est résolu, clique effectivement sur le bouton "résolu", qu'on s'y retrouve, merci )

  
mes amis est que possible de donne moi une idée sur l'affinité électronique et la géométrie d'un élément chimique selon la théorie de VSEPR