« Effet de paire inerte » : différence entre les versions

Navigation interactive dans l’historique

← Modification précédente Modification suivante →

Contenu supprimé Contenu ajouté

Intégrés

Version du 28 juin 2015 à 17:23

En chimie inorganique, l'effet de pair inerte désigne la tendance des électrons dans l'orbitale s extérieure de demeurer non-ionisés et non-partagés aux composés des métaux du bloc p du tableau périodique. Ce terme, proposé par Nevil Sidgwick en 1927, est souvent employé pour décrire la stabilité des états d'oxydation égaux à la valence du groupe moins deux, aux éléments plus lourds des groupes 13, 14, 15 et 16^[1].

Description

Comme exemple au groupe 13, l'état d'oxydation le plus stable du thallium est l'état +1, et les composés du Tl^III sont plutôt rares. La stabilité de l'état d'oxydation +1 augmente dans l'ordre^[2]:

Al^I < Ga^I < In^I < Tl^I.

La même tendance de stabilité est observée aux groupes 14, 15 et 16. Les plus lourds membres de ces groupes, le plomb, le bismuth et le polonium, sont assez stables aux états d'oxydation +2, +3, et +4 respectivement.

L'état d'oxydation inférieur dans chacun des éléments en question possède deux électrons à l'orbitale s extérieure. Une explication simpliste de l'effet serait alors que les électrons de valence à l'orbitale s sont plus étroitement liés et d'énergie plus basse que les électrons de valence aux orbitales p, de sorte que les électrons à l'orbitale s sont moins susceptibles de former des liaisons^[3]. Cependant cette explication n'est pas appuyée par les valeurs des énergies d'ionisation des deux électrons à l'orbitale s, qui augmentent dans l'ordre

In < Al < Tl < Ga (pour le groupe 13).

Énergies d'ionisation des éléments du groupe 13
kJ/mol
EI	Bore	Aluminium	Gallium	Indium	Thallium
1^re	800,6	577,5	578,8	558,3	589,4
2^e	2427,1	1816,7	1979,3	1820,6	1971
3^e	3659,7	2744,8	2963	2704	2878
(2^e + 3^e)	6086,8	4561,5	4942,3	4524,6	4849

La somme des 2^e et 3^e énergies d'ionisation du gallium est plus elevée que celle de l'aluminium à cause de la contraction des atomes qui suivent les éléments du bloc d (ou métaux de transition). La différence entre le thallium et l'indium est attribué aux effets relativistes sur les niveaux d'énergie^[4].

Références

↑ (en) Nevil Vincent Sidgwick, The Electronic Theory of Valency, Oxford, Clarendon, 1927, 178–81 p.
↑ (en) Norman N. Greenwood et Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, Butterworth-Heinemann (en), 1997, 2^e éd. (ISBN 0080379419)
↑ Electronegativity UC Davis ChemWiki by University of California, Davis
↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.

[1] (en) Nevil Vincent Sidgwick, The Electronic Theory of Valency, Oxford, Clarendon, 1927, 178–81 p.

[Greenwood-2] (en) Norman N. Greenwood et Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, Butterworth-Heinemann (en), 1997, 2^e éd. (ISBN 0080379419)

[3] Electronegativity UC Davis ChemWiki by University of California, Davis

[4] Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.

[1]

[2]

[3]

[4]

@@ Ligne 1 : / Ligne 1 : @@
-En [[chimie inorganique]], l''''effet de pair inerte''' désigne la tendance des électrons dans l'[[Orbitale atomique|orbitale]] ''s'' extérieure de demeurer non-ionisés et non-partagés aux composés des [[métal pauvre|métaux du bloc ''p'']] du [[tableau périodique]]. Ce terme, proposé par [[Nevil Sidgwick]] en 1927, est souvent employé pour décrire la stabilité des [[état d'oxydation|états d'oxydation]] égaux à la valence du groupe moins deux, aux éléments plus lourds des groupes 13, 14, 15 et 16.<ref>{{cite book | last = Sidgwick | first = Nevil Vincent | authorlink = Nevil Sidgwick | title = The Electronic Theory of Valency | year = 1927 | location = Oxford | publisher = Clarendon | pages = 178–81}}</ref>
+En [[chimie inorganique]], l''''effet de pair inerte''' désigne la tendance des électrons dans l'[[Orbitale atomique|orbitale]] ''s'' extérieure de demeurer non-ionisés et non-partagés aux composés des [[métal pauvre|métaux du bloc ''p'']] du [[tableau périodique]]. Ce terme, proposé par [[Nevil Sidgwick]] en 1927, est souvent employé pour décrire la stabilité des [[état d'oxydation|états d'oxydation]] égaux à la valence du groupe moins deux, aux éléments plus lourds des groupes 13, 14, 15 et 16<ref>{{cite book | last = Sidgwick | first = Nevil Vincent | authorlink = Nevil Sidgwick | title = The Electronic Theory of Valency | year = 1927 | location = Oxford | publisher = Clarendon | pages = 178–81}}</ref>.
 ==Description==
-Comme exemple au [[Éléments du groupe 13|groupe 13]], l'état d'oxydation le plus stable du [[thallium]] est l'état +1, et les composés du Tl<sup>III</sup> sont plutôt rares. La stabilité de l'état d'oxydation +1 augmente dans l'ordre:<ref name = "Greenwood">{{Greenwood&Earnshaw}}</ref>
+Comme exemple au [[Éléments du groupe 13|groupe 13]], l'état d'oxydation le plus stable du [[thallium]] est l'état +1, et les composés du Tl<sup>III</sup> sont plutôt rares. La stabilité de l'état d'oxydation +1 augmente dans l'ordre<ref name = "Greenwood">{{Greenwood&Earnshaw}}</ref>:
 :Al<sup>I</sup> < Ga<sup>I</sup> < In<sup>I</sup> < Tl<sup>I</sup>.
 La même tendance de stabilité est observée aux groupes [[Éléments du groupe 14|14]], [[Éléments du groupe 15|15]] et [[Éléments du groupe 16|16]]. Les plus lourds membres de ces groupes, le [[plomb]], le [[bismuth]] et le [[polonium]], sont assez stables aux états d'oxydation +2, +3, et +4 respectivement.
-L'état d'oxydation inférieur dans chacun des éléments en question possède deux électrons à l'orbitale ''s'' extérieure. Une explication simpliste de l'effet serait alors que les électrons de valence à l'orbitale ''s'' sont plus étroitement liés et d'énergie plus basse que les électrons de valence aux orbitales ''p'', de sorte que les électrons à l'orbitale ''s'' sont moins susceptibles de former des liaisons.<ref>[http://chemwiki.ucdavis.edu/Physical_Chemistry/Physical_Properties_of_Matter/Atomic_and_Molecular_Properties/Electronegativity Electronegativity] UC Davis ChemWiki by University of California, Davis</ref> Cependant cette explication n'est pas appuyée par les valeurs des [[Énergie d'ionisation|énergies d'ionisation]] des deux électrons à l'orbitale ''s'', qui augmentent dans l'ordre
+L'état d'oxydation inférieur dans chacun des éléments en question possède deux électrons à l'orbitale ''s'' extérieure. Une explication simpliste de l'effet serait alors que les électrons de valence à l'orbitale ''s'' sont plus étroitement liés et d'énergie plus basse que les électrons de valence aux orbitales ''p'', de sorte que les électrons à l'orbitale ''s'' sont moins susceptibles de former des liaisons<ref>[http://chemwiki.ucdavis.edu/Physical_Chemistry/Physical_Properties_of_Matter/Atomic_and_Molecular_Properties/Electronegativity Electronegativity] UC Davis ChemWiki by University of California, Davis</ref>. Cependant cette explication n'est pas appuyée par les valeurs des [[Énergie d'ionisation|énergies d'ionisation]] des deux électrons à l'orbitale ''s'', qui augmentent dans l'ordre
 : In < Al < Tl < Ga  (pour le groupe 13).
@@ Ligne 15 : / Ligne 15 : @@
 ! EI!![[Bore]] !! [[Aluminium]]!![[Gallium]]!![[Indium]]!![[Thallium]]
 |-
-| 1re ||800,6 || 577,5||578,8||558,3||589,4
+| {{1re}} ||800,6 || 577,5||578,8||558,3||589,4
 |-
-| 2e ||2427,1   ||1816,7   ||1979,3  ||1820,6   || 1971
+| {{2e}} ||2427,1   ||1816,7   ||1979,3  ||1820,6   || 1971
 |-
-| 3e ||3659,7   ||  2744,8 ||2963  ||2704   || 2878
+| {{3e}} ||3659,7   ||  2744,8 ||2963  ||2704   || 2878
 |-
-| (2e + 3e) ||6086,8   ||4561,5   || 4942,3 || 4524,6  || 4849
+| ({{2e}} + {{3e}}) ||6086,8   ||4561,5   || 4942,3 || 4524,6  || 4849
-|} La somme des 2e et 3e énergies d'ionisation du gallium est plus elevée que celle de l'aluminium à cause de la contraction des atomes qui suivent les [[éléments du bloc d]] (ou [[métaux de transition]]). La différence entre le thallium et l'indium est attribué aux [[Mécanique quantique relativiste|effets relativistes sur les niveaux d'énergie]].<ref>Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.</ref>
+|} La somme des {{2e}} et {{3e}} énergies d'ionisation du gallium est plus elevée que celle de l'aluminium à cause de la contraction des atomes qui suivent les [[éléments du bloc d]] (ou [[métaux de transition]]). La différence entre le thallium et l'indium est attribué aux [[Mécanique quantique relativiste|effets relativistes sur les niveaux d'énergie]]<ref>Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.</ref>.
 == Références ==
-{{reflist}}
+{{Références}}
 [[Catégorie:Chimie inorganique]]