première ionisation

[invitef91ac6ba]

Bonjour, voilà j'ai lu mon cours mais ils ne répondent pas à mes questions et j'ai un peu de mal.
L'énergie de première ionisation du néon vaut Ei1=21.5 eV
Je dois donner cette valeur en kJ par mol ce qui selon moi vaut
Ei1=21.5*1.6*10^-19*10^-3*6.02*10^23=2070.88 kJ par mol

Puis on me demande: le cation obtenu est-il plus stable que l'atome initial?Justifier.
Ceci est faux d'après moi car Ne=(Ne+) +e- c'est donc le contraire mais je ne vois pas comment l'expliquer

ensuite il demande:
l'énergie de première ionisation du néon est la plus élevée des énergies de première ionisation des atomes des éléments de la seconde période. proposer une justification simple mais je ne comprend pas vraiment comment justifier.

merci d'avance
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[invite171486f9]

salut,
quel niveau as-tu ? As-tu déja vu en cours la notion d'orbitale atomique ?

[invitef91ac6ba]

je commence tout juste. La notion orbitale ne me dit rien du tout. Enfin tu peux toujours essayer de m'expliquer. Je commence une licence de biologie donc je sort juste d'un bac S. Merci d'avance.

[invite171486f9]

Si tu commence une licence de biologie, tu ne vas pas tarder à voir cette notion je pense. Les électrons gravitant autour du noyau dans un atome sont organisés par "orbitales". Ce sont des zones qui peuvent accueillir un certain nombre d'électrons, dans lesquelles on est à peu près sûr que l'electron se trouve. Ceci est à mettre en rapport avec la mécanique quantique, et les probabilités de présence d'un électron dans une zone définie.
Les orbitales se notent : n (numéro de la couche d'électrons) suivi du nom du type d'orbitale (s, p, d, f). La liste des orbitales d'un atome est donnée par la régle de Khlechkowski : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, ...
L'énergie est croissante dans cette liste, c'est-à-dire que plus on monte dans la liste, plus l'orbitale a une énergie importante. Il faut savoir que les orbitales de faible énergie se remplissent d'abord.

Donc pour résumer, lorsque tu as le nombre d'électrons d'un atome, tu les classe par ordre croissant d'abord dans la 1s, puis pour ceux qui restent dans la 2s, puis la 2p, ...
Chaque type d'orbitale peut accueillir un certain nombre d'electrons :
s : 2
p : 6
d : 10

La stabilité des gazs rares (pour revenir à ta question) peut s'expliquer par cette notion. En effet, la particularité d'un gaz rare est d'avoir toutes ses orbitales atomiques saturées (chaque OA s avec 2 électrons, chaque OA p avec 6 électrons, ... et les autres completement vides).
Cette configuration saturée est la plus stable.
C'est pourquoi, l'énergie d'ionisation à apporter à un atome de Ne pour lui arracher un électron doit être très importante, car le Ne à l'état fondamental est déjà très stable. Il ne "veut" donc pas perdre sa configuration électronique en cédant un électron.

Cela explique d'ailleurs la stabilité de certains ions.
Exemple : F (9 électrons) : 1s²2s²2p⁵
pour se stabliliser, le Fluor a besoin de capter un électron pour saturer son OA 2p. L'anion F- formé est donc très stable, et c'est pourquoi on trouve très souvent F- comme ion dérivé du fluor à l'état naturel.
Pour rattacher à la notion d'énergie, l'énergie de 1° attachement électronique du F sera donc très faible. Mais la 2° sera beaucoup plus élevée...

Tu as compris ?

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitef91ac6ba]

merci beaucoup. j'ai compris la moitié mais grace à cela, ca me permet de répondre à ma question je demanderai plus d'explication au professeur
merci beaucoup