Comme mentionné ci-dessus, la propriété chimique caractéristique d’un atome de métal est de perdre un ou plusieurs de ses électrons pour former un ion positif. Cependant, certains métaux perdent des électrons beaucoup plus facilement que d’autres. En particulier, le césium (Cs) peut céder son électron de valence plus facilement que le lithium (Li). En fait, pour les métaux alcalins (les éléments du groupe 1), la facilité de céder un électron varie comme suit : Cs > Rb > K > Na > Li avec Cs le plus susceptible, et Li le moins susceptible, de perdre un électron. En descendant dans le groupe, les métaux deviennent plus susceptibles de perdre un électron parce que l’électron enlevé se trouve de plus en plus loin du noyau positif. Ainsi, l’électron perdu par Cs pour former Cs+ se trouve à une distance beaucoup plus grande du noyau positif attractif – et est donc plus facile à enlever – que l’électron qui doit être enlevé d’un atome de lithium pour former Li+. La même tendance s’observe également parmi les éléments du groupe 2 (les métaux alcalino-terreux) ; plus le métal réside loin dans le groupe, plus il est susceptible de perdre un électron.
De même que les métaux varient quelque peu dans leurs propriétés, les non-métaux le font aussi. En règle générale, les métaux les plus actifs chimiquement apparaissent dans la région inférieure gauche du tableau périodique, tandis que les non-métaux les plus actifs chimiquement apparaissent dans la région supérieure droite. Les propriétés des semi-métaux, ou métalloïdes, se situent entre celles des métaux et des non-métaux.
L’énergie d’ionisation d’un élément est l’énergie nécessaire pour enlever un électron d’un atome individuel. Ici, M(g) représente un métal à l’état de vapeur.
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Les atomes métalliques perdent des électrons au profit des atomes non métalliques parce que les métaux ont généralement des énergies d’ionisation relativement faibles. Les métaux situés en bas d’un groupe perdent des électrons plus facilement que ceux situés en haut. Autrement dit, les énergies d’ionisation ont tendance à diminuer en allant du haut vers le bas d’un groupe. Les non-métaux, qui se trouvent dans la région de droite du tableau périodique, ont des énergies d’ionisation relativement importantes et ont donc tendance à gagner des électrons. Les énergies d’ionisation augmentent généralement en allant de gauche à droite dans une période donnée. Ainsi, les éléments qui apparaissent dans la région inférieure gauche du tableau périodique ont les énergies d’ionisation les plus faibles (et sont donc les métaux les plus actifs chimiquement), tandis que les éléments qui apparaissent dans la région supérieure droite du tableau périodique ont les énergies d’ionisation les plus élevées (et sont donc les non-métaux les plus actifs chimiquement).
Comme mentionné ci-dessus, lorsqu’un élément non métallique réagit avec un élément métallique, des électrons sont transférés des atomes du métal aux atomes du non-métal, formant respectivement des ions positifs (cations) et des ions négatifs (anions). On obtient ainsi un composé ionique. Par exemple, le lithium et le fluor (F) réagissent pour former le fluorure de lithium (LiF), qui contient des ions Li+ et F-.
A l’inverse, lorsque deux éléments non métalliques réagissent, les atomes se combinent pour former des molécules en partageant des électrons. Les liaisons formées par le partage des électrons entre les atomes sont appelées liaisons covalentes. Les électrons sont partagés plutôt que transférés, car les deux atomes non métalliques ont des pouvoirs d’attraction comparables pour les électrons de la liaison. Par exemple, le fluor gazeux est constitué de molécules de F2 dans lesquelles les atomes de fluor sont liés par le partage d’une paire d’électrons, un par atome. En outre, l’hydrogène et le fluor réagissent pour former du fluorure d’hydrogène, qui contient des molécules HF. Les atomes d’hydrogène et de fluor sont liés par une paire d’électrons, un électron apporté par l’atome d’hydrogène et un par l’atome de fluor. Bien que les électrons soient partagés entre les atomes d’hydrogène et de fluor, dans ce cas, ils ne sont pas partagés de manière égale. Cela ressort clairement du fait que la molécule de HF est polaire ; l’atome d’hydrogène a une charge positive partielle (δ+), tandis que l’atome de fluor a une charge négative partielle (δ-) : H-F
δ+ δ- (Dans cet exemple, le symbole δ représente un nombre inférieur à un.) Cette polarité électrique se produit parce que les électrons partagés passent plus de temps à proximité de l’atome de fluor que de l’atome d’hydrogène. En d’autres termes, le fluor a une plus grande affinité pour les électrons partagés que l’hydrogène. Cela conduit à une liaison covalente polaire.
La capacité d’un atome à attirer les électrons partagés avec un autre atome est appelée son électronégativité. Les électronégativités relatives des différents atomes peuvent être déterminées en mesurant les polarités des liaisons impliquant les atomes en question. Le fluor a la plus grande valeur d’électronégativité (4,0, selon l’échelle de Pauling), tandis que le césium et le francium ont les valeurs les plus faibles (0,79 et 0,7, respectivement). En général, les atomes non métalliques ont des électronégativités plus élevées que les atomes métalliques. Dans le tableau périodique, l’électronégativité augmente généralement en traversant une période et diminue en descendant d’un groupe. Lorsque des éléments ayant des électronégativités très différentes (comme le fluor et le césium) réagissent, un ou plusieurs électrons sont transférés pour former un composé ionique. Par exemple, le césium et le fluor réagissent pour former CsF, qui contient des ions Cs+ et F-. Lorsque des atomes non métalliques ayant des électronégativités différentes réagissent, ils forment des molécules avec des liaisons covalentes polaires.
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Une autre propriété atomique importante est la taille des atomes. Les tailles des atomes varient ; les atomes ont généralement tendance à devenir plus grands en descendant d’un groupe sur le tableau périodique et plus petits en allant de gauche à droite à travers une période.