* Augmentation du rayon atomique: Lorsque vous descendez un groupe, le nombre de coquilles d'électrons augmente. Cela signifie que l'électron le plus externe est plus éloigné du noyau. L'attraction plus faible entre le noyau et l'électron le plus externe entraîne une énergie d'ionisation plus faible.
* Effet de blindage: À mesure que le nombre de coquilles d'électrons augmente, il y a plus d'électrons intérieurs entre le noyau et l'électron le plus externe. Ces électrons intérieurs protègent l'électron le plus externe de la charge positive complète du noyau, réduisant efficacement l'attraction.
* Charge nucléaire accrue: Bien que la charge nucléaire augmente un groupe, l'effet de blindage est beaucoup plus fort et l'emporte sur l'augmentation de la charge nucléaire. Cela signifie que l'électron le plus extérieur subit une traction plus faible du noyau, ce qui le rend plus facile à retirer.
en termes plus simples:
Imaginez un groupe de personnes se tenant la main en cercle. Lorsque vous ajoutez plus de personnes au cercle, la personne la plus externe est plus loin du centre. Cela facilite la sortie de la personne la plus externe du cercle. De même, lorsque vous descendez un groupe sur le tableau périodique, l'électron le plus extérieur est plus éloigné du noyau et protégé par des électrons plus intérieurs, ce qui le rend plus facile à retirer.
Exemple:
* sodium (na) a un rayon atomique plus petit que potassium (k) . L'électron le plus externe dans le sodium est plus proche du noyau et subit une attraction plus forte. Par conséquent, le sodium a une énergie d'ionisation plus élevée que le potassium.
Remarque importante: Bien que la tendance soit que l'énergie d'ionisation diminue un groupe, il y a quelques exceptions, en particulier en raison du remplissage des orbitales D et F. Ces exceptions sont plus complexes et impliquent des facteurs tels que la configuration des électrons et la pénétration orbitale.
