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6. La classification périodique des éléments.

6.1. La classification de Mendeleïev (1869).

  • Basée initialement par Mendeleïev sur le classement des éléments par masse atomique
    croissante, la classification moderne est basée sur le classement des éléments par
    numéro atomique Z croissant, donc s’appuie sur la structure électronique des atomes.
  • Elle est constituée de 7 lignes appelées « périodes » et de 18 colonnes appelées
    « familles ».
  • Le numéro atomique croît de gauche à droite dans une période et de haut en bas
    dans une colonne.
  • Les éléments d’une même période ont la même valeur du nombre quantique
    principal maximal n.
  • Les éléments appartenant à une même colonne ont généralement la même structure
    électronique externe, donc souvent des propriétés chimiques ou physiques voisines
    (attention : ne pas généraliser !).

La classification périodique est divisée en 4 blocs en fonction de la structure
électronique externe des éléments :

Bloc s : ns1 ou ns2 ; colonnes 1 et 2.
Bloc p : ns2, npx (avec : 1 ≤x ≤6) ; colonnes 13 à 18.
Remarque : 2He (configuration : 1s2) est classé dans la colonne 18, en raison
de la similitude de ses propriétés avec celles des éléments de cette colonne (gaz inertes).
Bloc d : (n-1)dx, nsy (avec : 1 ≤ x ≤ 10 et 0 ≤ y ≤ 2) ; colonnes 3 à 12 : « métaux de
transition ».
Bloc f : (n-2)fx, (n-1)dy, ns2 (avec n = 6 ou 7, 0≤ x ≤ 14 ; y = 0 ou 1 ou
exceptionnellement 2 pour 90Th).
Les éléments pour lesquels n = 6 sont appelés « Lanthanides »; ceux pour
lesquels n = 7 sont appelés « Actinides » (ces derniers sont tous radioactifs).

6.2. Propriétés physiques des éléments.

Trois catégories :

Les métaux
– Ils sont situés à gauche et au centre de la classification périodique : blocs s, d, f et une moitié
du bloc p (en violet ou grisé clair, sur la figure du tableau périodique : ex. Al, Sn, Pb …).
– Ils sont tous solides à température ambiante (25°C), excepté le mercure (80Hg) qui est liquide.
– Ils sont bons conducteurs de la chaleur et de l’électricité.

Les non-métaux
– Ils sont situés à droite dans la classification périodique : seconde moitié du bloc p (en bleu-vert
ou grisé foncé, sur la figure du tableau périodique : ex. F, O, P …).
– Ils sont solides ou gazeux à 25°C, exceptionnellement liquide (le dibrome, Br2).
– Ils sont mauvais conducteurs de la chaleur et ce sont des isolants électriques.
(sauf le carbone qui est isolant (diamant) ou conducteur (graphite)).

Les semi-métaux
A la frontière des deux catégories précédentes, ils se comportent comme des semi-conducteurs
(composés dont la conductivité augmente avec la température, par exemple le Silicium (14Si) et
le Germanium (32Ge) utilisés en électronique).
Remarque : L’hydrogène est un cas à part : c’est un gaz moléculaire (H2) à 25°C. Il peut donner
un ion positif (H+), mais aussi l’ion hydrure (H-).

6.3. Les familles (colonnes)

Colonne 1 : les alcalins
La structure électronique externe est : ns1
→ ils donnent des cations monovalents : Na+, K+ …
→  ils donnent des oxydes basiques : Na2O + H2O →2 NaOH

Colonne 2 : les alcalino-terreux
La structure électronique externe est : ns2
→ ils donnent des cations bivalents : Mg2+, Ca2+ …
→ ils donnent des oxydes basiques : 2 CaO + H2O → 2 Ca(OH)2

Colonnes 3 à 12 : les métaux de transition
Leur structure électronique externe est : (n-1)dx, ns2 (ns1 ou ns0) avec 1≤ x ≤ 10.
→  ils donnent des cations à valences multiples : Fe2+, Fe3+, Cu+, Cu2+ …

Colonne 13 : la famille du bore
La structure électronique externe de ces éléments est : ns2, np1

Colonne 14 : la famille du carbone
La structure électronique externe est : ns2, np2
Ils forment principalement des liaisons de covalence.

Colonne 15 : la famille de l’azote
La structure électronique externe est : ns2, np3
→ ils donnent principalement des liaisons de covalence
→ ils donnent des oxydes acides (N2O3, N2O5, P2O5 …) : N2O5 + H2O → 2 HNO3

Colonne 16 : la famille de l’oxygène ou chalcogènes
Leur structure électronique externe est : ns2, np4
→ ils donnent des anions bivalents : O2-, S2- …
→ ils donnent des oxydes acides (SO2, SO3 …) : SO3 + H2O → H2SO4

Colonne 17 : les halogènes
Leur structure électronique externe est : ns2, np5
→ ils donnent des anions monovalents : F-, Cl-, Br- …

Colonne 18 : les gaz rares
La structure électronique externe est : ns2, np6, sauf pour He (1 s2)
La configuration de gaz rare correspond à la saturation de la couche électronique externe :
→ ils présentent une grande inertie chimique, mais leur réactivité augmente avec Z, ainsi le
Xénon (54Xe) donne des composés stables lorsqu’il se combine avec des atomes très
électronégatifs comme F et O (XeF2, XeF4, XeOF4, XeO3).

6.4. Caractéristiques atomiques et périodicité.

6.4.1. Energie d’ionisation.

  • L’énergie de première ionisation, EI1, est l’énergie minimale qu’il faut fournir à un atome
    isolé, A(g) (état gazeux), pour lui arracher un électron selon la réaction :

  • L’énergie de nème ionisation EIn correspond à la réaction :

Variation de l’énergie d’ionisation EI dans le tableau périodique.

a) Dans une colonne, lorsque Z augmente, (en allant de haut en bas) :
– le nombre de couches augmente,
– la distance noyau – électron périphérique augmente (le rayon atomique augmente)
→ « effet distance »,
– la force d’attraction noyau – e– périphérique diminue (e– de plus en plus libre),
l’énergie d’ionisation diminue.

b) Dans une période, lorsque Z augmente (en allant de gauche à droite) :
– le nombre de couches est le même; mais Z augmente (le nombre de charges +
dans le noyau augmente) → « effet de charge »,
– la force d’attraction noyau – e– périphérique augmente,
– la distance noyau – électron périphérique diminue (le rayon atomique diminue)
l’énergie d’ionisation augmente.

6.4.2. Affinité électronique, AE. Energie de fixation électronique Efix.

L’affinité électronique : AE, est l’opposé « en signe » de l’énergie de fixation Efix.
d’un
électron sur un atome isolé A(g) : AE = – Efix.

Contrairement à l’énergie d’ionisation, l’affinité électronique peut être positive ou négative.
Si AE > 0 : A-
(g) a alors une énergie plus faible que A(g) : l’ion A- (g) est plus stable que A(g)

6.4.3. Rayon atomique (rayon de covalence) rc.

Définition basée sur l’expérience. Le rayon atomique d’un atome est égal à la moitié de la
distance qui sépare les 2 noyaux d’une molécule diatomique homonucléaire liés par une liaison
de covalence simple.

Remarque : Pour déterminer le rayon atomique de O on prendra la moitié de la
distance O-O dans H2O2(g) (dO-O = 148 pm) et non pas dans O2(g) (dO=O = 121 pm)

On observe que :
a) rc diminue dans une période (effet de charge; voir 6.4.1.b))
b) rc augmente dans une colonne (effet distance; voir 6.4.1.a))

6.4.4. Électronégativité « EN ».

C’est une grandeur qui mesure l’aptitude d’un élément à attirer vers lui les électrons
au sein d’une liaison de covalence Þ apparition de charges partielles.

Echelles d’électronégativité.
– Echelle de Mulliken.
L’électronégativité d’un élément dans l’échelle de Mulliken est égale à la moyenne
arithmétique de l’énergie de première ionisation, EI1, et de l’affinité électronique, AE.

  • Echelle de Pauling.
    Elle est basée sur les énergies de dissociation des liaisons de molécules diatomiques simples :
    EA-A, EB-B et EA-B : énergies en kJ.mol-1 pour rompre les liaisons A-A, B-B et A-B.
    La différence d’électronégativité entre les éléments B et A est donnée par :

Δ = Ed (liaison réelle) – Ed (liaison covalente à 100 %)

L’échelle de Pauling est une échelle relative : « EN » de F = 4,0 (en eV½ )

Application : cas de HF (fluorure d’hydrogène)

 

Categories: chimie

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2 Responses so far.

  1. chabane isma dit :

    c’est waw

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