Classification périodique des éléments

​

I- Tableau périodique

L'analogie entre les propriétés physiques et chimiques de certains éléments implique la recherche d’une classification.

Mendeleiev disposait de 66 éléments à son époque.

Alors, il proposa un classement par ordre croissant de masse, de gauche à droite.

Il a aligné les éléments possédant des propriétés similaires sur une même colonne.

Il a laissé des cases vides pour les éléments non découverts à son époque.

- Les propriétés physico-chimiques d'un élément sont obtenues par l'agencement de la couche électronique externe.

- Les éléments chimiques doivent êtres arrangés selon le numéro atomique Z croissant et non pas selon leur masse.

- L’édification du cortège électronique des éléments selon les règles vues précédemment est indispensable pour mieux comprendre le principe de la classification périodique.

- Une ligne du tableau périodique est appelée une période.

- Une colonne s'appelle une famille.

- Seulement sept périodes sont suffisantes pour décrire la totalité des éléments chimiques connus à ce jour car chaque ligne correspond à l’édification totale ou partielle d’une couche électronique.

- La première période contient deux éléments car la couche K(n=1) ne peut contenir que 2 électrons,

- La seconde période en contient huit car la couche L(n=2) est saturée avec 8 électrons, tout comme la troisième.

- La quatrième et la cinquième en contiennent dix huit.

- La sixième et la septième en contiennent trente-deux.

• Classification périodique des éléments

• II- Description du Tableau périodique
• Les éléments ayant des propriétés physicochimiques similaires sont groupés sous forme de famille dans une même colonne.
• 1- 1^ère colonne H +( Li, Na, K,…) : les alcalins, groupe I_A.
• H(z=1) : 1s¹ ( couche externe)
• Li(z=3) : 1s²2s¹ (2s¹: couche externe)
• Na(z=11): 1s²2s²2p⁶3s¹ (3s¹: couche externe)
• La couche externe est sous forme de: ns^1.

• 2- 2^ème colonne (Be, Mg, Ca, …) : famille des alcalino-terreux (ns²) ⇒ groupe II_A.
• Les groupes I_A, II_A avec l’He forment le bloc s.
• 3- 3^ème à la 12^ème colonne : famille des métaux de transition (ns²(n-1)d^x avec 1≤x≤10)
• Ces éléments disposés dans les groupes III_B, IV_B, V_B, VI_B, VII_B, VIII, I_B et II_B, forment le bloc d.
• Les numéros de colonnes sont obtenus par les valeurs de (2+x), la période est indiquée par n.

• La couche de valence des éléments de la 1^ière série des métaux de transition:
• Sc : 3d¹4s² ∈ à la 4^ème période et la colonne III_B.
• Ti : 3d²4s² ∈ à la 4^ème période et la colonne IV_B.
• V : 3d³4s² ∈ à la 4^ème période et la colonne V_B.
• Cr : 3d⁵4s¹ ∈ à la 4^ème période et la colonne VI_B. (exception, la sous-couche d à moitié pleine est plus stable)
• Mn : 3d⁵4s² ∈ à la 4^ème période et la colonne VII_B.
• Fe : 3d⁶4s² ∈ à la 4^ème période et la colonne VIII.
• Co : 3d⁷4s² ∈ à la 4^ème période et la colonne VIII.
• Ni : 3d⁸4s² ∈ à la 4^ème période et la colonne VIII.

​

• Cu : 3d¹⁰4s¹ ∈ à la 4^ème période et la colonne I_B. (exception, la sous-couche d pleine est plus stable)
• Zn : 3d¹⁰4s² ∈ à la 4^ème période et la colonne II_B.
• Le groupe VIII formé de trois colonnes est dite une triade.
• Un métal de transition présente une sous-couche d incomplète ou donne lieu à un cation ayant la sous-couche d incomplète.
• 4- 13^ème colonne (B, Al, Ga, …): famille du bore (ns²np¹) ⇒ groupe III_A.
• 5- 14^ème colonne (C, Si, Ge, …) : famille du carbone (ns²np²) ⇒ groupe IV_A.

​

• 6- 15^ème colonne (N, P, As, …) : famille de l'azote (ns²np³) ⇒ groupe V_A.
• 7- 16^ème colonne (O, S, Se, …) : famille des chalcogènes (ns²np⁴) ⇒ groupe VI_A.
• 8- 17^ème colonne (F, Cl, Br, …) : famille des halogènes (ns²np⁵) ⇒ groupe VII_A.
• 9- 18^ème colonne (He, Ne, Ar, …) : famille des gaz rares (ns²np⁶) ⇒ groupe 0.
• La structure électronique externe de ces éléments est du type : ns²np^x avec 1≤x≤6. n indique la période et (2+x) le numéro de la colonne.

• Le bloc f est formé des lanthanides, éléments (4f), qui suivent le lanthane (La) et des actinides, éléments (5f), qui viennent après l’actinium (Ac).

​

• En tenant compte du type de la sous-couche électronique la plus externe, on pourra organiser le tableau périodique sous forme de 4 blocs: bloc s, bloc p, bloc d et bloc f.

​

• L’indice B(III_B, IV_B,..) est propre au bloc d alors que A(I_A,II_A,...) est propre aux blocs s et p.

​

​

• III- Les types des éléments chimiques
• Il existe 3 grandes catégories d'éléments chimiques.
• III- 1- Les métaux
• Un métal est caractérisé par: sa conduction de l'électricité et de la chaleur, son état solide à température ambiante et son éclat métallique.
• (Hg est liquide, Ga et Cs sont solides avec des températures de fusion très basses : 30°C).
• les métaux sont placés majoritairement à gauche du tableau périodique.

• Plus on se déplace vers la droite, moins les éléments sont métalliques.
• III- 2- Les non métaux
• Les non métaux sont placés à droite du tableau périodique.
• Leur état peut être : solide (C), gaz (N), liquide (B).
• Ils ne conduisent pas l'électricité (par exception du carbone graphite mais le carbone diamant est un très bon isolant).
• Ne conduisent pas la chaleur.
• III- 3- Les semi-métaux: Peuvent être conducteurs ou isolants (le silicium est un semi-conducteur).

• IV- Périodicité des propriétés des éléments chimiques
• Le même nombre d’électrons de valence pour les éléments d’une même colonne → une périodicité dans les propriétés des éléments et de leurs composés.
• IV- 1- le rayon atomique
• La notion de rayon atomique n’a pas de signification physique,
• L’expérience montre que les atomes peuvent être considérés comme des sphères compactes impénétrables les unes aux autres,

• On peut donc attribuer un rayon aux atomes.
• Selon les circonstances, un atome peut avoir plusieurs rayons:
• rayon de covalence d’un élément : c’est la moitié de la distance minimale entre deux atomes liés de cet élément.
• rayon de Van Der Waals d’un élément : c’est la moitié de la distance minimale séparant deux atomes non liés de cet élément.

La variation du rayon atomique en fonction de z

Dans une même colonne le rayon croit avec z car le nuage électronique s'élargit en s’éloignant du noyau, c’est à dire lorsque le nombre quantique principale augmente.

• Dans une même période le rayon diminue avec z car la force d’attraction du noyau augmente puisque sa charge croit tout en restant dans la même période.
• rayon ionique :
• un cation est formé à partir d’un atome qui perd des électrons, le nuage électronique de l’atome sera appauvri et le cation obtenu devient plus petit que l’atome dont il dérive.
• un anion est formé à partir d’un atome qui capte des électrons, le nuage électronique de l’atome sera enrichi, l’anion devient donc plus volumineux que l’atome dont il provient.

• Le rayon ionique varie comme le rayon atomique.
• Pour les ions isoélectronique (ions ayant le même nombre d’électrons), cette variation dépend du numéro atomique z.

• Le nombre d’électrons des différents ions est le même, mais la charge du noyau est différente, la force d’attraction augmente au fur et à mesure que z croit, par conséquent le rayon ionique diminue dans le sens suivant:
• r(P⁵⁺) < r(Al³⁺) < r(Mg²⁺) < r(Na⁺) < r(F^-) < r(O^2-) < r(N^3-).

• IV- 2- Energie d’ionisation
• L’énergie d’ionisation d’ un atome est l’énergie minimale qu’il est nécessaire de fournir à cet atome, à l’état gazeux, pour lui arracher un électron:
• A_(g) → A⁺_(g) + 1e- avec I₁=E_A+-E_A.
• Pour un atome polyélectronique, on peut définir les énergies de première ionisation, deuxième, troisième, etc..., correspondant au départ successif de 1, 2, et…électrons.

• Exemple : Li_(g) → Li+_(g) + 1e- avec I₁=5,4 eV
• Li⁺ _(g) → Li²⁺ _(g) + 1e- avec I₂=75,6 eV
• Li²⁺_(g) → Li³⁺ _(g) + 1e- avec I₃=122,4 eV
• Dans une période I₁ croit lorsque z croit car le rayon atomique diminue et les électrons externes sont plus fortement attirés par leur noyau.

• Au contraire, dans une colonne I₁ diminue lorsque z croit car le rayon atomique augmente et l’électron qui va être arraché sera le plus loin du noyau.
• La valeur minimale de I₁ est obtenue pour les alcalins, dont le degré d’oxydation +1 est très stable (structure électronique du gaz rare qui le précède dans le tableau périodique),
• la valeur maximale pour les gaz rares, très difficiles à oxyder. Les alcalins sont des réducteurs puissants.

• variation de l’énergie d’ionisation dans le tableau périodique

• IV- 3- Affinité électronique
• C’est l’énergie mise en jeu lors de la fixation d’un électron par un atome à l’état gazeux: X(g) + 1e^- → X^-(g)

Une grande AE indique que X capte facilement un électron pour donner l’ion X^- plus stable.

​

​

​

• Les anions halogènes ont une structure électronique externe ns²np⁶ (gaz rares): les halogènes sont des oxydants puissants.

• IV- 4- Electronégativité
• L’électronégativité (EN) est la tendance des éléments à gagner ou à perdre un ou plusieurs électrons.
• Un élément de forte EN conserve ses électrons et capte d’autres: il est dit électronégatif.
• Un élément de faible EN perd facilement des électrons: il est dit électropositif.
• La molécule HCl est formée du Cl ayant une forte AE et une forte énergie d’ionisation: il attire facilement l’électron de H.Cl est plus électronégatif que H et H plus électropositif que Cl.

• D’une manière générale les 2 notions AE et énergie d’ionisation sont regroupées dans une seule grandeur: l’électronégativité.
• L'EN diminue de droite à gauche le long d’une ligne de la classification, et de haut en bas le long d’une colonne.
• 1- Selon Mulliken : EN=χ=(I + AE)/2.
• 2- Selon Pauling : EN est basée sur des valeurs expérimentales des énergies de liaison.
• Soit la réaction : A₂ + B₂ → 2AB.

​

​

• Pauling à fixé arbitrairement la plus grande valeur pour l’atome du fluor : χ_F = 4.
• Exemple : H₂ + F₂ → 2HF
• ΔH_HF = 565kJ/mol, ΔH_H2= 432kJ/mol et ΔH_F2= 155kJ/mol
• ⇒ Δ_HF = 272 kJ/mol
• ⇒ (χ_F-χ_H) = 0,102(272)^1/2=1,7
• ⇒ χ_H = χ_F- 1,7
• ⇒ χ_H= 4- 1,7 =2,3