Ce document est le Chapitre IV d'un cours de chimie générale, spécialement conçu pour les étudiants universitaires. Rédigé par le Dr. HENNI MANSOUR Z, il vise à approfondir la classification périodique et les propriétés fondamentales des éléments, piliers de la structure de la matière.
Ce chapitre couvre les notions suivantes :
- La description du tableau périodique de Mendeleïev, ses périodes et groupes.
- Les principales familles d'éléments et leurs configurations électroniques.
- L'analyse des propriétés périodiques : caractère métallique, énergie d'ionisation, affinité électronique, électronégativité et rayons atomiques/ioniques.
Chimie générale : Chapitre iv classification periodique et proprietes des ele
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Description du Tableau Périodique
La configuration électronique des atomes dans l'état fondamental permet de reconstruire la table de classification périodique: c'est-à-dire la répartition des lignes (ou périodes) et des colonnes (ou groupes) des éléments.
Les lignes ou périodes
La ligne ou période correspond à une couche électronique identifiée par son nombre quantique principal noté n.
Il y a 7 couches électroniques connues à l'état fondamental, donc 7 périodes dans le tableau périodique standard numérotées de 1 à 7.
Les colonnes ou groupes
Il y a 18 groupes ou colonnes, dont 8 du sous-groupe A et 10 du sous-groupe B.
Sous-groupe A
Les 8 familles principales sont numérotées de IA à VIIIA. Elles sont représentées par les blocs s et p. Les éléments de ces familles ont des électrons de valence dans les sous-couches ns ou ns np.
Le numéro de la famille correspond au nombre d'électrons de valence (pour les groupes principaux).
- Groupe IA : 1 électron de valence (configuration ns¹)
- Groupe IIA : 2 électrons de valence (configuration ns²)
- Groupe IIIA : 3 électrons de valence (configuration ns² np¹)
- Groupe IVA : 4 électrons de valence (configuration ns² np²)
- Groupe VA : 5 électrons de valence (configuration ns² np³)
- Groupe VIA : 6 électrons de valence (configuration ns² np⁴)
- Groupe VIIA : 7 électrons de valence (configuration ns² np⁵)
- Groupe VIIIA : 8 électrons de valence (configuration ns² np⁶)
Sous-groupe B
Ces familles sont situées entre les groupes IIA et IIIA, et sont représentées par le bloc d (éléments de transition). Les électrons d interviennent comme électrons de valence. Un élément appartient à la famille B si ses électrons de valence sont répartis dans la couche ns et (n-1)d.
- Groupe IIIB : configuration ns² (n-1)d¹ (ou ns¹ (n-1)d⁵, ns¹ (n-1)d¹⁰ pour les exceptions)
- Groupe IVB : configuration ns² (n-1)d²
- Groupe VB : configuration ns² (n-1)d³
- Groupe VIB : configuration ns¹ (n-1)d⁵
- Groupe VIIB : configuration ns² (n-1)d⁵
- Groupe VIIIB (regroupe trois colonnes) : configurations ns² (n-1)d⁶, ns² (n-1)d⁷, ns² (n-1)d⁸
- Groupe IB : configuration ns¹ (n-1)d¹⁰
- Groupe IIB : configuration ns² (n-1)d¹⁰
Principales familles du tableau périodique
- Famille des Alcalins (Groupe IA) : Leurs configurations électroniques externes sont de type ns¹.
- Famille des Alcalino-terreux (Groupe IIA) : Leurs configurations électroniques externes sont de type ns².
- Famille des Halogènes (Groupe VIIA) : Leurs configurations électroniques externes sont de type ns² np⁵.
- Famille des Gaz Rares (Nobles) (Groupe VIIIA) : Leurs configurations électroniques externes sont de type ns² np⁶.
- Famille des Éléments de Transition : Ce sont des éléments qui possèdent des orbitales d incomplètement remplies, conférant des propriétés chimiques spécifiques comme la formation d'ions colorés ou plusieurs états d'oxydation.
- Éléments des Triades (Groupe VIII) : Une triade est un groupe de trois éléments ayant des propriétés similaires. On distingue 3 types de triades :
- Triade du fer (Fe, Co, Ni)
- Triade du palladium (Ru, Rh, Pd)
- Triade du platine (Os, Ir, Pt)
- Éléments des Terres Rares : Ces éléments possèdent des orbitales f en cours de remplissage.
- Ceux qui correspondent au remplissage de l'orbitale 4f sont appelés les Lanthanides (numéros atomiques 57 à 71, 6ème période).
- Ceux qui correspondent au remplissage de l'orbitale 5f sont appelés les Actinides (numéros atomiques 89 à 103, 7ème période). Les éléments avec Z > 92 sont généralement des radioactifs artificiels, la plupart instables, tandis que ceux de 87 à 92 sont des radioactifs naturels.
Présentation du Tableau Périodique
Le tableau périodique est organisé en blocs d'éléments selon la nature de l'orbitale la plus externe en cours de remplissage :
- Bloc s : Comprend les groupes IA et IIA.
- Bloc p : Comprend les groupes IIIA à VIIIA.
- Bloc d : Comprend les éléments de transition (groupes IIIB à IIB).
- Bloc f : Comprend les lanthanides et les actinides, généralement placés en dehors du tableau principal pour des raisons de présentation.
Propriétés Périodiques
Chaque groupe et période du tableau périodique est caractérisé par des propriétés périodiques, qui varient de manière régulière en fonction du numéro atomique.
Caractère Métallique
C'est la faculté de perdre facilement des électrons externes (nécessitant moins d'énergie). Les éléments métalliques ont généralement moins de 4 électrons sur leurs orbitales externes.
Exemple : Le calcium (Ca), dont la configuration est [Ar] 4s², a tendance à perdre 2 électrons pour former Ca²⁺.
Les non-métaux, au contraire, tendent à capter des électrons. Ils ont généralement plus de 4 électrons sur leurs orbitales externes (s et p).
Énergie d’Ionisation
C'est l'énergie minimale à fournir à un atome gazeux X(g) dans son état fondamental pour lui arracher un électron de valence.
Lorsque l'énergie d'ionisation est élevée, l'atome retient fortement ses électrons de valence. Lorsque l'énergie d'ionisation est faible, l'atome perd facilement ses électrons de valence.
On distingue :
- Première énergie d'ionisation (Ei1) : l'énergie pour arracher le premier électron, le moins fortement retenu par le noyau.
Exemple : K(g) → K⁺(g) + e⁻ (Ei1 = 4,34 eV)
- Deuxième énergie d'ionisation (Ei2) : l'énergie pour arracher le deuxième électron.
Exemple : K⁺(g) → K²⁺(g) + e⁻ (Ei2 = 31,7 eV)
- Nième énergie d'ionisation (Ein) : l'énergie pour arracher le nième électron.
Ainsi : Ei1 < Ei2 < ... < Ein
Plus l'électron est loin du noyau, plus il est facile à l'extraire. Au contraire, plus l'électron est proche du noyau, plus il faut de l'énergie pour l'extraire. Les électrons internes possèdent une énergie d'ionisation supérieure à celle des électrons de valence.
Tendances dans le tableau périodique :
- Dans une même période (ligne) : L'énergie d'ionisation augmente avec le numéro atomique Z. Cela est dû à l'augmentation de la charge nucléaire effective, qui entraîne une contraction des orbitales électroniques. Les électrons de valence sont alors plus proches du noyau et plus difficiles à arracher.
- Le long d'une même colonne (groupe) : L'énergie d'ionisation diminue. En effet, avec l'augmentation du numéro atomique Z et du nombre quantique principal n, le nombre de couches électroniques augmente. Les orbitales électroniques s'étendent davantage, et les électrons de valence sont plus éloignés du noyau, donc plus faciles à arracher.
Conclusion : La valeur de l'énergie d'ionisation (Ei) peut être un indicateur du caractère métallique d'un élément. Plus l'énergie d'ionisation est faible, plus il est facile d'arracher les électrons à l'atome, et plus les propriétés métalliques sont prononcées.
Tableau : Quelques énergies d’ionisation successives (en électron-volts)
| Élément | Z | Période | 1ère Ionisation (eV) | 2ème Ionisation (eV) | 3ème Ionisation (eV) | 4ème Ionisation (eV) |
|---|---|---|---|---|---|---|
| H | 1 | 1 | 13.6 | |||
| He | 2 | 1 | 24.58 | 54.40 | ||
| C | 6 | 2 | 11.26 | 24.38 | 47.87 | 64.7 |
| N | 7 | 2 | 14.54 | 29.61 | 47.44 | 77.7 |
| O | 8 | 2 | 13.61 | 35.15 | 54.94 | 77.7 |
| Na | 11 | 3 | 5.14 | 47.29 | 71.63 | 99.13 |
| Al | 13 | 3 | 5.98 | 18.82 | 28.44 | 120.3 |
| P | 15 | 3 | 11.0 | 19.65 | 30.16 | 51.5 |
| K | 19 | 4 | 4.34 | 31.81 | 47.70 | 61.1 |
| Ca | 20 | 4 | 6.11 | 11.87 | 51.43 | 67.4 |
| Mn | 25 | 4 | 7.43 | 15.7 | 33.69 | |
| Fe | 26 | 4 | 7.90 | 16.16 | 30.64 |
Affinité Électronique
C'est l'énergie libérée par un atome (généralement gazeux) quand il capte un électron :
X(g) + e⁻ → X⁻(g) + Énergie
Exemple : H(g) + e⁻ → H⁻(g) (Affinité électronique = 0,75 eV)
L'unité est l'électron-volt (eV) ou le kilocalorie par mole (kcal/mol).
L'affinité électronique augmente en traversant une période de gauche à droite. L'augmentation systématique de la charge nucléaire effective en traversant la période contracte les orbitales électroniques. L'énergie de ces orbitales diminue et l'attachement d'un électron devient plus favorable.
L'affinité électronique varie généralement peu en descendant un groupe.
Électronégativité
L'électronégativité d'un élément est une grandeur qui caractérise sa capacité à attirer les électrons lors de la formation d'une liaison chimique avec un autre élément. C'est une grandeur relative. Par exemple, dans une liaison A-B, si B est plus électronégatif que A, il attirera davantage les électrons de liaison.
Exemple : Le fluor (F) est l'élément le plus électronégatif avec une valeur de 4,0 (selon l'échelle de Pauling), tandis que le francium (Fr) est le moins électronégatif avec une valeur de 0,7.
Notation : χX, où X est le symbole de l'élément considéré.
Plus χX est grand, plus l'élément est susceptible d'attirer les électrons à lui.
Différence d’électronégativité
- Définition de Pauling : La différence d'électronégativité entre les éléments A et B peut être exprimée par une formule basée sur les énergies de liaison. La différence entre l'énergie de liaison de la molécule A-B et la moyenne géométrique des énergies de liaison A-A et B-B est proportionnelle au carré de la différence d'électronégativité.
Où : EAB, EAA et EBB sont les énergies de liaison (en kJ/mol) des molécules diatomiques A-B, A-A et B-B.
- Définition de Mulliken : L'électronégativité d'un élément est la moyenne de son affinité électronique (Ae) et de son énergie d'ionisation (Ei).
Formule : χ = (Ei + Ae) / 2
- Définition d'Allred et Rochow : L'électronégativité d'un élément a pour expression :
Formule : χ = (0.359 * Zeff / r²) + 0.744
Où : Zeff est la charge effective du noyau, e est la charge élémentaire et r est le rayon covalent de l'élément.
La différence d'électronégativité entre deux éléments détermine la nature de la liaison chimique :
- Si la différence est faible, la liaison est covalente (non polaire si la différence est très faible, polaire si elle est modérée).
- Si la différence est importante, la liaison est ionique.
Remarques sur l'électronégativité :
- Les gaz rares n'ont pas d'électronégativité définie selon certaines échelles car leur couche de valence est saturée et ils forment rarement des liaisons chimiques stables.
- Plus un atome est petit, plus son électronégativité est grande.
- L'électronégativité varie dans le même sens que l'énergie d'ionisation : elle augmente de gauche à droite dans une période et diminue de haut en bas dans un groupe.
Échelle d'Électronégativité selon Pauling (exemples) :
| Groupe 1 | Groupe 2 | Groupe 13 | Groupe 14 | Groupe 15 | Groupe 16 | Groupe 17 |
|---|---|---|---|---|---|---|
| H 2,2 | He | |||||
| Li 1,0 | Be 1,6 | B 2,0 | C 2,5 | N 3,0 | O 3,5 | F 4,0 |
| Na 0,9 | Mg 1,3 | Al 1,6 | Si 1,9 | P 2,2 | S 2,6 | Cl 3,1 |
| K 0,8 | Ca 1,0 | Ga 1,8 | Ge 2,0 | As 2,2 | Se 2,5 | Br 2,9 |
| Rb 0,8 | Sr 1,0 | In 1,8 | Sn 1,9 | Sb 2,1 | Te 2,2 | I 2,7 |
| Cs 0,7 | Ba 0,9 | Tl 2,0 | Pb 1,9 | Bi 2,0 | Po 2,0 | At 2,2 |
Variation des Rayons Atomique et Ionique
Le rayon atomique d'un élément peut être estimé par diverses relations, considérant la distance moyenne entre le noyau et les électrons les plus externes. Le rayon de Bohr (a₀) et la charge effective du noyau (Zeff) sont des facteurs importants dans le calcul des rayons atomiques.
Tendances dans le tableau périodique :
- À l'intérieur d'une même période (même nombre quantique principal n) : Lorsque Z (numéro atomique) augmente, la charge effective du noyau augmente, ce qui attire plus fortement les électrons et diminue le rayon atomique.
- Le long d'une colonne : Lorsque Z et n augmentent, le nombre de couches électroniques augmente, entraînant une dilatation du nuage électronique et donc une augmentation du rayon atomique.
Variation des Rayons des Cations et des Anions
Les cations sont formés par la perte d'un ou plusieurs électrons, ce qui réduit la répulsion interélectronique et rend le rayon du cation plus petit que celui de l'atome neutre correspondant.
Inversement, les anions sont formés par le gain d'un ou plusieurs électrons, ce qui augmente la répulsion interélectronique et rend le rayon de l'anion plus grand que celui de l'atome neutre.
Ainsi : R(cations) < R(atomes neutres) et R(anions) > R(atomes neutres).
Foire Aux Questions (FAQ)
Qu'est-ce qu'une période et un groupe dans le tableau périodique ?
Une période est une ligne horizontale dans le tableau périodique, indiquant le nombre de couches électroniques de l'atome. Un groupe est une colonne verticale, regroupant des éléments ayant le même nombre d'électrons de valence (pour les groupes principaux) et donc des propriétés chimiques similaires.
Comment varient l'énergie d'ionisation et l'électronégativité dans le tableau périodique ?
L'énergie d'ionisation et l'électronégativité suivent des tendances similaires : elles augmentent généralement de gauche à droite le long d'une période et diminuent de haut en bas le long d'un groupe. Cela s'explique par la variation de la charge nucléaire effective et de la distance des électrons de valence au noyau.
Quelle est l'importance des électrons de valence ?
Les électrons de valence sont les électrons les plus externes d'un atome, et ce sont eux qui participent aux liaisons chimiques. Leur nombre et leur configuration déterminent en grande partie les propriétés chimiques d'un élément, y compris son caractère métallique, sa réactivité, et le type de liaisons qu'il peut former.