Chapitre 2: La Classification Périodique

I/ Historique.

En 1817 : Döbereiner donne un classement par triades.

C, Br, I sont des halogènes.

Li, Na, K sont des alcalins.

Ca, Sr, Ba sont des alcalino-terreux.

Ils ont les mêmes propriètés chimiques.

En 1860 : Cannizzaro a classé 60 éléments chimiques suivant la masse atomique.

En 1864 : Newlands a donné la loi des octaves ( classification par ordre croissant de leur masse atopmique). Le 8ème composé a les mêmes propriètés chimiques que le 1er composant.

En 1869 : Mendeleiev a fait un classement en fonction des propriètés physico-chimiques.

A chaque ligne correspond une couche électronique.

Ligne 1 --> Période 1 --> Couche électronique K.

Ligne 2 --> Période 2 --> Couche électronique L.

Ligne 3 --> Période 3 --> Couche électronique M.

Ligne 4 --> Période 4 --> Couche électronique N.

Au sein d'un même groupe, c'est-à-dire une même verticale, tous les éléments présentent des propriètés chimiques similaires.

En 1892 : Lord W. Rayleigh et Sir W. Ramsay découvrent des éléments appartenant aux gaz nobles.

Description d'une classification périodique:

    - Colonne IA : Ce sont les Métaux Alcalins. La couche de valence avec un seul électron dans une orbitale atomique de type s --> ns1.

    - Colonne IIA : Ce sont les Métaux Alcalino-terreux. La couche de valence avec 2 électrons qui se trouve dans une orbitale atomique de type s --> ns2.

    - Colonne VIIIA : Ce sont les Gaz rares. Ils ont une couche de valence totalement rempli.

Exemple: Le Néon, Z = 10 --> 1s2 2s2 2p6.

    - Colonne VIIA : Ce sont les Halogènes. Ils ont une couche de valence avec 7 électrons --> ns2 np5.

    - Colonne IIIA : ns2 np1.

    - Colonne IVA : ns2 np2.

    - Colonne VA : ns2 np3.

    - Colonne VIA : ns2 np4.

Les colonnes III à VIIIA font partis du bloc p.

Eléments de transition : Colonnes IB à VIIIB. Remplissage des Orbitales Atomiques de type d ---> Bloc d.

Bloc f : Remplissage des orbitales atomiques de type f.

II/ Lecture des propriètés chimiques des éléments à travers la classification périodique.

    1/ La masse atomique.

Elle augmente en fonction de numéro atomique (Z) à quelques exceptions près qui sont dues aux différents isotopes de chacun des éléments.

La masse atomique c'est la masse d'une mole d'atome.

    2/ La rayon atomique.

Il est déterminé à l'état solide comme étant la moitié de la distance entre les centres de deux atomes contigues de même nature.

Dans une période, le rayon des atomes diminue de la gauche vers la droite. A chaque accroissement du numéro atomique, le noyau a un proton supplémentaire et va donc attirer plus fortement tous les électrons.

Dans un groupe ou une colonne, le rayon atomique augmente lorsque l'on descend dans la classification périodique. Les électrons de la couche de valence étant de plus en plus éloignés du noyau, ils sont moins attirés par celui-ci.

 

Remarque : Evolution du rayon ionique:

--> Un cation est un cédeur d'électrons.

Un cation a perdu un ou plusieurs électrons pour un nombre de protons inchangé. Dès lors, les électrons restants seront davantage attirés par le noyau. Le rayon atomique d'un cation sera plus petit que celui de son élément neutre correspondant.

--> Un anion est un accepteur d'électrons.

Un anion a gagné un ou plusieurs électrons pour un nombre de protons inchangé. Ses électrons supplémentaires donneront davantage de répulsions entre les électrons. Le rayon atomique d'un anion sera plus grand que celui de son élément neutre correspondant.

    3/ Enthalpie d'ionisation.

On l'écrit ΔionH.

C'est l'Energie nécessaire pour éjecter un électron de l'atome à l'état gazeux à 298 K (25°C).

L'enthalpie de 1ère ionisation:

A(g) --> A+  +  1électron

L'enthapie de 2ème ionisation :

A+(g) --> A2+   +  1 électron

Remarque: L'énergie de la seconde ionisation doit être plus élevée que celle de la première ionisation puisqu'elle fait partir un électron d'un ion positif.

Plus les atomes sont petits, plus les électrons sont attirés par le noyau et donc sont plus difficiles à éjecter.

 

Les exceptions Be, B, Mg et Al sont dues au fait que l'électron sur l'orbitale atomique de 2p du Bore ou 3 p de Al sont plus faciles à extraire que les électrons que les orbitales atomiques de type s pour Be et Mg.

Les exceptions pour N, O, P et S sont dues au fait que dans l'azote (N) et le potassium (P) les 3 Orbitales Atomiques p sont à demi-remplies et donc plus stables alors que l'Oxygène et le Soufre ont un électron supllémentaire dans une Orbitale Atomique donc ils ont une plus grande répulsion entre les électrons p. Ils seront plus faciles à enlever.

Propriètés liées à l'enthalpie d'ionisation : Les éléments qui ont une faible enthalpie d'ionisation sont situés à gauche dans le tableau périodique et cèdent facilment un ou des électrons. Ce sont des Métaux.

Les éléments qui ont une forte enthalpie d'ionisation sont sitiés à droite dans la classification et cèdent difficilement un ou des électrons. Ce sont des non-métaux.

    4/ Enthalpie de fixation d'électron.

On l'écrit avec Δf. él H.

C'est l'Energie libérée ou absorbée pour additionner un électron de l'atome à l'état gazeux à 298K.

Enthalpie de fixation d'un électron:

A(g)  +  1 électron --> A-(g)

Enthalpie de fixation d'un deuxième électron :

A - (g)  +  1 électron --> A2-(g)

Remarque : L'Energie de fixation du deuxième électron doit être plus élevée que celle du premier électron puisqu'elle fait accepter un électron à un ion négatif qui le repousse du fait de sa charge.

Dans une période quans Z augmente, le rayon atomique diminue les électrons sont davantage attirés par le noyau. Lorsque l'électron supplémentaire arrive sur le noyau, il est plus difficile de capter cet électron.

Exceptions : le Bérillium et le Magnésium ont une orbitale s totalement remplie, l'atome a une certaine stabilité et l'électron supplémentaire doit aller dans une orbitale p qui retient moins les électrons ce qui explique que l'enthalpie de fixation d'électron soit élevée.

Pour le Fluor et le Chlore (Halogènes) complètent leur couche de valence pour obtenir la configuration électronique d'un gaz rare, ce qui explique leur facilité à capter un électron supplémentaire d'où leur enthalpie de fixation d'électron est très faible.

    5/ Electronégativité.

La tendance des atomes d'une molécule a attiré les électrons est nommée : L'Electronégativité.

Il y a plusieurs échelles mais on utilise celle de Pauling.

L'élément le plus électronégatif est le Fluor : 4 sur l'échelle de Pauling.

L'élément le moins électronégatif est le Césium : 0.7 sur l'échelle de Pauling.

Plus l'atomes est petit, plus il attire les électrons donc plus il est électronégatif.

L'électronégativité augmente de la gauche vers la droite dans une période et du bas vers le haut dans une colonne.

L'électronégativité des éléments sert à prévoir le comportement chimique des atomes, des molécules et des corps. Les métaux sont des atomes d'électronégativité moyenne et sont capables de perdre des électrons pour obtenir une configuration électronique plus stable. Ils vont s'associer et mettre en commun leurs électrons qui seront très mobiles d'où leur propriété de bon conducteur.

Le corps monoatomique ( He, Ne... ) sont suffisamment stables pour exister. Leur couche de valence est complète. Il sera difficile de leur enlever ou de leur donner un électron.

Les molécules polyatomiques n'ayant pas une couche de valence totalement remplie. Ses atomes vont mettre en commun leurs électrons de manière à compléter leur configuration électronique et obtenir une plus grande stabilité.

 

 

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