Architecture moléculaire - La classification périodique des éléments PDF

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La classification périodique des éléments...

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Architecture moléculaire :

La classification périodique des éléments I/ Introduction Chaque élément est représenté par un symbole composé d’une lettre majuscule parfois suivi d’une minuscule. Le tableau comporte 7 lignes et 18 colonnes. Les éléments sont classés sur chaque ligne par ordre croissant du numéro atomique Z (nombre de proton). Etant donné que le numéro atomique Z, ou nombre de protons du noyau, est égal au nombre d’électrons pour un atome, le tableau périodique est étroitement lié à la configuration électronique des atomes qui constituent les éléments. L’intérêt principal du tableau périodique est donc de donne le nombre d’électrons de valence, c'est-àdire le nombre d’électrons externe. Les électrons de valence ne sont que des électrons s ou des électrons s et p. Ils permettent de prévoir certaines propriétés chimiques. Donc beaucoup de propriétés des atomes sont en relation avec leur position dans le tableau périodique. Sur une même ligne, les atomes des éléments ont la même couche externe : Ligne 1 : couche K // Ligne 2 : couche L // Ligne 3 : couche M Dans une même colonne, les atomes des éléments ont le même nombre d’électrons sur leur couche externe, qui correspond au numéro de la colonne (sauf pour He). Les colonnes peuvent être désignées soit par un nombre de 1 à 18, soit par des symboles IA, IIA… et IB, IIB… (En comparant la configuration électronique des éléments à leur position dans le tableau, on constate que l’on peut délimiter, dans le tableau périodique, 4 blocs qui correspondent à la configuration électronique des électrons de plus haute énergie.)

II/ Tableau périodique et configuration électronique 

1er période : n= 1  couche K  OA 1s  2 éléments car 1s1 et 1s2 H o 1s1 (Z=1) Hydrogène 2 o 1s (Z=2) Hélium He



2ème période : n =2  couche L  OA 2s et OA 2p  8 éléments car 1s2 2s1 (Li), 1s2 2s2(Be),1s2 2s2 2p1(), 1s2 2s2 2p3(), 1s2 2s2 2p4(), 1s2 2s2 2p5(), et 1s2 2s2 2p6().

III/ Les groupes et les grandes familles Les propriétés chimiques étant essentiellement régies par les électrons externes, les éléments qui ont le même nombre d’électrons sur la couche externe auront des propriétés chimiques voisines. Ils sont regroupés en colonnes, ou groupes. Il est donc intéressant d’étudier les familles chimiques. 9

L’éléments H est exclu de cette étude. Colonne Nom

1 Métaux alcalins

2 Métaux alcalinoterreux

3 à 11 Métaux de transition

16 Chalcogènes

17 Halogènes

18 Gaz rares

Les métaux sont solides à température ordinaire (sauf le mercure), ils conduisent le courant et donnent des ions positifs. Les non métaux présentent les propriétés opposées aux métaux : ils sont isolants et donnent des ions négatifs. Les gaz rares (ou noble) existent sous la forme atomique (non associés en molécules) et sont chimiquement très stable.

IV/ Les information fournies par le tableau périodique Groupe IA :  Alcalin  ns1  très électropositifs  très réducteurs  E1ère IONISATION faible  solide (sauf Fr qui est liquide  donne préférentiellement des cations monovalents Groupe IIA :  Alcalino-terreux  ns2  même caractéristiques que les alcalins, mais un peu moins marquées  solide  donne préférentiellement des cations divalents.

Cation = atome chargé positivement Monovalent = qui perdent 1 électron Divalent = chargé deux fois positivement Groupe IIIA  ns2 np1  propriété encore proche des IA et IIA, mai peu marquées : réducteurs  électropositifs (sauf B dont e.n=2  métallique sauf B et AI  semi-métaux  solide sauf Ga liquide

Groupe IVA à VIIA : Ils sont en position « symétrique » par rapport aux groupes IA et IIA. Leurs propriétés seront « opposées » à celle de ces groupes et d’autant plus marquées que l’on se déplacera sur la droite du tableau périodique. Mélange de métaux, semi-métaux et non-métaux 10

Remarque : les caractères métallique ou non-métallique n’est pas propre à l’élément mais au corps pur correspondant, trouvé dans la nature.

Groupe IVA :  ns2 np2  caractère non métallique avec C  solides  inversion du caractère électropositif-électronégatif caractéristique des non-métaux  Ge et Si ont une conductivité électrique importante (semi-conducteurs) Groupe VA :  ns2 np3  Métaux, semi-métaux et non métaux  Caractère électronégatif moyen  Solides sauf azote gazeux Groupe VIA :  ns2 np4  Chalcogènes  Non-métaux et semi-métaux  Electronégatifs  E1ère IONISATION élevée  Oxydant  Donnent facilement des anions divalents stables  Solides sauf oxygène gazeux Groupe VIIA : 

ns2 np5



Halogène



Non-métaux et semi-métaux (At)



Très électronégatifs



Très oxydants



E1ère IONISATION très élevée



Donnent facilement des anions monovalents stables



Gazeux (F et Cl), liquide (Br) et solides (I et At)

Groupe VIIIA : 

ns2 np6, sauf He : 1s2



Gaz nobles (inertes, rares)



Particulièrement stables



Affinité chimique dans des conditions exceptionnelles

La place occupée par un élément dans le tableau périodique permet de : 

Retrouver aisément sa configuration électronique 11



Prévoir ses principales propriétés chimiques et physiques

Exemple : Antimoine Sb : Z=51 / 5ème période / Groupe VA 5ème période  n maximum = 5 Groupe VA  couche externe en ns2 np3 (3ème colonne des éléments du bloc p) On utilise la règle de Klechkowsky pour écrire la configuration électronique.

V/ Evolution des propriétés dans le tableau périodique 1) L’approximation hydrogénoïde La charge effectivement ressentie par un e -i est donc inférieure à la charge + Ze du noyau. Elle est notée Z* ou ZEFF, est appelée charge nucléaire effective ou apparente et est égale à Z-σ; σ est la « constante d’écran ».

2) Rayon atomique et rayon ionique a. Rayon atomique On peut définir le rayon atomique comme étant la distance pour laquelle la probabilité de présence associé aux électrons externe est maximale. On peut prendre comme valeur simplifiée de son expression : r = (n’2 / Z*) a0 Ou a0 = rayon de l’atome d’hydrogène = 0,53 A°. Les rayons atomiques varient de 1,1 à 1,8 A°. Les rayons des atomes augmentent de la droite vers la gauche et du haut vers le bas du tableau périodique :

b. Rayon ionique

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Rayon ionique d’un cation (atome chargé +) < rayon atomique de l’atome. Le nombre d’électrons diminue sur la couche externe, mais pas le nombre de protons. σ diminue et Z constant  (Z-σ) augmente et l’attraction du noyau sur un électron externe augmente. Rayon ionique d’un anion (atome chargé -) > rayon atomique de l’atome. Le nombre d’électrons augmente sur la couche externe, mais pas le nombre de protons. σ augmente et Z constant  (Z-σ) diminue et l’attraction du noyau sur un électron externe diminue.

3) L’énergie d’ionisation, Ei L’énergie de première ionisation, E 1 ère ion, est la quantité d’énergie qu’il faut fournir à un atome isolé gazeux pour lui enlever un premier électron situé sur la couche externe. Li (g)

E 1ère ion

Li+ (g) + e-

E 1ère ion = 520 kJ.mol-1 Ce terme ne concerne que la formation de cations. On l’appelle souvent plus simplement énergie d’ionisation. E2ème ion, E3ème ion : Energie de deuxième et troisième ionisation : énergies à fournir successivement pour arracher un 2ème puis un 3ème électron. A (g)

E 1ère ion

A+ (g) + e- …………… A (n-1)+ (g)

E n ième

ion

A n+ (g) + e-

L’énergie d’ionisation augment de la gauche vers la droite et du bas vers le haut.

4/ L’affinité électronique, AE C’est l’énergie mise en jeu lors de la fixation d’un électron sur un atome isolé gazeux. Cette notion est encore mal définie et correspond pour certains auteurs à /∆H/. On prendra la définition selon laquelle AE = - ∆H (variation d’enthalpie) A(g) + e-

A- (g)

Pour les halogènes, A- (g) est plus stable que A(g). ∆H est donc 0. Les alcalin ne tendant pas à capter des électrons, en principe Selon notre définition, l’AE évolue comme E1er ion : les atomes qui retiennent fortement leurs électrons sont aussi ceux qui en captent facilement. 13

5) L’électronégativité e.n C’est la capacité à attirer un électron dans un doublet de liaison.

6/ Pouvoir oxydant Un oxydant est quelque chose qui prend les électrons à un autre atome, un réducteur à l’inverse donne des électrons. Il varie comme E1ere ion et AE. Le pouvoir réducteur varie en sens inverse. Donc dans e tableau périodique, p.Ox varie comme E1ère ion.

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