CLASSIFICATION PÉRIODIQUE

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1 CLASSIFICATION PÉRIODIQUE I. CONFIGURATION ÉLECTRONIQUE D UN ATOME I.1 Introduction Dans le chapitre, nous avons étudié l atome hydrogénoïde qui ne comporte qu un seul électron. Soit un atome polyélectronique qui comporte N électrons. Dans le cadre de l approximation de Born-Oppenheimer, le noyau est immobile. Pour établir l équation de Schrödinger, il faut tenir compte des interactions électrostatiques suivantes : un électron en particulier est soumis à l attraction du noyau et à la répulsion des (N 1) autres électrons du nuage. C est ce dernier terme qui complique le problème. On est amené à faire des approximations et dans ce cadre l énergie d un électron ne dépend plus que de n mais de n et de l. I.2 Classement des orbitales atomiques (OA) par ordre d énergie croissante Règle de Klechkowsky : l énergie d une orbitale atomique E n,l est une n fonction croissante de (n+l). À (n+l) fixé, l énergie croît avec n. 7 7s Sur une droite de coefficient directeur ( 1), on a n+l fixé. L énergie de l OA 3s est supérieure à celle de la 2p par exemple s 5s 3s 6p 5p 4p 3p 2p 5d 4d 4f l On pourra faire le diagramme suivant qui permet de classer rapidement les OA par énergie croissante. Il faut être capable d écrire très rapidement :,, 2p, 3s, 3p,,, 4p, 5s, 4d On remarque que l OA s intercale entre 3p et. 7s 6s 5s 7p 7d 7f 6p 6d 6f 5p 5d 5f p 4d 4f 3s 3p 2p I.3 Diagramme énergétique d un atome polyélectronique Chaque trait représente l énergie d une OA. m l n intervient pas dans l énergie d une OA. On a donc des niveaux dégénérés (ou niveaux de même énergie) quand on a plusieurs valeur de m l pour n et l donnés. À n et l fixés, on a (2l + 1) orbitales atomiques. On constate que les niveaux K et L sont bien séparés. Par contre, on a un chevauchement des niveaux M et N. 4p 3p E 3s 2p Atomistique (41-102) Page 1 sur 10 JN Beury

2 I.4 Configuration électronique d un atome dans son état fondamental a) Principe d exclusion de Pauli Principe d exclusion de Pauli : Dans un atome, deux électrons quelconques ne peuvent pas avoir leurs quatre nombre quantiques identiques. Dans une orbitale atomique caractérisée par n, l et m l, on ne peut donc mettre que deux électrons au maximum puisque m s peut être égal à ½ ou ½. Deux électrons qui ont le même spin (1/2 par exemple) sont dits parallèles. Deux électrons qui ont des spins opposés sont dits antiparallèles. On peut représenter une orbitale atomique par un rectangle appelé case de remplissage ou case quantique. L électron est représenté par une flèche vers le haut (m s = ½) ou vers le bas (m s = ½). Exemple : dans l orbitale, on peut avoir deux électrons avec des spins antiparallèles : Dans une OA, il est donc interdit d avoir deux électrons avec des spins parallèles. On peut également utiliser une représentation énergétique. Un trait horizontal représente un niveau d énergie. b) Principe de stabilité Les électrons occupent les orbitales atomiques par ordre d énergie croissante établi selon la règle de Klechkowsky en commençant par l OA de plus basse énergie qui est la. c) Principe de Hund Lorsque plusieurs orbitales atomiques ont même énergie, l énergie totale de l atome est minimale lorsqu un maximum d orbitales atomiques est occupé par des électrons de spin parallèle. Exemples : H : Z = 1 1 He : Z = 2 2 Li : Z = Be : Z = B : Z = p 1 C : Z = p 2 N : Z = p 3 O : Z = p 4 2p Br : Z = p 6 3s 2 3p p 5 On peut écrire également [Ar] p 5 Atomistique (41-102) Page 2 sur 10 JN Beury

3 La configuration 2 2 2p 2 3s 1 est-elle dans l état fondamental ou dans un état excité? C est un état excité. L état fondamental est 2 2 2p 3 Quelques exceptions à connaître : Chrome : Z = 24. On attend la configuration suivante : 2 2 2p 6 3s 2 3p mais en fait expérimentalement, on a : 1 5 La règle de Hund permet d expliquer l exception : les orbitales et sont proches en énergie, la promotion d un électron est aisée. La configuration 1 5 est plus stable. Cuivre : Z = 29. On attend la configuration suivante : 2 2 2p 6 3s 2 3p mais en fait expérimentalement, on a : 1 10 La règle de Hund permet d expliquer l exception : les orbitales et sont proches en énergie, la promotion d un électron est aisée. La configuration 1 10 est plus stable. Théorème d Unsold : lorsqu une sous-couche (d) peut être complètement remplie (10 électrons) ou à moitié remplie (5 électrons), la configuration électronique qui en résulte est stabilisée. On a le maximum d électrons avec des spins parallèles (pour 5 électrons). Les exceptions de la colonne du chrome et du cuivre sont à connaître. I.5 Électrons de valence électrons de cœur schéma de Lewis Électrons de valence : électrons dont le nombre quantique principal est le plus grand et ceux qui appartiennent à des sous-couches en cours de remplissage. Électrons de cœur : ce sont les autres électrons. Les électrons de cœur sont plus énergétiquement liés au noyau que les électrons de valence. Le schéma de Lewis représente la configuration de valence d un atome ou d un ion. Voir chapitre sur les schémas de Lewis. Exemple : Br : Z = p 6 3s 2 3p p 5 Il y a 5 électrons de valence et 30 électrons de cœur Fe 2+ : Z = 26. L atome de fer a 26 protons. Il y a 26 électrons. L ion Fe 2+ a le même nombre de protons : 26. C est le même élément chimique. Par contre, il a perdu 2 électrons. Il y a donc 24 électrons. La configuration électronique de Fe 2+ dans l état fondamental est : 2 2 2p 6 3s 2 3p Il y a donc = 6 électrons de valence et 18 électrons de cœur. Atomistique (41-102) Page 3 sur 10 JN Beury

4 II. CLASSIFICATION PÉRIODIQUE II.1 Rappels sur l élément chimique L élément chimique est défini par la donnée du numéro atomique Z, nombre de protons du noyau correspondant. La notion d élément est plus générale que celle d atome. Deux isotopes (nombre de neutrons différent mais même nombre de protons) appartiennent au même élément. Ex : H et D. Un atome et un ion formé à partir de cet atome (nombre d électrons différent mais même nombre de protons) appartiennent au même élément chimique. Ex Cl et Cl -. II.2 La classification historique La classification périodique des éléments est pour le chimiste une référence permanente. Elle a été construite à partir d observations expérimentales, sur la base d analogies constatées entre les caractères chimiques de certains corps simples. C est en 1869, que Mendéléïev classa les éléments chimiques dans un tableau qui regroupe dans chaque colonne des éléments ayant des propriétés chimiques voisines (ces éléments constituent une famille). On ne connaissait alors qu une soixantaine d éléments et on ne disposait d aucune information sur la structure de l atome, ni bien sûr d aucun modèle théorique susceptible d en décrire les propriétés. Les éléments étaient classés par masse atomique croissante, avec quelques inversions. II.3 Construction de la classification périodique à partir du modèle quantique de l atome Il existe 92 éléments naturels (découverts par voie chimique), de l hydrogène à l uranium, et une douzaine d éléments artificiels (découverts par voie nucléaire) appelés transuraniens (car se situant au-delà de l uranium dans le tableau). Le principe de construction repose sur trois idées simples : Les éléments chimiques sont classés, dans un tableau périodique, constitués de ligne (horizontales) et de colonnes (verticales) qui rendent comptent de leur structure électronique fondamentale. Les éléments chimiques sont rangés de gauche à droite dans le tableau périodique par ordre croissant de leur numéro atomique Z. Les lignes correspondent au remplissage des niveaux électroniques d énergies voisines. Ce remplissage obéit, à quelques exceptions près, aux règles de Klechkowsky. D où le découpage suivant : Rang de la période 1 er 2 ème 3 ème 4 ème 5 ème 6 ème 7 ème Sous-couches disponibles 2p 3s 3p 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p Nombre d éléments Les lignes sont appelées PERIODES et sont identifiées par leur rang n Au sein de la ligne n, le remplissage du tableau débute toujours par le remplissage de la sous-couche ns et se termine par le remplissage de la sous-couche np. Le dernier élément de la période (sous-couche np remplie) est un gaz noble. La configuration électronique de ce gaz noble est la configuration électronique de cœur de la période suivante. Tous les éléments chimiques d une période de rang n ont même configuration électronique de cœur. Les COLONNES sont repérées par un nombre en caractère gras. Au sein d une même colonne, on retrouve des éléments chimiques qui ont la même configuration électronique de valence. La configuration de valence ou configuration externe étant en priorité responsable des propriétés chimiques d un élément, les éléments chimiques d une même colonne appartiennent à une même FAMILLE CHIMIQUE. Tous les éléments chimiques d une même colonne ont même configuration électronique de valence et appartiennent à une même famille chimique. La classification devrait contenir 32 colonnes (32 éléments pour la sixième et septième période). Pour des raisons pratiques, elle n en comprend que 18, les éléments correspondant au remplissage des sous-niveaux (n-2)f sont rassemblés dans un tableau annexe en dessous du tableau principal. Les deux premières colonnes (colonnes 1 et 2), correspondant au remplissage des sous-couches ns constitue le bloc s. Les 10 colonnes suivantes (colonnes 3 à 12), correspondant au remplissage des sous-couches (n-1)d constitue le bloc d. Les 6 dernières colonnes (colonnes 13 à 18), correspondant au remplissage des sous-couches np constitue le bloc p. Le tableau annexe constitue le bloc f. 7s 5f 6d 7p Atomistique (41-102) Page 4 sur 10 JN Beury

5 II.4 Analyse par période Première période Uniquement la sous-couche. L hydrogène se place dans la case de gauche malgré ses propriétés qui diffèrent de celles des autres éléments de la colonne. L hélium se place dans la dernière colonne malgré sa configuration, au vu de ses propriétés (gaz rare). Deuxième période Huit éléments (remplissage successif des sous-niveaux et 2p) de configuration de cœur 2 schématisée par [He] Troisième période Huit éléments (remplissage successif des sous-niveaux 3s et 3p) de configuration de cœur [Ne]. Quatrième période La configuration de cœur de ces éléments est [Ar]. Le remplissage de cette période met en évidence l inversion des sous-niveaux et. L occupation des sous-couches se fait dans l ordre prédit par la règle de Klechkowsky :,, puis 4p. On trouve cependant deux exceptions : - le chrome Cr [Ar] 5 1 au lieu de [Ar] 4 2 attendue - le cuivre Cu [Ar] 10 1 au lieu de [Ar] 9 2 attendue En effet, une sous-couche pleine ou à moitié remplie associée à une couche à demi pleine est favorisée devant une couche remplie avec une sous-couche comportant 4 électrons de même spin. Cinquième période La configuration de cœur de ces éléments est [Kr]. Le remplissage de cette période met en évidence l inversion des sous-niveaux 4d et 5s. L occupation des sous-couches se fait dans l ordre prédit par la règle de Klechkowsky : 5s, 4d, puis 5p. On retrouve des exceptions, en nombre plus important car les niveaux 5s et 4d sont proches (Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag). Sixième période On a en plus intervention des orbitales 4f. On retrouve cinq exceptions à la règle de Klechkowsky. La plus importante concerne le lanthane (5d 1 6s 2 au lieu de 4f 1 6s 2 ). Septième période La septième période est incomplète car sur les 32 éléments qu elle peut contenir, seuls 24 ont été découverts expérimentalement. Les souscouches 5f et 6d sont très proches, ce qui implique que les exceptions à la règle de Klechkowsky sont très fréquentes. On n a pu à ce jour mettre en évidence d élément 7p. L élément le plus stable de la période devrait en théorie être l élément 118 (toutes les sous-couches seraient saturées). Tous les éléments de Z > 92 (Transuraniens) sont radioactifs. II.5 Grandeurs atomiques a) Énergie d ionisation L énergie de première ionisation E i1 (encore notée I) d un atome M est l énergie minimale nécessaire pour arracher un électron à l état gazeux : M (g) M + (g) + e (g) Les atomes sont dans l état fondamental. On utilise plusieurs unités : J, ev, kj.mol 1. Exemple : atome d hydrogène : énergie d ionisation = 13,6 ev = 13,6 1, = 2, J Le potentiel d ionisation est 13,6 V. On peut l exprimer en J.mol -1 : 13,6 1, , = 1310 kj.mol -1 L énergie d ionisation est une grandeur positive expérimentale. Cette énergie est définie pour M (g) et M (g) + dans leur état fondamental. Atomistique (41-102) Page 5 sur 10 JN Beury

6 Elle correspond à l énergie à fournir pour chasser un électron du dernier niveau occupé dans le cortège électronique de l atome dans son état fondamental et l envoyer à l infini, sans énergie cinétique. L énergie de première ionisation augmente de gauche à droite le long d une période et de bas en haut le long d une colonne. E i1 (en ev) Atome Interprétation : Quand on se déplace dans une ligne (du Li au Ne), l énergie d ionisation est de plus en plus importante car le noyau est de plus en chargé. Il attire donc de plus en plus l électron. Li donne facilement Li + qui a la même configuration électronique qu un gaz rare alors que Ne est stable et c est difficile de donner Ne +. On a deux exceptions dans cette augmentation : B et O. L anomalie du bore est due à une configuration électronique particulièrement stable de B + (couche saturée). B : 2 2p 1 et B + : 2 Pour l oxygène, on a une configuration particulièrement stable de O +. On a une certaine stabilité car on a le spin maximum pour O + : 2 2p 3 2p Quand on change de ligne, on constate que l énergie d ionisation chute brutalement. Quand on descend dans une colonne, l énergie d ionisation diminue car l électron est de plus en plus éloigné du noyau et donc de moins en moins retenu. C est donc de plus en plus facile de l arracher. Quand on se déplace vers la droite, l énergie de première ionisation augmente. Quand on monte dans une colonne, l énergie de première ionisation augmente. E i1 On peut définir également une énergie de deuxième ionisation : M + (g) M 2+ (g) + e (g) De même on définit une énergie de troisième, quatrième ionisation. E i2 Exemple pour le carbone : E i1 = 11 ev ; E i2 = 24 ev ; E i3 = 48 ev ; E i4 = 64 ev ; E i5 = 392 ev Interprétation : On constate qu on a une augmentation régulière. C est normal puisque c est de plus en plus difficile d arracher un électron à un cation de plus en chargé. On a une rupture entre E i4 et E i5. L énergie de 5 ème ionisation correspond à : C 4+ (g) C 5+ (g) + e (g). C 4+ a la configuration électronique : 2. C est la même structure électronique que l hélium qui est rare. C est donc très difficile d arracher un électron à C 4+. Atomistique (41-102) Page 6 sur 10 JN Beury

7 b) Affinité électronique Ces énergies mesurent la capacité d un atome à accepter un électron excédentaire. L énergie de premier attachement électronique A 1, ou énergie de fixation d un électron, d un atome M caractérise l énergie mise en jeu pour lui apporter, dans son état gazeux, un électron supplémentaire : M (g) + e (g) M - (g) C est une grandeur expérimentale difficile à estimer (il faut tenir compte de l énergie de l orbitale et de la taille de l atome). En général, il s agit d une grandeur négative (la réaction correspondante est exothermique). Il est plus commode d utiliser la notion d affinité électronique E AE définie par : E AE = A 1 En effet, E AE est le plus souvent positif. L affinité électronique E AE est l énergie nécessaire pour oxyder un anion M - jusqu au stade d atome élémentaire à l état gazeux, c'est-à-dire : M (g) M (g) + e (g) L affinité électronique est en général exprimée en ev. Il est délicat d expliquer l évolution de l affinité électronique dans la classification périodique. On trouve quelques valeurs positives de A 1 : ces valeurs concernent des éléments pour lesquels les électrons saturent déjà totalement les couches ou sous-couches. L électron supplémentaire doit se placer sur un niveau d énergie supérieure, ce qui rend l ion formé instable. c) Électronégativité La réactivité chimique passe par des échanges électroniques, il est donc important d avoir une idée -même qualitative- de la capacité d un atome à capter un électron (propriété oxydante) ou à céder un électron (propriété réductrice). L électronégativité χ est la grandeur relative, sans dimension, qui caractérise l aptitude d un atome B à attirer à lui le doublet électronique qui l associe à un autre atome A. On définit des échelles d électronégativité dont l utilisation est essentiellement qualitative. Trois échelles sont principalement utilisées. Les valeurs numériques des constantes qu elles utilisent ont été ajustées pour que les électronégativités aient des ordres de grandeur comparables dans chacune d elles. Les deux premières sont définies à partir des propriétés atomiques étudiées précédemment : c1) Échelle de Mulliken Définie par Mulliken pour un atome M comme la moyenne arithmétique des énergies d ionisation et d affinité électronique de cet atome. Un facteur d échelle k rend la grandeur sans dimension (L unité de k dépend de l unité des énergies : pour des énergies en ev, k = ev -1 ). Ei 1 + EAE χ M = k 2 χ vaut 1 pour le sodium et 4 pour le fluor qui est l élément le plus électronégatif. On retiendra cette définition, tout en sachant qu il en existe d autres. c2) Échelle de Pauling Cette deuxième échelle, qui est la plus utilisée, est définie à partir de propriétés moléculaires. Pauling a remarqué que l énergie de dissociation D AB d une molécule diatomique hétéronucléaire A-B est généralement plus grande que celle de chaque molécule homonucléaire A-A ou B-B (respectivement D AA et D BB ). La différence d électronégativité entre A et B est reliée aux énergies de dissociation par : χ P = χ P( A) χ P( B) = 0,102 DAB DAA DBB (formule hors programme) où 0,102 correspond au facteur d échelle pour des Dij en kj.mol -1. c3) Évolution de l électronégativité dans la classification périodique Les variations de l électronégativité sont très semblables quelque soit l échelle utilisée. L électronégativité croît lorsqu on se déplace de la gauche vers la droite et du bas vers le haut de tableau périodique. Toutes les échelles ne définissent pas d électronégativité pour les gaz rares car ces éléments ne participent pratiquement pas à la formation de molécules. χ On remarque que le césium est l élément le moins électronégatif (on dit électropositif) et le fluor est le plus électronégatif. élément Mg H C I Br N Cl O F χ 1,3 2,2 2,6 2,7 3,0 3,0 3,2 3,4 4,0 Atomistique (41-102) Page 7 sur 10 JN Beury

8 d) Rayon ionique La notion de rayon ionique R i se définit comme le rayon apparent d un atome M ayant subi une modification de son cortège électronique. Les rayons ioniques des cations C p+ et/ou des anions A q- varient, dans le tableau périodique, comme les rayons des O.A. de valence des atomes correspondants. Le rayon ionique de l ion C + est plus faible que celui de l atome neutre. Le rayon ionique de l ion A - est donc supérieur à celui de l atome neutre Les cations sont donc généralement plus petits que les anions. Souvent fortement chargés, ils créent en leur voisinage un champ électrique intense susceptible d attirer à eux des charges négatives. Cette propriété révèle leur tendance à la complexation. On dit que les cations sont fortement polarisants. Application : Plus un cation est petit, plus le champ créé est intense. Les molécules d eau (qui sont des dipôles) seront plus attirées et le cation sera plus solvaté (nombre de molécule d eau plus important). De la même manière, plus la charge du cation est importante plus ce cation sera polarisant et donc plus il sera solvaté. Les anions, nettement plus gros et souvent moins chargés, vont au contraire subir des déformations dans un champ électrique. On dit que les anions sont polarisables. Les cations C p+ sont polarisants et leurs rayons ioniques, plus faibles que le rayon de l atome neutre, diminuent lorsque la charge p+ augmente. Les anions A q- sont polarisables et leurs rayons ioniques, plus grands que le rayon de l atome neutre, augmentent avec la charge q-. e) Autres rayons La notion de rayon d un atome dépend de la nature de la liaison chimique dans laquelle il est engagé, ce qui signifie qu on va définir différents autres types de rayons. Ces différentes définitions n auront pas forcément de sens pour tous les éléments. e1) Rayon de Van der Waals Rv C est la moitié de la plus courte distance à laquelle peuvent s approcher les noyaux de deux atomes identiques, appartenant à deux molécules différentes. (Par exemple molécules diatomiques homonucléaires identiques venant en contact au cours d un choc) e2) Rayon covalent Rc Lorsque deux atomes se lient pour former une molécule, leurs couches électroniques externes s interpénètrent et la distance entre leurs noyaux devient inférieure à la somme de leurs rayons de Van der Waals. On appelle rayon covalent d un élément la moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes. Ne peut être déterminé pour les éléments de transition, tous métalliques. e3) Rayon métallique Rm C est la demi-distance d équilibre entre les noyaux de deux atomes dont les nuages électroniques s interpénètrent. La distance d un atome à un autre atome est la distance de centre à centre. Ces trois rayons diminuent globalement de gauche à droite le long d une période de la classification périodique. Une importante discontinuité intervient au changement de période. Quand on descend dans une colonne, la rayon augmente. II.6 Caractère redox a) Caractère redox On rappelle qu un réducteur est susceptible de donner un ou plusieurs électrons et qu un oxydant est susceptible d en capter : Ox + n e - = Red La facilité à capter ou céder des électrons est liée aux énergies d attachement électronique et d ionisation et donc à l électronégativité. Plus l électronégativité d un atome est grande, plus son caractère oxydant est fort. Plus l électronégativité d un atome est faible, plus son caractère réducteur est fort. En fait, quand deux atomes appartenant à deux éléments différents sont en présence, le plus électronégatif joue le rôle d oxydant : selon le cas, un atome peut donc être ou oxydant ou réducteur. b) Caractère acido-basique des oxydes Atomistique (41-102) Page 8 sur 10 JN Beury

9 Le caractère acido-basique d un oxyde M 2 O n dépend de la différence d électronégativité entre l atome mis en jeu M au degré d oxydation n et l oxygène O : - Si la différence d électronégativité est grande, l oxyde est un composé ionique facilement soluble dans l eau. Les ions O 2- libérés sont des bases très fortes qui réagissent avec l eau pour donner des ions hydroxydes OH - : H 2 O + O 2-2 OH - - Si la différence d électronégativité est faible, l oxyde est covalent. Sa solubilisation dans l eau est plus complexe. Les oxydes des éléments les plus à gauche de la classification présentent donc un fort caractère basique. Ceux qui sont le plus à droite sont des acides forts. Les éléments de la partie centrale forment des oxydes amphotères. II.7 Particularité de quelques familles I Bloc s 1- Atome d hydrogène Classé à part. Il ne possède qu un électron de valence et il est difficile de modifier la configuration électronique. Son électronégativité est particulièrement élevée (la dixième). On peut former le proton H +, très petit et instable dans un état isolé. On peut aussi former l hydrure H - lors d association avec les éléments les moins électronégatifs. 2- Les alcalins Ce sont les autres éléments de la colonne 1. Ce sont les éléments les plus électropositifs du tableau, ce caractère augmentant quand on se déplace vers le bas. Ce sont des très bons réducteurs. Les hydroxydes correspondant sont des bases fortes. Ils perdent facilement un électron pour acquérir la structure électronique du gaz rare qui les précède. 3- Les alcalino-terreux Ce sont les éléments de la colonne 2. Ils ont tendance à s ioniser pour former M 2+ (structure du gaz rare qui les précède). Ils sont un peu moins électropositifs que les alcalins, aussi bons réducteurs et avec un caractère basique un peu atténué en ce qui concerne les hydroxydes. II Bloc p 1- Caractères généraux Il existe 6 familles (colonnes 13 à 18). Tous ces éléments, mis à part les gaz rares, ont plusieurs états d oxydation. Pour la colonne 13, l état d oxydation le plus stable est le degré +III (sauf pour le thallium) qui confère aux éléments la structure du gaz noble qui les précèdent (gaz rare le plus proche). Les éléments de la colonne 14 (celle du carbone et du Si) forment surtout des composés covalents tétragonaux. Les éléments de la colonne 15 forment des composés covalents AB 3, ce qui leur confère la structure des gaz nobles. Les chalcogènes et halogènes (colonne 16 et 17) ont tendance à former des anions par gain de respectivement 2 ou 1 électrons, ce qui leur confère la structure du gaz noble le plus proche. Les éléments de ces groupes sont très électronégatifs et oxydants, surtout les halogènes. Les éléments O et F sont à l origine de la liaison Hydrogène. 2- Halogènes Eléments de la colonne 17. A l état de corps simples, on les trouve sous forme de molécules très stables X 2. Ils sont très électronégatifs et ont tendance à former des anions X - (structure du gaz rare qui suit : gaz rare le plus proche). 3- Gaz nobles (ou rares) Eléments de la colonne 18 de configuration de valence ns 2 np 6 (sauf He 2 ). La couche de valence totalement remplie implique une stabilité particulièrement grande : Ce sont dans les conditions standards des gaz monoatomiques, quasiment chimiquement inertes. III Bloc d Un élément de transition est un élément chimique à sous-couche (n-1)d incomplète à l état élémentaire ou dans un état d oxydation stable Ce sont des métaux à l état de corps simples, ils ont, pour la première série () de transition, plusieurs degré d oxydation stables (ce qui est rarement le cas pour les deuxième (4d) et troisième (5d) séries) et ils forment facilement des complexes (petite taille et forte charge). Ces propriétés sont dues à l existence de sous-niveaux d incomplets Lors de l ionisation, la sous-couche se vide avant la. IV Bloc f Se divisent en deux séries qui portent un nom particulier : - Les lanthanides ou terres rares, de symbole général Ln (sous-couche 4f) - Les actinides, de symbole général An (sous-couche 5f). Atomistique (41-102) Page 9 sur 10 JN Beury

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