Chapitre 6: Propriétés périodiques des éléments (p.167) 1

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1 Chimie générale Hiver 2012 Mélanie Tremblay Chapitre 6: Propriétés périodiques des éléments (p.167) 1 Mendeleïev propose un classement fondé sur la masse atomique des éléments. Son tableau périodique des éléments respecte le principe d Aufbau (règle de KlechKowsky) selon lequel les électrons d un atome rempliront successivement les orbitales des niveaux énergétiques les plus bas. Dimitri Ivanovitch Mendeleïev ( ) Premier manuscrit du tableau périodique présenté en 1869 par MendeleÏev. Le tableau actuel utilisé est divisé en (ligne horizontale correspondant aux nombres quantiques de la dernière couche électronique (électron de valence)) et en (colonne verticale correspondant au nombre d électrons de valence). 1 FLAMAND, Eddy (2010). Chimie Générale, 3 e édition, Mont-Royal, Modulo. 1 P a g e

2 2 P a g e

3 6.1 Électrons de valence (p.168) 1 A- Éléments non-transitionnels(familles 2, 13, 14, 15, 16, 17 & 18) Électrons de valence : Électrons périphériques (couche de nombre quantique n le plus élevé) d un atome. Ce sont eux qui participent à la formation des liaisons chimiques. Électrons de cœur : Électrons situés sur les couches électroniques inférieures. N(7) => 1s 2 2s 2 2p 3 B- Éléments transitionnels (Familles 3 à 12) Électrons de valence : Électrons de la couche de nombre quantique n le plus élevé. Attention, ils peuvent aussi inclurent ceux de l orbitale d de n-1 d un atome en fonction de leur nombre d oxydation préférentiel et du nombre de liens possibles. Éléments Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Nombre d oxydation préférentiel Électrons de valence Tableau 6.1 (p.171) 1 : Valeurs des charges ioniques (nombre d oxydation) les plus courants des ions des métaux de transition. Sc(21) => Fe(26) => Ni(28) => Définition et détermination à partir du tableau périodique (p.169) 1 3 P a g e

4 Électrons de valence: F(9) => 1s 2 2s 2 2p 5 Cl(17) => Br(35) => Charge ionique et nombre d oxydation: Les atomes tendent à acquérir la configuration électronique du gaz rare plus proche en captant ou en cédant le nombre d électrons appropriés. Anion : N(7) => Cl(17) => Les éléments les plus susceptibles d acquérir des électrons supplémentaires sont les éléments situés près des gaz rares dans le tableau périodique (souvent des non-métaux). Cation : Na(11) => 4 P a g e

5 Al(13) => Les éléments les plus susceptibles de perdre des électrons sont les éléments de la gauche du tableau (famille 1,2 et 13) ainsi que les éléments de transition (bloc d)(souvent des métaux). On enlève le nombre d électrons requis en suivant l ordre inverse des règles de remplissage des orbitales (voir section 5.4). C(6) => Cas particulier des métaux de transition (p.170) 1 Mn(25) => Règle : Lorsqu un cation est formé à partir d un atome d un métal de transition (ou d un Lanthanide / Actinides), les électrons quittent toujours l orbitale ns avant les orbitale (n-1)d. Mo(42) => Au(79) => Charge nucléaire effective et effet d écran: Un électron périphérique subit plusieurs forces simultanément de par sa position. 5 P a g e

6 Effet d écran : Charge nucléaire effective (Z eff ) : Charge nucléaire réelle (numéro atomique ; Z) exercée sur un électron corrigée par l effet de charges des autres électrons situés dans la même couche ou dans les couches internes (effet d écran ; σ). Calculé avec : ( ) [ ( )] Atome Li B C N O F Charge nucléaire Charge nucléaire effective Tableau 6.2 (p.173) 1 : Valeurs approximatives de charge nucléaire effectives subies pas les électrons 2s de la 2 e période. Si (14) =>1S 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 Z= Z eff = P (15) =>1S 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Z= Z eff = Na + (11) => Z= 6 P a g e

7 Z eff = Z eff croit de gauche à droite car plus le nombre de proton augmente et plus l attraction du noyau vers les électrons de valence augmente, car l effet écran reste constant (même nombre d électrons de cœur). As (33) => Z= Z eff = Z eff est constant dans un groupe, les électrons périphériques sont constants (le nombre) ainsi que l effet d écran. 6.2 Rayon atomique et rayon ionique (p.171) Rayon atomique (p.171) 1 Rayon atomique: Rayon covalent : Égal à la moitié de la distance séparant les noyaux respectifs de deux atomes identiques d une même molécule. Rayon métallique : Égal à la moitié de la distance séparant les noyaux respectifs de deux atomes adjacents d un métal solide. Br 2 =>rayon covalent Na =>rayon métallique HF =>molécule diatomique 7 P a g e

8 Évolution dans le tableau périodique: Justification de l augmentation du rayon : 1. Du haut vers le bas: Augmentation du nombre quantique principal 2. De droite vers la gauche: Effet d écran des électrons des couches internes Exercice: Quel élément possède le plus grand rayon atomique? B ou N => K ou Li => Rb ou Ga => S ou F => Rayon ionique (p.175) 1 Rayon ionique: Mg => Mg 2+ => As => As 3- => Rayon atomique: Distance qui sépare le noyau de la couche électronique externe. Rayon ionique est inversement proportionnel à la charge nucléaire effective Série isoélectronique: Classez K + Ca 2+ S 2- Cl - en ordre décroissant de taille. Expliquez. 8 P a g e

9 Série isoélectronique: Ensemble d ions possédant la même configuration électronique (même nombre d électrons). Le rayon ionique diminue avec l accroissement de la charge nucléaire. Évolution dans le tableau périodique: Justification du rayon : 1. Du haut vers le bas: Augmentation du nombre quantique principal 2. Variation de la charge (+ ou -) : Diminution de la taille avec augmentation de la charge (+) Augmentation de la taille avec diminution de la charge (-) Calcul de la taille des ions dans un solide unique: Exercice 6.6 (p.175) : 1. Déterminer les configurations électroniques 2. Calculer la charge nucléaire effective 3. Calculer le rapport des rayons ioniques 4. Déterminer la valeur des rayons ioniques 9 P a g e

10 Exercice: Quel élément possède le plus grand rayon ionique? B ou N => K ou Li => Rb ou Ga => S ou F => 6.3 Énergie d ionisation, affinité électronique et électronégativité (p.177) Énergie d ionisation (p.177) 1 Énergie d ionisation: L énergie requise pour arracher un électron d un atome ou d un ion à l état gazeux. ( ) ( ) 1 e ionisation => Mg E 1 = 2 e ionisation => Mg + E 2 = 3 e ionisation => Mg 2+ E 3 = 4 e ionisation => Mg 3+ E 4 = ** Pourquoi il y a-t-il un changement brusque d énergie d ionisation entre E 2 et E 3? ** Calculez l énergie nécessaire pour Mg + E Mg é? E 1 < E 2 < E 3 < E 4 <... POURQUOI??? s explique par l accroissement de la force d attraction du noyau envers les électrons. 10 P a g e

11 Évolution dans le tableau périodique: Justification de l augmentation: 1. Du bas vers le haut: Diminution du nombre quantique principal (n); Rapprochement des électrons de valence. 2. De gauche vers la droite: Augmentation de la charge nucléaire effective; Augmentation de l attraction du noyau; Quelques irrégularités: Cas 1 : Li Be Tendance : Be B Tendance : Li (3) Be (4) B (5) Configuration électronique Énergie de 1 ère ionisation 0.52 MJ/mol 0.90 MJ/mol 0.80 MJ/mol 1S 2S 2P Explications : Cas 2 : B N Tendance : N O Tendance : B (5) C (6) N (7) Configuration électronique Énergie de 1 ère ionisation 0.80 MJ/mol 1.09 MJ/mol 1.40 MJ/mol 1S 2S 2P 11 P a g e

12 O (8) Explications : 1.31 MJ/mol Exercice: Quel élément possède la plus grande énergie d ionisation? B ou N => K ou Li => Rb ou Ga => S ou F => Affinité électronique (p.180) 1 Affinité électronique: L énergie associée lorsqu un électron est capturé par un atome neutre à l état gazeux. Plus un atome a de l affinité pour capturer un électron, plus l énergie libérée est élevée. ( ) ( ) 1 e affinité => N H= 2 e affinité => N - H= 3 e affinité => N 2- H= Évolution dans le tableau périodique: Justification de l augmentation: De gauche vers la droite: Augmentation de la charge nucléaire effective; Augmentation de l attraction du noyau; 12 P a g e

13 Quelques irrégularités: Na Mg Tendance : Mg Si Tendance : Si P Tendance : P Cl Tendance : Na (11) Mg (12) Al (13) Si (14) P (15) S (16) Cl (17) Configuration électronique Affinité électronique 53 kj/mol 0 kj/mol 43 kj/mol 134 kj/mol 72 kj/mol 200 kj/mol 349 kj/mol 1S 2S 2P 3S 3P Explications : Exercice: Quel élément possède la plus grandeaffinité électronique? B ou N => K ou Li => Rb ou Ga => S ou F => Électronégativité (p.181) 1 13 P a g e

14 Électronégativité: Force avec laquelle un atome d attirer vers lui les électrons d une liaison chimique. Diverses échelles attribuent des valeurs d électronégativité aux éléments, la plus utilisée étant celle de Pauling. La valeur d électronégativité permet de déduire le nombre d oxydation et donc, la tendance d un élément à former un cation (si la valeur est faible) ou un anion (si la valeur est élevée). La valeur d électronégativité permet de déduire le type de liaison (liaison covalente ou ionique (Chapitre 7). Évolution dans le tableau périodique: Justification de l augmentation: 1. Du bas vers le haut: a. Diminution du nombre quantique principal (n); b. Rapprochement des électrons de valence. 2. De gauche vers la droite: Augmentation de la charge nucléaire effective; Augmentation de l attraction du noyau; Exercice: Quel élément possède la plus grande électronégativité? B ou N => K ou Li => Rb ou Ga => S ou F => Résumé des tendances : 14 P a g e

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