Dr. Pierre-Alexis GAUCHARD

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1 UE1 : Chimie Chimie physique Chapitre 3 : La classification périodique des éléments Dr. Pierre-Alexis GAUCHARD Année universitaire 2014/2015 Université Joseph Fourier (UJF) Grenoble I - Tous droits réservés

2 Chapitre 3. La classification périodique I. Présentation II. Evolution des propriétés

3 I. Présentation I.1) Histoire de la classification des éléments I.2) Classification périodique des éléments sous sa forme actuelle I.3) Les principales familles

4 I.1) Histoire de la classification des éléments Classification proposée par Dimitri Ivanovitch Mendeleïev (chimiste russe) vers 1870 Classement par masse atomique M croissante des 63 éléments connus. Inversion de quelques éléments de manière à placer en colonnes les éléments aux propriétés chimiques voisines (expl : Iode I et Tellure Te). Certaines cases vides, avec prédiction des propriétés que devraient avoir les éléments encore inconnus qui occuperaient ces cases.

5 I.1) Histoire de la classification des éléments 1875 découverte du gallium Ga dont les propriétés chimiques (analogues à celles de l aluminium) correspondaient très exactement à celles prévues par Mendeleïev pour un élément de telle masse atomique idem avec le germanium VALIDATION DU CLASSEMENT SELON MENDELEIEV 1910 découverte de la charge du noyau par Rutherford et introduction du numéro atomique Z. nouveau classement non plus selon M croissante mais selon Z croissant (périodicité des propriétés sans que des inversions soient nécessaires). Classer par Z croissant revient à classer selon la configuration électronique des atomes.

6 I.2) Classification périodique des éléments sous sa forme actuelle Chaque ligne (ou période) de la classification est associée à un nombre quantique n : la n-ième ligne débute par le remplissage de l orbitale ns et se termine lorsque la sous-couche np est remplie. Chaque colonne (ou groupe) de la classification rassemble les éléments de même configuration électronique de valence. 7 périodes 18 colonnes (bloc f à part pour ne pas avoir une classification à 32 colonnes)

7 I.2) Classification périodique des éléments sous sa forme actuelle Bloc S Bloc D Bloc P ns 1 ns 2 n d 1 n d 2 n d 3 n d 54 n d 5 n d 6 n d 7 n d 8 n d 10 9 n d 10 ns 1 1 np 2 1 ns np 2 2 ns np 2 3 ns np 2 4 ns np 2 5 ns np 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np H n = n-1 2He 2 3 3Li 11Na 4Be 12Mg valeurs de n 5B 6C 7N 8O 9F 13Al 14Si 15P 16S S 17Cl 10Ne 18Ar 4 19K 20Ca 21Sc 22 Ti 23V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29Cu 30 Zn 31Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36Kr 5 37Rb 38Sr 39Y 40 Zr 41Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53I 54Xe 6 55Cs 56Ba 57La 72 Hf 73Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78Pt 79Au 80 Hg 81Tl 82Pb 83 Bi 84Po 85 At 86Rn 7 87Fr 88Ra 89Ac Bloc F 58Ce 59 Pr 60Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu 90Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr

8 I.2) Classification périodique des éléments sous sa forme actuelle Bloc S Bloc D 8 Bloc P ns 1 ns 2 n d 1 n d 2 n d 3 n d 54 n d 5 n d 6 n d 7 n d 8 n d 10 9 n d 10 ns 1 1 np 2 1 ns np 2 2 ns np 2 3 ns np 2 4 ns np 2 5 ns np 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np 6 6 1H 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S S 17Cl 18Ar 4 19K 20Ca 21Sc 22 Ti 23V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29Cu 30 Zn 31Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36Kr 37Rb 38Sr 39Y 40 Zr 41Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53I 54Xe 55Cs 56Ba 57La 72 Hf 73Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78Pt 79Au 80 Hg 81Tl 82Pb 83 Bi 84Po 85 At 86Rn 87Fr 88Ra 89Ac Fer 26 Fe 4 ème période : n = 4 8 ème colonne : électrons de valence en n d 6 ns 2 avec n= 4 et n = n-1 = 3 Configuration de valence en 3d 6 4s 2 Configuration électronique : [ 18 Ar] 3d 6 4s 2

9 I.2) Classification périodique des éléments sous sa forme actuelle Bloc S 1 2 Bloc D Bloc P colonne =N V colonne = N V colonne = N V + 10 ns 1 ns 2 n d 1 n d 2 n d 3 n d 54 n d 5 n d 6 n d 7 n d 8 n d 10 9 n d 10 ns 1 1 np 2 1 ns np 2 2 ns np 2 3 ns np 2 4 ns np 2 5 ns np 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np H 2He 2 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 3 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S S 17Cl 18Ar 4 19K 20Ca 21Sc 22 Ti 23V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29Cu 30 Zn 31Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36Kr 5 37Rb 38Sr 39Y 40 Zr 41Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53I 54Xe 6 55Cs 56Ba 57La 72 Hf 73Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78Pt 79Au 80 Hg 81Tl 82Pb 83 Bi 84Po 85 At 86Rn 7 87Fr 88Ra 89Ac

10 I.2) Classification périodique des éléments sous sa forme actuelle 1H 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S S 17Cl 18Ar 19K 37Rb 55Cs 87Fr 20Ca 38Sr 56Ba 88Ra 21Sc 22 Ti 23V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29Cu 30 Zn 31Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36Kr 39Y 40 Zr 41Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53I 54Xe 57La 72 Hf 73Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78Pt 79Au 80 Hg 81Tl 82Pb 83 Bi 84Po 85 At 86Rn 89Ac Pas d évolution prévisible des propriétés avec Z. Z=9, fluor extrêmement réactif Z=10, néon inerte Propriétés chimiques analogues dans une colonne (cf. historique, aluminium 13 Al et gallium 31 Ga); provient du fait que dans une colonne la configuration de valence est la même. Remarque sur l hélium appartient au bloc s; classé dans bloc p du fait de propriétés chimiques analogues aux éléments de la dernière colonne.

11 I.2) Classification périodique des éléments sous sa forme actuelle H 2 He Li Be B C N 2 O 2 F 2 Ne Na Mg Al Si P 4 S 8 Cl 2 Ar K Rb Cs Fr Ca Sr Ba Ra Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 2 Kr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 2 Xe La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 2 Rn Ac Corps simples associés aux éléments chimiques peuvent être Monoatomiques (exemples : le fer Fe, l hélium He) di-atomiques (di-hydrogène H 2, di-oxygène O 2, di-azote N 2, di-fluor F 2 ) ou plus (ozone O 3, phosphore P 4, soufre S 8 ). Ils peuvent être solides (majorité des cas : l ensemble des métaux (sauf le mercure), carbone C, silicium Si, di-iode I 2, ) gazeux (H 2, O 2, N 2, F 2, di-chlore Cl 2, hélium He, néon Ne, argon Ar, ) liquides (seulement deux cas : le mercure Hg et le di-brome Br 2 ).

12 I.3) Les principales familles i) Familles du bloc p Gaz nobles (anciennement gaz rares): colonne 18 Position remarquable de He : 1s 2 Corps simples : gaz monoatomiques Très peu réactifs Bloc P ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np 6 2He 5B 6C 7N 8O 9F 13Al 14Si 15P 16 S 17 Cl 10Ne 18Ar 31Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36Kr 49In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53I 54Xe 81Tl 82Pb 83 Bi 84Po 85 At 86Rn

13 I.3) Les principales familles i) Familles du bloc p Gaz nobles (anciennement gaz rares): colonne 18 Position remarquable de He : 1s 2 Corps simples : gaz monoatomiques Très peu réactifs Halogènes : colonne 17 Corps simples : molécules diatomiques : F 2, Cl 2 (gaz), Br 2 (liquide), I 2 (solide) Oxydants : donnent des anions : F, Cl, Br, I Bloc P ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np 6 5B 6C 7N 8O 9F 13Al 14Si 15P 16 S 17Cl 2He 10Ne 18Ar 31Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35Br 36Kr 49In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53I 54Xe 53I 81Tl 82Pb 83 Bi 84Po 85At 86Rn

14 I.3) Les principales familles ii) Familles du bloc s Bloc S 1 2 Hydrogène : cas particulier ns 1 ns H 1H 3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs 87Fr 4Be 12Mg 20Ca 38Sr 56Ba 88Ra

15 I.3) Les principales familles ii) Familles du bloc s Bloc S 1 2 Hydrogène : cas particulier 1 ns 1 ns 2 1H Métaux alcalins : colonne 1 (sauf hydrogène) Corps simples : métaux (monoatomiques) Réducteurs : donne des cations : Na +, K Li 11Na 19K 37Rb 55Cs 87Fr 4Be 12Mg 20Ca 38Sr 56Ba 88Ra

16 I.3) Les principales familles ii) Familles du bloc s Bloc S 1 2 Hydrogène : cas particulier 1 ns 1 ns 2 1H Métaux alcalins : colonne 1 (sauf hydrogène) Corps simples : métaux (monoatomiques) Réducteurs : donne des cations : Na +, K Li 4Be 3 11Na 12Mg 4 19K 20Ca Métaux alcalino-terreux : colonne Rb 55Cs 38Sr 56Ba Corps simples : métaux (monoatomiques) Réducteurs : donne des cations «2+» : Ca 2+, Mg Fr 88Ra

17 I.3) Les principales familles iii) Les éléments de transition Eléments des blocs d (et f) Corps simples : métaux Réducteurs : donnent des cations. Grande variété dans les cations formés : +, 2+, 3+, 4+ Chaque élément peut conduire à plusieurs cations stables. Moins réducteurs que les métaux alcalins et alcalino-terreux. Grande importance biologique. Certains sont des oligoéléments essentiels. Entrent dans la composition de molécules biochimiques (enzymes, pigments).

18 II. Evolution des propriétés II.1) Rayons atomiques, rayons ioniques II.2) Energie d ionisation II.3) Electronégativité II.4) Polarisation, pouvoir polarisant, polarisabilité

19 II.1) Rayons atomiques et ioniques i) Rayon atomique ρ la taille (le «rayon») des OA de valence donne une estimation de la taille (du «rayon») de l atome. la taille des OA augmentent avec n probabilité que l électron soit proche du noyau diminue lorsque n augmente. la taille des OA de valence diminue à n constant lorsque Z augmente (augmentation de l interaction noyau électron probabilité que l électron soit proche du noyau augmente lorsque Z augmente). théorie quantique : ρ varie en n²/z

20 II.1) Rayons atomiques et ioniques ii) Evolution du rayon atomique 1H 53 pm 2He 31 pm 3Li 163 pm 11Na 217 pm 4Be 109 pm 12Mg 168 pm 5B 82 pm 13Al 137 pm 6C 65 pm 14Si 115 pm 7N 55 pm 15P 100 pm 8O 45 pm 16S 88 pm 9F 41 pm 17Cl 78 pm 10Ne 36 pm 18Ar 71 pm 19K 332 pm 20 Ca 256 pm 31Ga 146 pm 32 Ge 129 pm 33 As 116 pm 34 Se 105 pm 35 Br 96 pm 36 Kr 88 pm Attention penser qu un atome qui possède plus d électrons qu un autre possède nécessairement un rayon plus grand est une idée fausse.

21 II.1) Rayons atomiques et ioniques iii) Rayons ioniques Rayons ioniques : le rayon d un anion est plus gros que celui de l atome neutre qui lui correspond. le rayon d un cation est plus petit que celui de l atome neutre qui lui correspond.

22 II.1) Rayons atomiques et ioniques iii) Rayons ioniques

23 II.2) Energie d ionisation L énergie d ionisation EI (ou potentiel d ionisation) est l énergie minimale à fournir pour arracher un électron à un atome à l état gazeux dans son état fondamental. A (g) EI A + (g) + 1e - (g) On parle parfois d énergie de 1 ère ionisation car on définit également des énergies de deuxième, troisième, etc. ionisation. Énergie de deuxième ionisation. Énergie de troisième ionisation. A + (g) EI 2 A 2+ (g) + 1e - (g) A 2+ (g) EI 3 A 3+ (g) + 1e - (g)

24 II.2) Energie d ionisation 1H 13,6 ev EI 2He 24,6 ev EI 3Li 5,4 ev 11Na 5,1 ev 4Be 9,3 ev 12Mg 7,6 ev 5B 8,3 ev 13Al 6,0 ev 6C 11,3 ev 14Si 8,2 ev 7N 14,5 ev 15P 10,5 ev 8O 13,6 ev 16S 10,4 ev 9F 17,4 ev 17Cl 13,0 ev 10Ne 21,6 ev 18Ar 15,8 ev 19K 4,2 ev 20Ca 6,1 ev 31Ga 6,0 ev 32Ge 7,9 ev 33As 9,8 ev 34Se 9,8 ev 35Br 11,8 ev 36Kr 14,0 ev EI EI EI Pouvoir réducteur

25 II.3) Electronégativité L électronégativité est la capacité d un atome à attirer vers lui les électrons des autres atomes avec lesquels il est engagé par des liaisons covalentes. Un élément qui attire à lui les électrons est dit électronégatif et possède une valeur de élevée. Un élément possédant une valeur de faible est dit électropositif.

26 II.3) Electronégativité EI 1H 2,2 Échelle de Pauling 2He EI 3Li 1,0 11Na 0,9 4Be 1,5 12Mg 1,2 5B 2,0 13Al 1,5 6C 2,5 14Si 1,8 7N 3,0 15P 2,2 8O 3,5 16S 2,5 9F 4,0 17Cl 3,1 10Ne 18Ar 19K 0,8 20Ca 1,0 31Ga 1,6 32Ge 1,8 33As 2,0 34Se 2,4 35Br 2,8 36Kr F ( 9 F) > ( 8 O) > { ( 17 Cl) ( 7 N) } Pouvoir oxydant F 2

27 II.4) Polarisation, pouvoir polarisant, polarisabilité Polarisation : déformation du nuage électronique sous l action d un champ électrique Pouvoir polarisant : capacité d une espèce à engendrer la polarisation d autres espèces Plus une espèce est petite et chargée, plus elle sera polarisante. Polarisabilité : capacité d une espèce à subir une polarisation = capacité à déformer son nuage électronique sous l action d un champ électrique Plus une espèce est grosse, plus elle sera polarisable.

28 CQFR I) Historique Avoir en tête la structure de la classification, les principales familles (ne pas apprendre la classification!!) Savoir trouver place d un élément à partir de sa configuration électronique. II) Définitions et évolutions de EI, et ; pouvoir oxydant ou réducteur. Connaître les éléments les plus électronégatifs (F, O, N, Cl). Evolution rayon atomique, comparaison ioniques entre eux et / rayon atomique. Définitions pouvoir polarisant et de la polarisabilité

29 Exercices On considère les éléments suivants (cf. exercices Ch2 pour leur configuration électronique, indispensables pour résoudre cet exercice): soufre 16 S chlore 17 Cl calcium 20 Ca cobalt 27 Co rubidium 37 Rb Question 1. Quelle est leur bloc, leur période et leur colonne dans la classification périodique des éléments? Question 2. Précisez lesquels sont des métaux, et lesquels appartiennent à l une des familles suivantes : alcalins, alcalino-terreux, halogènes, gaz nobles, métal de transition. Question 3. Quel est à votre avis l ion le plus stable pour les éléments S, Cl et Ca et Rb? Question 4. Comparer l énergie d ionisation, l électronégativité et le rayon atomique des ces 5 éléments. Question 5. A votre avis, le dichlore Cl 2 est-il plutôt réducteur ou oxydant? Même question pour le calcium Ca et le rubidium Rb.

30 Exercices 16S : [ 10 Ne] 3s 2 3p 4 17Cl : [ 10 Ne] 3s 2 3p 5 20Ca : [ 18 Ar] 4s 2 27Co : [ 18 Ar] 3d 7 4s 2 37Rb : [ 36 Kr] 5s 1 Question 1. S (bloc p, 3 ème période, 16 ème colonne) Cl (bloc p, 3 ème période, 17 ème colonne) // Ca (bloc s, 4 ème période, 2 ème colonne) Co (bloc d, 4 ème période, 9 ème colonne) // Rb (bloc s, 5 ème période, 1 ère colonne) Question 2. Rb est un métal alcalin (1 ère colonne), Ca est un métal alcalino-terreux (2 ème colonne) et Cl un halogène (non métallique) (17 ème colonne). Co est un métal de transition (bloc d). Pas de gaz noble (18 ème colonne). S n est pas métallique (16 ème colonne). Question 3. De manière à atteindre la configuration électronique du gaz noble le plus proche dans la classification périodique, ces éléments forment comme ion S 2, Cl, Ca 2+ et Rb + (la question n est pas posée pour Co, métal de transition qui forme plusieurs cations stables). Question 4. EI(Rb) < EI(Ca) < EI(Co) < EI(S) < EI(Cl) (Rb) < (Ca) < (Co) < (S) < (Cl) (Rb) > (Ca) > (Co) > (S) > (Cl) Question 5. Cl 2 est un oxydant, Ca et Rb sont des réducteurs.

31 Mentions légales L'ensemble de ce document relève des législations française et internationale sur le droit d'auteur et la propriété intellectuelle. Tous les droits de reproduction de tout ou partie sont réservés pour les textes ainsi que pour l'ensemble des documents iconographiques, photographiques, vidéos et sonores. Ce document est interdit à la vente ou à la location. Sa diffusion, duplication, mise à disposition du public (sous quelque forme ou support que ce soit), mise en réseau, partielles ou totales, sont strictement réservées à l Université Joseph Fourier (UJF) Grenoble I. L utilisation de ce document est strictement réservée à l usage privé des étudiants inscrits en Première Année Commune des Etudes de Santé (PACES) à l Université Joseph Fourier (UJF) Grenoble I, et non destinée à une utilisation collective, gratuite ou payante. Document réalisé par la Cellule TICE Santé des Facultés de Médecine et de Pharmacie de Grenoble - Université Joseph Fourier (UJF) Grenoble 1

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