Le tableau périodique. Chimie 11 chapitre 4

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1 Le tableau périodique Chimie 11 chapitre 4

2 Dimitri Ivanovich Mendeleïev Classifications antérieures : groupements par propriétés physiques ou chimiques communes En 1869, Mendeleïev remarque que les propriétés varient périodiquement en fonction de la masse atomique Il propose une classification sur cinq colonnes Il met en évidence : La périodicité des propriétés Le lien entre propriétés et masse Il laisse des cases vides!!!!... 2

3 Le tableau périodique 3

4 Propriétés du tableau périodique La classification est faite suivant le nombre atomique Une période = une rangée Une famille = une colonne Les colonnes donnent le nombre d'électrons de valence Représentation des éléments : a = numéro atomique b = symbole de l'élément c = masse atomique 4

5 Périodicité des propriétés Le rayon atomique Le rayon ionique L'énergie d'ionisation L'électronégativité Le point de fusion 5

6 Le rayon atomique En théorie, le rayon d'un atome est la distance du noyau aux électrons de la couche la plus externe. Pb : cette distance est variable En pratique, on mesure la distance entre les deux noyaux de la molécule diatomique et on divise par deux 6

7 Tableau et rayon 7

8 Tendances Plus on descend le long d'une famille plus le rayon augmente le nombre d'électrons augmente et des couches se rajoutent Plus on descend le long d'une période plus le rayon diminue le noyau augmente et l'attraction entre protons et électrons augmente 8

9 Rayon ionique les cations 9

10 Rayon ionique les anions 10

11 Rayons ioniques Les cations : Ils perdent une couche donc ils sont plus petits que l'atome correspondant À travers une période, il y a plus de protons, la force d'attraction est plus grande et le rayon plus petit. Les anions : Ils gagnent une couche donc ils sont plus gros que l'atome correspondant. À travers une période, il y a plus de protons, la force d'attraction est plus grande et le rayon plus petit. 11

12 L'énergie d'ionisation L'énergie d'ionisation : énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome Énergie de première ionisation, de deuxième ionisation, etc. Elle diminue le long d'un groupe car les électrons sont de plus en plus éloignés du noyau Elle augmente le long d'une période car la force d'attraction est plus forte Les gaz rares sont très stables : énergie d'ionisation très élevée 12

13 Ionisation et table 13

14 L'électronégativité L'électronégativité : tendance d'un atome à attirer vers lui les électrons dans une liaison covalente. Plus un atome est gros, plus son électronégativité diminue. ì de gauche à droite sur une période î de haut en bas sur une famille Les trois éléments les plus électronégatifs sont F, le fluor, N, l'azote et O, l'oxygène. 14

15 L'électronégativité 15

16 Le point de fusion Dépend des forces intermoléculaires Na, Mg, Al : liaisons métalliques qui augmentent avec le nombre d'électrons Si : structure covalente très forte P, S, Cl : structure moléculaire simple avec de faibles forces intermoléculaires Ar : gaz noble monoatomique avec de très faibles forces intermoléculaires Point de fusion : température de passage de l'état solide à liquide 16

17 Le point de fusion À travers un groupe : Le groupe 1 : le point de fusion diminue Li > Na > K > Rb > Cs les atomes deviennent plus gros et les liaisons métalliques plus faibles Le groupe 7 : le point de fusion augmente F2 < Cl2 < Br2 < I2 les forces de Van der Waals augmentent avec le taille des molécules 17

18 Les métaux alcalins Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 1 seul e- de valence Très réactifs : essaient de perdre un électron Sont conservés dans de la paraffine ou de l'huile pour éviter le contact avec l'air La réactivité augmente avec la taille 18

19 Les métaux alcalins Alcalin = basique Réaction avec l'eau : production d'hydroxyde 2 Li(s) + 2 H2O(l) 2 Li+(aq) + 2 OH (aq) + H2(g) Réaction avec les halogènes : production de sel 2 Na(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s) 19

20 Les halogènes F, Cl, Br, I, As Iode ou brome Molécules diatomiques 7 électrons de valence Très réactifs : essaient de gagner un électron la réactivité diminue avec la taille Chlore Bromure de potassium 20

21 Les halogènes Réactions d'oxydo-réductions : Le chlore est un oxydant plus fort que le brome qui est lui-même plus fort que l'iode Cl2(aq) + 2 Br (aq) 2 Cl (aq) + Br2(aq) Br2(aq) + 2 I (aq) 2 Br (aq) + I2(aq) Test de présence d'un ion halogénure avec du nitrate d'argent: Ag+(aq) + X (aq) AgX(s) AgCl = blanc, AgBr = crème, AgI = jaune Les halogénures d'argent sont à la base de la photographie 21

22 Les gaz nobles He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Aussi appelés gaz rares ou gaz inertes Monoatomiques, inodores, incolores Pas d'électrons de valence Inertie chimique 22

23 Métaux et non-métaux Non-métaux Métaux ductiles malléables brillants bons conducteurs électriques bons conducteurs thermiques solides non ductiles non malléables mats mauvais conducteurs électriques mauvais conducteurs thermiques solides, liquides ou gaz 23

24 Exemples 24

25 Propriétés Réagissent avec les acides Forment des cations Na+, Mg2+ Forment des oxydes basiques MgO + H2O Mg(OH)2 Ne réagissent pas avec les acides Forment des anions Cl, S2 Forment des oxydes acides SO3 + H2O H2SO4 Forment des halogénures ioniques NaCl Forment des halogénures covalents CCl4 25

26 Les métalloïdes Éléments chimiques dont les propriétés physiques et chimiques sont intermédiaires entre les métaux et les nonmétaux Bore, Silicium, Germanium, Arsenic, Antimoine, Tellure, Polonium semi-conducteurs 26

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