Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. CHAPITRE IV : CLASSIFICATION PERIODIQUE ET PROPRIETES DES ELEMENTS

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1 CHAPITRE IV : CLASSIFICATION PERIODIQUE ET PROPRIETES DES ELEMENTS IV.I : DESCRIPTION DU TABLEAU PERIODIQUE DE MENDELIEFF. La configuration électronique des atomes dans l état fondamental permet de reconstruire la table de classification périodique ; c est à dire la répartition des lignes (ou périodes) et colonnes (ou groupes) des éléments. Les lignes ou périodes : La ligne ou période correspond à une couche électronique identifiée par son nombre quantique principal noté n. Il y a 7 couches électroniques connues à l état fondamental, donc 7 périodes dans le tableau périodique standard numérotées de 1 à 7. Les colonnes ou groupes Il y a 18 groupes ou colonnes dont : 8 en sous groupe A Et, 10 en sous groupe B. -. Sous groupe A : Les 8 familles sont dites principales numérotées de I A jusqu'à VIII A. Et représentées par 2 blocs S et P. -. Sous groupe B : Familles situées entre II A et III A. Représentées par le bloc d ( éléments de transition). Structure de la matière. (Par Dr : HENNI MANSOUR Z) 48

2 Les éléments de la même famille ont le même nombre d électrons de valence. Le numéro de la famille, correspond au nombre d électrons de valence. Un élément appartient à la famille A si ses électrons de valence sont repartis dans la sous couche (n S) et ( n S n P). Un élément appartient à la famille B si ses électrons de valence sont repartis dans la couche n S (n-1)d. S. Groupe A : les électrons de valence sont des électrons S ou P. Structure ns np Groupe ou famille Configuration électronique de la couche de valence Nombre d électrons de valence I A IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA S. Groupe B. : Les électrons d interviennent comme électrons de valence. Structure : ns 2 (n-1)d x Groupe ou famille Configuration électronique de la couche de valence Configuration électronique de la couche de valence III B IV B V B VI B VII B ns 2 (n-1)d 1 ns 2 (n-1)d 2 ns 2 (n-1)d 3 ns 2 (n-1)d 4 ns 2 (n-1)d VIIIB IB II B ns 2 (n-1)d 6 ns 2 (n-1)d 7 ns 2 (n-1)d 8 ns 2 (n-1)d 9 ns 2 (n-1)d 10 Principales familles du tableau périodique. Famille des Alcalins. Groupe I A ; leurs configurations électroniques externes sont de type : ns 1. Structure de la matière. (Par Dr : HENNI MANSOUR Z) 49

3 Famille des alcalino-terreux. Groupe II A ; leurs configurations électroniques externes sont de type : n S 2. Famille des halogènes. Groupe VII A ; leurs configurations électroniques externes sont de type : ns 2 np 5. Famille des gaz rares (nobles). Groupe VIII A ; leurs configurations électroniques externes sont de type : ns 2 np 6. Famille des éléments de transition. Ce sont des éléments qui possèdent les orbitales d incomplètement remplie Eléments des triades. Constituent le groupe VIII. Un triade est un groupe de trois éléments ayant des propriétés similaires On distingue 3 types de triades - Triade du fer ( Fe, Co, Ni). - Triade de palladium ( Ru, Rh, Pd). - Triade de platine ( Os, Ir, Rt) Eléments des terres rares. Ces éléments possèdent les orbitales f en cours de remplissage. Les orbitales qui correspondent au remplissage de l orbitale 4 f, on les appelle les Lanthanides. 6 ème période Ceux qui correspondent au remplissage de l orbitale 5 f sont appelés les actinides. 7 ème période Radioactifs naturels. Z >92 radioactifs artificiels. La plupart instables IV.2 : PRESENTATION DU TABLEAU PEDIODIQUE. Voir page suivante Structure de la matière. (Par Dr : HENNI MANSOUR Z) 50

4 s 1 s 2 f d 1 d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 10 p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6 1 H He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba * Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra * Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq UupUuhUus Uuo f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14 * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb * Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Bloc s Bloc f Bloc d Bloc p Structure de la matière. (Par Dr : HENNI MANSOUR Z) 51

5 IV.3 : PROPRIETES PERIODIQUES. Chaque groupe est caractérisé par des propriétés périodiques. IV.3.1 : caractère métallique. C est la faculté de perdre facilement (moins d énergie) les électrons externes.les orbitales externes contiennent moins de 4 électrons. Exemple : calcium : 4S2. 2é Les non métaux au contraire tendent à capter des électrons. Exemple : 2 é Les orbitales externes S et P 4é IV.3.2 : Energie d ionisation. C est l énergie minimale à fournir à un atome gazeux X(g) dans son état fondamental pour lui arracher un électron de valence. Lorsque l énergie d ionisation est élevée, l atome retient fortement ses électrons de valence. Lorsque l énergie d ionisation est faible, l atome perd facilement ses électrons de valence. On parle ainsi de l énergie : De 1 ère ionisation :E i1 (l énergie pour arracher 1 électron le moins fortement retenu au noyau) Exemple : K(g) 4.34 De 2 ème ionisation : E i2 (énergie pour arracher le 2eme électron) Exemple : 31.7 De n ième ionisation : E in : (l énergie pour arracher le n ième électron) Ainsi : E i1 <E i2 <..< E i n Structure de la matière. (Par Dr : HENNI MANSOUR Z) 52

6 Plus l électron est loin du noyau, plus il est facile à l extraire. Au contraire, plus l électron est proche du noyau plus il faut de l énergie pour l extraire. Les électrons internes possèdent une énergie d ionisation supérieure à celle des électrons de valence. Dans une même période (ligne). Si Z F att (contraction des orbitales électroniques). Les électrons de valence occupent une région de plus en plus proche du noyau et seront donc plus difficiles à arracher. D où, Ei 1 avec Z. Le long d une même colonne (groupe). Si Z et n volume Les orbitales électroniques s expandent de plus en plus. Les électrons de valence occupent une région de l espace de plus en plus lointaine du noyau et seront plus faciles à arracher à l élément => Conclusion : La valeur de E i (énergie d ionisation), peut servir du caractère métallique d un L élément. C es à dire, plus E i est bas, plus il est facile d arracher les électrons à l atome et plus les propriétés métalliques sont marquées. Tableau donnant quelques énergies d ionisation successives (en électrons-volt) Elément Z Période Energie ( en Ev) De 1 ère ionisation De 2 ème ionisation De 3 ème ionisation De 4 ème ionisation H He C N O Na Al P K Ca Mn Fe Structure de la matière. (Par Dr : HENNI MANSOUR Z) 53

7 IV.3.3 : Affinité électronique. C est l énergie libérée par un atome quand il capte un électron : X + é Exemple : A H : ( H + 1é ) = 0.75 ev Unité : Ev ou kcal/mole. L affinité électronique augmente en retraversant une période de gauche à droite. L augmentation systématique de la charge nucléaire en traversant la période contracte les orbitales électroniques. L énergie de ces orbitales diminue et l attachement d un électron devient plus favorable. L affinité électronique varie très peu en descendant un groupe. IV.3.4 : Electronégativité. L électronégativité d un élément est une grandeur qui caractérise sa capacité à attirer les électrons lors de la formation d une liaison chimique avec un autre élément. C est une grandeur relative. A (g) + B (g) Exemple : On dira que B est plus électronégatif que A. Le fluor est l élément le plus électronégatif avec une valeur de 4,0. Tandis que le FRANCIUM est le moins électronégatif avec une valeur de 0,7 Notation : avec : X symbole de l élément considéré Plus est grand et plus l élément est susceptible d attirer les électrons en lui. Différence d électronégativité Définition de Pauling, la différence d'électronégativité entre les éléments A et B a pour expression. Structure de la matière. (Par Dr : HENNI MANSOUR Z) 54

8 où : E AB, E AA et E BB sont les énergies de liaison (en kj/mole) des molécules diatomiques A-B, A-A et B-B. Définition de Mulliken : l'électronégativité d'un élément est la moyenne de son affinité électronique A e et de son énergie d'ionisationn E I. Définition d'allred et Rochow : l'électronégativité d'un élément a pour expression :. Où : est la charge effective du noyau, rayon covalent de l'élément. la charge élémentaire et le La différence d électronégativité entre ces deux éléments détermine la nature de la liaison chimique. - Covalente Polaire Non polaire Si la différence est faible (< 7) - Ionique : si la différence est plus importante. Remarque : Les gaz rares n ont pas d électronégativité car leur couche de valence est saturée. Plus un atome est petit plus son électronégativité est grande. L électronégativité varie dans le même sens que l énergie d ionisation. Structure de la matière. (Par Dr : HENNI MANSOUR Z) 55

9 classification, et de haut en bas le long d une colonne. (F : 4 ; Cs : 0,8). H Échelle d Electronégativité selon Pauling He Li 1,0 Be 1,6 B C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Ne Na 0,9 Mg 1,3 Al 1,6 Si P S 2,6 Cl 3,1 Ar K 0,8 Ca 1,0 Sc 1,4 Ti 1,5 V 1,6 Cr 1,7 Mn 1,5 Fe 1,8 Co Ni Cu Zn 1,7 Ga 1,8 Ge As Se 2,5 Br 2,9 Kr Rb 0,8 Sr 1,0 Y 1,2 Zr 1,3 Nb 1,6 Mo 2,1 Tc Ru Rh 2,3 Pd Ag Cd 1,7 In 1,8 Sn 19 Sb 2,1 Te I 2,7 Xe Cs 0,7 Ba 0,9 La 1,1 Hf 1,3 Ta 1,5 W 2,4 Re Os Ir Pt 2,3 Au 2,5 Hg Tl Pb Bi Po At Rn III.3.5 : Variation des rayons atomique et ionique : R = f(z) Le rayon atomique d un élément est donné par la relation.. avec : Z eff : charge effective) : rayon de BOHR. - A l intérieur d une même période (le même n) Si Z - Le long d une colonne : (dilatation du nuage électronique) III.3.6 : Variation des rayons des cations et des anions. Les dimensions des cations et celles des anions Ainsi : R cations < R at neutres R anions > R at neutres. Structure de la matière. (Par Dr : HENNI MANSOUR Z) 56