Introduction : histoire de la classification

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1 CHAPITRE 3 : CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS Introduction : histoire de la classification L inventaire des différents éléments connus a très tôt paru nécessaire aux chimistes. Lavoisier a proposé au XVIII ème siècle une liste des 35 éléments connus alors. Au XIX ème siècle, la communauté chimiste a entrepris de les classer. Plusieurs étapes ont été nécessaires avant de parvenir à une classification proche de notre tableau actuel : Döbereiner remarque une similitude dans le comportement de certains éléments et imagine le concept de triade regroupant 3 éléments aux propriétés semblables. Par exemple (Li, Na, K). Cette notion de triade s étend ensuite à celle de famille chimique, par exemple celle des alcalins (Li, Na, K, Rb, Cs) et apporte la notion de périodicité des propriétés : Beguyer de Chancourtois s appuie sur la toute récente notion de masse atomique (Canizzaro, 1858) et propose de disposer les éléments classés par masse atomique croissante sur une hélice de manière à ce que les membres d une même famille se trouvent sur la même génératrice (voir document 1 cicontre). Document 1 : Modèle de la vis tellurique de Chancourtois 1865 : Newlands, en rangeant les éléments par masse atomique propose une nouvelle classification en mettant en évidence des octaves : un élément a des propriétés similaires à celui situé sept cases avant et sept cases après, comme une note de musique ressemble à son octave : Mendeleïev, père de la classification moderne, publie un tableau contenant les 63 éléments connus à l époque, rangés par masse atomique croissante. Ce tableau permet de rendre compte de la périodicité des propriétés chimiques. En 1871, il a l idée de modifier l ordre de certains éléments pour mieux respecter les similitudes des propriétés (il échange par exemple I et Te) et grande originalité il présuppose l existence de certains éléments en laissant des cases vides et en prédisant les propriétés de ces éléments (voir doc 2 ci-contre) Document 2 : Classification proposée par Mendeleïev 1875 : La découverte du gallium puis celle du germanium (1886), dont les existences étaient prévues par Mendeleïev (pour compléter les cases vides) accrédite le modèle : La découverte des gaz nobles amène les chimistes et les physiciens à ajouter une colonne dans la classification : Rutherford découvre la charge du noyau : Moseley corrèle la place dans la classification périodique avec le numéro atomique (nombre de protons dans le noyau). XXème siècle : Les éléments radioactifs sont découverts par voie nucléaire (bombardement d atomes) et la classification est peu à peu complétée : Les éléments 113, 115, 117, 118 sont officiellement reconnus et nommés par l IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry). Il n y a donc plus de cases vises jusqu à la 7 ème période.

2 I. STRUCTURE DU TABLEAU PERIODIQUE ACTUEL Utiliser la classification périodique en annexe pour répondre aux questions suivantes. 1. Construction du tableau périodique Dans le tableau périodique, les éléments sont rangés de gauche à droite par... Chaque case correspond à un élément chimique (avec tous ses isotopes), identifié par son numéro atomique. La classification se présente sous la forme d un tableau de.. lignes, appelées périodes, et.. colonnes. 2. Période Observer la configuration électronique des éléments. A quel moment passe-t-on d une ligne à l autre? Une nouvelle période (retour à la ligne) commence lorsque l on entame. Pour n>1, la n ième période commence avec le remplissage de la sous-couche.... et s achève avec celui de la sous-couche... Le dernier élément de chaque période, dont la configuration électronique se termine en np 6, est un gaz noble. Leur configuration électronique à sous-couches ns et np saturées leur confère une stabilité particulière. Ce sont des éléments chimiquement inertes (pratiquement aucune réactions chimiques). Remarque : Chaque gaz noble permet d écrire de façon simplifiée les configurations électroniques des éléments de la période suivante. Exemple 1 : La configuration du vanadium : 23 V : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 peut s écrire [Ar] 4s 2 3d 3 Configuration électronique de Ar Exemple 2 : 15 P : Nombres d éléments dans chaque période : Période Sous-couches à remplir Nombre d électrons dans ces souscouches Nombre d éléments de la période Valeurs de numéros atomiques Z

3 Mise en forme : Les éléments possédant (dans la configuration électronique respectant la règle de Klechkowsky) une souscouche f en cours de remplissage sont situés en dehors du tableau (sinon la classification périodique comporterait 32 colonnes!). Ils sont appelés lanthanides pour la sous-couche 4f et actinides pour la sous-couche 5f. 3. Colonne Observer la configuration électronique des éléments d une même colonne. Dans une même colonne, les éléments ont. Ils forment une famille chimique et ont des propriétés chimiques voisines. Pourquoi les éléments d une même colonne ont-ils les mêmes propriétés chimiques?... Certaines familles portent un nom particulier : Colonne Colonne 1 Colonne 2 Colonne 17 Colonne 18 Nom de la famille Alcalins Alcalino-terreux Halogènes Gaz nobles Configuration de valence Anomalies de placement : ü L Hydrogène (Z = 1) se trouve dans la 1 ère colonne, car il possède une configuration électronique de valence de type ns 1. Néanmoins, il ne possède par les propriétés des autres éléments de la colonne. Ce n est pas un alcalin. ü L Hélium (Z = 2) se trouve dans la 18 ème colonne, mais il ne possède par la même configuration électronique de valence que les autres éléments de sa colonne. Il a été placé ainsi car il possède les mêmes propriétés chimiques que les gaz nobles. Ceci est dû à sa configuration électronique : la couche n=1 est pleine. 4. Blocs On regroupe les colonnes par blocs, chaque bloc correspondant au remplissage d un type de sous-couche : Bloc s : remplissage en cours des sous-couches s Bloc p : remplissage en cours des sous-couches p Bloc d : remplissage en cours des sous-couches d Bloc f : remplissage en cours des sous-couches f Colonnes Colonnes Colonnes Le bloc d s intercale à partir de la 4 ème période. Le bloc f s intercale à partir de la 6 ème période.

4 5. Lecture de la classification a. Comment placer un élément dans la classification connaissant son numéro atomique? Exemple 1 : Aluminium Al (Z = 13) Exemple 2 : Cobalt Co (Z = 27) b. Comment trouver la configuration d un élément connaissant sa position dans la classification? Exemple 1 : Magnésium Mg : 3 e période, 2 e colonne Exemple 2 : Cadmium Cd : 5 e période, 12 e colonne Remarque : Toujours utiliser la configuration prévue par Klechkowsky pour déterminer la position de l élément. Rappel : Il n y a aucune exception à la règle de Klechkowsky avant la.. période. II. EVOLUTION DE QUELQUES PROPRIETES ATOMIQUES 1. Rayon atomique a. Définition Le rayon atomique ρ d un atome est la distance la plus probable entre le noyau et ses électrons de valence les plus éloignés du noyau ( = ceux possédant la plus grande valeur de n). b. Evolution ρ

5 c. Interprétation Dans un atome polyélectronique, un électron subit l attraction du noyau, mais aussi la répulsion des autres électrons. Comme tous les électrons sont en mouvement autour du noyau, il est très difficile de déterminer de manière exacte l influence des autres électrons sur un électron donné. On utilise un modèle approché, appelé modèle de Slater, dans lequel on considère l effet moyen de l ensemble des électrons sur un électron donné. Situation réelle Modèle de Slater e - e - étudié Noyau chargé +Ze e - e - Noyau chargé +Z*e=+(Z-σ)e e - étudié e - La charge effective +Z*e ressentie par les électrons de valence peut être calculée à l aide de règles, appelées règles de Slater (voir Activité documentaire du TD). On obtient les valeurs suivantes pour le nombre de charge effective Z* ressentie par les électrons de valence : Dans le cadre du modèle de Slater, le rayon des atomes est donné par la formule :! ρ = n 2 $ max # & a 0 " Z *% avec a 0 = 52,9 pm, n max le nombre quantique principal maximal et Z* la charge effective du noyau ressentie par les électrons de valence de plus grand n. Exemple : Calculer le rayon de l oxygène dans le modèle de Slater : Dans une période, de gauche à droite : Dans une colonne, de bas en haut : ρ

6 d. Rayons ioniques A partir de ce modèle et des valeurs du tableau ci-contre, prévoir : l évolution du rayon lors du passage d un atome M au cation M + : Atome ρ(pm) Ion et ρ ionique (pm) Lithium (Li) 155 Li +, 60 pm Sodium (Na) 190 Na +, 95 pm Fer (Fe) 126 Fe pm Fe pm Fluor (F) 50 F -, 135 pm Soufre (S) 127 S 2-, 184 pm l évolution du rayon atomique lors du passage d un atome M à l anion M - : Le rayon du cation M + est toujours plus. que celui de l atome M. Le rayon de l anion M - est toujours plus. que celui de l atome M. 2. Electronégativité a. Définition L électronégativité, notée χ, est une grandeur relative traduisant l aptitude d un atome B à attirer à lui le doublet électronique qui l associe à un autre atome A. Plus un atome est électronégatif, plus il attire les électrons. Exemple : A-B C est une notion très importante! b. Echelles d électronégativité Il existe plusieurs échelles permettant de quantifier l électronégativité d un élément. L échelle de Mulliken utilise les valeurs de l énergie d ionisation E i de l élément (énergie qu il faut fournir à un atome pour lui arracher un électron) et l affinité électronique AE (stabilisation engendrée par le gain d un électron). L électronégativité d un élément B dans l échelle de Mulliken, χ M B, est proportionnelle à E i B 'AE B l énergie d ionisation est forte (plus il est difficile d arracher un électron) et plus l affinité électronique de l élément est forte (plus la stabilisation engendrée par l apport d un nouvel électron est importante), plus l élément est électronégatif. 2 : plus Dans l échelle d Allred-Rochow, l électronégativité est calculée à partir de la charge effective Z* du noyau qui serait ressentie par un électron que l on ajouterait au cortège électronique de l élément : plus cette charge effective est importante, plus le nouvel électron est attiré par le noyau, ce qui est caractéristique d un élément électronégatif. La plus utilisée est l échelle de Pauling, car les valeurs qu elle fournit expliquent très bien les observations expérimentales. Sa construction est moins intuitive. Elle est fondée sur des calculs d énergie de liaison entre A et B.

7 c. Evolution Toutes les échelles donnent la même évolution : χ Remarque : Cette évolution ne concerne pas les gaz nobles (car ne forment pas de liaisons) Elément le plus électronégatif : Elément le moins électronégatif : On peut aussi retenir la série suivante qui classe par électronégativité décroissante les éléments les plus utilisés en chimie organique : F > O > Cl > N > Br > I > S > C > H > métaux. Remarque : Après le fluor, l oxygène est l élément le plus électronégatif. Remarque importante : plus un atome est électronégatif, plus les niveaux énergétiques de ses OA sont bas. Exemple : énergie des OA 2p en ev : C N O F -10,7-12,9-15,9-18,6 d. Lien avec les propriétés d oxydoréduction des corps simples Rappel : Un corps simple est constitué d un seul type d atome. Exemple : I 2, Fe, O 2 Ex : Na(s) χ faible Corps simple.. Corps simple.. Ex Χ forte Ex : I 2(s) Un élément très électronégatif attire fortement à lui les électrons : le corps simple associé sera donc susceptible de capter des électrons. Il s agira d un Un élément peu électronégatif attire peu à lui les électrons : le corps simple associé sera donc susceptible de céder facilement des électrons. Il s agira d un III. EVOLUTION DE QUELQUES PROPRIETES CHIMIQUES 1. Etude de deux familles chimiques Dans une même colonne, les éléments ont la même structure de valence ce qui conduit à une grande similitude des propriétés chimiques. Ces ressemblances ont conduit à la création de familles chimiques. Position dans la classification : 1 ère colonne : Li, Na, K, Rb, Cs et Fr (attention : l hydrogène n est pas un alcalin) Les alcalins Configuration électronique de valence : Electronégativité : Rayon atomique : Forte Faible Grand Petit Les corps simples correspondant sont des métaux, dits métaux alcalins. L unique électron de valence de ces atomes peut être facilement cédé, pour former un cation métallique M + de même configuration électronique que le gaz noble qui le précède, donc particulièrement stable. àpropriété d oxydoréduction du corps simple correspondant : Oxydant Réducteur

8 Illustration vidéo : Réaction des alcalins avec l eau Le métal alcalin, très réducteur, réduit l eau en H 2 selon la réaction : Couple H 2 O/H 2 : 2H + (aq) + 2e - = H 2 (g) Couple M + /M : M(s) = M + (aq) + e - (x2) Bilan : 2H + (aq) + 2 M(s) = H 2 (g) + 2 M + (aq) à formation de H 2 (g), gaz explosif. Cette réaction est d autant plus violente que l électron cédé par l alcalin est loin du noyau, donc facilement cédé. Position dans la classification : 17 ème colonne : du fluor F à l astate At. Les halogènes Configuration électronique de valence : Electronégativité : Rayon atomique : Forte Faible Grand Petit Les corps simples correspondants sont des molécules diatomiques : à température ambiante, F 2 et Cl 2 sont gazeux, Br 2 est un liquide brun et I 2 solide. De par leur configuration électronique, les halogènes captent facilement un électron afin d accéder à la configuration électronique d un gaz noble (sous-couches pleines, synonyme de stabilité). Les anions correspondants bénéficient donc d une stabilité particulière. àpropriété d oxydoréduction du corps simple correspondant : Oxydant Réducteur Illustration vidéo : Réaction des halogènes avec des métaux, comme le fer. Les dihalogènes (I 2, Br 2, Cl 2 ) oxydent les métaux comme le fer. Cette réaction est d autant plus violente que l électronégativité de l halogène est grande (il attire alors d avantage les électrons). 2. Métaux Un métal est un solide cristallin possédant des propriétés physiques particulières : Propriétés électriques : Bonne conduction électrique et thermique. Résistivité qui augmente avec la température. Propriétés optiques : Eclat, pouvoir réflecteur. Propriétés mécaniques : Malléables : obtention de feuillets par laminage. Ductiles : possibilité de faire des fils. Les métaux et les non-métaux occupent une place bien précise dans la classification périodique des éléments. Les éléments qui se trouvent sur la frontière entre les deux domaines ont des comportements intermédiaires entre les corps simples métalliques et les non-métaux. Ils sont qualifiés de métalloïdes. Les éléments du bloc d sont appelés métaux de transition. Ils présentent une «similitude horizontale» : métaux durs et cassants engendrent facilement des cations dont les solutions aqueuses sont colorées à (ex : une solution aqueuse d ions cuivriques Cu 2+ (aq) est bleu turquoise). forment facilement des complexes (voir cours PCSI 2 e période) A partir de la configuration électronique des métaux de transition d une période donnée, expliquer cette similitude :. Le site internet : recensent les informations utiles sur tous les éléments chimiques.