Chapitre 4. Tableau périodique

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1 Chapitre 4 Tableau périodique

2 1. Organisation du tableau périodique On a observé des correspondances entre les couches de valence des atomes et leur disposition dans le tableau périodique. Y a-t-il un lien? La construction du tableau périodique est le fruit du travail de Mendeleïev (1869). Il a rangé les 66 éléments connus à l'époque par masse atomique croissante dans un tableau de telle sorte que les éléments présentant des propriétés chimiques et physiques similaires se trouvaient dans la même colonne. Il a laissé des places vides afin de respecter les analogies en affirmant qu'elles seraient occupées dans le futur par des éléments inconnus à l'époque. Tous les éléments manquants ont été découverts depuis. Une ligne est une période et une colonne une famille. Il y a familles.

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4 Lorsqu'on se déplace le long des périodes, on constate une évolution progressive et générale des propriétés qui conduit à définir 3 grandes familles d'éléments (H à part) : Les gaz rares : colonne 18, gaz chimiquement inertes ou très peu réactifs, monoatomiques, inodores, incolores. Les métaux : à gauche du tableau périodique, c'est la plus grande famille. A la température ambiante, ils s'assemblent, pour la plupart, sous forme de solides monoatomiques à éclat métallique, ils sont conducteurs. Les atomes donnent facilement des cations. Les non-métaux : entre les métaux et les gaz rares. Ils présentent des caractères opposés aux métaux. Ils s'assemblent sous forme moléculaire, ce sont des isolants et ils ont tendance à donner des anions. La limite entre les métaux et les non-métaux n'est pas nette. Le caractère métallique diminue lorsque l'on progresse dans une période.

5 Il existe une correspondance entre la disposition du tableau périodique et l'organisation de la couche de valence des atomes : une période est caractérisée par n, qui est le numéro de la dernière couche occupée par les électrons des atomes de la période, c est le de la couche de valence. une famille est constituée d'éléments dont les atomes ont la même configuration électronique externe (la même organisation de la couche de valence). Bloc s Colonne 1 Alcalins ns 1 Colonne 2 Alcalino-terreux ns 2 Bloc p Colonne 13 ns 2 np 1 Colonne 17 Halogènes ns 2 np 5 Colonne 18 Gaz rares ns 2 np 6 Bloc d Colonne 3 Métaux de ns 2 (n 1)d x Colonne 12 transition x=1,, 10

6 On en déduit que les propriétés chimiques d'un élément sont directement liées à la structure électronique (organisation) de la couche externe. La place occupée par un élément dans le tableau périodique permet de retrouver sa configuration électronique et vice-versa. Dans la suite, nous allons donc définir certaines propriétés caractéristiques des atomes et analyser leurs évolutions dans le tableau périodique.

7 2. Evolution des propriétés dans le tableau périodique Charge nucléaire effective Dans un atome, chaque électron est attiré par le noyau, mais il est repoussé par les électrons se trouvant entre lui et le noyau. L'attraction réellement perçue par un électron est donc inférieure à celle qu'il percevrait s'il était seul. On dit que les autres électrons font un écran entre lui et le noyau. Pour rendre compte de cet effet, Slater a développé un modèle permettant de calculer de façon empirique et approximative la charge positive effective Z*e perçue par l'électron que l'on étudie.

8 Soit i l électron que l on étudie dans l atome. On pose : Z i = Z σ i σ i est la constante d écran associée à l électron i. σ i = σ j i j i σ j i est la constante d écran de l électron j sur i. Les valeurs de σ j i sont fixées par des modèles. Le plus courant est le modèle de Slater. Remarque : Seuls les électrons associés à un n inférieur ou égal à celui de l'électron étudié écrantent, car ils se " trouvent " entre cet électron et le noyau. Les électrons s et p ne sont pas différenciés dans le modèle de Slater Exemple : Li : 1s 2 2s 1 σ 2s = 2σ 2s 1s = d où Z 2s = = 1.3

9 EVOLUTION DU NUMERO ATOMIQUE EFFECTIF Z* (d un électron de valence) le long d'une période : Z augmente, car Z croît plus vite que σ car on reste dans une même couche. le long d une famille : Z augmente, car le changement de couche provoque une brutale augmentation de σ (car on rajoute une couche d'électrons qui écrantent) qui compense l'augmentation de Z. On rajoute une couche d'électrons.

10 Les rayons atomiques Lorsqu'on parle de la taille des atomes, on admet implicitement qu'ils sont sphériques et que l'atome " s'arrête " rapidement après r max la distance correspondant à la probabilité de présence maximum des électrons les plus externes. Mais, le nuage électronique d'un atome n'a pas de limite nette (en toute rigueur, la probabilité de présence des électrons n'est nulle qu'à l'infini). La notion de rayon atomique n'a donc aucune signification pour un atome isolé. Ainsi pour parler de la " taille " d'un atome, on introduit des définitions qui font intervenir des partenaires.

11 Rayon covalent : r c On considère la molécule diatomique homonucléaire quelconque A 2 r c = d/2 où d est la distance entre les deux noyaux. Lorsque les deux atomes se lient pour former la molécule A 2, les nuages électroniques s'interpénètrent. Les gaz rares n'ont pas de rayon covalent car ils ne forment pas de molécule. Rayon de van der Waals : r vdw r vdw est la moitié de la distance minimale, d, à laquelle peuvent s'approcher deux noyaux associés à des atomes identiques mais appartenant à des molécules différentes (ils ne sont pas liés par une véritable liaison). De façon générale, r vdw > r c Ex : pour Cl, r c = 99 pm et r vdw = 180 pm.

12 EVOLUTION DU RAYON DE COVALENCE DES ELEMENTS le long d'une période : r c diminue, car l'augmentation de Z provoque une attraction électrostatique plus forte sur les électrons les plus externes et n valence = cste. le long d'une famille : r c augmente car n valence augmente et les électrons les plus externes ont plus de chance d'être loin du noyau. Cet effet n'est pas compensé par l'augmentation de Z qui est faible. r c diminue le long d'une période et augmente brusquement au début de la période suivante, car on passe de n valence à n valence + 1.

13 Rayon ionique : Lorsqu'un atome forme un ion, son rayon est différent de ce qu'il est dans l'atome neutre. cation : les électrons partis ne forment plus écran à Z et Z augmente. Il y a donc contraction du nuage électronique. r cation < r atome Ex : pour Na, r Na + = nm et r Na = nm. anion : les électrons supplémentaires augmentent les effets d'écran d'où Z diminue et le nuage électronique se dilate. r anion > r atome Ex : pour Cl, r Cl = nm et r Cl = nm.

14 Energies d ionisation Energie de première ionisation : E i1, c'est l'énergie qu'il faut fournir pour arracher l'électron qui est associé au niveau d'énergie occupé le plus élevé quand l'atome est dans son état fondamental à l'état gazeux : X (gaz) = X + (gaz) + e - (g) E i1 =E(X + )-E(X) X, X + et e - sont nécessairement à l'état gazeux et dans leurs états fondamentaux respectifs. Energie de deuxième ionisation : E i2, c'est l'énergie qu'il faut fournir pour arracher l'électron qui est associé au niveau d'énergie occupé le plus élevé quand le cation est dans son état fondamental à l'état gazeux : X + (gaz) = X 2+ (gaz) + e - (g) E i2 =E(X 2+ )-E(X + ) X +, X 2+ et e - sont nécessairement à l'état gazeux et dans leurs états fondamentaux respectifs.

15 lgo(e) EVOLUTION des ENERGIES D IONISATION (d un électron de valence) 2 1,8 1,6 1,4 1,2 1 0,8 0,6 0,4 0, Z log(ei1) log(ei2)

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17 L énergie de première ionisation a une variation inverse de celle du rayon dans le tableau périodique : elle augmente le long d une période et diminue le long d une famille. Les atomes les plus «gros» sont ionisés plus facilement. E i2 > E i1 : il est plus difficile d arracher le deuxième électron à l atome. Normal car il y a moins d écran, car moins d électrons dans le cation. Z* (cation)> Z*(neutre). On voit que les deux courbes ont les mêmes variations, mais avec un décalage. Normal car le nombre d électrons d un cation est égal au nombre d électrons de l atome neutre précédent dans la classification périodique. Ex : He + a le même nombre d électrons que H.

18 Affinité électronique (AE) C est l énergie libérée ou à apporter pour la réaction de capture d un électron par un atome pris à l état gazeux dans son état fondamental. X gaz + e - = X - gaz Cette énergie peut être positive ou négative

19 Electronégativité(c) C est la capacité d un atome à attirer à lui le doublet électronique de liaison qu il partage avec l atome (différent) auquel il est lié. Cette définition ne donne que des différences d'électronégativité, on a du fixer une référence et on a posé : c(f)=4 F étant l'élément le plus électronégatif du tableau périodique.