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 Chapitre 3. La classification périodique I. Présentation II. Evolution des propriétés 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 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. 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. 1886 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. 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) I.2) Classification périodique des éléments sous sa forme actuelle Bloc S 1 2 3 1 2 ns1 ns2 Bloc D 3 4 5 13 14 15 16 17 18 9 n’d10 ns2 n’d1 n’d2 n’d3 n’d45 n’d5 n’d6 n’d7 n’d8 n’d n’d10 np1 ns2 ns2 ns2 ns21 ns2 ns2 ns2 ns2 ns21 ns2 np1 ns22 np2 np ns23 np3 np ns24 np4 np ns25 np5 np ns26 np6 np 1H 3Li 6 7 8 Bloc P 9 10 11 12 2He n’ = n-1 4Be 19K 5 37Rb 6 55Cs 56Ba 7 87Fr 6C 7N 8O 9F 10Ne 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 29Cu 30Zn 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 47Ag 48Cd 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 79Au 80Hg 81Tl 82Pb 84Po 85At 86Rn valeurs de n 11Na 12Mg 4 5B 20Ca 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 38Sr 39Y 40Zr 41Nb 42Mo 43Tc 57La 72Hf 73Ta 75Re 76Os 74W 28Ni 44Ru 45Rh 46Pd 77Ir 78Pt 83Bi 88Ra 89Ac Bloc F 58Ce 59Pr 90Th 91Pa 60Nd 61Pm 62Sm 63Eu 64Gd 65Tb 92U 93Np 94Pu 95Am 96Cm 97Bk 66Dy 67Ho 98Cf 68Er 69Tm 70Yb 71Lu 99Es 100Fm 101Md 102No 103Lr I.2) Classification périodique des éléments sous sa forme actuelle Bloc S ns1 ns2 Bloc D Bloc P 8 9 n’d10 ns2 n’d1 n’d2 n’d3 n’d45 n’d5 n’d6 n’d7 n’d8 n’d n’d10 np11 2 2 2 1 2 2 2 2 2 1 2 2 ns ns ns ns ns ns ns ns ns ns np ns2 np22 np ns2 np33 np ns2 np44 np ns2 np55 np 1H 3Li 2He 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 29Cu 30Zn 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 47Ag 48Cd 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 79Au 80Hg 81Tl 82Pb 84Po 85At 86Rn 11Na 12Mg 4 19K 37Rb 20Ca 21Sc 22Ti 38Sr 39Y 40Zr 41Nb 42Mo 43Tc 57La 72Hf 73Ta 75Re 76Os 55Cs 56Ba 87Fr ns2 np66 np 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 74W 28Ni 44Ru 45Rh 46Pd 77Ir 78Pt 83Bi 88Ra 89Ac Fer 26Fe 4ème période : n = 4 8ème colonne : électrons de valence en n’d6 ns2 avec n= 4 et n’ = n-1 = 3 Configuration de valence en 3d6 4s2 Configuration électronique : [18Ar] 3d6 4s2 I.2) Classification périodique des éléments sous sa forme actuelle Bloc S 1 2 Bloc D 3 4 5 colonne =NV ns1 1 1H 2 3Li 3 ns2 6 7 Bloc P 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 colonne = NV + 10 colonne = NV 9 n’d10 ns2 n’d1 n’d2 n’d3 n’d45 n’d5 n’d6 n’d7 n’d8 n’d n’d10 np1 ns2 ns2 ns2 ns21 ns2 ns2 ns2 ns2 ns21 ns2 np1 ns2 np22 np ns2 np33 np ns2 np44 np ns2 np55 np ns2 np66 np 2He 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 29Cu 30Zn 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 47Ag 48Cd 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 79Au 80Hg 81Tl 82Pb 84Po 85At 86Rn 11Na 12Mg 4 19K 5 37Rb 6 55Cs 56Ba 7 87Fr 20Ca 21Sc 22Ti 38Sr 39Y 40Zr 41Nb 42Mo 43Tc 57La 72Hf 73Ta 75Re 76Os 88Ra 89Ac 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 74W 28Ni 44Ru 45Rh 46Pd 77Ir 78Pt 83Bi I.2) Classification périodique des éléments sous sa forme actuelle 1H 3Li 2He 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 29Cu 30Zn 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 47Ag 48Cd 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 79Au 80Hg 81Tl 82Pb 84Po 85At 86Rn 11Na 12Mg 19K 37Rb 20Ca 21Sc 22Ti 38Sr 39Y 40Zr 41Nb 42Mo 43Tc 57La 72Hf 73Ta 75Re 76Os 55Cs 56Ba 87Fr 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 74W 28Ni 44Ru 45Rh 46Pd 77Ir 78Pt 83Bi 88Ra 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 13Al et gallium 31Ga); 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. I.2) Classification périodique des éléments sous sa forme actuelle H2 He Li Be B C N2 O2 F2 Ne Na Mg Al Si P4 S8 Cl2 Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br2 Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I2 Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At2 Rn Fr Ra Ac Corps simples associés aux éléments chimiques peuvent être Monoatomiques (exemples : le fer Fe, l’hélium He) di-atomiques (di-hydrogène H2, di-oxygène O2, di-azote N2, di-fluor F2) ou plus (ozone O3, phosphore P4, soufre S8). Ils peuvent être solides (majorité des cas : l’ensemble des métaux (sauf le mercure), carbone C, silicium Si, di-iode I2, …) gazeux (H2, O2, N2, F2, di-chlore Cl2, hélium He, néon Ne, argon Ar, …) liquides (seulement deux cas : le mercure Hg et le di-brome Br2). I.3) Les principales familles i) Familles du bloc p Gaz nobles (anciennement gaz rares): colonne 18 • Position remarquable de He : 1s2 • Corps simples : gaz monoatomiques • Très peu réactifs Bloc P 13 14 15 16 17 18 18 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np66 np He 2He 2 5B 6C 7N 8O 9F Ne 10Ne 10 13Al 14Si 15P 16S 17Cl Ar 18Ar 18 34Se 35Br Kr 36Kr 36 31Ga 32Ge 33As 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I Xe 54Xe 54 81Tl 82Pb 84Po 85At Rn 86Rn 86 83Bi I.3) Les principales familles i) Familles du bloc p Gaz nobles (anciennement gaz rares): colonne 18 • Position remarquable de He : 1s2 • Corps simples : gaz monoatomiques • Très peu réactifs Bloc P 13 14 15 16 17 17 18 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np55 np ns2 np6 2He Halogènes : colonne 17 • Corps simples : molécules diatomiques : F2, Cl2 (gaz), Br2 (liquide), I2 (solide) • Oxydants : donnent des anions : F–, Cl–, Br–, I– 5B 6C 7N 8O F 99F 10Ne 13Al 14Si 15P 16S Cl 17 17Cl 18Ar 34Se Br 35Br 35 36Kr 31Ga 32Ge 33As 49In 50Sn 51Sb 52Te I 53 53I 54Xe 81Tl 82Pb 84Po At 85At 85 86Rn 83Bi I.3) Les principales familles ii) Familles du bloc s Bloc S 1 2 ns1 ns2 1 11H 2 3Li 3 H 4Be 11Na 12Mg 4 19K 20Ca 5 37Rb 38Sr 6 55Cs 56Ba 7 87Fr 88Ra Hydrogène : cas particulier I.3) Les principales familles ii) Familles du bloc s Bloc S 1 2 ns1 ns2 1 1H 2 3Li 3 4Be 11Na 12Mg 4 19K 20Ca 5 37Rb 38Sr 6 55Cs 56Ba 7 87Fr 88Ra Hydrogène : cas particulier Métaux alcalins : colonne 1 (sauf hydrogène) • Corps simples : métaux (monoatomiques) • Réducteurs : donne des cations : Na+, K+... I.3) Les principales familles ii) Familles du bloc s Bloc S 1 2 ns1 ns2 1 1H 2 3Li 3 Hydrogène : cas particulier Métaux alcalins : colonne 1 (sauf hydrogène) • Corps simples : métaux (monoatomiques) • Réducteurs : donne des cations : Na+, K+... 4Be 11Na 12Mg 4 19K 20Ca 5 37Rb 38Sr 6 55Cs 56Ba 7 87Fr 88Ra Métaux alcalino-terreux : colonne 2 • Corps simples : métaux (monoatomiques) • Réducteurs : donne des cations « 2+ » : Ca2+, Mg2+... 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). II. Evolution des propriétés II.1) Rayons atomiques, rayons ioniques II.2) Energie d’ionisation II.3) Electronégativité II.4) Polarisation, pouvoir polarisant, polarisabilité 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 II.1) Rayons atomiques et ioniques ii) Evolution du rayon atomique 1H 2He 31 pm 53 pm 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 163 pm 109 pm 82 pm 65 pm 55 pm 45 pm 41 pm 36 pm 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 217 pm 168 pm 137 pm 115 pm 100 pm 88 pm 78 pm 71 pm 19K 20Ca 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 332 pm 256 pm 146 pm 129 pm 116 pm 105 pm 96 pm 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. ↗ 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. II.1) Rayons atomiques et ioniques iii) Rayons ioniques 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 1ère ionisation car on définit également des énergies de deuxième, troisième, etc. ionisation. Énergie de deuxième ionisation. EI2 A2+ (g) + 1e- (g) A+ (g) Énergie de troisième ionisation. A2+ (g) EI3 A3+ (g) + 1e- (g) II.2) Energie d’ionisation EI 1H 13,6 eV 3Li EI 4Be 5,4 eV 9,3 eV 11Na 12Mg 6C 7N 8O 9F 10Ne 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 8,3 eV 11,3 eV 14,5 eV 13,6 eV 17,4 eV 21,6 eV 7,6 eV 6,0 eV 19K 20Ca 31Ga 6,1 eV EI 24,6 eV 5B 5,1 eV 4,2 eV 2He 6,0 eV 8,2 eV 10,5 eV 10,4 eV 13,0 eV 15,8 eV 7,9 eV 9,8 eV 9,8 eV 11,8 eV 14,0 eV EI ↗ EI Pouvoir réducteur ↗ 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. II.3) Electronégativité EI 1H EI 2He Échelle de Pauling 2,2 3Li 4Be 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 19K 20Ca 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 1,0 0,9 0,8 1,2 1,0 5B 1,5 1,6 6C 1,8 1,8 7N 2,2 2,0 8O 2,5 2,4 9F 3,1 2,8 F ↗ (9F) > (8O) > { (17Cl) ≈ (7N) } 10Ne 18Ar 36Kr Pouvoir oxydant ↗ F2 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. CQFR Historique I) II) 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. 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 Exercices On considère les éléments suivants (cf. exercices Ch2 pour leur configuration électronique, indispensables pour résoudre cet exercice): soufre 16S chlore 17Cl calcium 20Ca cobalt 27Co rubidium 37Rb 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 Cl2 est-il plutôt réducteur ou oxydant? Même question pour le calcium Ca et le rubidium Rb. Exercices 16S : [10Ne] 3s2 3p4 17Cl 2 : [10Ne] 3s2 3p5 20Ca : [18Ar] 4s 7 2 1 37Rb : [36Kr] 5s 27Co : [18Ar] 3d 4s Question 1. S (bloc p, 3ème période, 16ème colonne) Cl (bloc p, 3ème période, 17ème colonne) // Ca (bloc s, 4ème période, 2ème colonne) Co (bloc d, 4ème période, 9ème colonne) // Rb (bloc s, 5ème période, 1ère colonne) Question 2. Rb est un métal alcalin (1ère colonne), Ca est un métal alcalino-terreux (2ème colonne) et Cl un halogène (non métallique) (17ème colonne). Co est un métal de transition (bloc d). Pas de gaz noble (18ème colonne). S n’est pas métallique (16ème 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 S2–, Cl–, Ca2+ 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. Cl2 est un oxydant, Ca et Rb sont des réducteurs. www.medatice-grenoble.fr 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