Classification p riodique des l ments

Chapitre V
Classification périodique des éléments
La structure électronique détermine les propriétés chimiques d'un élément. Ce sont surtout les électrons
externes qui interviennent dans les interactions entre atomes. La connaissance de la structure électronique
des atomes permet alors de classer logiquement les éléments dans un tableau de Mendeleev (tableau
périodique des éléments).
Le tableau périodique a connu de nombreux réajustements depuis lors jusqu'à prendre la forme que nous
lui connaissons aujourd'hui, et est devenu un référentiel universel auquel peuvent être rapportés tous les
types de comportements physique et chimique des éléments. En février 2010, sa forme standard comportait
118 éléments, allant de 1H à 118Uuo
A. Description du tableau périodique
Les éléments sont classés par ordre Z (numéro atomique ) croissant, en revenant à la ligne de telle façon que
les éléments ayant même configuration électronique externe soient sur la même colonne (verticale).
Dans le tableau périodique:
1- Une ligne (horizontale) est appelée période. Il existe 7 lignes (3 périodes courtes et 4 périodes longues).
Une relation simple existe entre le numéro n de la période et le nombre m d'éléments
1
(n+1)2
2
1
m = (n+2)2
2

Si n impair : m =

Si n pair :
Exemple
n =1 (K) ; m = 2 éléments
n = 2 (L) ; m = 8 éléments
Remarque
-De plus, le tableau périodique représente à part les éléments 4 f et 5 f.
2- Une colonne (verticale) représente un groupe, il en existe 18.
Les 18 colonnes sont réparties en 8 groupes, ces derniers comportent chacun 2 sous-groupes.
Remarques
-
Le numéro en chiffre romain est le nombre d’électrons qui peuvent participer aux liaisons, c'est-àdire le nombre d’électrons de valence (couche externe).
-
Le sous-groupe VIIIB est formé de 3 colonnes (8-9-10 voisines), les éléments de ce groupe présentent
des analogies dans le sens vertical et dans le sens horizontal. On les appelle les triades.
-
Les éléments du groupe VIIIA terminent les différentes périodes, leur structure externe est: n s2 n p6,
cela leur confère une grande stabilité. Les éléments de ce groupe sont les gaz inertes ou gaz nobles.
1
Tableau périodique des éléments
>
1
IA
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
II A III B IV B V B VI B VII B VIII B VIII B VIII B I B
18
12
13
14
15
16
17
VIII
II B III A IV A V A VI A VII A
A
V
1
1
H
2
He
2
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6
55
Cs
56
Ba
*
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7
87
Fr
88
Ra
**
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111 112 113
Rg Cn[2] Uut
114 115 116 117
Uuq Uup Uuh Uus
118
Uuo
* Lanthanides
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
** Actinides
89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr
Métalloïdes
Non-métaux
Halogènes
Gaz nobles
Métaux alcalins
Métaux alcalino-terreux
Métaux de transition
Métaux pauvres
Lanthanides
Actinides
Dans des conditions normales de température et de pression (0 °C, 1 atm) :

Les éléments dont le numéro atomique est rouge sont gazeux ;

Les éléments dont le numéro atomique est bleu sont liquides — il n'y en a que deux à 0 °C : le brome
(35) et le mercure (80);

Les éléments dont le numéro atomique est noir sont solides.
Dans la nature :

Les éléments avec une bordure continue grise peuvent être trouvés naturellement sur Terre, sous la
forme d'un ou plusieurs isotopes stables.

Les éléments avec une bordure en tirets noirs apparaissent naturellement lors de la désintégration
d'autres éléments chimiques, mais n'ont pas d'isotopes plus anciens que la Terre.

Les éléments avec une bordure en pointillés bleus sont artificiels (éléments synthétiques).
2
Dans le tableau périodique on distingue 4 blocs : s, p, d et f, basée sur la configuration externe des éléments :
-
s : bloc des métaux
-
p : bloc des non- métaux
-
d : bloc des métaux de transition
-
f : bloc des Lanthanides (les éléments 4 f suivant le Lanthane (La) et des Actinides (les éléments 5 f
suivant l’Actinium (Ac). La plupart des éléments de ces deux familles sont radioactifs.
1
2
3
4
5
6
7
s1 s2 f
H He
Li Be
Na Mg
K Ca
Rb Sr
Cs Ba *
Fr Ra *
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
Sc
Y
Lu
Lr
Ti
Zr
Hf
Rf
V Cr Mn Fe
Nb Mo Tc Ru
Ta W Re Os
Db Sg Bh Hs
Co
Rh
Ir
Mt
B C N O F Ne
Al Si P S Cl Ar
Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
↓
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
* 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
B. Le groupe chimique
Chaque groupe (ou colonne) du tableau périodique contient des éléments ayant même structure électronique
externe et va constituer un groupe chimique.
Les propriétés physico-chimiques étant liées au nombre d'électrons de valence (de la dernière couche), les
éléments d'un même groupe auront donc des propriétés très voisines.
1- Procédure de détermination du groupe et sous-groupe A
Il suffit de faire la somme des électrons de la dernière couche (couche de valence, couche périphérique).
Exemples
-
37Rb
- 33As:
:[36Kr] 5 s1 : 1 électron de valence  Rb appartient au groupe I et sous groupe A.
4 s2 4 p3 : (2+3) =5 électrons de valence  As appartient au groupe V et sous groupe A.
2- Procédure de détermination du groupe et sous-groupe B
Pour les éléments appartenant au groupe et sous –groupe B, la couche de valence sera de la forme n sx (n1)dy
La somme (x+y) des électrons nous renseignera sur le groupe de l'élément:
3
-
Quand 3  (x+y)  7  les éléments correspondants appartiendront aux groupes: IIIB, IVB, VB et
VIIB.
-
Quand 8  (x+y)  10  les éléments correspondants appartiendront au groupe: VIIB.
-
Quand (x+y) > 10 :
- (n-1) d10 n s 1  groupe I B
- (n-1) d10 n s 2  groupe II B
Remarques
- Les éléments des blocs s et p appartiennent au sous groupe A.
- Les éléments des blocs d et f appartiennent au sous groupe B.
C. Périodicité des propriétés chimiques
Le grand intérêt de la classification périodique est d'organiser les éléments chimiques de telle sorte que leurs
propriétés physicochimiques puissent être largement prédites par leur position dans la table. Ces propriétés
évoluent différemment selon qu'on se déplace verticalement ou horizontalement dans le tableau.
1. Le rayon atomique
Le rayon de l’atome augmente de droite à gauche dans une même période, (Z
 rA
). Le rayon
augmente quand on passe de la couche K à la couche Q , en descendant dans une même colonne
(n
 rA
)  la force d’attraction noyau- électron périphérique diminue.
Exemples
A
C
-Le long d'un groupe rA(A) < rA (B)
- Le long d'une période rA(A) >
rA (C)
B
2. Energie d'ionisation (E ion)
L'énergie d'ionisation d'un élément pris à l'état gazeux est l"énergie qu'il faut lui fournir pour lui arracher
un électron.
A
A+ + 1é : E ion .
a. Evolution de l'énergie d'ionisation dans le tableau périodique
4
- le long d'un groupe E ion augmente de bas en haut
(n
 E ion
ou Z
); E ion (A) > E ion (B)
A
C
- le long d'une période E ion augmente de gauche à droite
(Z
 E ion
); E ion (C) > E ion (A)
-Il possible d'arracher à un élément plusieurs électrons de
manière
B
successive:
A
A+ + 1é : E (1ère ionisation)
A+
A+2 + 1é : E (2ème ionisation)
A+2
A+ 3+ 1é : E (3ème ionisation)
Les énergies mises en jeu dans ces différentes ionisations sont telles que:
E (1ère ionisation) < E (1ère ionisation) < E (1ère ionisation)
Il y a une limite à l'ionisation positive des éléments qui sont représentés par l'épuisement de la couche
externe.
3. Affinité électronique (AE)
C'est l'énergie libérée lorsqu'un électron est capté par un atome:
A + 1é
A- + AE
Energie d'ionisation = Affinité électronique en valeur absolue.
L'affinité prise en valeur absolue évolue de la même façon que L'énergie d'ionisation. Cette énergie est
négative car l'atome la libère.
4. Electronégativité (En)
L’électronégativité est la capacité que possède un atome à attirer vers lui un ou plusieurs électrons.
A
5
C
a. Evolution de L’électronégativité dans le tableau périodique
- le long d'un groupe En augmente de bas en haut
(n
ou Z
 En
); En (A) > En (B)
B
- le long d'une période En augmente de gauche à droite
 En
(Z
); En (C) >
En (A)
A
C
Oxydants
5. Le pouvoir oxydant- pouvoir reducteur
- Un élément est dit oxydant quand il gagne facilement
Réducteurs
(1ou plusieurs électrons).
B
- Un élément est dit réducteur quand il perd (1ou plusieurs
électrons).
6. Le caractère métallique et non métallique
On peut répartir les éléments du tableau périodique en deux sous ensembles, en se basant sur la tendance à
gagner ou perdre des électrons ou autrement dit selon le caractère métallique ou non métallique.
Les métaux
Les non métaux
-
perdent des électrons
-
gagnent des électrons
-
forment des cations en solution aqueuse
-
forment des anions
-
sont des réducteurs
-
sont des oxydants
-
sont conducteurs d'électricité et de chaleur
-
sont des isolants électrique et thermique
-
sont des éléments électropositifs
-
sont des éléments électronegatifs
-les éléments intermédiaires (H, B, Si, Ge, As Sb, Te et Po)
-Les éléments intermédiaires appelés aussi (semi métaux), sont situés à la frontière des deux catégories
précédentes.
- Ils présentent à la fois le caractère des métaux et des non métaux.
Si un tel élément est en présence d'un métal, il se comportera en non-métal
Exemple
6
L'hydrogène se comporte:
1 é + H+) avec les non métaux (HCl).
- comme un métal (H
H-) avec les métaux (LiH).
- comme un non métal (H+1é
a,Stabilité des métaux
Les métaux perdent facilement leurs électrons pour acquérir la structure électronique du gaz rare qui les
précèdent.
Exemple
20Ca:
20Ca
+:
1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2
1s2 2s2 2p6 3s23p6 = [Ar]
b,Stabilité des non- métaux
Les non-métaux captent des électrons pour acquérir la structure électronique du gaz rare qui les suit.
Exemple
8O
: 1s2 2s2 2p4
28O
: 1s2 2s2 = [Ne]
Remarques
-
Les métaux ont leurs orbitales externes s et p contenant en général moins de 4 électrons, cependant
les non – métaux ont leurs nombre d’électrons externes s et p en général supérieur à 4 électrons.
-
En pratique, on différencie entre métaux et non métaux et éléments intermédiaires par
l’électronégativité
Métaux
Intermédiaires
Non- métaux
En
1
1,5
2
4
7