Chapitre 5 - cours-st

CH.5 : CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS O. SELAIMIA-FERDJANI
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Chapitre 5: CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS
I- La classification de Mendeleïev (1869).
- Basée initialement par Mendeleïev sur le classement des éléments par masse atomique croissante, la
classification moderne est basée sur le classement des éléments par numéro atomique Z croissant, donc
s’appuie sur la structure électronique des atomes.
Le tableau périodique est constitué de 7 lignes appelées "périodes" et de 18 colonnes appelées
"familles" ou "groupes".
Le numéro atomique Z croît de gauche à droite dans une période et de haut en bas dans une colonne.
Les éléments d'une même période ont la même valeur de n.
Les éléments appartenant à une même colonne ont la même structure électronique externe, donc
souvent des propriétés chimiques ou physiques voisines (attention: ne pas généraliser !).
I-1 Analyse de la classification
I-1-1 Analyse horizontale
Cette Analyse va dans le sens de l’élaboration des structures électroniques selon la valeur croissante du
nombre d’électrons Z.
 La 1ère ligne : n = 1 (1ère période): Le remplissage de l’OA 1s conduit à 02 éléments: H et He.
 La 2ème ligne: n =2(2ème période): Le remplissage de 2s et 2p conduit à 08 éléments (3Li → 10Ne).
 La 3ème ligne: n = 3(3ème période): Le remplissage de 3s et 3p conduit à 08 éléments (11Na → 18Ar).
 La 4ème ligne: n = 4 (4ème période): le niveau 4s se remplit avant 3d puis 4p, donc il y a 18 éléments
(19K→ 36Kr).
 La 5ème ligne: n = 5 (5ème période): On retrouve la même situation de la 4ème période, il y a 18 éléments
(37Rb → 54Xe).
 La 6ème ligne: n = 6 (6ème période): Le remplissage du niveau 4f entraine 14 éléments de plus, soit 32
éléments au total (55Cs → 86Rn)
 La 7ème ligne: n = 7 (7ème période): contient 06 éléments naturels (87Fr → 92U) et les autres sont
obtenus artificiellement.
Une ligne se commence toujours avec s et se finit toujours avec p. On suit strictement la règle de
Klechkowski.
Si on connaît la place dans la classification, on en déduit immédiatement la configuration électronique (et
inversement).
I-1-2 Analyse verticale
La lecture verticale du tableau fait apparaître la similitude des structures électroniques de la couche
externe, et l’analyse des 18 colonnes peut être simplifiée si celles-ci sont regroupées en blocs selon le
remplissage des différentes sous-couches. On distingue 4 blocs : s, p, d et f.
Bloc s : ns1 ou ns2 ; colonnes 1 et 2.
"Cas de l’Hélium : Bien qu’appartenant au bloc s (1s2), celui-ci est placé dans le bloc p (groupe des gaz
rares).
Bloc p : ns2, npx (avec : 1 ≤ x ≤ 6) ; colonnes 13 à 18.
Bloc d : (n-1)dx, nsy (avec : 1 ≤ x ≤ 10 et 1 ≤ y ≤ 2) ; colonnes 3 à 12 : "métaux de transition".
Bloc f : (n-2)fx, (n-1)dy, ns2 (avec n = 6 ou 7, 0 ≤ x ≤ 14 ; y = 0 ou 1 ou exceptionnellement 2 pour 90Th). Le
bloc f a été sorti du bloc pour plus de clarté.
Les éléments pour lesquels n = 6 sont appelés "Lanthanides"; ceux pour lesquels n = 7 sont appelés.
Actinides" (ces derniers sont tous radioactifs).

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Bloc f : un électron d est placé avant que les électrons f n’apparaissent. Donc le Bloc f s’intercale entre les
colonnes 3 et 4.
Les 18 colonnes du tableau sont réparties en 9 groupes :
Sous-groupe A : contient les éléments dont la couche externe est ns np.
Sous-groupe B : contient les atomes qui possèdent un état d.
Les indices I, II, III,… indiquent le nombre d'électrons sur la couche externe, appelés électrons de valence.
Métaux alcalins : colonne IA (sauf H) ns1 np0
Exemples : Lithium, Sodium, Potassium...
Métaux alcalinos-terreux : colonne IIA ns2 np0
Exemples : Béryllium, Magnésium
Métaux terreux : colonne IIIA ns2 np1
Exemples : Bore, Aluminium
Carbonides : colonne IVA ns2 np2
Exemples : Carbone, Silicium
Azotides : colonne VA ns2 np3
Exemples : Azote, Phosphore
Sulfurides ou chalgogènes : colonne VIA ns2 np4
Exemples : Oxygène, Soufre
Halogènes : colonne VIIA ns2 np5
Exemples : Fluor, Chlore
Les gaz rares : colonne VIIIA (ou 0) ns2 np6, sauf pour He ns2
Exemples : Hélium, Néon, Argon…
La configuration de gaz rare correspond à la saturation de la couche électronique externe :
ils présentent une grande inertie chimique, mais leur réactivité augmente avec Z,
Famille des éléments de transition
Ce sont des éléments qui possèdent les orbitales d incomplètement remplies
Groupe IB ns1 (n-1)d10
Exemples : Cuivre, Argent

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Groupe IIB ns2 (n-1)d10
Exemples : Zinc, Cadnium
Groupe IIIB ns2 (n-1)d1
Exemples : scandium, Yttrium
Groupe IVB ns2 (n-1)d2
Exemple :Titanium, Ziconium
Groupe VB ns2 (n-1)d3
Exemples : Vanadium, Niobium
Groupe VIB ns1 (n-1)d5
Exemples : Chrome, Molybdène
Groupe VIIB ns2 (n-1)d5
Exemples : Manganèse, technétium
Groupe VIIIB : ns2 (n-1)d6, ns2 (n-1)d7, ns2 (n-1)d8
On distingue trois types de triades :
 Triade du Fer (Fe, Co, Ni)
 Triade du palladium (Ru, Rh, Pd)
 Triade du platine (Os, Ir, Pt)
Eléments des terres rares
Ces éléments possèdent les orbitales f en cours de remplissage. On distingue les éléments qui
correspondent au remplissage de l'orbitale 4f : on les appelle les lanthanides. Ceux qui orrespondent au
remplissage de l'orbitale 5f sont appelés les actinides.
I-2 Propriétés physiques des éléments.
Trois catégories :
a) Les métaux
- Ils sont situés à gauche et au centre de la classification périodique : blocs s (hormis H), d, f et une
moitié du bloc p (en bleu-clair ou gris-clair sur la figure du tableau périodique ex. Al, Sn, Pb, Bi, Po).
- Ils sont tous solides à température ambiante (25°C), excepté le mercure (80Hg) qui est liquide.
- Ils sont bons conducteurs de la chaleur et de l'électricité.
b) Les non-métaux
Ils sont situés à droite dans la classification périodique : seconde moitié du bloc p (en bleu-vert
sur la figure du tableau périodique: ; ex. F, O, N, C, P)
Ils sont solides ou gazeux à 25°C, exceptionnellement liquide (le dibrome, Br2).
Ils sont mauvais conducteurs de la chaleur et ce sont des isolants électriques. (sauf le carbone qui est
isolant (diamant) ou conducteur (graphite)).
c) Les semi-métaux
A la frontière des deux catégories précédentes, ils se comportent comme des semi-conducteurs
(composés dont la conductivité augmente avec la température, par exemple le Silicium (14Si) et le
Germanium (32Ge) utilisés en électronique).
Remarque : L'hydrogène est un cas à part : c'est un gaz moléculaire (H2) à 25°C. Il peut donner un ion
positif (H+), mais aussi l'ion hydrure (H-).
I-2-1 Critères de reconnaissance chimique
Les métaux donnent des Cations, leurs oxydes sont basiques.
Exemple: Mg  Mg2+ et MgO + H2O  Mg(OH)2
Les non-métaux donnent des Anions, leurs oxydes sont acides.
Exemple: S  S2- et SO2 + H2O  H2SO3
I-2-2 Règle de Sanderson:
Un élément est métallique si le nombre d’électron de sa couche de n le plus élevé est inférieur ou égal au
numéro de sa période. (sauf H et Ge).

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Exemples
Mg : Z = 12 = 10 + 2  [Ne] 3s2
2 électrons sur n=3 et appartient à la période 3
2 < 3  Mg est un métal
Ga : Z = 31 = 18 + 13  (Ar) 3d10 4s2 4p1
3 électrons sur n= 4 et appartient à la période 4
3 < 4  Ga est un métal
Bi : Z = 83 = 54 + 15  (Xe) 4f14 5d10 6s2 6p3
5 électrons sur n= 6 et appartient à la période 6
5 < 6  Bi est un métal
Al : Z = 13 = 10 + 3  (Ne) 3s2 3p1
3 électrons sur n= 3 et appartient à la période 3
3 = 3  Al est un métal
II - Périodicité des propriétés
II-1 Energie d’ionisation Ei
C’est l'énergie minimale qu'il faut fournir à un atome A(g) (état gazeux), pour lui arracher un électron selon la
réaction : A(g) ──Ei → A+(g) e Ei> 0
Exemple : Ca(g) ) ── Ei─→Ca+(g) e
- L’énergie de nième ionisation Ein correspond à la réaction :
A (n-1)+(g) nA n (g) e
Ca+(g) ── Ei2─→Ca++(g) e  Ei2 > Ei1
Variation de l’énergie d’ionisation Ei dans le tableau périodique.
a) Dans une colonne, lorsque Z augmente (en allant de haut en bas) :
- le nombre de couches augmente,
- la distance noyau-électron périphérique augmente (le rayon atomique augmente) «effet distance»,
- la force d’attraction noyau-e– périphérique diminue (e– de plus en plus libre) l’énergie d’ionisation
diminue.
Exemple : 3Li : 1s2 / 2s1 37Rb : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 / 5s1
Effet distance : Ei1(Rb) < Ei1(Li) Ei1(Rb) = 402 kJ.mol-1 ; Ei1(Li) = 520 kJ.mol-1
b) Dans une période, lorsque Z augmente (en allant de gauche à droite) :
- le nombre de couches est le même; mais Z augmente (le nombre de charges + dans le noyau augmente)
 « effet de charge »,
- la force d’attraction noyau-e– périphérique augmente,
- la distance noyau-électron périphérique diminue (le rayon atomique diminue) l’énergie d’ionisation
augmente.
Exemple :
3Li : 1s2 / 2s1 9F : 1s2 2s2 / 2p5
Effet de charge : Ei1(F) > Ei1(Li) Ei1(F) = 1681 kJ.mol-1 ; Ei1(Li) = 520 kJ.mol-1 Z Fa i
• Sur une même période : si Z augmente alors Ei augmente. Ei
• Sur un même groupe : si Z augmente alors Ei diminue.

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II-2- Affinité électronique (A)
C'est le phénomène inverse de l'ionisation.
L'affinité électronique d'un atome X est l'énergie dégagée lorsque cet atome capte un électron.
Contrairement à l'énergie d'ionisation, l'affinité électronique peut être positive ou négative.
X(g) + 1e- X- (g) + A
Variation de l’affinité électronique dans le tableau périodique
Si A > 0 : X(g) a alors une énergie plus faible que X(g) : l’ion X(g) est plus stable que X(g).
Dans la même période : en allant de gauche vers la droite Z Fa
Z Fa .
Dans la même colonne : du bas vers le haut
r Fa
II-3- Electronegativité (
C'est une grandeur qui mesure l'aptitude d'un élément à attirer vers lui les électrons au sein d'une liaison de
covalence  apparition de charges partielles.
     (B est plus électronégatif que A)
L'électronégativité d'un élément X peut être définit selon plusieurs échelles :
a- Echelle de Mulliken: L'électronégativité d'un élément dans l'échelle de Mulliken est égale à la moyenne
arithmétique de l'énergie de première ionisation, Ei1, et de l'affinité électronique, A.
2)()(
)( 1xAxEi x
(en eV)
b- Echelle de Pauling :
2
1
.102,0)()( XYYX 
(en eV1/2)
Avec Δxy = EXY – (EX2 .EY2)1/2
EXY : énergie de liaison de la molécule XY
EX2 et EY2 : énergies de liaison des molécules X2 et Y2.
Pauling a fixé arbitrairement l'électronégativité du Fluor (élèment le plus électronégatif) :
(F) =4 (en eV1/2)
Application : cas de HF (fluorure d’hydrogène)
EN augmente :
de gauche à droite dans une période
et
de bas en haut dans une colonne.