Chapitre 5 : La classification périodique des éléments Au cours de

Chapitre 5 : La classification périodique des éléments
Au cours de ce chapitre, nous allons présenter un outil de la plus haute importance : la classification
périodique des éléments. Plus qu'un simple tableau, cette classification permet de prévoir la réactivité d'un
élément, ses propriétés... mais pour cela il est essentiel de comprendre la construction de cette
classification.
I- L'élément chimique :
1- Historique de la notion d'élément chimique :
a- Rappeler l'évolution de la vision de la constitution de la matière de l'antiquité Grecque à l'atome de
Bohr.
b- Rappeler, sous forme schématique, les différents éléments qui constituent un atome. Donner pour
chaque élément sa masse ou taille(ordre de grandeur) et sa charge.
c- Que signifie la notation :
A
ZX
?
d- Donner une définition pour les termes suivants : élément chimique, isotope, corps simple.
e- Qu'est ce que la masse molaire ? Un échantillon naturel de carbone contient 98,89% d'atomes de 12C et
1,11% de 13C. On sait que
M(12
6C)=12,000 g.mol−1
et
M(13
6C)=13,006 g.mol−1
. Quelle est la
masse molaire de l'élément carbone ?
2- Les débuts de la mécanique quantique :
Etude de texte : De l'atome de Bohr à la mécanique quantique
Dans le modèle de Bohr, développé en 1913 à partir des propriétés mises en évidence par Planck et
Rutherford, l'atome est composé d'un noyau chargé positivement, et d'électrons tournant autour, les
orbites des électrons ne pouvant prendre que des valeurs définies.
Les électrons sont ponctuels, c'est à dire que leur taille est supposée quasiment nulle (tout du moins plus
petite que ce que l'on peut estimer). Ils portent une charge négative.
Cette vision permet de décrire très bien les phénomènes spectroscopiques, c.-à-d. le fait que les atomes
absorbent ou émettent seulement certaines longueur d'onde (ou couleur) de lumière ou de rayons X. En
effet, les électrons ne pouvant tourner que sur des orbites définies, le saut d'une orbite à une autre se fait
en absorbant ou en émettant une quantité déterminée d'énergie.
Ce modèle présente un gros inconvénient : si les électrons tournaient, ils devraient rayonner de l'énergie
comme toute charge accélérée. Donc, les électrons perdraient de l'énergie et viendraient s'écraser sur le
noyau. Ce modèle n'explique pas non plus la forme des molécules.
Le modèle développé par Erwin Schrödinger en 1926, puis par Paul Dirac en 1928, permet d'expliquer la
stabilité de l'atome. Dans ce modèle, les électrons ne sont plus des billes localisées et tournantes, mais des
nuages.
Depuis les années 1930, on modélise l'électron par une «fonction d'onde» dont la «norme représente la
densité de probabilité de présence». Pour représenter fidèlement les propriétés de l'électron, on n'a donc
que des fonctions mathématiques à notre disposition. Ceci est très abstrait, et rebute même de nombreux
physiciens. Nous allons essayer de donner un image de cette notion de fonction d'onde, image
nécessairement imparfaite.
Imaginons qu'hors de l'atome, l'électron soit une petite bille. Lorsque l'électron est capturé par l'atome, il
se "dissout" et devient un nuage diffus, il s'"évapore". Quand on l'arrache de l'atome, il redevient une
petite bille, il se "recondense". Il existe d'autres exemples d'objet qui changent de forme, par exemple,
hors de l'eau, le sel est sous forme de cristaux ; mis dans l'eau, il se dissout, et si l'on fait s'évaporer l'eau,
on retrouve des cristaux. Le sel change de forme (cristal compact ou dissout dans l'eau), mais on a tout le
temps du sel.
Ces « nuages » que l'on appelle orbitales atomiques peuvent prendre différentes formes :
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a- « à partir des propriétés mises en évidence par Planck et Rutherford » : de quelles propriétés parle-
ton ? sur quelle autre observation se base Bohr pour élaborer son modèle ?
b- Quelle est la vision de l'électron en mécanique classique ? En mécanique quantique ?
c- Pourquoi la mécanique classique ne permettrait pas de rendre compte de la structure d'un atome ?
d- Quelles sont les deux notions inhérentes à la mécanique quantique qui se dégagent de ce texte ?
II- Configuration électronique d'un atome :
1- Existence de niveaux d'énergie quantifiés :
a- Représenter schématiquement l'absorption d'un rayonnement par un atome et l'émission d'un
rayonnement.
b- Quels types de rayonnements est mis en jeu dans ce processus ?
c- Quelle est l'expression de la longueur d'onde du rayonnement absorbé (ou émis) ?
d- A quel type de transition ce processus correspond-il ?
Application : l'atome d'hydrogène
L'énergie des différents niveaux énergétiques de l'atome d'hydrogène sont donnés par la relation :
En=−13,6
n2
(en eV)
e- Que signifie « eV » ?
f- Déterminer l'énergie des niveaux de 1 à 4 ? Représenter le diagramme de l'hydrogène. Que vaut
l'énergie si n → +∞ ?
g- Indiquer sur le diagramme l'état fondamental, les états excités et les états ionisés.
h- Quelle est la longueur d'onde d'un rayonnement émis par un atome d'hydrogène passant du 3 au niveau
1 ? Du niveau 3 au niveau 2 ?
Si on effectue des expériences en modifiant la nature du rayonnement impliqués, des transitions d'autre
type sont impliqués, elles sont récapitulées dans le tableau suivant :
Phénomène/particule qui interagit
avec le rayonnement
Différence d'énergie entre deux
niveaux
Rayonnement
translations
rotation et vibrations
électrons externes
électrons internes
noyau
̴ 0,1 kJ.mol-1
0,5 à 50 kJ.mol-1
200 à 800 kJ.mol-1
̴ 10 000 kJ.mol-1
> 10 000 kJ.mol-1
micro-ondes
IR
UV-visible
rayons X
rayons γ
2- Les nombres quantiques :
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2.1 Les nombres quantiques d'une orbitale atomique :
On appelle orbitale atomique (OA) l'état dans lequel se trouve un électron à l'intérieur d'un atome.
Chacune de ces états possède une énergie définie. Pour décrire une orbitale atomique, il est nécessaire
d'utiliser plusieurs nombres quantiques.
●Nombre quantique principal, noté n : Il détermine la couche quantique à laquelle appartient
l'électron. (Dans l'étude de l'atome d'hydrogène, on voit concrètement que n correspond aux différents
niveaux d'énergie quantifiés). Une OA de n plus élevée décrit un électron plus éloigné du noyau.
→ n est un nombre entier compris entre 1 et +∞.
Cependant dès lors que l'on s'intéresse à des atomes polyélectroniques, le nombre quantique n n'est plus
suffisant pour expliquer les énergies des états électroniques, il est nécessaire d'introduire un nouveau
nombre quantique.
●Nombre quantique secondaire (ou azimutal), noté l : il désigne la sous-couche à laquelle
appartient l'électron. En général la valeur de l est indiquée par une lettre :
l 0 1 2 3 4
Nom de la sous-couche s p d f g
→ l est un nombre entier,compris en 0 et n-1 (inclus).
L'étude des atomes en présence d'un champ magnétique, montre qu'il faut introduire un troisième nombre
quantique.
●Nombre quantique magnétique, noté m ou ml : le nombre ml caractérise l'orientation spatiale de
l'orbitale atomique.
→ ml prend les valeurs entières comprises entre -l et +l.
La donnée du triplet (n, l, ml) décrit entièrement l'orbitale atomique. Deux OA ne peuvent pas être
décrites par le même triplet, deux triplets différents représentent deux OA différentes.
Application
a- A quelle couche et sous-couche appartiennent les OA suivantes :
(1,0,0) (2,1,1) (2,1,0) (2,2,1)
b- Combien d'OA compte les couches ayant les valeurs de n de 1 à 3 ?
2.2 Etat quantique d'un électron :
En 1925, Samuel Goudsmit et George Uhlenbeck découvrirent que pour expliquer certains détails des
spectres d'émission (notamment la double raies jaune du sodium) l'introduction d'un quatrième nombre
quantique semblait nécessaire.
L'expérience montre l'existence pour l'électron d'un moment magnétique intrinsèque (résultant d'un
moment cinétique intrinsèque) qui peut prendre uniquement deux valeurs distinctes : +1/2 et -1/2. On peut
modéliser ce moment magnétique par une boussole donc l'aiguille ne pourrait prendre que 2 orientations.
Ce moment cinétique est appelé spin, et par conséquent le moment magnétique associé est appelé nombre
quantique de spin, noté ms.
ms ne peut prendre que deux valeurs : +1/2 et -1/2.
Par conséquent, un électron est décrit par quatre nombre quantiques (n, l, ml, ms) : les trois premiers
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nombres décrivent l'OA dans laquelle se trouve l'électron et le quatrième donne son spin.
Principe d'exclusion de Pauli : Pauli a proposé un principe selon lequel deux électrons d'un même
système ne peuvent pas se trouver dans le même état quantique. Cela signifie que 2 électrons ne
peuvent pas avoir leurs 4 nombres quantiques identiques.
Conséquences :
a- Combien peut-on mettre d'électrons dans une même OA ?
b- Combien peut-on mettre d'électrons dans une sous-couche s ? une sous-couche p ? une sous-couche d ?
c- Combien peut-on mettre d'électrons dans la couche n=3 ?
3- Comment se répartissent les électrons dans les orbitales atomiques ? Construction des
configurations électroniques.
Chaque atome possède une infinité d'OA, la manière dont les électrons de cet atome sont répartis dans ses
OA s'appelle configuration électronique de l'atome. Pour construire la configuration électroniques il faut
respecter quelques règles :
Principe d'exclusion de Pauli : dans un atome, deux électrons ne peuvent pas posséder les quatres
mêmes nombres quantiques n, l, ml et ms.
Règle de Klechkowski : Plus la somme n+l est élevée, plus l'orbitale atomique correspondante est haute
en énergie. Pour une même valeur de n+l, l'orbitale de nombre quantique n le plus faible est la plus
profonde en énergie.
Règle de Hund (règle de maximisation du spin) : Lorsque plusieurs OA de même énergie sont
accessibles, les électrons occupent préférentiellement le plus grand nombre d'OA avec le plus de spins
parallèles.
a- Classer les orbitales suivantes par ordre d'énergie croissante : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 5s, 5p,
5d, 6s, 6p.
Pour obtenir la configuration électronique d'un atome à l'état fondamental, on remplit d'abord les OA de
plus basses énergie. En général, on se contente d'indiquer le remplissage des différentes sous-couches
dans la configuration électronique d'un atome, sans préciser la répartition des électrons dans les sous-
couches qui ne sont pas pleines.
b- Donner le diagramme énergétique des OA et la configuration électronique d'un atome de carbone dans
son état fondamental.
c- Faire le même travail pour : 2He, 7N, 8O
d- Etablir la configuration électronique des atomes : 25Mn, 35Br.
4- Electrons de valence, électrons de cœur :
Les propriétés chimiques d'un élément s'expliquent par le comportement des électrons périphériques qui
sont peu liés au noyau. Deux catégories d'électrons sont donc distinguées : les électrons de valence (qui
régissent la réactivité) et les électrons de cœur (peu engagés dans la réactivité chimique).
●Electrons de valence : Les électrons de valence sont les électrons de la couche de plus grand
nombre quantique n auxquels sont ajoutés les électrons d'une sous-couche en cours de remplissage (non-
saturée).
●Electrons de cœurs : tous les autres électrons.
a- Identifier dans les configurations précédemment écrites les électrons de cœur et les électrons de
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valence.
Pour simplifier l'écriture des configurations électroniques, on peut remarquer que l'ensemble des électrons
de cœur correspondent à la structure électronique du gaz rare qui précède l'élément dans la classification
électronique.
b- Abréger toutes les configurations électroniques des éléments précédemment étudiés.
5- Propriétés magnétiques des atomes :
Les propriétés magnétiques macroscopiques de la matière font apparaître deux types de comportements
en présence d'un champ magnétique externe : le diamagnétisme et le paramagnétisme.
Dans le cas du diamagnétisme, il n'y a pas de moment magnétique permanent, ce qui se traduit par une
tendance au déplacement vers le zones de champ magnétique faible (la substance occupe spontanément
les régions de champ faible). Au contraire, certaines substance ont tendance à se déplacer vers les zones
de champ fort, il s'agit des substances paramagnétiques.
Un atome est paramagnétique s'il possède un ou plusieurs électrons célibataires (non-appariés = seul sur
son OA).
Un atome est diamagnétique si tous ses électrons sont appariés.
→ Les atomes de magnésium, de fer sont-ils paramagnétiques ou diamagnétiques ?
6- Formation des ions :
●Formation des cations :
a- Le sodium Na (Z=11) forme facilement le cation Na+. Ecrire les configurations électroniques de ces
deux entités.
b- Même question pour le béryllium (Z=4) qui forme l'ion Be2+.
→ Dégager la règle de formation des cations : quel(s) électrons sont arrachés ? Combien peut-on en
arracher ?
•Règle de stabilité : il existe un effet quantique qui confère une certaine stabilité aux sous-couches
électronique lorsqu'elles sont soit complètement remplies, soit complètement vides, ou à demi-
remplie (5 électrons dans une sous-couche d, 3 électrons dans une sous-couche p.)
•Remarque : Il a été montré expérimentalement que les électrons de la couche 4s sont moins
fortement liés au noyau que les électrons de la couche 3d. Ce constat s'étend aux autres atomes à
sous-couche incomplète dans l'écriture initiale d'une configuration selon la règle de Klochkowski.
c- Compte-tenu de ces règles de stabilité, quels ions l'atome de Fer (Z=26) peut-il former ?
●Formation des anions :
d- Le chlore (Z=17) forme facilement l'ion Cl-. Comparer les deux structures électroniques.
e- Même question pour l'oxygène (Z=8) qui forme l'ion O2-.
→ Quelle règle de formation des anions peut-on dégager de ces comparaisons.
f- En déduire l'ion susceptible d'être formé par le phosphore (Z=15).
III- Construction de la classification périodique :
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