Chapitre I Rappels sur les propriétés chimiques des éléments 1

Chapitre I Rappels sur les propriétés chimiques des éléments
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1- Introduction
Les92élémentschimiquesnaturelssont composés d'un noyau de particules élémentaires qui sontsoit
chargées positivement, les protons, soit neutres, les neutrons, autour duquel gravitent des électrons
chargés négativement. La charge du proton et de l'électron est égale mais de signe opposé. La masse du
proton est 1836 fois plus forte que celle de l'électron. Les propriétés chimiques d'un élément sont
essentiellementliéesàl'interactionentrelescouchesélectroniquesexternes.
2- La classification périodique
En 1869, le chimisme russe Dimitri Ivanovitch Mendeleïev rangea les 63 éléments chimiques
connus à son époque dans un tableau. Il les disposa verticalement dans l’ordre croissant de leur
masse atomique, puis il les décala dans des colonnes en fonction de leurs propriétés chimiques
particulières. La classification périodique compte aujourd’hui 112 éléments rangés
horizontalement en ordre croissant de numéro atomique qui indique le nombre de protons dans le
noyau de chaque atome. Les éléments chimiques d’une famille sont disposés dans la même
colonne : ils ont le même nombre d’électrons sur leur couche externe et présentent des propriétés
chimiques très voisines. Les éléments chimiques placés dans la même rangée ont la même
période, c’est-à-dire le même nombre de couches électroniques.
3- Les grands groupes d’éléments du tableau périodique
3.1- Les métaux occupent une place prépondérante parmi tous les éléments chimiques existants.
Ce qui les caractérise, c’est qu’ils peuvent tous donner un oxyde basique en se combinant avec de

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l'oxygène. Les métaux sont généralement solides dans des conditions ordinaires. Ils sont ductiles,
malléables et ont une assez grande densité.
3.2- Les semi-conducteurs constituent un groupe qui ne comprend que huit éléments naturels.
Ce sont des corps qui présentent une conductivité électrique moyenne, intermédiaire entre les
métaux et les isolants et dont la résistivité augmente avec la température.
3.3- Les non-métaux sont des éléments chimiques qui n’appartiennent ni à la famille des
halogènes, ni à la famille des gaz rares. Leurs propriétés physiques les différencient nettement
des métaux car ils conduisent mal la chaleur et l'électricité. On trouve 7 éléments dans cette
famille : l’hydrogène, le carbone, l’azote, l’oxygène, le phosphore, le soufre et le sélénium. Les
non-métaux aussi nommés métalloïdes, ont la capacité de gagner un ou plusieurs électrons et
forment généralement des liaisons ioniques avec les métaux.
3.4- Les halogènes, les éléments chimiques de cette famille sont le fluor, le chlore, le brome,
l’iode et l’astate. Les halogènes possèdent 7 électrons périphériques et leur configuration
électronique la plus stable se fait donc par gain d'un électron avec lequel ils forment un ion
négatif appelé ion halogénure. (Cl-: ion chlorure, Br -: ion bromure, I-: ion iodure.).
3.5- Les gaz rares ou gaz nobles, sont situés dans la huitième colonne du tableau et possèdent
donc une couche électronique externe complète. Les atomes de cette famille sont très peu réactifs
en raison de cette couche saturée en électrons. Ces éléments sont très stables, leurs liaisons avec
d’autres atomes sont donc quasiment impossibles. L’hélium, le néon, l’argon, le krypton, le
xénon, et le radon sont des gaz rares.
3.6- Les lanthanides sont représentés par une douzaine d’éléments chimiques métalliques. Ils
sont assez répandus dans la croûte terrestre et notamment dans les granites. Leur appellation de «
terres rares » est due à la rareté des gisements exploitables dans le monde. Le lanthane a donné
son nom à cette famille dont les éléments entrent dans la composition de nombreux alliages et
sont l'objet de recherches en physique.
3.7- Les actinides constituent une série de quinze éléments radioactifs. Seuls les quatre premiers
éléments ont été trouvés en quantités notables dans la nature : l'actinium, le thorium, le
protactinium et l'uranium. Les actinides dont les numéros atomiques sont supérieurs à 92 sont des
éléments synthétisés (transuraniens).
4- Les liaisons chimiques
En 1916, deux classes de liaisons chimiques ont été décrites : la liaison ionique par
Walther Kossel (Allemagne) et la liaison covalente par G. N. Lewis. Ils se sont basés sur
l’idée qu’un noyau chargé positivement est entouré d’électrons ordonnés en couches ou
niveaux d’énergie concentriques. Sur chaque couche, il y a un nombre maximum d’électrons,
deux dans la première, 8 dans la deuxième, 18 dans la troisième ou 8 si c’est la dernière
couche, et ainsi de suite. La stabilité maximale est obtenue quand la couche externe est
remplie, comme dans les gaz rares ou nobles (8 e-sur la dernière couche). Avec les liaisons
ioniques comme avec les liaisons covalentes, les atomes ont tendance à acquérir une
configuration électronique stable. En fonction de l’énergie de liaison (énergie de dissociation),
on distingue :

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4.1- Les liaisons fortes : l’énergie de dissociation pour briser des liaisons fortes est de 200 à
500 kJ.mol-1. On distingue :
4.1.1- Liaison ionique
La liaison ionique est créée entre deux atomes dont la différence d'électronégativité est
importante. Il en résulte un transfert quasi total d'un ou plusieurs électrons d'un des atomes
vers l'autre. Le traitement théorique de ces liaisons se fait alors selon le modèle de l'attraction
entre deux charges. L'exemple type que nous traitons est NaCl. Dans le chlorure de sodium, le
chlore est beaucoup plus électronégatif que le sodium. Il va donc attirer complètement vers lui
l'électron de valence du sodium.
4.1.2- Liaison covalente
Une liaison covalente peut être décrite comme la mise en commun d’électrons par deux
atomes, deux électrons s'apparient pour former la liaison.
4.1.3- Liaison métallique
Les atomes métalliques perdent, dans l’établissement de la liaison, l’influence sur leurs
électrons externes: ils deviennent donc des ions positifs dont les positions, si le métal est
solide, sont fixes les unes par rapport aux autres. Les électrons externes sont délocalisés et se
comportent comme s’ils étaient libres, tout en restant dans l’échantillon. Un métal peut être
décrit comme un assemblage d’ions positifs baignant dans un nuage (ou mer) électronique
faible et dont les électrons sont facilement mobiles, d’où la grande conductibilité électrique
des métaux.

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4.2- Les liaisons faibles : sont dues à des forces de cohésion qui s’exercent entre des atomes
incapables de former des liaisons de valence ou entre des molécules où les possibilités de
liaisons fortes sont déjà saturées. Ces liaisons ont des énergies de dissociation inférieure à 50
kJ.mol-1.
4.2.1- Liaison hydrogène
La liaison hydrogène résulte de l'interaction électrostatique entre un élément très
électronégatif portant au moins un doublet non liant et un atome d'hydrogène lié à un élément
très électronégatif.
4.2.1- Liaison de Van der Waals
C’est une interaction électrique de faible intensité entre atomes, molécules, ou entre une
molécule et un cristal. Bien qu'il soit possible de décrire sommairement cette interaction en
considérant les forces électriques qui sont présentes entre tous les couples de charges
électriques qui forment ces atomes et ces molécules en définitive.