Classification périodique des éléments

Chimie Chapitre 2 – Classification périodique Lefèvre 2014-­‐2015 TD CHAPITRE 2 : LA CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS Ce qu’il faut savoir : Structure de la classification (périodes, colonnes (= famille chimique : alcalins, alcalinoterreux, halogènes, gaz nobles…), blocs). Définition de l’électronégativité et évolution dans le tableau périodique. Définition du rayon atomique Les mots soulignés sont les mots-­‐clés, à utiliser à l’oral comme à l’écrit. Ce qu’il faut savoir faire : Citer les éléments des trois premières périodes de la CPE et de la colonne des halogènes (nom, symbole et numéro atomique) Relier la position d’un élément dans le tableau périodique à la configuration électronique de l’atome Positionner les métaux dans la CPE, et en connaître quelques propriétés caractéristiques Relier le caractère oxydant ou réducteur d’un corps simple à l’électronégativité de l’élément. Comparer l’électronégativité de deux éléments connaissant leur position dans la CPE. Interpréter l’évolution du rayon atomique en utilisant la notion de nombre de charge effectif. Interpréter la différence de valeur entre le rayon d’un atome et le rayon de ses ions correspondants. Les exercices doivent être rédigés sans consulter le tableau périodique des éléments. Exercice 1 : Position et propriétés des éléments dans la CPE 1) Déduire le numéro atomique et la configuration électronique des éléments suivants connaissant leur place dans la CPE : ème
ème
• Oxygène : 2 période, 16 colonne. Quel est l’ion le plus probable issu de cet élément ? ème
ème
• Chlore : 3 période, 17 colonne. A quelle famille chimique cet élément appartient-­‐il ? ème
ème
• Manganèse : 4 période, 7 colonne ; ème
ère
• Césium : 6 période, 1 colonne ; ème
ème
• Technicium : 5 période, 7 colonne. 2) Déterminer les coordonnées (période, colonne) ainsi que le bloc d’appartenance dans le tableau périodique de l’élément : • Sodium Na : Z = 11. A quelle famille chimique cet élément appartient-­‐il ? Quel est l’ion le plus probable issu de cet élément ? Quel est le corps simple correspondant ? • Krypton Kr : Z = 36. A quelle famille chimique cet élément appartient-­‐il ? • Palladium Pd : Z = 46 • Iode I : Z = 53. A quelle famille chimique cet élément appartient-­‐il ? Quel est l’ion le plus probable issu de cet élément ? Quel est le corps simple correspondant ? 3) Rappeler trois propriétés caractéristiques des métaux. Parmi les éléments ci-­‐dessus, lesquels sont des métaux ? Lesquels sont des métaux de transition? 4) Lequel de ces éléments est le plus électronégatif ? Le moins d’électronégatif ? 5) Le corps simple associée au sodium est-­‐il oxydant ou réducteur ? Même question pour l’iode. Exercice 2 : Les chalcogènes L’oxygène, le soufre, le sélénium (Se) et le tellure (Te) appartiennent à la même famille chimique (famille des chalcogènes) et sont donnés ci-­‐dessous par numéro atomique Z croissant. Le rayon et l’électronégativité de chacun de ses éléments sont donnés dans le tableau ci-­‐dessous : Elément O S Se Te Rayon (pm) 89 127 140 160 Electronégativité (échelle de Pauling) 1)
2)
3)
3,44 2,58 2,55 2,09 Déterminer la configuration électronique et le numéro atomique du sélénium. Quels sont les ions que donnent facilement les chalcogènes ? Commenter l’évolution des rayons atomiques et de l’électronégativité dans l’échelle de Pauling. 1 Chimie Chapitre 2 – Classification périodique Lefèvre 2014-­‐2015 Exercice 3 : Enquête Pour une valeur de numéro atomique Z < 24, combien existe-­‐t-­‐il dans la classification périodique de : 1. Gaz rares? Les nommer en donnant leur configuration électronique. 2. Alcalins? Les nommer en donnant leur configuration électronique. 3. Éléments du bloc d ? Les nommer en donnant leur configuration électronique. 4. Éléments possédants trois électrons célibataires à l’état fondamental ? Les nommer en donnant leur configuration électronique. A RENDRE Exercice 4 : Exploration de la classification périodique 1) Déterminer les coordonnées (période, colonne) du vanadium 23V ainsi que du césium 55Cs dans le tableau périodique des éléments. A quel bloc appartiennent ces éléments ? ème 2) Déterminer la configuration électronique à l’état fondamental et le numéro atomique de l’élément situé sur la 4
ème
période et 14 colonne. Combien possède-­‐t-­‐il d’électrons de valence ? d’électrons célibataires ? ème ème 3) Reprendre les mêmes questions pour l’élément situé sur la 6 période et 12 colonne. Cet élément est le seul métal liquide à température ambiante et pression atmosphérique. Il est par ailleurs réputé pour sa grande toxicité. Qui est-­‐il ? 4) Parmi ces quatre éléments, lequel est le plus électronégatif ? Lequel a le plus grand rayon ? Lesquels sont des métaux ? 5) Quel ion est facilement formé à partir du césium ? Pourquoi ? Comparer, en justifiant, le rayon de l’atome de Césium et celui de l’ion proposé. 6) Le césium est-­‐il oxydant ou réducteur ? 2 Chimie Chapitre 2 – Classification périodique Lefèvre 2014-­‐2015 ACTIVITE DOCUMENTAIRE EVOLUTION DU RAYON ATOMIQUE DANS LE TABLEAU PERIODIQUE DES ELEMENTS. Objectif : le but de cette activité est d’utiliser la notion de nombre de charge effectif afin d’expliquer l’évolution du rayon atomique dans le tableau périodique. Document 1 : Notions d’écran et de nombre de charge effectif. L’atome d’hydrogène a été utilisé comme modèle de base pour décrire le comportement de l’électron dans l’atome ; en effet, la seule interaction à prendre en compte est l’attraction coulombienne électron-­‐noyau ce qui permet d’accéder exactement aux expressions analytiques des orbitales atomiques. Dans un atome qui possède plus d’un électron, des répulsions électron-­‐
électron s’ajoutent aux interactions d’attraction entre le noyau et les électrons : il est alors impossible de déterminer exactement ces fonctions sans introduire un nouveau modèle. Ces répulsions électron-­‐électron agissent comme un écran (modélisé par une constante notée σ) entre les électrons et le noyau chargé positivement. Par exemple, dans l’atome de lithium, les deux électrons de l’orbitale 1s se trouvent placés entre le noyau et l’électron 2s. Cela signifie que la charge positive effectivement perçue par l’électron 2s, désignée sous le terme nombre de charge effectif (noté Z*), est plus faible que la charge réelle du noyau. 1 électron 2s qui perçoit une charge +Z*e (<Ze) à cause de l’écran généré par les électrons de la sous-­‐couche 1s Noyau de charge Z =+3e 2 électrons 1s Les électrons 1s et le noyau sont assimilables à un noyau fictif de charge +Z*e. Document 2 : Règles de Slater Un certain nombre de propriétés atomiques sont relatives à la charge nucléaire effective ; il est donc capital de pouvoir la calculer pour un élément donné. Cette estimation est possible grâce aux règles empiriques de Slater. La charge nucléaire effective Z* est donnée par Z* = Z -­‐ σ où Z représente le numéro atomique de l’élément considéré et σ la constante d’écran. OA à laquelle appartient l’électron étudié (électron i) niveaux n-­‐2, n-­‐3 … niveau n-­‐1 1s ns et np 1,00 0,85 nd nf 1,00 1,00 1,00 1,00 Contribution des autres électrons (électrons j) autres électrons du niveau n 1s s et p d 0,30 0,35 0 1,00 1,00 0,35 1,00 f 0 0 0,35 niveaux n+1, n+2 … 0 0 0 0 Par ailleurs ! = !! !! "! où ! !" représente l’écran qu’exercent les j autres électrons sur l’électron i et nj le nombre d’électrons j. !
Le tableau ci-­‐dessous donne l’influence qu’exercent les électrons j sur un électron i : Document 3 : exemple de calcul d’un nombre de charge effectif. 2 2
6 2
3
Soit l’élément phosphore 15P dont la configuration électronique est 1s 2s 2p 3s 3p . Déterminons, par exemple, la constante d’écran associée à un électron dans une orbitale 2s. Un électron 2s : -­‐
est écranté par les 7 autres électrons du niveau n=2 (dans les OA 2s et 2p) : (7 x 0,35) -­‐
est écranté par les 2 électrons du niveau n’=n-­‐1=1 : (2 x 0,85) -­‐
n’est pas écranté par les électrons du niveau n’’=n+1=3 *
Il a donc une constante d’écran : ! 2s = 2 ! 0,85 + 7 ! 0, 35 = 4,15 et la charge effective du noyau vaut ! 2s
= 15 ! 4,15 = 10,85 . La charge nucléaire effective perçue par un électron d’une orbitale 2s est donc +10,85e. 3 Chimie Chapitre 2 – Classification périodique Document 4 : expression du rayon atomique Dans le cadre du modèle de Slater, le rayon d’un atome est donné par la formule : Lefèvre 2014-­‐2015 ! n2 $
r = # max& ' !0
" Z *%
avec a0 = 52,9 pm, nmax le nombre quantique principal maximal et Z* la charge effective du noyau ressentie par les électrons de valence de plus grand n.
Questions : 1)
2)
3)
4)
5)
6)
7)
Calculer la charge effective perçue par un électron de valence du carbone, de l’azote et de l’oxygène dans le cadre du modèle proposé par Slater. En déduire le rayon atomique de ces trois éléments selon la formule proposée dans le Document 4. Formuler une première hypothèse sur le sens d’évolution du rayon dans une période, de la gauche vers la droite. Sans calculs, expliquer comment évolue le nombre de charge effectif Z* de la gauche vers la droite, dans la deuxième période du tableau périodique. Conclure sur le sens d’évolution du rayon atomique au sein d’un période du tableau. Calculer la charge effective perçue par un électron de valence du lithium, du sodium et du potassium (19K) dans le cadre du modèle proposé par Slater. En déduire le rayon atomique de ces trois éléments selon la formule proposée dans le Document 4. Conclure sur le sens d’évolution du rayon dans une colonne, de haut en bas (on admettra que le résultat obtenu est généralisable à toutes les colonnes). +
Calculer, à l’aide du modèle de Slater, le rayon du cation Li . Faire de même avec le rayon de l’atome !" #! et avec le rayon de l’anion !!! . Conclure sur l’évolution observée entre le rayon d’un atome et le rayon de ses ions correspondants. Pour aller plus loin : comme tout modèle, le modèle de Slater présente des limites. Proposer deux limites plausibles pour ce modèle. 4