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Chap. 5
La classification périodique
I. La classification
1- Démarche
Au début 19e siècle on ne connaissait qu’une trentaine d’éléments, en 1869 on en avait trouvé 63, il devenait
donc nécessaire de les classer.
On avait remarqué certaines similitudes entres certains éléments et les chimistes les avaient classés par
« triades ». Les halogènes (chlore, brome et iode) et les alcalins (lithium, sodium et potassium).
Mendeleïev s’inspire de cette classification et classe les éléments chimiques par masse atomique croissante,
il constate alors que leurs propriétés évoluent de façon périodique il place les éléments ayant des propriétés
chimiques semblables suivant des lignes (qui deviendront les colonnes actuelles).
Il est obligé de laisser des cases vides et cela impose même de modifier les masses de certains éléments déjà
connus.
(A droite de l’aluminium il reste une case : le gallium découvert en 1875 par Lecoq de Boisbaudran et à
droite du silicium : le germanium découvert en 1886 par Winckler(All)).
En 1894 une nouvelle colonne enrichie cette classification celle des gaz rares découverts par RAMSAY.
Les améliorations du modèle de l’atome conduisent à prendre le numéro atomique Z comme critère de
classement.
2- Classification actuelle
Les éléments sont classés par numéro atomique croissant (Z).
Dès que l’on commence le remplissage d’une nouvelle couche électronique on commence un ligne ou
période.
Dans une même colonne on place les éléments d’une même famille, qui ont le même nombre d ‘électrons sur
leur couche externe.
II. Utilisation de la classification
1- Les familles d’éléments
Une famille d’éléments chimique est l’ensemble des éléments d’une même colonne.
Les alcalins : ils ne possèdent qu’un seul électron sur leur couche externe ce sont les éléments de la première
colonne autre que l’hydrogène. Ce sont des métaux très réactifs, ils réagissent violemment avec l’eau et
l’oxygène. Ils forment facilement des cations portant une seule charge élémentaire.
Li : Z = 3 : (K)2 (L)1
Na : Z = 11 : (K)2 (L)8 (M)1
K : Z = 19 : (K)2 (L)8 (M)8 (N)1
Rb : Z = 37 : (K)2 (L)8 (M)18 (N)8 (O)1
Cs : Z = 55 : (K)2 (L)8 (M)18 (N)18 (O)8 (P)1
Les halogènes: possèdent 7 électrons sur la couche externe, à l’état non combinés ils sont sous la forme de
molécules diatomiques. Ils réagissent facilement avec de nombreux métaux et forment des anions avec une
seule charge élémentaire.
F : Z = 9 : (K)2 (L)7
Cl : Z = 17 : (K)2 (L)8 (M)7
Br : Z = 35 : (K)2 (L)8 (M)8 (N)7
I : Z = 53 : (K)2 (L)8 (M)18 (N)18 (O)7
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Les gaz nobles: ils constituent la dernière colonne de la classification.
A température et pression ordinaire ce sont des gaz monoatomiques qui ont une absence quasi totale de
réactivité chimique. Ils ont tous, à par l’hélium, un octet sur la couche électronique externe.
He : Z = 2 : (K)2
Ne : Z = 10 : (K)2 (L)8
Ar : Z = 18 : (K)2 (L)8 (M)8
Kr : Z = 36 : (K)2 (L)8 (M)18 (N)8
Xe : Z = 54 : (K)2 (L)8 (M)18 (N)18 (O)8
2- Formules des molécules
La formule d’une molécule dépend du nombre de liaisons covalentes que les atomes qui la constituent
peuvent former, c’est-à-dire du nombre d’électrons de valence, les propriétés de la classification périodique
nous donnent immédiatement le nombre d’électron dans la couche externe.
3- Représentation de Lewis
*Le noyau et les électrons internes sont représentés par le symbole de l’atome.
*Les électrons célibataires sont représentés par des points 
*Les doublets d’électrons sont représentés par des traits
- Autour de l’atome pour les doublets non liants
- Entre les atomes pour les doublets liants
Pour trouver la représentation de Lewis des atomes qui vont aider à former les molécules, on utilise les cases
quantique dans lesquelles on place un électron par case puis on complète uniquement quand la ligne est
remplie.
K 
L 
M  
N

 ….
Dans la représentation de Lewis de la molécule, on représentant les doublets liant et non liants par des traits
en tenant compte de la répulsion des électrons entre eux.
III. Règle de l’octet et du duet
1- Gaz noble
L'hélium, l'argon, le néon, le krypton et le xénon ne réagissent quasiment pas avec les autres éléments : ils
présentent une grande inertie chimique : celle-ci est due à leur structure externe, en duet pour l'hélium et en
octet pour les autres.
2- Enoncé
Règle du « duet » :
Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes de numéro atomique inférieur ou égal à 4 (Z  4)
évoluent de manière à acquérir un « duet » d'électrons.
Règle de l' octet :
Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes de numéro atomique supérieur à 4
(Z > 4) évoluent de manière à acquérir un octet d'électrons sur leur couche externe.
3- Ions monoatomiques
Les ions monoatomiques stables existant dans la nature vérifient les règles du duet et de l’octet sauf l’ion H+
La première colonne ;il est facile de perdre un électron (tout seul sur la dernière couche H, Li, Na, K).
Deuxième colonne deux électrons (Be, Mg, Ca) et troisième trois électrons (B, Al)
L’avant dernière colonne donne facilement des ions ayant captés un électron (F, Cl, Br, I) et celle d’avant
avec 2 électrons supplémentaires (O,S).
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