Architecture de la matière

Architecture de la matière - Chapitre 1
MPSI 2015-2016
1 / 16
Classification périodique des éléments
Propriétés chimiques - configurations électroniques
I Atome, élément, corps simples et composés ..............................................................................................4
1 L’atome ....................................................................................................................................................4
2 L’élément chimique .................................................................................................................................5
3 Corps purs simples et corps purs composés ............................................................................................5
II Niveaux d’énergie quantifiés par des nombres quantiques ........................................................................6
1 Niveaux d’énergie quantifiés ...................................................................................................................6
2 Nombres quantiques et cases quantiques ..............................................................................................6
III Configuration électronique d’un atome - règles de remplissages ..............................................................7
1 Principe de Pauli ......................................................................................................................................7
2 Règle de Klechkowski...............................................................................................................................7
3 Règle de Hund ..........................................................................................................................................7
4 Electrons de cœur et de valence .............................................................................................................7
IV Configuration électronique et stabilité .......................................................................................................7
1 Classification périodique et stabilité .......................................................................................................7
2 Configurations électroniques d’un ion ....................................................................................................7
V Métaux et non métaux ................................................................................................................................7
1 Les métaux ...............................................................................................................................................7
2 Les non-métaux .......................................................................................................................................7
VI Propriétés semblables dans une même famille d’éléments .......................................................................8
1 Les familles ..............................................................................................................................................8
2 Les gaz rares.............................................................................................................................................8
3 Les alcalins ...............................................................................................................................................8
4 Les halogènes ..........................................................................................................................................9
5 Interprétation de l’existence de familles .................................................................................................9
VII Évolutions de quelques propriétés selon les lignes et les colonnes du tableau .....................................9
1 Electronégativité ......................................................................................................................................9
2 Polarisation d’une liaison - moment dipolaire ..................................................................................... 10
3 Oxydes ioniques et covalents ............................................................................................................... 10
4 Caractère oxydoréducteur .................................................................................................................... 11
VIII Exercices ............................................................................................................................................... 12
ANNEXES ........................................................................................................................................................... 14

Architecture de la matière - Chapitre 1
MPSI 2015-2016
2 / 16
Introduction
Au cours des XVIIe et XVIIIe siècles, les chimistes découvrent de nombreux éléments. Avec ces
découvertes apparaît le besoin d'élaborer un système de classement. Dans l'Antiquité, on connaissait
déjà quelques corps simples (corps formés d’un seul élément chimique) comme le cuivre, l'or, le fer,
l'argent ou le soufre. En 1700, seuls douze corps simples avaient été isolés : l’antimoine, l’argent,
l’arsenic, le carbone, le cuivre, l’étain, le fer, le mercure, l’or, le phosphore, le plomb et le soufre. En
1850, ce nombre était multiplié par cinq !
L’étude de leurs propriétés chimiques mit en évidence des
analogies. Ainsi, en 1808, l’anglais Humphry Davy révéla
des propriétés communes au calcium, au strontium et au
baryum. Il fit de même dix ans plus tard avec trois autres
métaux : le lithium, le sodium et le potassium. En 1817, le
chimiste allemand Döbereiner suggéra l’existence de triades
d’éléments semblables tels que le chlore, le brome et l’iode.
Ces triades, caractérisées chacune par des analogies de
propriétés chimiques, ne semblaient pas relever du hasard.
Vers 1860, la définition d’un système de masses atomiques
offrit un critère quantitatif de classement des corps simples.
Le 7 avril 1862, le français Alexandre de Chancourtois,
utilisant les masses atomiques, mit en évidence une certaine
périodicité dans le classement. Il proposa un système de
classification hélicoïdal et numérique qu’il baptisa « vis
tellurique » (cela ressemblait plus ou moins à une hélice
d’ADN). Les éléments disposés le long d’une même verticale
possédaient des propriétés chimiques voisines.
Malheureusement, cette classification comprenait aussi des
corps composés (corps formés de plusieurs éléments).
C'est au premier congrès international de chimie de Karlsruhe en
1860 que le jeune chimiste russe Dimitri Mendeleïev (1834-1907)
assiste à la présentation d'idées nouvelles sur la périodicité des
propriétés chimiques des éléments. Intéressé, il se met au travail et
propose en 1869 une première classification.
En classant les éléments par masses atomiques croissantes,
Mendeleïev se rend compte que les éléments ayant des propriétés
similaires se retrouvent à intervalles réguliers. Il en conclut à
l'existence d'une périodicité de propriétés parmi les éléments
chimiques. Les éléments figurant dans son tableau (voir page
suivante) sont classés par masses atomiques croissantes et les
familles d'éléments ayant des propriétés voisines sont regroupées.
Pour respecter la périodicité, Mendeleïev fut obligé de laisser vides
certaines cases de son tableau car seulement 63 éléments étaient
connus à l’époque. En laissant ainsi des cases vides, Mendeleïev
prévoyait la découverte de nouveaux éléments, dont il estimait déjà à l’époque les masses atomiques
et les propriétés chimiques. La découverte ultérieure des éléments scandium, gallium, germanium,
technétium, rhénium et polonium lui donna raison ! Malgré le génie de Mendeleïev, la méconnaissance
de la structure de l'atome, de l'isotopie et les nombreux éléments chimiques font qu'il y a dans son
tableau quelques erreurs. Néanmoins, Mendeleïev restera dans l'histoire l'homme qui a créé le tableau
périodique. Après quelques modifications, c’est enfin le chimiste américain Glenn T. Seaborg qui
proposa en 1945 la classification périodique des éléments telle que nous la connaissons aujourd’hui.
Il faut noter que, dans la classification périodique actuellement utilisée :
- le classement ne se fait plus par masse atomique croissante mais par numéro atomique croissant
- les éléments ayant des propriétés chimiques semblables sont situés dans une même colonne

Architecture de la matière - Chapitre 1
MPSI 2015-2016
3 / 16
Tableau résumant la classification de Mendeleïev d’origine
1- Comment varie la masse atomique
(après le =) dans une colonne ?
………………………………………………
2- Comment sont placés les éléments
appartenant à une triade ? ………………
………………………... En est-il de-même
dans la classification actuelle ? ………….
………………………………………………
3- Donner un exemple d’élément
correspondant à une case laissée vide
par Mendeleïev et pour laquelle il prédit
une masse atomique : ……………………
4- En vous servant du tableau ci-contre,
indiquer quels sont les éléments qui ont
des propriétés voisines de celles de
l’oxygène : ………………………………….
Quels sont les éléments ayant des
propriétés voisines de celles du carbone
……………………………………………….
5- Comment Mendeleïev aurait-il dû placer les éléments béryllium (Be), magnésium (Mg), calcium (Ca)
et strontium (Sr) et baryum (Ba) ? Justifier.
………………………………………………………………………………………………………………………
Ci-dessous, la classification périodique construite à partir des connaissances actuelles. Dans cette
classification, les éléments ont été classés par Z croissant et dans une même colonne sont regroupés
les éléments ayant des propriétés chimiques similaires. De plus, les propriétés chimiques des
éléments étant relative à la répartition des électrons sur les couches électroniques, nous pouvons
repérer les « blocs » s, p, d…
bloc s
bloc f
bloc d
bloc p
1s
2s
3s
2p
3p
4s
4p
3d

Architecture de la matière - Chapitre 1
MPSI 2015-2016
4 / 16
I Atome, élément, corps simples et composés
1 L’atome
La matière qui nous entoure est constituée d’atomes et de molécules (association de plusieurs
atomes). Les propriétés physico-chimiques de la matière à notre échelle (échelle macroscopique) sont
déterminées par les propriétés et l’arrangement des atomes et des molécules (échelle moléculaire)
constitutifs de cette matière.
La structure de la matière est rappelée sur la figure ci-dessous. Un atome est constitué d’électrons, de
protons et de neutrons. Ces deux dernières particules constituent le noyau de l’atome.
Masse (kg)
Charge (C)
Proton
1,67 x 10-27
+1,6 X 10-19
Electron
9,1 x 10-31
- 1,6 X 10-19
Neutron
1,67 x 10-27
0
La charge électrique est une propriété intrinsèque des particules au même titre que la masse. Mais il
existe des charges positives et des charges négatives (une masse est une grandeur toujours positive).
Dans les années 1970, on s’est rendu compte que le proton et le neutron n’étaient pas des particules
élémentaires. Ils sont constitués chacun de trois particules « plus fondamentales » ; les quarks. Ces
derniers ont des charges de -(1/3)e ou + (2/3)e. Mais nous n’avons jamais observé expérimentalement
de quarks à l’état libre et il y a de bonnes raisons théoriques de croire qu’ils doivent rester confinés à
l’intérieur du proton et du neutron.
Représentation symbolique :
X
A
Z
X est le symbole chimique de l’atome.
A est le ………………………, il correspond à la somme du nombre de protons et du nombre de
neutrons de l’atome.
Z est le …………………………, il correspond au nombre de protons de l’atome.
Le nombre de neutrons, noté en général N = ……………
Par exemple, la représentation symbolique du chlore 35 s’écrit : ……………
Un atome de chlore a toujours …… protons. Un atome de chlore peut avoir différents nombres de
masse, donc un nombre de neutrons différents.
Remarques :
 L‘atome est essentiellement constitué de vide. 99 % de la masse de l’atome est contenue dans
le noyau. Pour fixer les ordres de grandeur, si le proton (ou le neutron) avait la masse d’une
balle de baseball, l’électron aurait la masse d’un grain de riz. La densité du noyau est énorme et
vaut 1014. Si la terre avait cette densité, toute sa masse serait contenue dans la taille d’une
orange !
 L’atome est électriquement neutre ce qui fait que le nombre de protons est identique au nombre
d’électrons. Z représente donc aussi le nombre d’électrons d’un atome.
 La cohésion de l’atome fait intervenir des forces ou interactions. Les électrons sont liés au
noyau grâce à l’interaction électromagnétique qui est à longue portée comme l’interaction
gravitationnelle. La cohésion proton-proton, proton-neutron et neutron-neutron est assurée par
l’interaction forte qui est de très courte portée (de l’ordre de la taille du noyau).

Architecture de la matière - Chapitre 1
MPSI 2015-2016
5 / 16
2 L’élément chimique
2.1 Les isotopes
Deux atomes avec le même numéro atomique Z mais avec un nombre de masse A différent sont deux
isotopes.
Ainsi deux isotopes ont le même nombre de protons (donc d’électrons)
mais pas le même nombre de neutrons.
Par exemple le carbone 12 (
C
12
6
) et le carbone 14 (
C
14
6
) sont deux
isotopes. Le carbone 14 n’est pas stable, il est radioactif. Le symbole C
est lié uniquement au nombre de protons.
La figure ci-contre montre les isotopes de l’hydrogène et de l’hélium :
2.2 L’élément chimique
Un élément chimique est caractérisé uniquement par le nombre de protons d’un atome: symbole ZX ou
simplement X.
En effet, les propriétés chimiques d’un atome ne dépendent que de son cortège électronique c’est-à-
dire de son nombre d’électrons qui est identique, pour l’atome, au nombre de protons.
Si on reprend l’exemple du carbone, le carbone 12 et le carbone 14 sont deux isotopes donc deux
atomes différents mais il s’agit du même élément chimique. Pour les chimistes, le nombre de neutrons
n’a pas d’importance, c’est simplement le numéro atomique Z qui compte. Bien sûr, pour les physiciens
nucléaires, le nombre de masse A joue un rôle fondamental.
2.3 Masse molaire d’un élément chimique
A l’état naturel, les éléments sont souvent des mélanges d’isotopes dont les proportions restent
constantes. On souhaite calculer la masse molaire M d’un élément chimique qui possède plusieurs
isotopes. On a simplement :
]M)ide[(%Mi
i
%de i = pourcentage massique de l’isotope i
Mi = masse molaire de l’isotope i en g.mol-1
Exemple : on considère l’élément chlore que l’on suppose constitué de deux isotopes
CletCl 37
17
35
17
de
masses molaires respectives 34,97 g.mol-1 et 36,97 g.mol-1, présents respectivement à 75,8% et 24,2%.
M (Cl) = ……………………………………………………………………………………………………………
3 Corps purs simples et corps purs composés
Un corps pur simple est un corps pur constitué d'un seul type d'élément. Il peut être :
- élémentaire, c'est-à-dire que ses atomes ne forment pas des molécules (cas des métaux et
des gaz monoatomiques). Ex : (Ag) argent, (Cu) cuivre, (He) hélium, (Ar) argon, etc...
- moléculaire, c'est-à-dire que ses atomes sont liés par des liaisons covalentes et forment donc
des molécules. Ex : le dihydrogène (H2), le diazote (N2), le dioxygène (O2), l'ozone (O3)…
Un corps pur composé est un corps pur constitué à partir d'éléments de natures différentes. Il peut
être sous la forme d'une molécule, d'un complexe, d'un sel ionique, etc. Ex : eau (H2O), le sel (NaCl)…
Les corps purs, simples ou composés ont des caractéristiques physiques dépendant des conditions
expérimentales de température et de pression (T,p), qui permettent de les identifier. Ex : un point de
fusion, un point d'ébullition et de sublimation, une densité ou une masse volumique, un indice de
réfraction, une conductivité électrique, une solubilité particulière dans un solvant donné…