Chapitre 6: Propriétés périodiques des éléments

Chimie générale – Hiver 2012
Mélanie Tremblay
Chapitre 6: Propriétés périodiques des éléments (p.167)1
Mendeleïev propose un classement fondé sur la masse atomique des éléments. Son tableau périodique
des éléments respecte le principe d’Aufbau (règle de KlechKowsky) selon lequel les électrons d’un
atome rempliront successivement les orbitales des niveaux énergétiques les plus bas.
Dimitri Ivanovitch Mendeleïev (1834-1904)
Premier manuscrit du tableau périodique présenté en
1869 par MendeleÏev.
Le tableau actuel utilisé est divisé en __________ (ligne horizontale correspondant aux nombres
quantiques de la dernière couche électronique (électron de valence)) et en ___________ (colonne
verticale correspondant au nombre d’électrons de valence).
1
e
FLAMAND, Eddy (2010). Chimie Générale, 3 édition, Mont-Royal, Modulo.
Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
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Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
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6.1 Électrons de valence (p.168)1
A- Éléments non-transitionnels(Familles 2, 13, 14, 15, 16, 17 & 18)
Électrons de valence :
Électrons périphériques (couche de nombre quantique n le plus élevé) d’un atome. Ce
sont eux qui participent à la formation des liaisons chimiques.
Électrons de cœur :
Électrons situés sur les couches électroniques inférieures.
Exemple :
N(7) => 1s22s22p3
B- Éléments transitionnels (Familles 3 à 12)
Électrons de valence :
Électrons de la couche de nombre quantique n le plus élevé. Attention, ils peuvent aussi
inclurent ceux de l’orbitale d de n-1 d’un atome en fonction de leur nombre d’oxydation
préférentiel et du nombre de liens possibles.
Éléments
Nombre d’oxydation
préférentiel
Électrons de valence
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
+3
+4
+5
+3
+2
+3
+2
+2
+2
+2
+3
+4
+5
+6
+7
+3
+2
+2
+2
+2
1
Tableau 6.1 (p.171) :
Valeurs des charges ioniques (nombre d’oxydation) les plus courants des ions des métaux de transition.
Exemple :
Sc(21) =>
Fe(26) =>
Ni(28) =>
6.1.1 Définition et détermination à partir du tableau périodique (p.169)1
Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
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Électrons de valence:
Exemple :
F(9) => 1s22s22p5
Cl(17) =>
Br(35) =>
Généralisation :


Charge ionique et nombre d’oxydation:
Les atomes tendent à acquérir la configuration électronique du gaz rare plus proche en captant ou
en cédant le nombre d’électrons appropriés.
Anion :
Exemple :
N(7) =>
Cl(17) =>
Généralisation :
 Les éléments les plus susceptibles d’acquérir des électrons supplémentaires sont les
éléments situés près des gaz rares dans le tableau périodique (souvent des non-métaux).
Cation :
Exemple :
Na(11) =>
Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
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Al(13) =>
Généralisation :
 Les éléments les plus susceptibles de perdre des électrons sont les éléments de la gauche du
tableau (famille 1,2 et 13) ainsi que les éléments de transition (bloc d)(souvent des métaux).
 On enlève le nombre d’électrons requis en suivant l’ordre inverse des règles de remplissage
des orbitales (voir section 5.4).
Exemple :
C(6) =>
6.1.2 Cas particulier des métaux de transition (p.170)1
Exemple :
Mn(25) =>
Règle :
 Lorsqu’un cation est formé à partir d’un atome d’un métal de transition (ou d’un Lanthanide
/ Actinides), les électrons quittent toujours l’orbitale ns avant les orbitale (n-1)d.
Exemple :
Mo(42) =>
Au(79) =>
Charge nucléaire effective et effet d’écran:
Un électron périphérique subit plusieurs forces simultanément de par sa position.
Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
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Effet d’écran :
Charge nucléaire effective (Zeff) :
Charge nucléaire réelle (numéro atomique ; Z) exercée sur un électron corrigée par l’effet
de charges des autres électrons situés dans la même couche ou dans les couches
internes (effet d’écran ; σ).
Calculé avec :
(
)
Atome
Charge nucléaire
Charge nucléaire effective
Li
3
1.3
[
(
B
5
2.6
C
6
3.2
)]
N
7
3.9
O
8
4.5
F
9
5.1
1
Tableau 6.2 (p.173) :
e
Valeurs approximatives de charge nucléaire effectives subies pas les électrons 2s de la 2 période.
Exemple :
2
2
6
2
2
2
2
6
2
3
Si (14) =>1S 2s 2p 3s 3p
Z=
Zeff =
P (15) =>1S 2s 2p 3s 3p
Z=
Zeff =
Na+ (11) =>
Z=
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Zeff =
Généralisation :
 Zeff croit de gauche à droite car plus le nombre de proton augmente et plus l’attraction du
noyau vers les électrons de valence augmente, car l’effet écran reste constant (même
nombre d’électrons de cœur).
As (33) =>
Z=
Zeff =
Généralisation :
 Zeff est constant dans un groupe, les électrons périphériques sont constants (le nombre)
ainsi que l’effet d’écran.
6.2 Rayon atomique et rayon ionique (p.171)1
6.2.1 Rayon atomique (p.171)1
Rayon atomique:
Rayon covalent :
Égal à la moitié de la distance séparant les noyaux respectifs
de deux atomes identiques d’une même molécule.
Rayon métallique :
Égal à la moitié de la distance séparant les noyaux respectifs
de deux atomes adjacents d’un métal solide.
Exemple :
Br2 =>rayon covalent
Na =>rayon métallique
HF =>molécule diatomique
Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
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Évolution dans le tableau périodique:
Justification de l’augmentation du rayon :
1. Du haut vers le bas:
 Augmentation du nombre quantique principal
2. De droite vers la gauche:
 Effet d’écran des électrons des couches internes
Exercice: Quel élément possède le plus grand rayon atomique ?
B ou N =>
K ou Li =>
Rb ou Ga =>
S ou F =>
6.2.2 Rayon ionique (p.175)1
Rayon ionique:
Exemple :
Mg =>
Mg2+=>
As =>
As3-=>
Rayon atomique:
Distance qui sépare le noyau de la couche électronique externe.
Généralisation :
 Rayon ionique est inversement proportionnel à la charge nucléaire effective

Série isoélectronique:
Exemple : Classez K+ Ca2+S2- Cl-en ordre décroissant de taille. Expliquez.
Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
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Série isoélectronique:
Ensemble d’ions possédant la même configuration électronique (même nombre d’électrons).
Généralisation :
 Le rayon ionique diminue avec l’accroissement de la charge nucléaire.
Évolution dans le tableau périodique:
Justification du rayon :
1. Du haut vers le bas:
 Augmentation du nombre quantique principal
2. Variation de la charge (+ ou -) :
 Diminution de la taille avec augmentation de la charge (+)
 Augmentation de la taille avec diminution de la charge (-)
Calcul de la taille des ions dans un solide unique:
Exercice 6.6 (p.175) :
1. Déterminer les configurations électroniques
2. Calculer la charge nucléaire effective
3. Calculer le rapport des rayons ioniques
4. Déterminer la valeur des rayons ioniques
Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
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Exercice: Quel élément possède le plus grand rayon ionique ?
B ou N =>
K ou Li =>
Rb ou Ga =>
S ou F =>
6.3 Énergie d’ionisation, affinité électronique et électronégativité (p.177)1
6.3.1. Énergie d’ionisation (p.177)1
Énergie d’ionisation:
L’énergie requise pour arracher un électron d’un atome ou d’un ion à l’état gazeux.
( )
( )
Exemple :
1e ionisation =>
Mg
E 1=
2e ionisation =>
Mg+
E 2=
3e ionisation =>
Mg2+
E 3=
4e ionisation =>
Mg3+
E 4=
** Pourquoi il y a-t-il un changement brusque d’énergie d’ionisation entre E2 et E3 ?
** Calculez l’énergie nécessaire pour Mg + E → Mg3+ + 3é ?
Généralisation :
 E1< E2< E3< E4 < .... POURQUOI???
s’explique par l’accroissement de la force d’attraction du noyau envers les électrons.
Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
10 | P a g e
Évolution dans le tableau périodique:
Justification de l’augmentation:
1. Du bas vers le haut:
 Diminution du nombre quantique principal (n);
 Rapprochement des électrons de valence.
2. De gauche vers la droite:
 Augmentation de la charge nucléaire effective;
 Augmentation de l’attraction du noyau;
Quelques irrégularités:
Cas 1 :
Li→ Be
Tendance :
Configuration
électronique
Be → B
Tendance :
Énergie de
1ère ionisation
Li (3)
0.52 MJ/mol
Be (4)
0.90 MJ/mol
B (5)
0.80 MJ/mol
1S
2S
2P
Explications :
Cas 2 :
B→N
Tendance :
Configuration
électronique
N→O
Énergie de
1 ionisation
ère
B (5)
0.80 MJ/mol
C (6)
1.09 MJ/mol
N (7)
1.40 MJ/mol
Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
Tendance :
1S
2S
2P
11 | P a g e
O (8)
1.31 MJ/mol
Explications :
Exercice: Quel élément possède la plus grande énergie d’ionisation?
B ou N =>
K ou Li =>
Rb ou Ga =>
S ou F =>
6.3.2 Affinité électronique (p.180)1
Affinité électronique:
L’énergie associée lorsqu’un électron est capturé par un atome neutre à l’état gazeux.
Plus un atome a de l’affinité pour capturer un électron, plus l’énergie libérée est élevée.
( )
( )
Exemple :
1eaffinité =>
N
∆H=
2e affinité =>
N-
∆H=
3e affinité =>
N2-
∆H=
Évolution dans le tableau périodique:
Justification de l’augmentation:
De gauche vers la droite:
 Augmentation de la charge nucléaire effective;
 Augmentation de l’attraction du noyau;
Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
12 | P a g e
Quelques irrégularités:
Na→ Mg
Tendance :
Mg → Si
Tendance :
Si → P
Tendance :
P → Cl
Tendance :
Configuration
électronique
Affinité
électronique
Na (11)
53 kJ/mol
Mg (12)
0 kJ/mol
Al (13)
43 kJ/mol
Si (14)
134 kJ/mol
P (15)
72 kJ/mol
S (16)
200 kJ/mol
Cl (17)
349 kJ/mol
1S
2S
2P
3S
3P
Explications :
Exercice: Quel élément possède la plus grandeaffinité électronique?
B ou N =>
K ou Li =>
Rb ou Ga =>
S ou F =>
6.3.3 Électronégativité (p.181)1
Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
13 | P a g e
Électronégativité:

Force avec laquelle un atome d’attirer vers lui les électrons d’une liaison chimique.

Diverses échelles attribuent des valeurs d’électronégativité aux éléments, la plus utilisée
étant celle de Pauling.
Généralisation :
 La valeur d’électronégativité permet de déduire le nombre d’oxydation et donc, la
tendance d’un élément à former un cation (si la valeur est faible) ou un anion (si la valeur
est élevée).
 La valeur d’électronégativité permet de déduire le type de liaison (liaison covalente ou
ionique (Chapitre 7).
Évolution dans le tableau périodique:
Justification de l’augmentation:
1. Du bas vers le haut:
a. Diminution du nombre quantique principal (n);
b. Rapprochement des électrons de valence.
2. De gauche vers la droite:
 Augmentation de la charge nucléaire effective;
 Augmentation de l’attraction du noyau;
Exercice: Quel élément possède la plus grande électronégativité?
B ou N =>
K ou Li =>
Rb ou Ga =>
S ou F =>
Résumé des tendances :
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14 | P a g e