Chapitre 6: Propriétés périodiques des éléments

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Chapitre 6 : Propriétés périodiques des éléments
Chimie générale – Hiver 2012
Mélanie Tremblay
Chapitre 6: Propriétés périodiques des éléments (p.167)
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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).
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FLAMAND, Eddy (2010). Chimie Générale, 3e édition, Mont-Royal, Modulo.

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6.1 Électrons de valence (p.168)1
A- Éléments non-transitionnels(Familles 2, 13, 14, 15, 16, 17 & 18)
Exemple :
N(7) => 1s22s22p3
B- Éléments transitionnels (Familles 3 à 12)
Exemple :
Sc(21) =>
Fe(26) =>
Ni(28) =>
6.1.1 Définition et détermination à partir du tableau périodique (p.169)1
Électrons de cœur :
Électrons situés sur les couches électroniques inférieures.
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 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
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Nombre d’oxydation
préférentiel
+3
+4
+5
+3
+2
+3
+2
+2
+2
+2
Électrons de valence
+3
+4
+5
+6
+7
+3
+2
+2
+2
+2
Tableau 6.1 (p.171)1 :
Valeurs des charges ioniques (nombre d’oxydation) les plus courants des ions des métaux de transition.

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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.
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).
Exemple :
Na(11) =>
Cation :
Anion :

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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.