Chapitre V Classification périodique des éléments La structure électronique détermine les propriétés chimiques d'un élément. Ce sont surtout les électrons externes qui interviennent dans les interactions entre atomes. La connaissance de la structure électronique des atomes permet alors de classer logiquement les éléments dans un tableau de Mendeleev (tableau périodique des éléments). Le tableau périodique a connu de nombreux réajustements depuis lors jusqu'à prendre la forme que nous lui connaissons aujourd'hui, et est devenu un référentiel universel auquel peuvent être rapportés tous les types de comportements physique et chimique des éléments. En février 2010, sa forme standard comportait 118 éléments, allant de 1H à 118Uuo A. Description du tableau périodique Les éléments sont classés par ordre Z (numéro atomique ) croissant, en revenant à la ligne de telle façon que les éléments ayant même configuration électronique externe soient sur la même colonne (verticale). Dans le tableau périodique: 1- Une ligne (horizontale) est appelée période. Il existe 7 lignes (3 périodes courtes et 4 périodes longues). Une relation simple existe entre le numéro n de la période et le nombre m d'éléments 1 (n+1)2 2 1 m = (n+2)2 2 Si n impair : m = Si n pair : Exemple n =1 (K) ; m = 2 éléments n = 2 (L) ; m = 8 éléments Remarque -De plus, le tableau périodique représente à part les éléments 4 f et 5 f. 2- Une colonne (verticale) représente un groupe, il en existe 18. Les 18 colonnes sont réparties en 8 groupes, ces derniers comportent chacun 2 sous-groupes. Remarques - Le numéro en chiffre romain est le nombre d’électrons qui peuvent participer aux liaisons, c'est-àdire le nombre d’électrons de valence (couche externe). - Le sous-groupe VIIIB est formé de 3 colonnes (8-9-10 voisines), les éléments de ce groupe présentent des analogies dans le sens vertical et dans le sens horizontal. On les appelle les triades. - Les éléments du groupe VIIIA terminent les différentes périodes, leur structure externe est: n s2 n p6, cela leur confère une grande stabilité. Les éléments de ce groupe sont les gaz inertes ou gaz nobles. 1 Tableau périodique des éléments > 1 IA 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 II A III B IV B V B VI B VII B VIII B VIII B VIII B I B 18 12 13 14 15 16 17 VIII II B III A IV A V A VI A VII A A V 1 1 H 2 He 2 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 3 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 4 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 5 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 6 55 Cs 56 Ba * 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 7 87 Fr 88 Ra ** 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 112 113 Rg Cn[2] Uut 114 115 116 117 Uuq Uup Uuh Uus 118 Uuo * Lanthanides 57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu ** Actinides 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr Métalloïdes Non-métaux Halogènes Gaz nobles Métaux alcalins Métaux alcalino-terreux Métaux de transition Métaux pauvres Lanthanides Actinides Dans des conditions normales de température et de pression (0 °C, 1 atm) : Les éléments dont le numéro atomique est rouge sont gazeux ; Les éléments dont le numéro atomique est bleu sont liquides — il n'y en a que deux à 0 °C : le brome (35) et le mercure (80); Les éléments dont le numéro atomique est noir sont solides. Dans la nature : Les éléments avec une bordure continue grise peuvent être trouvés naturellement sur Terre, sous la forme d'un ou plusieurs isotopes stables. Les éléments avec une bordure en tirets noirs apparaissent naturellement lors de la désintégration d'autres éléments chimiques, mais n'ont pas d'isotopes plus anciens que la Terre. Les éléments avec une bordure en pointillés bleus sont artificiels (éléments synthétiques). 2 Dans le tableau périodique on distingue 4 blocs : s, p, d et f, basée sur la configuration externe des éléments : - s : bloc des métaux - p : bloc des non- métaux - d : bloc des métaux de transition - f : bloc des Lanthanides (les éléments 4 f suivant le Lanthane (La) et des Actinides (les éléments 5 f suivant l’Actinium (Ac). La plupart des éléments de ces deux familles sont radioactifs. 1 2 3 4 5 6 7 s1 s2 f H He Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba * Fr Ra * d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6 Sc Y Lu Lr Ti Zr Hf Rf V Cr Mn Fe Nb Mo Tc Ru Ta W Re Os Db Sg Bh Hs Co Rh Ir Mt B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo ↓ f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb * Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Bloc s Bloc f Bloc d Bloc p B. Le groupe chimique Chaque groupe (ou colonne) du tableau périodique contient des éléments ayant même structure électronique externe et va constituer un groupe chimique. Les propriétés physico-chimiques étant liées au nombre d'électrons de valence (de la dernière couche), les éléments d'un même groupe auront donc des propriétés très voisines. 1- Procédure de détermination du groupe et sous-groupe A Il suffit de faire la somme des électrons de la dernière couche (couche de valence, couche périphérique). Exemples - 37Rb - 33As: :[36Kr] 5 s1 : 1 électron de valence Rb appartient au groupe I et sous groupe A. 4 s2 4 p3 : (2+3) =5 électrons de valence As appartient au groupe V et sous groupe A. 2- Procédure de détermination du groupe et sous-groupe B Pour les éléments appartenant au groupe et sous –groupe B, la couche de valence sera de la forme n sx (n1)dy La somme (x+y) des électrons nous renseignera sur le groupe de l'élément: 3 - Quand 3 (x+y) 7 les éléments correspondants appartiendront aux groupes: IIIB, IVB, VB et VIIB. - Quand 8 (x+y) 10 les éléments correspondants appartiendront au groupe: VIIB. - Quand (x+y) > 10 : - (n-1) d10 n s 1 groupe I B - (n-1) d10 n s 2 groupe II B Remarques - Les éléments des blocs s et p appartiennent au sous groupe A. - Les éléments des blocs d et f appartiennent au sous groupe B. C. Périodicité des propriétés chimiques Le grand intérêt de la classification périodique est d'organiser les éléments chimiques de telle sorte que leurs propriétés physicochimiques puissent être largement prédites par leur position dans la table. Ces propriétés évoluent différemment selon qu'on se déplace verticalement ou horizontalement dans le tableau. 1. Le rayon atomique Le rayon de l’atome augmente de droite à gauche dans une même période, (Z rA ). Le rayon augmente quand on passe de la couche K à la couche Q , en descendant dans une même colonne (n rA ) la force d’attraction noyau- électron périphérique diminue. Exemples A C -Le long d'un groupe rA(A) < rA (B) - Le long d'une période rA(A) > rA (C) B 2. Energie d'ionisation (E ion) L'énergie d'ionisation d'un élément pris à l'état gazeux est l"énergie qu'il faut lui fournir pour lui arracher un électron. A A+ + 1é : E ion . a. Evolution de l'énergie d'ionisation dans le tableau périodique 4 - le long d'un groupe E ion augmente de bas en haut (n E ion ou Z ); E ion (A) > E ion (B) A C - le long d'une période E ion augmente de gauche à droite (Z E ion ); E ion (C) > E ion (A) -Il possible d'arracher à un élément plusieurs électrons de manière B successive: A A+ + 1é : E (1ère ionisation) A+ A+2 + 1é : E (2ème ionisation) A+2 A+ 3+ 1é : E (3ème ionisation) Les énergies mises en jeu dans ces différentes ionisations sont telles que: E (1ère ionisation) < E (1ère ionisation) < E (1ère ionisation) Il y a une limite à l'ionisation positive des éléments qui sont représentés par l'épuisement de la couche externe. 3. Affinité électronique (AE) C'est l'énergie libérée lorsqu'un électron est capté par un atome: A + 1é A- + AE Energie d'ionisation = Affinité électronique en valeur absolue. L'affinité prise en valeur absolue évolue de la même façon que L'énergie d'ionisation. Cette énergie est négative car l'atome la libère. 4. Electronégativité (En) L’électronégativité est la capacité que possède un atome à attirer vers lui un ou plusieurs électrons. A 5 C a. Evolution de L’électronégativité dans le tableau périodique - le long d'un groupe En augmente de bas en haut (n ou Z En ); En (A) > En (B) B - le long d'une période En augmente de gauche à droite En (Z ); En (C) > En (A) A C Oxydants 5. Le pouvoir oxydant- pouvoir reducteur - Un élément est dit oxydant quand il gagne facilement Réducteurs (1ou plusieurs électrons). B - Un élément est dit réducteur quand il perd (1ou plusieurs électrons). 6. Le caractère métallique et non métallique On peut répartir les éléments du tableau périodique en deux sous ensembles, en se basant sur la tendance à gagner ou perdre des électrons ou autrement dit selon le caractère métallique ou non métallique. Les métaux Les non métaux - perdent des électrons - gagnent des électrons - forment des cations en solution aqueuse - forment des anions - sont des réducteurs - sont des oxydants - sont conducteurs d'électricité et de chaleur - sont des isolants électrique et thermique - sont des éléments électropositifs - sont des éléments électronegatifs -les éléments intermédiaires (H, B, Si, Ge, As Sb, Te et Po) -Les éléments intermédiaires appelés aussi (semi métaux), sont situés à la frontière des deux catégories précédentes. - Ils présentent à la fois le caractère des métaux et des non métaux. Si un tel élément est en présence d'un métal, il se comportera en non-métal Exemple 6 L'hydrogène se comporte: 1 é + H+) avec les non métaux (HCl). - comme un métal (H H-) avec les métaux (LiH). - comme un non métal (H+1é a,Stabilité des métaux Les métaux perdent facilement leurs électrons pour acquérir la structure électronique du gaz rare qui les précèdent. Exemple 20Ca: 20Ca +: 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2 1s2 2s2 2p6 3s23p6 = [Ar] b,Stabilité des non- métaux Les non-métaux captent des électrons pour acquérir la structure électronique du gaz rare qui les suit. Exemple 8O : 1s2 2s2 2p4 28O : 1s2 2s2 = [Ne] Remarques - Les métaux ont leurs orbitales externes s et p contenant en général moins de 4 électrons, cependant les non – métaux ont leurs nombre d’électrons externes s et p en général supérieur à 4 électrons. - En pratique, on différencie entre métaux et non métaux et éléments intermédiaires par l’électronégativité Métaux Intermédiaires Non- métaux En 1 1,5 2 4 7