LA CLASSIFICATION

LA CLASSIFICATION PÉRIODIQUE DES

ÉLÉMENTS

CHAPITRE IV

Au milieu du 19ème siècle, la première classification périodique des éléments

chimiques a été établie par Mendeleïev.

Le chimiste russe Dmitri Ivanovitch MENDELEIEV

(1834-1907)

I- Historique

Les 66 éléments connus à cette époque y étaient rangés par ordre de masse atomique croissante, dans un tableau formé de lignes et de colonnes de telle sorte que les éléments présentant des analogies se trouvent dans la même colonne.

Un élément est défini par son numéro atomique et non par sa masse atomique qui peut varier (isotopes)

Actuellement, le tableau périodique des éléments chimiques, issue de celui proposée par Mendeleïev, est construit à partir du numéro atomique croissant des divers éléments.

Ce classement des atomes, dans l’ordre croissant de leur numéro atomique, décrit la configuration des particules et des électrons qui les composent. L’hydrogène est l’élément le plus léger;

son numéro atomique est égal à 1.

Les scientifiques n'ont cessé de faire évoluer cette table depuis sa publication au XIXe siècle. Elle comprend 118 cases pour autant d’éléments, connus ou inconnus. Jusqu’à janvier 2016, plusieurs cases étaient demeurées vides dans la 7ème ligne, celles des éléments les plus lourds, 113, 115, 117 et 118, dits

«superlourds».

L’élément 113 a été observé par une équipe de chercheurs japonais de l’Institut de Recherche du Riken. Les trois autres éléments sont le fruit de travaux de scientifiques de l’Institut de recherche nucléaire de Dubna en Russie et des laboratoires de Lawrence Livermore et d’Oak Ridge aux Etats-Unis.

18

Ar

Argon

39,948

Nom de l’élément Numéro atomique

Symbole

Masse molaire

atomique relative

II-Tableau périodique actuel

118 éléments.

90 de ces éléments ( de Z=1 à Z=92, sauf Z=43 et Z=61) existent dans la nature, les autres ont été préparés

artificiellement par des réactions nucléaires.

Ce tableau est formé de:

- 18 colonnes ou groupes chimiques ou familles chimiques

- 7 lignes horizontales appelées périodes.

II-1- Groupes et périodes :

Dans une colonne, les éléments ont :

-le même nombre d’électrons sur la couche de valence -des propriétés physiques et chimiques voisines

Chaque colonne constitue une famille ou un groupe chimique

Exemple : éléments de la première colonne

H(Z=1) : 1s¹

Li(Z=3) 1s² 2s¹

Na(Z=11) 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ K(Z=19): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

Chaque ligne horizontale ou période commence par un élément ayant 1 électron sur l’orbitale s

 1ère période (n=1)

H(Z=1) : 1s¹ He(Z=2) :1s²

 2ème période (n=2)

Li(Z=3) :1s² 2s¹ , Be(Z=4) :1s² 2s² , ……… Ne(Z=10) 1s² 2s²2p⁶

 3ème période (n=3)

Na(Z=11) :1s² 2s²2p⁶ 3s¹, ……….. Ar(Z=18) 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶

et se termine par un élément à structure périphérique

saturée

a – Bloc ″s″

II-2- Blocs :

Il y’a 4 blocs au niveau du tableau périodique

b – Bloc ″p″

a – Bloc s ″d″

a – Bloc s ″f″

Structure du Tableau

En termes de périodes, groupes et sous-groupes

s p df

4 Blocs : s, p, d et f

a – Bloc ″s″

bloc s

ns¹ ns² 2 colonnes ;

remplissage de la sous-couche s

1^ère colonne

→ Groupe I

: famille des alcalins

Regroupe les éléments dont la configuration électronique externe est du type :

ns

Caractéristiques du bloc ″s″ : 2 groupes

2 colonnes ;

remplissage de la sous-couche s

(1 case quantique, 2 e^- au maximum)

Rmq Sous-groupe A : contient les éléments dont la couche externe est de type ns np

2^ème colonne →

Groupe II

: famille des alcalino-terreux

correspond aux éléments ayant comme configuration électronique externe :

ns

Ex : Li(Z=3) 1s² 2s¹ ; Na(Z=11) 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Ex : Be(Z=4) 1s² 2s² ; Mg(Z=12) 1s² 2s² 2p⁶ 3s²

bloc s

ns¹ ns² ns¹ Groupe I_A ns² Groupe II_A

Famille : Alcalins Famille : Alcalino-terreux

b – Bloc ″p″

bloc p

(ns²np¹) .……… (ns²np⁶) 6 colonnes ; remplissage de la sous-couche p

Colonne 13 : famille du bore; type ns² np¹; 3 électrons de valence d’où le n° du groupe III_A.

6 colonnes ; remplissage de la sous-couche p (3 cases quantiques, 6 e^- au maximum)

Colonne 14 : famille du carbone; type ns² np²; 4 e^- de valence d’où le n° du groupe IVA.

Colonne 15 : famille de l’azote; type ns²np³; 5 e^- de valence d’où le n° du groupe VA.

Colonne 16 : famille des chalcogènes ; type ns² np⁴; 6 e^- de valence d’où le n° du groupe VIA.

Colonne 17: famille des halogènes; type ns² np⁵; 7 e^- de valence d’où le n° du groupe VIIA.

Colonne 18 : famille des gaz rares ; type ns² np⁶; 8 e^- de valence d’où le n° du groupe VIIIA.

Caractéristiques du bloc ″p″ : 6 groupes

Ex : B(Z=5) 1s² 2s² 2p¹ Ex : C(Z=6) 1s² 2s² 2p²

Ex : F(Z=9) 1s² 2s² 2p⁵ Ex : N(Z=10) 1s² 2s² 2p⁶

c – Bloc ″d″

Bloc d (les métaux de transition)

(n-1)d

ns

Donner la structure électronique des éléments Sc(Z=21) et Fe(Z=26) Sc(Z=21) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹ d’après la règle de Klechkowski

Avant son remplissage, le niveau de l’orbitale 4s est légèrement inférieur à celui des orbitales atomiques 3d, mais après son remplissage, ce

niveau 4s devient supérieur au niveau 3d. Il y’aura donc :

- inversion des sous-couches (4s) et (3d )

- un reclassement des orbitales atomiques selon

″ l’aspect spatial ″

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹ 4s² d’après la diposition spatiale

Ou encore

[Ar] 3d¹ 4s²

[e- de cœur] 3e- de valence

Fe(Z=26) :

1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ d’après la règle Klechkowsky 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s² d’après la disposition spatiale

[Ar] 3d⁶ 4s²

Groupe III_B

Groupe VIII_B

 Le groupe III_B de structure externe

 Le groupe IV_B de structure externe

 Le groupe VB de structure externe

 Le groupe VIB de structure externe

 Le groupe VIIB de structure externe

 Le groupe VIIIB de structure externe

 Le groupe VIIIB de structure externe

 Le groupe VIIIB de structure externe

 Le groupe I_B de structure externe

 Le groupe II_B de structure externe

Caractéristiques du bloc ″d″ : 10 groupes

(n-1)d¹ ns² (n-1)d² ns² (n-1)d³ ns² (n-1)d⁵ ns¹ (n-1)d⁵ ns²

(n-1)d⁶ ns² (n-1)d⁷ ns² (n-1)d⁸ ns²

(n-1)d¹⁰ ns¹ (n-1)d¹⁰ ns² 10 colonnes ; remplissage de la sous-couche d

(5 cases quantiques, 10 e^- au maximum)

Caractéristiques du bloc ″d″ : 10 groupes

10 colonnes ; remplissage de la sous-couche d (5 cases quantiques, 10 e^- au maximum)

L’ensemble des colonnes ou groupes du bloc d constitue la famille des métaux de transition.

Remarque :

Sous-groupe B : contient les éléments chimiques dont la

sous-couche d est en cours de remplissage

Exception du Chrome :

Cr

[Ar] (selon Klechkowsky)

(orientation spatiale)

1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

Exception du Cuivre :

Cu

[Ar]

1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

(selon Klechkowsky)

(orientation spatiale)

d – Bloc ″f″

Bloc d (les métaux de transition) (n-1)d^x ns²

Lanthanides

bloc f

bloc p

(ns²np¹) .……… (ns²np⁶)

Actinides bloc s ns¹ ns²

Deux familles:



Les lanthanides:

Ce sont les éléments 4f qui suivent le Lanthane (

La) : 4f

4f



Les actinides :

Ce sont les éléments 5f qui suivent l’Actinium (

Ac) : 5f

5f

Caractéristiques du bloc ″f″ : 14 groupes

Remplissage de la sous-couche f

(7 cases quantiques, 14 e^- au maximum) :

 Quatorze colonnes

 (n-2)f^x (n-1)d¹⁰ ns^{2 (n6)} (1  x  14)

III- Périodicité des propriétés des éléments dans le tableau périodique

III-1- Rayon atomique

Dans une colonne, chaque élément possède une couche de plus que celui se trouvant au-dessus.

le rayon atomique augmente du haut vers le bas.

Dans une période le nombre de couches est constant, mais Z (ou Z*) augmente régulièrement.

Si Z* augmente, F_e augmente et le rayon diminue de la gauche vers la droite

r

Période n=1

Période n=7 n

Z

n=cste ; Z augmente ^{* 2}

2

4

Z e

F ^{ }  r

III-2- Rayon ionique : A

, A

Pour les cation A+ : le départ d’un électron externe diminue

l’effet d’écran sur ceux qui restent. Ils sont donc plus attirés par le noyau.

La force d’attraction (Fe) augmente et le rayon diminue.

r _A ⁺ < r _A

Pour les anions A^- : c’est l’effet inverse qui se produit : l’ajout d’un ou plusieurs e- augmente l’effet d’écran.

La force d’attraction (Fe) diminue et le rayon augmente

r _A ⁺ < r _A < r _A ^-

r _A ^- > r _A

Conclusion

Pour des espèces chimiques: atome ou ions ayant la même structure électronique (isoélectroniques)

Cas du rayon des espèces isoélectroniques

Exemple

:

S

;

Ar et

K

r(

K

) < r(

Ar ) < r(

S

)

Les espèces ₁₆S^2- ; ₁₈Ar et ₁₉K⁺ ont le même nombre d’électrons (18 é-) et sont donc isoélectroniques. Leurs rayons sont liés

par la relation :

S^2- (Z=16; 18 e-) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ Ar (Z=18; 18 e-) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ K⁺ (Z=19; 18 e-) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

le rayon diminue lorsque Z augmente.

Période n=1

Période n=7

III-3- Energie d’ionisation : I

Les énergies d’ionisation sont toujours positives car il faut fournir de l’énergie pour arracher l’électron.

I₁ varie dans le sens contraire du rayon

I₁

r_Li > r_Li+ > r_Li2+

 I_{1 <} I_{2 <} I₃

C’est l’énergie fournie à un atome A pour lui arracher un électron.

A → A

+ e- I

: énergie de 1

ionisation I

= E

- E

Li → Li⁺ + e- Li⁺ → Li²⁺ + e- Li²⁺ → Li³⁺ + e-

III-3- Energie d’ionisation : I

Les métaux alcalins

* possèdent les énergies d’ionisation les plus basses.

* perdent facilement leur seul électron de valence pour acquérir la structure stable du gaz rare le plus proche

Les gaz inertes possèdent les énergies d’ionisation les plus élevées. Ils ont donc une structure électronique très stable

Ex: Li(Z=3) : 1s² 2s¹ Li perdra facilement son e- de valence pour acquérir la structure de l’helium (1s²) Na(Z=11) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ ; Na perdra facilement son e- de

valence pour acquérir la structure du néon (1s² 2s² 2p⁶ )

Ex: Ar(Z=18) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ ; l’argon perdra très

difficilement un de ses e- de valence car il a une structure très stable

Calculer l’énergie de l’atome de Lithium Li(Z=3) et celle des ions Li

et Li

ainsi que les énergies de 1

et 2

ionisation

Pour calculer l’énergie totale de chaque élément, il faut

d’abord déterminer la charge nucléaire effective et l’énergie d’un électron i considéré pour chaque groupe de Slater.



Li → Li

+ e- I

:énergie de 1

ionisation I

= E

- E



Li

→ Li

+ e- I

:énergie de 2

ionisation

I

= E

- E

3Li (Z=3 , 3e-) : (1s²) (2s¹) ; E_Li= 2E_1s +E_2s avec E_i=(Z^*/n^*) ² ×(-13.6) eV

Z*_1s = Z – (s_1s1s) = 3-(0,3) = 2,7 ; E_1s=-99,144 eV Z^*_2s = Z – (2s_1s2s)= 3-2(0,85)=1,3 ; E_2s=-5,746 eV

E _Li = 2(-99,144) - 5,746 = - 204,034 eV

3Li ²⁺ (Z=3 , 1e-) : 1s¹ ; E_Li²⁺= E_1s

Z*_1s = Z = 3 ; 1 seul électron, il n’y a plus d’effet d’écran ; E_Li2+= (3/1) ²×-13,6



3Li⁺(Z=3, 2e-) : 1s²

;

E_Li+= 2[(2,7/1)²×-13,6]

E_Li⁺= - 198.288 eV

* Li a 1 e- de valence, il peut s’ioniser facilement  Li⁺  [He]

** Li⁺ est un ion stable, il faut une plus grande énergie pour le faire passer à l’état Li²⁺ d’où la grande valeur de I₂

1^ère ionisation Li → Li⁺ + e- I₁ = E_Li⁺ - E_Li

I₁ = 5.746 eV

2^ème ionisation Li⁺ → Li²⁺ + e- I₂ = E_Li²⁺ - E_Li⁺

I₂ = 75,888 eV

I ₂ >> I ₁

Question :

Quel est l’ordre de départ des

électrons en cas d’ionisation ?

Ordre de départ des électrons en cas d’ionisation

 Pour les éléments du bloc s , les électrons s partent en premier.

Exemple : Mg(Z=12 ; 12 e-) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² Mg⁺(Z=12 ; 11e- ) 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ Mg²⁺(Z=12 ; 10e- ) 1s² 2s² 2p⁶

 Pour les éléments du bloc p, les électrons p partent en premier.

Exemple : P (Z=15 ; 15 e-) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ P⁺ (Z=15 ; 14 e-) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p² P²⁺(Z=15 ; 13 e-) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

 Pour les éléments du bloc d [(n-1)d^x ns²], les électrons ns partent en premier avant les électrons (n-1)d.

Exemple : Fe(Z=26 ; 26 e-) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s² en cas d’ionisation ce sont les e- (4s) qui partent avant les e- (3d).

Fe⁺ (Z=26 ; 25 e-) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s¹ Fe²⁺ (Z=26 ; 24 e-) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d6

Exemple :

Donner la structure électronique du zinc Zn (Z=30).

Calculer la charge effective de l ’ un des électrons 4s et celle de l ’ un des électrons 3d. Lequel de ces deux électrons part en premier en cas d'ionisation?Justifier

1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

d’après la règle de Klechkowski 1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

≡ [Ar] 3d

4s

d ’ après la disposition spatiale

Rappel :

on considère toujours la disposition spatiale:

1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

≡ ^{[Ar] 3d}

^4s

Z^*_4s = Z – (1s_4s4s +10s_3d4s +8s_3s,3p4s + 8s_2s,2p4s + 2s_1s4s)

=> Z^*_4s = 30 - (0,35+ 10 × 0,85 + 8 × 0,85 + 8×1 + 2×1) =

4,35

Z^*_3d = Z – (9s_3d3d + 8s_3s,3p3d + 8s_2s,2p3d + 2s_1s3d)

=> Z^*_3d = 30 – (9 × 0,35 + 8 × 1 + 8×1 + 2×1) =

8,85

 Les électrons sur l’orbitale 4s subissent un effet d’écran plus important que les électrons de l’orbitale 3d.

 La force qui les retient est donc plus faible que celle des électrons de l’orbitale 3d.

Z

< Z

Zn : (

1s

) (2s

2p

) (3s

3p

) (3d

) (4s

)

Donc en cas d ’ ionisation, les e- (4s) partent avant les e-(3d)

Zn

: (1s

) (2s

2p

) (3s

3p

) (3d

)

R

: Périodicité des propriétés des éléments dans le tableau périodique

Rayon atomique

Dans une colonne, le rayon atomique augmente du haut vers le bas.

Dans une période, de gauche vers la droite,

r

Période n=1

Période n=7 n

Z

n=cste ; Z augmente

Energie d’ionisation

I₁

Les énergies d’ionisation sont toujours positives

Z* ; F

 r

C’est l’énergie fournie à un atome A pour lui arracher un électron.

A → A

+ e-

I₁ : énergie de 1^ère ionisation I₁ = E_A⁺- E_A

III-4- Affinité électronique : (A E)

C’est l’énergie libérée lorsqu’on fixe un électron à un atome à l’état gazeux

A(g) + 1e-  A

(g)

Une affinité électronique correspond à une plus grande stabilité de l’anion A

Cas des halogènes : A

possède la structure du gaz inerte le plus proche. Ils présentent les affinités

électroniques les plus élevées.

Exemple : Cl (Z=17, 17 e-) : 1s

2s

2p

3s

3p

Cl

(Z=17,18 e-) : 1s

2s

2p

3s

3p

Cl

possède la structure électronique du gaz inerte qui

suit dans le tableau : Ar

III-5- Electronégativité : E N : notée c

C’est la tendance d’un atome à attirer ou à prendre les électrons de la liaison

Soit la molécule AB

A--->>>B

atome moins atome plus électronégatif électronégatif

Exemple : H--->>>F

c

Rmq

* Grande électronégativité = grande énergie d’ionisation

+d -d

+d -d

L’échelle de Pauling permet de calculer l’électronégativité d’un atome.

 Soit la réaction :

A-A + B-B  2 A-B L’enthalpie de dissociation:

DH_AB =1/2(DH_AA + DH_BB) + D_AB D_AB : énergie de liaison supplémentaire tel que :

D

= 96,39.10

(c

- c

)

(en joules /mole)

L’atome le plus électronégatif est le fluor c

=4 (valeur fixée arbitrairement)

c_A et c_B étant les électronégativités respectives des atomes A et B

III-6- Métaux et non métaux

Dans le tableau périodique, les éléments chimiques peuvent être classés selon leur aspect métallique.

Ainsi, peut- on distinguer :

Les métaux

Les non-métaux

Les semi-métaux

Les métaux : sur la gauche et au centre du tableau

 Ils sont tous solides à température ambiante (sauf le mercure)

 Ils conduisent le courant électrique

 Ils donnent des

ions positifs.

 Les actinides et les lanthanides sont aussi des métaux

Les non-métaux: sur la droite du tableau périodique

(sauf la colonne 18 des gaz rares).

 Certains sont solides (soufre, iode et phosphore).

D’autres sont gazeux (N₂,Cl₂). Br₂ seul liquide

 Tous sont isolants et forment des ions négatifs.

Les semi métaux:

Exemple 1 : Li (Z=3) : 1s² 2s¹

Le lithium possède 1 e- de valence et appartient à la 2^ème période (n=2)

Le nombre d’électrons de valence étant inférieur au numéro de la période (n=2),

le lithium est donc un métal

Exemple 2 : C(Z=6) : 1s² 2s² 2p²

Le carbone possède 4 e- de valence et appartient à la 2^ème période (n=2)

Le nombre d’électrons de valence étant supérieur au numéro de la période (n=2),

le carbone est donc un non métal

La règle de Sanderson

Un élément est un métal si le nombre d’électrons sur la couche n la plus grande est inférieur ou égal au numéro de la période dans laquelle il se trouve. Deux exceptions : H et Ge

Exemple 3 : Cl (Z=17) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

Le chlore possède 7 électrons de valence et appartient à la 3^ème période (n=3)

Le nombre d’électrons de valence étant supérieur au numéro de la période (n=3),

le chlore est donc un non métal

Exemple 4 : Mn (Z=25) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s²

le nombre d’électrons sur la couche n la plus grande ( n=4) est égal à 2 électrons (4s²), il est inferieur au numéro de la période,

le manganèse est donc un métal

le manganèse possède 7 électrons de valence et il appartient au métaux de transition