1 Chapitre III Cortège électronique de l’atome et Classification périodique - propriétés
des éléments 1. Cortège électronique de l’atome
Selon la théorie de Bohr, un électron gravite autour de noyau sur une orbite circulaire bien définie. Quand l’électron se trouve sur une orbite de faible énergie on dit qu’il est à l’état fondamental.
Bohr postule que à chaque changement d’orbite de l’électron :
Il y a absorption d’énergie (de photon h𝜈 ) si l’électron s’éloigne du noyau.
Il y a émission d’énergie (de photon h𝜈 ) si l’électron se rapproche du noyau.
I.1 Mécanique quantique
A la différence de la mécanique classique où la trajectoire d’une particule fixait simultanément la position et la vitesse de la particule à l’instant t, la mécanique quantique décrit les particules comme des ondes matérielles. Il s’agit là d’une théorie purement mathématique qui prédit correctement des objets microscopiques.
Erwin Schrödinger (1926) a décrit le mouvement des électrons autour du noyau par des fonctions d’onde Ψn, l, m appelée orbitales atomiques (OA) qui dépendent de trois nombres quantiques notés n, l et m. Le carré de la fonction correspond à la densité de probabilité de présence de l’électron dans une portion de volume dV : 𝑑𝑉
𝑑𝑝 = Ψ2
I.1.1 Les nombres quantiques
L’état quantique de chaque électron d’un atome soit, son énergie ainsi que sa géométrie, est défini par les quatre nombre quantiques n, l, m et ms.
a) Nombre quantique principal ‘’n’’
C’est l’entier qui définit la couche où se trouve l’électron. Il caractérise le niveau d’énergie occupé par l’électron.
On appelle niveau d’énergie ou couche l’ensemble des electrons décrit par une meme valeur de n.
n 1 2 3 4 5 ….
Couche K L M N O ……
2 b) Le nombre quantique secondaire l
l est un entier qui ne peut prendre que les valeurs comprises entre 0 et n-1 0 ≤ 𝑙 ≤ 𝑛 − 1 l définit une sous couche (l = 0 ⇒ sous couche s, l = 1 ⇒ sous couche p, l = 2 ⇒ sous couche d et l = 3 ⇒ sous couche f ). Il précise la forme de l’orbitale atomique donnant la probabilité de présence électronique.
c) Le nombre quantique tertiaire ou magnétique : m m est un entier prenant 2l + 1 valeurs : − 𝑙 ≤ 𝑚 ≤ +𝑙 m précise l’orientation d’une orbitale atomique.
d) Le nombre quantique de spin : ms ou s
Ce nombre caractérise le mouvement de l’électron sur lui-même et peut prendre seulement deux valeurs différentes. ms = ± ½
Ce nombre est symbolisé graphiquement par une flèche. Pour ms = + ½ la flèche se dirige vers le haut et pour ms = - ½ la flèche se dirige vers le bas.
I.1.2. Les orbitales atomiques
Orbitale atomique est un volume ou une région de l’espace près du noyau, ou la probabilité de présence de l’électron est très grande.
a) Orbitales s
La géométrie ou la forme des orbitales dans l’espace montre que l’orbitale s (l = 0) de l’électron est sphérique.
b) Orbitales p
Les orbitales p (l – 1) de l’électron sont bilobée. Ils sont au nombre de 3 correspond aux trois valeurs de m : -1, 0, +1
3 c) Orbitales d
Les orbitales d ( l = 2) sont au nombre de 5 : dxy, dxz, dyz, 𝑑𝑥2−𝑦2,, 𝑑𝑧2. Elles présentent une symétrie par rapport à un plan.
I.1.3. Configuration électronique (structure électronique) : principe de remplissage La répartition des électrons au sein des différentes orbitales atomique est basée sur certaines règles de remplissage.
a) Principe d’exclusion de Pauli
Il est impossible que deux électrons d’un même atome possèdent quatre nombres quantiques identiques.
b) Règle de stabilité
4 à l’état fondamental, les électrons occupent les niveaux d’énergie les plus bas dans la limite des places disponibles.
c) Règle de Hund
Dans une même sous couche, les électrons tendent à remplir le maximum de cases quantiques avec des spins parallèles
d) Règle de Klechkowski
En+l est une fonction croissante de n+l, et pour deux valeurs semblables de n+l, une fonction croissante de n.
Généralement, les exceptions se trouvent lors que les configurations électroniques sont du type :
ns2 (n-1)d4 remplacé par ns1(n-1)d5 (Cr (z = 24), Mo (42) )
ns2(n-1)d9 remplacé par ns1(n-1)d10 (Cu (29), Ag (47), Au (79) )
ns2 (n-1)d0 (n-2)f1 remplacé par ns2 (n-1)d1 (n-2)f0 (La (57), Ac (89) )
Pour l’élément de Z = 58 6s2 4f2 remplacé par 6s2 5d1 4f1 Les autres exceptions sont :
41Nb [kr] 5s14d4 44Ru [kr] 5s14d7 45Rh [kr] 5s14d8 46Pd [kr] 4d10 64Gd [Xe] 6s2 5d14f7
78Pt [Xe] 6s1 5d94f14
1.1.4. Les électrons de cœur et de valence
Les électrons de cœur sont des électrons dont on considère qu'ils sont très fortement liés à leur noyau et ne contribuent pas à la liaison chimique.
Les électrons de valence sont :
5
Ceux dont le nombre quantique principal n est le plus élevé
Ceux qui appartiennent à une ou des sous-couches en cours de remplissage.
2. Classification périodique et propriétés des éléments
La classification périodique établie historiquement par Mendeleïev en 1870. A cette époque les atomes n’ont pu être classés que selon leur nombre de masse A croissant. Dans Le tableau périodique actuel, les éléments sont classés selon leur numéro atomique Z croissant.
2.1.Description du tableau périodique Dans le tableau périodique :
Une ligne (horizontale) est appelée ‘’période ‘’ et il en existe 7. Le nombre quantique principale
« n » le plus élevé nous renseignera sur la période d’un élément.
Une colonne (verticale) représente un ‘’groupe ou famille’’ et il en existe 18 (8 colonnes pour le sous-groupe A et 10 colonnes pour le sous-groupe B).
Sous-groupe A
Numéroté de IA jusqu'à VIIIA. Pour déterminer le groupe et le sous-groupe A, il suffit de faire la somme des électrons de la dernière couche (couche de valence, couche périphérique). Les éléments des bloc S (nS) et P (nSnP) appartiennent au sous-groupe A.
Sous-groupe B
Pour les éléments de sous-groupe B, la couche de valence sera de la forme 𝑛𝑆𝑥(𝑛 − 1)𝑑𝑦 La somme (x+y) des électrons nous renseignera sur le groupe de l’élément :
Quand 3 ≤ 𝑥 + 𝑦 ≤ 7 → Les éléments correspondants appartiendront aux groupes : IIIB, IVB, VB, VIB et VIIB.
Quand 8 ≤ 𝑥 + 𝑦 ≤ 10 → Les éléments correspondants appartiendront au groupe VIIIB.
Quand 𝑥 + 𝑦 > 10 :
(𝑛 − 1)𝑑10 𝑛𝑆1 ⇒ groupe IB
(𝑛 − 1)𝑑10 𝑛𝑆2 ⇒ groupe IIB
Dans le tableau périodique on distingue 4 blocs :S, p, d, f 2.2.Propriétés périodiques
6 Les propriétés chimiques d’un élément dépendent principalement de la configuration électronique de la couche de valence.
Les éléments de même groupe possèdent des propriétés analogues.
a. Rayon atomique
Le rayon atomique augmente avec Z, du haut vers le bas le long d’une colonne. Mais le long d’une même période, de gauche à droite, il diminue : c’est la conséquence de l’augmentation des forces d’attraction (noyau-électrons des couche interne), pour un même nombre de couches, quand Z croit.
b. Rayon ionique
L’effet d’écran exercé par les électrons les uns sur les autre est d’autant plus élevé que le nombre d’électrons est important. Plus l’effet d’écran est important, plus la force d’attraction est diminuée et plus le rayon est important.
𝑟 𝑐𝑎𝑡𝑖𝑜𝑛 < 𝑟𝑎𝑡𝑜𝑚𝑒 < 𝑟𝑎𝑛𝑖𝑜𝑛
c. L’énergie d’ionisation (Ei)
C’est l’énergie à fournir à un atome pour lui arracher un ou plusieurs électrons.
Plus la force d’attraction est élevée, plus il faut fournir d’énergie pour arracher un électron, plus (Ei) est grande et inversement.
L’énergie d’ionisation augmente de gauche à droite le long de la même période. Le long d’une même colonne, du haut vers le bas, (Ei) diminue.
d. L’affinité électronique AE
C’est l’énergie libérée lorsqu’un électron est capté par un atome.
L’affinité varie de la même façon que l’énergie d’ionisation e. Electronégativité
L’électronégativité est l’aptitude que possède un atome, engagé dans une liaison, d’attiré vers lui les électrons de liaison. Dans la période, l’électronégativité augmente avec Z. Dans un groupe, elle diminue quand Z augmente
7 2.2.Les familles principales du tableau périodique
Groupe IA les alcalin ns1 : à l’exception de l’hydrogène, les éléments de groupe IA sont les métaux alcalins. Ils ont tendance à donner facilement un électron.
Groupe IIA les alcalino-terreux ns2 : Sont des métaux, ils ont tendance à donner des cations divalents.
Groupe VIA les chalcogènes ns2np4 : Ils donnent es anions divalent de charge -2.
Groupe VIIA les halogènesns2np5 : Ces éléments donnent facilement des anions monovalents. Ils sont corrosifs et bactéricide.
Groupe VIIIA les gaz rares (nobles, inertes) ns
2np6: Ils sont particulièrement stables.
Famille des éléments de transition : ce sont des éléments qui possèdent les orbitales (d) incomplètement remplies.
Eléments des terres rares : les éléments possèdent les orbitales (f) en cours de remplissage. Les orbitales qui correspondent au remplissage de l’orbitale 4f on les appelle les Lanthanides 6éme période 57≤ Z≤ 71, ceux qui correspondent au remplissage de l’orbitale 5f sont appelés les Actinides 7éme périodes 89≤ Z≤ 103.
