I. CONSTITUANTS DES ATOMES. DEFINITIONS I.1. L’atome.

Les atomes et la classification périodique

I. CONSTITUANTS DES ATOMES. DEFINITIONS I.1. L’atome.

L’atome, plus petit grain de matière, est défini par un symbole (X) accompagné de deux nombres Z et A. Z, numéro atomique, correspond au nombre d’électrons présents dans le nuage électronique, qui est égal au nombre de protons, pour assurer la neutralité électrique. A, nombre de masse, représente le nombre de nucléons, c'est-à-dire de neutrons et protons présents dans le noyau de l’atome.

^A _Z X

Le tableau suivant donne la masse et la charge des constituants élémentaires du noyau :

Masse (kg) Charge (C)

Neutron Proton Electron

1,7 x 10

^-27

1,7 x 10

^-27

0,91 x 10

^-30

0

1,6 x 10

^-19

1,6 x 10

^-19

Un élément est défini par son numéro atomique : il y a 109 éléments connus, les 5 derniers n’ayant pas de nom officiel.

I.2. Les isotopes

Un élément peut avoir plusieurs isotopes. Les isotopes sont des atomes de même numéro atomique Z, mais de nombre de masse A différent. C’est donc le nombre de neutrons qui diffère.

Exemples : le carbone naturel comporte 3 isotopes :

12

C

6 98,9 % ¹³₆

C

14 *

6

C

: radioactif L’hydrogène a trois isotopes qui portent des noms différents :

1

H

1 : hydrogène ²₁

D

: deutérium ³₁

T

: tritium

I.3. Nombre d’Avogadro N - Masse molaire M.

Le nombre d’Avogadro N est le nombre d’atomes qu’il y a dans 12 g de l’isotope

¹²₆

C

.

N = 6 x 10²³

atomes.

La masse molaire M d’un élément est la masse d’une mole de cet élément, soit N atomes, en tenant compte des isotopes naturels dans la bonne proportion. Ainsi la masse molaire du carbone est égale à 12,011 g/ mole.

II. LES PREMIERS MODELES DE L’ATOME Noyau =

A nucléons e

^-

e

^-

Z électrons

La notion d’atome remonte à l’antiquité. « Atome » signifie particule insécable en grec. Avogadro établit au début du 19

^ème

siècle la différence entre atome et molécule. Dalton et Gay Lussac déterminent les « poids relatifs » des atomes.

II.1. Le modèle de J.J. Thomson (1890) e

^-

II.2. Le modèle de E. Rutherford / J. Perrin

Ce modèle « planétaire » est instable . En effet, du fait de son mouvement circulaire , l’électron rayonne, donc perd de l’énergie et doit inéxorablement s’écraser sur le noyau qui l’attire.

II.3. Le modèle de Niels Bohr (1913)

C’est un modèle de mécanique classique « bricolé » pour expliquer le spectre d’émission de l’atome d’hydrogène.

Spectre d’émission de l’atome H : Depuis 1885, on connaît la « série de Balmer », avec 4 raies dans le visible, les raies H

α

, H

β

, H

γ

et H

δ

. Les nombres d’onde (en cm

^-1

) des raies de la série de Balmer sont donnés par l’expression :

⎟⎠

⎜ ⎞

⎝

⎛ −

=

ν _{H 2 2}

n 1 2

R 1 où R

H

est la constante de Rydberg R

H

= 109 677, 581 cm

^-1

. Le modèle de Bohr repose sur deux postulats :

Premier postulat :

L’atome ne rayonne pas lorsque l’électron se meut autour du noyau sur des orbites bien déterminées appelées orbites stationnaires avec un mouvement circulaire uniforme. Les orbites stationnaires sont définies par la nécessité de quantification du moment cinétique (mvR, avec m la masse de l’électron, v sa vitesse sur l’orbite et R le rayon de l’orbite), multiple de la quantité h/2π.

= π

2 n h R

mv avec n nombre entier variant de 1 à l’infini . (1) L’électron effectue un mouvement circulaire uniforme car la résultante des forces qui lui sont appliquées est nulle :

Force centrifuge = force centripète

₂

0 2 2

R 4

e R

mv

= πε

(2) Il en résulte que

R 4

e 2 mv 1 2 1

0 2 2

= πε

, soit E

c

= - ½ E

p

L’énergie totale du système E = E

c

+ E

p

= ½ E

p

. -e

Nuage positif uniforme e

^-

e

^-

e

^-

Noyau e

^-

+ e

Si on élimine v entre les équations (1) et (2), on peut en déduire l’expression du rayon des orbites stationnaires du modèle de Bohr :

ste 2 2

0 2

2

n x c

e m n h

R

=

π

= ε

Remarque : Si n = 1, alors on obtient le rayon de la première orbite de Bohr R = a

0

= 0,053 nm.

Le rayon de toutes les orbites de Bohr peut s’écrire R = n

²

a

0

.

L’énergie des orbites stationnaires s’exprime également en fonction du nombre quantique n :

2 2

2 2 0

4

0 2

n Ry n

h 8

me R

4 e 2

E 1

=−

− ε πε =

−

=

, où Ry représente le Rydberg, unité

d’énergie qui vaut 13,6 eV.

Deuxième postulat :

Lorsque l’électron saute d’une orbite à une autre, l’atome émet un photon dont l’énergie correspond exactement à la perte d’énergie totale de l’électron.

L’énergie du photon est donnée par :

⎟⎟⎠

⎜⎜ ⎞

⎝

⎛ −

=

ν ₂

2 2

1 n

1 n Ry 1

h

, avec Ry = 109 677 cm

^-1

.

Interprétation du spectre d’émission de l’atome H : (voir figure) n

1

hν

n

2

III. MODELE QUANTIQUE DE L’ATOME H : III.1. Equation de Shrodinger

On considère le mouvement relatif de l’électron par rapport au noyau supposé immobile, au centre d’un repère de coordonnées polaires. Pour cet atome, l’équation de Shrodinger s’écrit :

Ψ

= Ψ + / ∆Ψ

−

E E

m 2

h

p 2

Dans cette équation, Ψ(r, θ, φ) est la fonction d'onde associée à l'électron. Cette fonction d’onde n’a pas de signification physique, mais le produit de cette fonction par la fonction conjuguée représente la densité de probabilité de présence de l’électron au point de coordonnées (r, θ, φ).

Ψ . Ψ* . dV : probabilité de présence de

l’électron dans l’élément de volume dV

Les solutions (valeurs propres) de cette équation peuvent s’écrire sous la forme du produit d’une fonction R( r) (partie radiale) par une fonction Y (θ,φ) (partie angulaire).

De plus, au cours de l’intégration, le respect des conditions périodiques (Y(φ) = Y(φ + 2 π)), et des conditions aux limites (lim R (r --> ∞ ) = 0) amène à introduire des nombres quantiques n , l et m entiers.

- Fonctions propres :

Ψ(r, θ, φ) = Rn,l

(r) Y

l,m

(θ,φ)

n : nombre quantique principal , n entier, supérieur ou égal à 1 l : nombre quantique secondaire, l entier et tel que 0

≤ l ≤ n – 1 m : nombre quantique magnétique , m nombre entier tel que - l ≤ m ≤ l.

- Valeurs propres : (qui résultent de la résolution de l’équation en r) :

n

2

) Ry n (

E

=− (même expression que celle issue du modèle de Bohr)

III.2. Les solutions de l’équation de Shrodinger : fonctions d’onde et orbitales.

Les fonctions propres Ψ_nlm de l’atome H sont appelées orbitales. Les orbitales de l’atome H sont classées d’après leur distribution angulaire, c'est-à-dire selon les valeurs de l.

l = 0 Orbitale s

l = 1 Orbitale p

l = 2 Orbitale d

l = 3 Orbitale f

l = 4 Orbitale g

La fonction d’onde n’a pas de signification physique, mais le carré de son module (Ψ² ) représente la densité de probabilité de présence de l’électron au point de coordonnées x,y,z (en coordonnées cartésiennes).

Les surfaces nodales sont, dans l’espace autour du noyau, les surfaces sur lesquelles Ψ = 0. Si les surfaces sont des plans, alors on parlera de plans nodaux.

Le rayon moyen d’une orbitale se définit par :

e

^-

x

z

θ

r

φ

y

∫

^Ψ

=

r dV

r

² .

Pour l’atome d’hydrogène et les atomes hydrogénoïdes dont la charge du noyau est Z, le rayon moyen est égal à :

( )

⎭⎬

⎫

⎩⎨

⎧ ⎟

⎠

⎜ ⎞

⎝

⎛ +

− +

= ² _{0 2}

l ,

n

n

1 l 1 l 2 1 1 Z a r n

Pour les orbitales de type s, on trouve ₀

2 0

l ,

n

a

Z n 2 r

₌ =

3

Pour une orbitale à symétrie sphérique (orbitale s), on peut définir une fonction de distribution radiale. Considérons la probabilité dP que l’électron soit situé dans la coquille sphérique comprise entre les sphères de rayons respectifs r et r + dr.

∫

^{π θ θ}

∫

^{π ϕ}

Ψ

=

0

2

0 2

2 dr sin d d

r dP

dr r

4 dP

= π ² Ψ²

La fonction de distribution radiale se définit par le produit 4πr² Ψ² = dP / dr

Calculons le rayon le plus probable. C’est celui pour lequel la fonction de distribution radiale atteint un maximum, soit dP / dr = 0.

Pour une orbitale 1s, le rayon le plus probable r*

est égal à a₀ / Z.

IV. STRUCTURE DES ATOMES POLYELECTRONIQUES

Pour les atomes hydrogénoïdes (un seul électron), l’équation de Shrodinger a une solution analytique exacte. Pour les atomes à n électrons, cette équation n’a plus de solution analytique exacte. L’origine vient des termes de répulsion électrostatique entre les électrons (termes en

ij 0 2

r 4

e

πε , dans lesquels rij

est la distance entre deux électrons).

IV.1. Approximation orbitalaire

Appelons ei l’ensemble des 3 coordonnées d’espace de l’électron i (xi, yi, zi). La fonction propre décrivant l’ensemble des n électrons est une fonction polyélectronique de la forme Ψ(e₁, e₂, ...e_i....e_n).

Cette fonction est solution de l’équation de Shrodinger : H Ψ(e₁, e₂, ...e_i....e_n) = E Ψ(e₁, e₂, ...e_i....e_n)

La résolution exacte étant impossible, on cherche une solution approchée dans laquelle la fonction d’onde polyélectronique Ψ est écrite sous forme d’un produit de fonctions monoélectroniques χi qui ne dépendent chacune que des coordonnées d’un seul électron.

Ψ(e1, e2, ...ei....en) = χ1(e1) χ2(e2)… . χi(ei)……χn(en)

r

r + dr

θ

ϕ

Les orbitales atomiques χ_i sont elles-mêmes solutions d’une équation qui a la même forme que l’équation de Shrodinger pour l’atome à n électrons, mais qui est plus simple car elle ne fait intervenir que les coordonnées d’un seul électron :

h χ_i(e_i) = ε_i χ_i(e_i)

Dans cette équation, h est un hamiltonien monoélectronique presque semblable à l’hamiltonien de l’atome d’hydrogène, mais dont le terme énergie potentiel contient une correction pour tenir compte des autres électrons.

IV.2. Expression et nomenclature des orbitales atomiques.

Les fonctions d’onde monoélectroniques χ_i ont la même forme que les fonctions d’onde trouvées pour les hydrogénoïdes :

χ_n,l,m = R_n,l (r) Y_l,m(θ, ϕ)

La fonction radiale R ® est adaptée pour tenir compte à la fois de la charge du noyau et de la présence d’autres électrons. Les fonctions Yl,m(θ, ϕ) sont strictement identiques à celles de l’atome H.

IV.3. Energie .

Contrairement aux hydrogénoïdes, l’énergie ε dépend des deux nombres quantiques n et l.

- Pour une même valeur de l, l’énergie de l’orbitale croît avec n : ε1s < ε2s < ε3s ...

- Pour une même valeur de n, l’énergie de l’orbitale croît avec l : ε_2s < ε_2p

Ces règles permettent de classer par ordre d’énergie croissante les cinq premières orbitales : ε_1s < ε_2s < ε_2p < ε_3s < ε_3p

Mais elles ne suffisent paspour prédire l’ordre au-delà. De plus, l’ordre des niveaux d’énergie peut dépendre de Z.

IV.4. Configuration électronique des atomes.

Ecrire la configuration électronique d’un atome consiste à donner la répartition des électrons dans les différentes orbitales (ou sous-couches) 1s, 2s, 2p...

Exemple : l’hélium qui a deux électrons, a une configuration électronique (à l’état fondamental) qui s’écrit 1 s².

L’écriture de la configuration électronique d’un atome nécessite de respecter quelques principes ou règles :

- le principe d’exclusion de Pauli.

L’électron possède un quatrième nombre quantique, qui est le nombre quantique de spin. Celui-ci correspond à la quantification du moment cinétique de rotation de l’électron sur lui-même. Un électron ne peut qu’avoir deux valeurs différentes de son spin : un spin de + ½ et un spin de -1/2.

Le principe d’exclusion de Pauli s’énonce : dans un atome (ou une molécule), deux électrons diffèrent par au moins un nombre quantique. Ce grand principe résulte du fait que les électrons, du point de vue de la physique statistique, sont des fermions, parce qu’ils ont un spin demi-entier. Il en résulte que la fonction d’onde totale doit être antisymétrique par rapport à l’échange de deux électrons.^*

* Si deux électrons avaient les 4 mêmes nombres quantiques, l’échange de des deux électrons dans la fonction d’onde ne ferait pas changer la valeur de la fonction d’onde, ce qui est contraire à la physique des fermions.

En conséquence, si deux électrons occupent la même orbitale χ_n,l,m comme les deux électrons 1s de l’hélium, alors nécessairement l’un a un spin + ½ et l’autre un spin -1/2, ce qui se représente commodément par une petite case avec deux flèches de sens opposé :

He : 1s²

- Règle des n + l croissants . Cette règle donne (à quelques exceptions près) l’ordre des niveaux d’énergie croissants. En cas d’égalité de n+l, c’est l’orbitale de plus petit n qui est la plus stable. Cette règle permet de prévoir la première « anomalie » : ε_4s < ε_3d

Une autre façon (équivalente) permet de visualiser l’ordre croissant des niveaux d’énergie : c’est la règle de Klechkowski . Le schéma ci-dessous l’illustre :

n / l 0 1 2 3 1

2 3 4 5 6 7

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s

- Règle de Hund

Cette règle permet de prédire la configuration électronique la plus stable lorqu’on doit répartir plusieurs electrons dans des orbitales de même énergie, dites « dégénérées ». Dans ce cas, le calcul montre que c’est la configuration qui correspond à l’occupation du plus grand nombre d’orbitales avec des spins parallèles qui est la plus stable.

Exemple : 2 électrons à répartir sur deux orbitales dégénérées :

La règle de Hund a donc une origine purement quantique : l’énergie d’un système pour lequel les électrons ont des spins parallèles comporte un terme d’énergie d’échange qui est négatif, donc stabilisant.

Exemple : Configuration électronique du carbone (Z = 6) : 1s² 2s² 2p² Répartition des électrons dans les orbitales 2p :

IV.5. Diamagnétisme et paramagnétisme

Le magnétisme des atomes est déterminé par le nombre d’électrons célibataires (non appariés).

Le spin total d’un atome est la somme algébrique des spins individuels de ses électrons. Un atome qui

IV.6. Electrons de cœur, électrons de valence.

La chimie des éléments va essentiellement concerner les électrons de la dernière couche occupée, une couche étant caractérisée par le nombre quantique principal n. Ces électrons qui appartiennent à cette couche la plus externe sont appelés électrons de valence. Par contre, les électrons des couches internes sont appelés électrons de cœur. Ces derniers ne sont pas concernés par les réactions chimiques.

Exemple : Atome de phosphore P (Z = 15) Configuration électronique : 1 s² 2s² 2p⁶ 3s² 3 p³

Les électrons de cœur sont les électrons des couches n=1 et n = 2. Les électrons de valence sont les 5 électrons de la couche n = 3. La structure de la couche de valence du phosphore est semblable à celle de l’azote, mais pour ce dernier la couche de valence correspond à n = 2. Le phosphore et l’azote ont des propriétés chimiques comparables.

V . LA CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS V.1. Principe d’élaboration :

La classification périodique est un tableau de 7 lignes et 18 colonnes dans lequel sont rangés les éléments par numéro atomique Z croissant.

Les lignes correspondent au remplissage des niveaux électroniques d’énergie voisine. Ces lignes forment des périodes identifiées par leur rang n : n est le nombre quantique des orbitales s et p remplies dans la ligne. Les périodes débutent par le remplissage de la sous-couche ns et s’achèvent par celui de la sous-couche np. Le dernier élément d’une période a toutes ses sous-couches remplies : c’est un gaz rare.

Le tableau comporte 18 colonnes, numérotées de 1 à 18, couvrant l’ensemble des éléments comportant des électrons s, p ou d. Les éléments comportant des électrons f sont mis à part, en bas du tableau. Les éléments qui comportent des électrons dans la sous-couche f forment deux séries. Ces éléments appartiennent au bloc f et se répartissent en deux séries :

- la série des lanthanides, correspondant au remplissage de la sous-couche 4f, et qui comporte 14 éléments. Le premier de ces éléments est le lanthane.

- la série des actinides, correspondant au remplissage de la sous-couche 5f, avec 14 éléments.

Le premier élément est l’actinium.

Chaque colonne est constituée d’éléments qui ont le même nombre d’électrons de valence. Les éléments d’une même colonne présentent donc des propriétés chimiques voisines.

1. Les éléments du « bloc s » sont ceux des colonnes 1 et 2, ce sont les métaux alcalins (première colonne) et alcalino-terreux (2^ème colonne).

La couche de valence des alcalins a la structure ns¹. Ces éléments s’ioniseront facilement en perdant cet électron de valence unique, ce qui conduira à un cation monochargé avec la structure d’un gaz rare. La couche de valence des alcalino-terreux a la structure ns² . Les alcalino-terreux perdront facilement 2 électrons pour donner des cations dichargés ayant également la structure d’un gaz rare.

2. Les éléments du « bloc d » sont les métaux de transition (colonnes 3 à 12). Leur couche de valence est caractérisée par le remplissage des orbitales d. Par exemple, la première série des métaux de transition va du scandium (3d¹) au zinc (3d¹⁰).

3. Les éléments du bloc p sont les non métaux et les métaux post-transitionnels (colonnes 13 à 18). Ce bloc contient 6 familles d’éléments correspondant à l’occupation d’une sous-couche p par un maximum de 6 électrons. La séparation entre métal et non métal est imprécise : une ligne « en escalier » sépare les métaux des non métaux, et va du bore à l’astate. Les gaz rares (colonne 18) ont des sous-couches s, d et p complètes.

Les éléments de la colonne 17 (colonne des halogènes) ont fortement tendance à acquérir la structure du gaz rare qui suit :

Cl + e^- --> Cl^- ion chlorure

V.2. Evolution générale des propriétés V.2.1. Energie d’ionisation

L’énergie de première ionisation EI₁ d’un atome est l’énergie minimale à fournir pour arracher un électron à l’atome gazeux dans son état fondamental :

M(g) ---> M⁺ (g) + e^-(g) ∆_rH = EI₁

Théorème de Koopmans : L’énergie de première ionisation est égale à l’énergie de l’orbitale sur laquelle était l’électron arraché (changée de signe).

Ce théorème n’est qu’une approximation, car il ne tient pas compte du réarrangement des électrons dans l’ion positif après le départ de l’électron. Cependant, on trouve expérimentalement des valeurs très proches (écart de moins de 0,5 eV) entre la valeur de EI₁ et la valeur de l’énergie de l’orbitale.

L’électron arraché appartient à l’orbitale la plus haute en énergie qui est presque toujours la dernière sous- couche occupée à l’état fondamental.

Exception : métal de transition M ---> M⁺ + e^- 4s² 3 dⁿ 4s¹ 3dⁿ

L’énergie EI₁ augmente de la gauche vers la droite au cours d’une même période et du bas vers le haut à l’intérieur d’une même colonne. Cette énergie est toujours positive. Les maximas correspondent aux gaz rares et les minimas aux alcalins.

De légères irrégularités apparaissent :

- l’abaissement de EI₁ observé en passant de la colonne 2 à la colonne 13 correspond au fait que l’ionisation résulte du départ d’un électron d’une sous-couche ns pour la colonne 2 et d’une sous-couche np, moins stable, pour la colonne 13 ;

- l’abaissement de EI₁ entre les colonnes 15 et 16 s’explique par le fait que, lorsqu’on arrache un électron à un élément de la colonne 16, on obtient une sous-couche à demi remplie avec un spin plus élévé qu’à l’état fondamental, donc plus stable.

Les énergies de deuxième, troisième...ionisation augmentent au fur et à mesure que le nombre d’électrons arrachés s’accroît.

V.2.2. Affinité électronique

L’affinité électronique AE d’un élément est l’énergie nécessaire pour arracher un électron à un anion gazeux pour redonner l’atome gazeux.

M^-(g) --> M(g) + e- D_rH ₌ AE₁

Cette grandeur est en génaral positive. Quelques exceptions : l’AE₁ est quasi nulle pour Be, Mg, Ca, Mn, Zn, Ba, Cd, Hg. Elle est pratiquement nulle pour N, nulle pour les gaz rares.

Elle évolue comme EI1 dans le tableau périodique (elle augmente de gauche à droite et de bas en haut).

Mais exception : F a une affinité électronique inférieure à celle du chlore, N a une affinité électronique inférieure à P, et O a une affinité électronique inférieure à S ; ceci s’explique par le volume plus petit des éléments de la 2^ème période qui augmente la répulsion interélectronique.

Remarque : l’A.E. est toujours beaucoup plus petite (en valeur absolue) que l’énergie de l’orbitale qui reçoit l’électron, à cause de la répulsion inter-électronique supplémentaire.

V.2.3. Electronégativité

C’est une grandeur énergétique qui caractérise la tendance d’un élément à acquérir un électron : c’est ce qu’on appelle le caractère oxydant ou réducteur en chimie.

- Echelle de Mulliken : l’électronégativité est définie par

La constante k₁ est prise égale à 0,317 eV^-1 (χ_M n’a pas de dimension).

- Echelle de Pauling : l’électronégativité est définie à partir de l’enthalpie de dissociation d’une molécule AB.

g 2 0 dis g 2 0 dis g

0 dis P

P

( A )

− χ

( B )

=

0 , 102

∆

H ( A

−

B )

− ∆

H ( A ) .

∆

H ( B )

χ

χP est exprimé en (eV.atome^-1)^1/2 et ∆disH⁰ en kJ.mol^-1. Comme origine, Pauling a pris χ_P(F) = 4,0.

Dans le tableau périodique, l’électronégativité croît de gauche à droite dans une ligne et de bas en haut dans une colonne.

V.2.4. Rayons atomiques

Pour les cristaux métalliques on déduit facilement le rayon atomique du paramètre de la maille cristalline dans les structures compactes. Dans le cas d’atomes identiques liés par liaison covalente dans des molécules diatomiques homonucléaires (O-O), le rayon atomique est considéré comme la moitié de la distance interatomique.

Dans une période, r_at décroît quand Z croît : en effet, la charge du noyau qui augmente l’emporte sur le léger effet d’écran qui augmente un peu suite à l’ajout d’électrons supplémentaires.

Dans une colonne, r_at croît avec Z, comme le laisse prévoir l’addition d’une couche complète lorsqu’on passe d’un élément à un autre.

Un cation a un plus petit rayon que celui de l’atome correspondant, et un anion a à l’inverse un rayon plus gros.

V.2.5. Pouvoir polarisant, polarisabilité

Le pouvoir polarisant d’un ion caractérise la valeur du champ électrostatique à son voisinage liée à la densité de charge. Il est proportionnel à Ze/r² . Il en résulte que les ions polarisants seront des cations petits et fortement chargés (Mg²⁺, Al³⁺, Pb⁴⁺, cations d’éléments de transition).

La polarisabilité caractérise la tendance d’un atome ou d’un anion (ou d’une molécule) à voir son nuage électronique se déformer sous l’effet d’une charge ou d’un champ électrique externe E, il apparaît un dipôle induit M :

E

M

ρ ρ

α

= α : polarisabilité

La polarisabilité croît avec la taille des atomes et le nombre d’ électrons.

V.3. Métaux et non métaux

Un élément présente les caractéristiques d’un métal si au moins un de ses oxydes manifeste un caractère basique, c'est-à-dire s’il est susceptible de donner des ions OH^- dans l’eau.

Exemple : CaO + H₂O ---> Ca²⁺ + 2 OH^-

Un élément est un non-métal lorsque tous ses oxydes fournissent des solutions aqueuses à caractère acide : N₂O₅ (g) + H₂O ---> 2 HNO₃ ---> 2 H⁺_aq + 2 NO₃^-

Les métaux sont à gauche de la classification périodique et les non métaux à droite. Quand on descend dans une colonne de la partie droite du tableau, les oxydes deviennent progressivement basiques. Le caractère métallique augmente avec Z.

Dans une période, le caractère de l’oxyde passe progressivement de basique à acide en allant de gauche à droite.

Entre les métaux (gauche du tableau périodique) et les non métaux (droite du tableau), se situent les semi- métaux (ou semiconducteurs) : Si, Ge, Sn, Sb.

Propriétés :

- les atomes métalliques ont tendance à perdre un ou plusieurs électrons pour donner des cations. A l’inverse, les non métaux ont tendance à capter un ou plusieurs électrons pour donner des anions (pour acquérir la structure du gaz rare le plus proche).

- Les métaux, à l’état solide, sont conducteurs : conducteurs métalliques. Ce sont des solides à densité élevée, à T_F et _E élevées.

- les non métaux, à l’état solide, sont isolants, moins denses.