Classification périodique des éléments

Classification périodique des éléments

1) Aspect général

La classification périodique des éléments regroupe tous les éléments chimiques connus, classés par numéro atomique Z croissant.

2) Lecture de la classification périodique

La classification périodique comporte 18 colonnes (numérotées de 1 à 18) :

• Colonne 1 : famille des métaux alcalins
• Colonne 2 : Famille des alcalino-terreux
• Colonne 16 : Chalcogènes
• Colonne 17 : halogène
• Colonne 18 : gaz nobles ou rares caractérisés par leurs réactivités chimiques très faible.
• Les éléments des colonnes 1 et 2 et de 3 à 18 : éléments des groupes principaux.
• Les éléments des colonnes 3 à 12 : assurent la transition entre les éléments précédents : éléments de transition (ou métaux de transition).
• Les éléments dont \( 58 \le Z \le 71 \) d’une part et les éléments dont \( 90 \le Z \le 103 \) ont des propriétés chimiques semblables :
• La 1ère série : les Lanthanides (terres rares)
• La 2ème série : les Actinides (éléments radioactifs)

3) Configuration électronique et classification périodique

a) lignes et colonnes :

Chaque ligne (ou période) est associée à un nombre quantique n.

La nème débute par le remplissage de l’orbitale ns et finit par le remplissage de l’orbitale np.

Chaque colonne (ou famille) rassemble des éléments possédant la même structure électronique de valence, ils possèdent donc des propriétés chimiques semblables.

Exemples :

Li (Z=3) : \( 1s^2 2s^1 \) ou \( [He] 2s^1 \)

K (Z=19) : \( 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1 \) ou \( [Ar] 4s^1 \)

F (Z=9) : \( 1s^2 2s^2 2p^5 \) ou \( [He] 2s^2 2p^5 \)

Cl (Z=17) : \( 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5 \) ou \( [Ne] 3s^2 3p^5 \)

Pour Li et F : le niveau \( n = 2 \) est en cours de remplissage, d’où ils appartiennent à la 2ème ligne.

Pour Cl : le niveau \( n = 3 \) est en cours de remplissage, d’où il appartient à la troisième ligne.

La 1ère ligne (période) correspond à \( n=1 \) : remplissage de \( 1s \)

La 2ème ligne (n=2) : remplissage de \( 2s \) puis \( 2p \)

La 3ème ligne (n=3) : remplissage de \( 3s \) puis \( 3p \)

La 4ème ligne (n=4) : remplissage de \( 4s \) puis \( 3d \) puis \( 4p \)

La 5ème ligne (n=5) : remplissage de \( 5s \) puis \( 4d \) puis \( 5p \)

Un élément de transition correspond au remplissage partiel d’une orbitale d ou f.

Exemple : Titane (Z= 23) : \( 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^3 \)

Cobalt (Z=27) : \( [Ar] 4s^2 3d^7 \)

b) structure en bloc (Voir tableau périodique)

Le tableau périodique peut être divisé en blocs selon le type d'orbitale en cours de remplissage :

• Bloc s : éléments des groupes 1 et 2 (orbitale s)
• Bloc p : éléments des groupes 13 à 18 (orbitale p)
• Bloc d : éléments de transition (orbitale d)
• Bloc f : lanthanides et actinides (orbitale f)

4) Evolution de quelques propriétés atomiques

a) Energie d’ionisation et affinité électronique

Définition : l’énergie de 1ère ionisation de X est l’énergie nécessaire pour arracher, à l’état gazeux un 1er électron de l’atome X selon la réaction.

\[ EI_1 = E(X^+(g)) – E(X(g)) > 0 \]

\( X^+ \) et \( e^- \) sont infiniment séparés et sans énergie cinétique.

Dans la classification périodique, \( EI_1 \) évolue de façon suivante :

L’énergie de nème ionisation est l’énergie nécessaire à l’arrachement du nème électron à l’état gazeux de l’ion \( X^{(n-1)+} \).

\[ X^{(n-1)+} \rightarrow X^{n+} + e^- (g) \]

L’énergie d’attachement électronique \( E_{att} \) de l’atome X est l’énergie à fournir à l’état gazeux pour fixer un électron selon la réaction : \( X(g) + e^- \rightarrow X^-(g) \)

L’affinité électronique : \( AE = -E_{att} \)

L’évolution de l’affinité électronique est la même que \( EI_1 \).

b) Electronégativité

L’électronégativité traduit la capacité d’un élément à attirer les électrons dans un doublet de liaison.

L’élément attracteur : électronégatif ; l’élément donneur : électropositif.

Échelle de Mulliken : \( \chi_M(X)= k \frac{EI_1(X)+AE(X)}{2} \), avec \( k = 0,317 \text{ eV}^{-1} \) et \( EI_1 \) et \( AE \) en eV.

Échelle de Pauling :

avec \( D_{AB}, D_{AA} \) et \( D_{BB} \) des énergies de liaisons (en kJ·mol⁻¹), \( k = 0,102 \).

\( D_{AB} \) : énergie à fournir à l’état gazeux pour rompre la liaison AB.

\[ A_2(g) \to 2A(g) \quad : D_{AA} \]

\[ B_2(g) \to 2B(g) \quad : D_{BB} \]

\[ AB(g) \to A(g) + B(g) \quad : D_{AB} \]

Cette échelle prend le Fluor comme référence : \( \chi_p(F) = 3,98 \).

Remarque : les échelles de Mulliken et Pauling sont reliées par : \( \chi_p \approx 0.34\,\chi_M - 0,21 \).

L’élément le plus électronégatif est le Fluor \( (\chi_F = 3,98) \). L’élément le plus électropositif est le Francium \( (\chi_{Fr} = 0,7) \).

c) Les grandeurs géométriques

Rayon covalent : mi-distance entre les noyaux d’un atome \( A_2 \) \( ( r_c= \frac{d}{2} ) \). Exemple : \( r_C(H) = 0,037 \text{ nm}, r_C(C) = 0,077 \text{nm} \).

Rayon métallique : défini à partir du solide métallique comme la moitié de la distance de deux atomes en contact dans la structure métallique. Exemple : \( r_M(Na) = 0,16 \text{ nm} \).

Rayon ionique : on distingue les rayons cationiques \( (r_+ = r_c) \) et les rayons anioniques \( (r_- = r_a) \).

Rayon de Van der Waals : moitié de la distance internucléaire minimale entre deux atomes identiques de deux molécules différentes s’approchant l’une de l’autre au maximum.

L’évolution dans la classification périodique :

d) Nombre d’oxydation

Pour les non-métaux :

• Le nombre d’oxydation maximum est égal au nombre d’électrons périphériques.
• Le nombre d’oxydation minimum est égal au nombre d’électrons que doit trouver l’atome pour acquérir la structure électronique du gaz rare situé à sa droite dans la même période.

Exemple : le phosphore (P) : \( _{15}P : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^3 \)
DO (max) = \( 2+3 = +V \)
DO (min) = \( -III \).