Évolution des propriétés chimiques dans la classification périodique

TP Chimie - Évolution des propriétés chimiques dans la classification périodique - MPSI 1 Lycée Chaptal - 2011
Évolution des propriétés chimiques dans la classification périodique
Le but de ce TP-cours est d’illustrer sur quelques exemples les similitudes chimiques pour les éléments d’une
même colonne (c’est-à-dire d’une même famille chimique) et l’évolution des propriétés chimiques dans une même
ligne ou dans une même colonne.
I - Un peu d’histoire
On attribue en général la classification périodique à Dmitri Mendeleïev, mais elle est le fruit d’une lente évolution
et de nombreuses contributions depuis les premiers travaux de Lavoisier. D’ailleurs, comme on va le voir, la véritable
classification de Mendeleïev était incomplète !
1700 - 12 corps simples sont isolés et connus : (Antimoine Sb, argent Ag, arsenic As, carbone C, cuivre Cu,
étain Sn, fer Fe, mercure Hg, or Au, phosphore P, plomb Pb et soufre S).
1808 - L’anglais Humphry Davy révèle des propriétés communes au calcium Ca, au strontium Sr et au baryum
Ba.
1818 - Le même Davy trouve des propriétés communes au lithium Li, au sodium Na et au potassium K.
1850 - 60 corps simples sont connus.
1860 - Premier classement des éléments : ceux-ci sont classés par masse atomique croissante.
1862 - Le français De Chancourtois met en évidence une certaine périodicité du classement précédent qu’il
représente par une vis tellurique.
1864 - J.A. Newlands propose une périodicité de période 8 et parle de familles chimiques (par exemple les
alcalins). Il utilise la règle de l’octave (terme musical). Il propose le N◦1 poue le lithium, et le 8 pour le sodium ;
ou N◦1 pour le sodium et N◦8 pour le potassium, etc.
1869 - Mendeleïev propose sa classification qui apporte deux grandes idées : d’une part, regrouper dans une
même colonne les éléments possédant des propriétés communes en laissant si besoin certaines cases vides,
et d’autre part en inversant certains éléments de l’ancienne classification, c’est-à-dire à ne plus classer systématiquement les éléments en fonction de leur masse atomique. Si on regarde la classification actuelle, on
peut ainsi remarquer les irrégularités argon/potassium, cobalt/nickel, mais surtout iode/tellure qui fût le principal
aménagement de Mendeleïev. Mendeleïev était tellement persuadé de la justesse de ses vues qu’il déclara que les
cases vides trouveraient tôt ou tard un « locataire ». Cependant, une de ses insuffisances - mais qu’il ne pouvait
deviner à l’époque - était l’absence de la colonne des gaz rares. Aujourd’hui, la classification est fondée sur le
nombre croissant de protons, et non plus sur la masse atomique.
1895 - Ramsay découvre les deux premiers gaz rares, hélium He et argon Ar, ce qui tempère l’enthousiasme des
partisans de Mendeleïev. Cependant, Ramsay propose d’ajouter une colonne, en déclarant que si Mendeleïev a vu
juste, les cases vides de cette nouvelle colonne trouveraient également des occupants. Ce même Ramsay découvrira
peu après le krypton Kr et le xénon Xe, ce qui confirmera de façon splendide les idées de Mendeleïev.
Au fur et à mesure, les nouveaux éléments découverts trouvent leur place dans le tableau, avec les propriétés
prévues par la classification ! Il y aura une dernière évolution avec la découverte des lanthanides et actinides,
qui trouveront place dans deux nouvelles lignes mises à part pour conserver une certaine compacité au tableau.
Aujourd’hui, les « les cases sont pleines » pour tous les éléments naturels (jusqu’à Z=92 pour l’uranium). Les
éléments suivants sont tous artificiels et sont appelés transuraniens.
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II - Structure de Klechkovski
Rappels
• Corps pur : Corps constitué d’un seul type de constituants (contraire : MÉLANGE)
• Corps pur simple : Corps constitué d’un seul type d’atomes (Cu, H2 , ...)
• Corps pur composé : Corps constitué d’un seul type de molécules (H2 O, NaC`, ...)
Remplissage selon Klechkovski : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f 14 5d10 6p6 5p6 7s2 5f 14 6d10 7p6 ...
Première colonne en ns1 (sauf hydrogène) : ALCALINS
Deuxième colonne en ns2 : ALCALINO TERREUX
Antépénultième (16ème ) colonne en np4 : CHALCOGENES
Avant-dernière (17ème ) colonne en np5 : HALOGENES
Dernière (18ème ) colonne en np6 : GAZ RARES ou NOBLES
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III - Propriétés chimiques de quelques familles d’éléments
Définition : Un élément métallique possède plusieurs propriétés :
• il est pur à l’état solide, et possède alors un caractère réducteur ;
• il est bon conducteur de chaleur et d’éléctricité ;
• il donne des cations ;
• il possède des sous-couches n et p peu ou pas remplies (ns2 np2 au maximum) ;
• il est plutôt peu électronégatif ;
• il donne au moins un oxyde basique.
De par ses propriétés, les métaux regroupent donc tous les éléments des blocs s, d et f (sauf l’hydrogène), et les
éléments les plus en bas à gauche du bloc p. La frontière n’est cependant pas toujours très nette, certains éléments
sont même appelés métalloïdes ou semi-métaux, car ils ont un comportement intermédiaire : c’est le cas du Bore
B, Silicium Si, Arsenic As, Germanium Ge, Antimoine Sb, Tellure Te, voire Aluminium Al, Gallium Ga et Etain
Sn. On trouve ainsi les semi-conducteurs.
A.
Famille des gaz nobles (dernière - ou 18ème - colonne)
Hélium He - Néon Ne - Argon Ar - Krypton Kr - Xénon Xe - Radon Rn
On les nomme aussi gaz rares ou gaz inertes. Ils ont une configuration électronique en np6 et ont été mis en
évidence très tard car ils sont difficiles à isoler. Ils sont à la base de nos futurs raisonnements car, étant saturés,
ils sont TRES STABLES : ils respectent en effet naturellement la régle du duet, de l’octet ou des 18 électrons !
Les différentes propriétés de tous les éléments découlent ainsi plus ou moins directement de celles de ces « gaz ».
On les appelle gaz car ils se trouvent, dans les CNTP (conditions normales de température et pression) sous forme
gazeuse.
De par leur saturation, ces éléments ne forment pas de liaisons covalentes : ils se trouvent donc à l’état de corps
simples monoatomiques, et ils ne réagissent pas avec les autres espèces chimiques : ON DIT QUE LES GAZ
RARES SONT INERTES CHIMIQUEMENT.
B.
Famille des alcalins (première colonne)
Lithium Li - Sodium Na - Potassium K - Rubidium Rb - Césium Cs
Ce sont des métaux avec une bonne conductivité électrique et thermique. Ils ont une configuration électronique
en ns1 , ils perdent donc facilement leur électron de valence pour rejoindre la structure du gaz noble le plus proche,
c’est-à-dire le gaz noble précédent. Il donne alors des cations stables M + qui est la structure du gaz noble qui
précède. Les alcalins sont ainsi des réducteurs puissants qui cèdent facilement un électron. Ils réagissent
violemment avec l’eau à froid pour donner des oxydes de formule MOH (M + + OH− ).
Expérience 1 : réduction de l’eau par le sodium
Le sodium Na doit être conservé dans des hydrocarbures à l’abri de l’humidité et il doit être manipulé
avec précaution. On place un morceau de sodium dans un cristallisoir contenant de l’eau additionnée de
quelques gouttes de phénolphtaléine et on couvre d’une grille de protection. On observe une réaction très
vive avec un rougissement de la phénolphtaléine, le gaz qui se forme est du dihydrogène. Les couples qui
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interviennent sont Na+ /Na et H2 O/H2 . On peut écrire l’équation de la réaction avec formation de OH− :
Na + H2 O ­
1
H2 + Na+ + OH −
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Une expérience similaire peut être réalisée avec le potassium : la réaction est encore plus violente, ce qui montre
que le pouvoir réducteur augmente quand on descend dans la colonne (l’électron de valence est de moins en moins
lié à l’atome, l’électronégativité diminue). Les alcalins réagissent aussi avec le dioxygène gazeux pour donner des
oxydes de formule M2 O (voir plus loin). Ils réagissent encore avec le dichlore gazeux pour donner des chlorures de
formule MCl.
C.
Famille des alcalino-terreux (deuxième colonne)
Béryllium Be - Magnésium Mg - Calcium Ca - Strontium Sr - Baryum Ba
Ce sont des métaux de configuration électronique en ns2 : ils perdent facilement les deux électrons de valence
pour donner des cations stables M2+ (structure du gaz noble qui précède). Les alcalino-terreux sont de bons
réducteurs et peuvent ainsi réagir avec l’eau pour donner des hydroxydes de formule M(OH)2 .
Expérience 2 : réduction de l’eau par le calcium
On introduit un morceau de calcium Ca dans de l’eau et un dispositif permet de récupérer le gaz qui
se dégage, d’abord faiblement puis de plus en plus vite. L’eau se trouble d’un précipité blanc d’hydroxyde
de calcium et l’addition de quelques gouttes de phénolphtaléine la teinte en rouge. Le gaz récupéré peut
être enflammé : c’est du dihydrogène. Les couples qui interviennent sont Ca(OH)2 /Ca et H2 O/H2 , selon
Ca + 2H2 O ­ H2 + Ca(OH)2 (ou Ca2+ + 2OH − )
Les alcalino-terreux réagissent aussi avec le dioxygène gazeux pour donner des oxydes de formule MO. Ils
réagissent encore avec le dichlore gazeux pour donner des chlorures de formule MCl2 .
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D.
Famille des halogènes (avant-dernière - ou 17ème - colonne)
Fluor F - Chlore Cl - Brome Br - Iode I
Leur configuration électronique est en np5 , ils sont donc stables sous la forme de molécules diatomiques X2 .
Dans les CNTP, le difluor et le dichlore sont gazeux, le dibrome est liquide et le diiode est solide. Ce sont des non
métaux. Les halogènes captent facilement un électron pour donner des anions halogénures X− stables (structure du
gaz noble qui suit, puisque c’est le gaz noble le plus proche). Ce sont de bons oxydants puisqu’ils captent facilement
des électrons. Ce pouvoir oxydant diminue lorsque le numéro atomique Z de l’élément augmente. Par exemple, les
dihalogènes Cl2 , Br2 et I2 oxydent l’aluminium en halogénure d’aluminium de formule AlX3 , selon (pour le dichlore
par exemple) :
2Al3+ + 3C`2 ­ 2AlC`3
En solution aqueuse, on utilise l’eau de chlore, l’eau de brome et l’eau d’iode (ou eau iodée), qui sont des
solutions oxydantes. L’eau de chlore, obtenue en faisant barboter le dichlore gazeux dans de l’eau, est jaunâtre,
c’est une solution acide du fait de la réaction de dismutation de Cl2 qui produit des ions H3 O+ , selon
C`2 + H2 O ­ C`− + HC`O + H +
L’eau de brome est rougeâtre et est obtenue en mélangeant le dibrome liquide et l’eau. L’eau iodée est brune
et est obtenue en écrasant des paillettes de diiode dans de l’eau. On peut augmenter la solubilité du diiode dans
l’eau en ajoutant une solution d’iodure de potassium, il se forme alors un complexe I3− (I2 + I− → I3− ). Le diiode,
même présent en petite quantité, peut être mis en évidence avec de l’empois d’amidon (formation d’un complexe
bleu sombre).
Expériences 3 : mise en évidence du caractère oxydant des solutions aqueuses de dihalogène
3-a : Oxydation des ions Fe2+ (sel de Mohr) par une solution de dichlore
Dans un tube à essais contenant environ 4 mL d’une solution fraîche de sel de Mohr, ajouter 1 mL de
solution aqueuse de dichlore, puis quelques gouttes de thiocyanate de potassium (K+ + SCN− ). La solution
passe alors d’incolore à rouge brique, qui est la couleur du complexe FeSCN2+ . La réaction qui se produit
est en effet
2Fe2+ + C`2 ­ 2Fe3+ + 2C`−
3-b : Oxydation des ions thiosulfate S2 O3 2− par une solution d’eau iodée
Dans un tube à essais contenant environ 4 mL d’eau iodée, ajouter la solution de thiosulfate de sodium,
jusqu’à décoloration. On pourra utiliser l’empois d’amidon pour repérer plus facilement la décoloration.
Cette réaction rapide et totale est utilisée dans les dosages en iodométrie :
I2 + S2 O32− ­ 2I − + S4 O62−
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Expériences 4 : précipitation des halogénures
4-a : Avec les ions argent (I) Ag+
Dans 3 tubes à essais, mettre environ 4 mL des solutions d’halogénures et ajouter 1 mL de nitrate
d’argent (I). Des précipités se forment alors avec les équations des réactions :
Ag+ + C`− ­ AgC` (précipité blanc)
Ag+ + Br− ­ AgBr (précipité blanc sale)
Ag+ + I − ­ AgI (précipité jaune)
4-b : Avec les ions plomb (II) Pb2+
Faire les mêmes expériences en remplaçant le nitrate d’argent par le nitrate de plomb (II).
Pb2+ + 2Br− ­ PbBr2 (précipité blanc jaunâtre)
Pb2+ + 2I − ­ PbI2 (précipité jaune vif)
IV - Évolution de propriétés chimiques dans une même colonne
On se propose de comparer les pouvoirs oxydants des dihalogènes. Le fluor, très réactif et l’astate, radioactif
(durée de vie de 8h30), ne seront pas étudiés ici. On peut comparer les couples Cl2 /Cl− , Br2 /Br− , I2 /I− en
réalisant des tests dans des tubes à essais avec des solutions aqueuses de dihalogène et des solutions d’halogénure
de potassium. Pour mettre en évidence le dihalogène éventuellement formé, on utilise de l’hexane qui est un meilleur
solvant que l’eau pour les dihalogènes.
Expériences 5 : comparaison des pouvoirs oxydants de Cl2 , Br2 et I2
Dans un tube à essais, mettre environ 4 mL d’une solution d’halogénure de potassium ; ajouter 1 mL
d’une solution aqueuse d’un autre halogène et 1 mL d’hexane. Boucher, agiter et noter la couleur de la
phase organique (celle contenant l’hexane). Les réactions qui s’effectuent sont alors
C`2 + 2I − ­ 2C`− + I2 : l’hexane dissout le diiode formé
Br2 + 2I − ­ 2Br− + I2
C`2 + 2Br− ­ 2C`− + Br2
On peut alors conclure en classant les dihalogènes selon leur pouvoir oxydant croissant : le dichlore est
l’oxydant le plus fort, devant le dibrome et enfin le diiode.
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V - Évolution de propriétés chimiques dans une même ligne
On se propose de comparer les oxydes formés par les éléments de la 3ème ligne (ou période).
A.
Étude générale des oxydes
Les oxydes, de formule générale MxOy, résultent de la combinaison de l’oxygène avec un élément M. Ces réactions
chimiques, dites réaction de combustion, sont très fréquemment exothermiques. De très nombreux métaux (alcalins,
alcalino-terreux, Al, Cr, Mn, Fe ...) et non-métaux (B, S, P, C, Si ...) brûlent dans le dioxygène. Les oxydes sont
classés selon leur caractère acide ou basique :
• un oxyde est dit acide si, lors de sa dissolution dans l’eau, il fixe des molécules d’eau et libère des protons
H+ (et donc H3 O+ ) ;
• un oxyde est dit basique si, lors de sa dissolution dans l’eau, il libère des ions hydroxydes HO− ;
• un oxyde est amphotère s’il peut libérer à la fois des protons H+ et des ions HO− .
B.
Caractère acido-basique des oxydes des éléments de la 3ème ligne
Expérience 6 : combustion de l’aluminium
De la poudre d’aluminium tombe en pluie dans la flamme d’un bec Bunsen, elle y brûle avec une
lumière vive. On peut recueillir, dans une soucoupe, une poudre fine d’oxyde d’aluminium Al2 O3 appelé
aussi alumine. L’équation de la réaction de combustion est
2Al +
3
O2 ­ Al2 O3
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L’oxyde formé est très peu soluble dans l’eau. Il donne l’hydroxyde d’aluminium Al(OH)3(s) , qu’on peut aussi
obtenir à partir d’une solution de nitrate d’aluminium (III) et de soude (on le verra dans un prochain TP).
Expérience 7 : combustion du carbone
Le carbone appartient à la seconde période et a les mêmes propriétés que le silicium qui est juste
au-dessous (qui est donc de la même famille). On porte à incandescence un morceau de carbone (charbon
de bois ou fusain) fixé sur un support puis on l’introduit rapidement dans un flacon de dioxygène pur : il
continue à brûler avec vivacité. Il se forme du dioxyde de carbone CO2(g) . On ajoute ensuite un peu d’eau
dans le flacon et on agite pour dissoudre le gaz. On dépose une goutte de la solution obtenue sur du papier
pH : le pH est légèrement acide. La réaction de formation du dioxyde de carbone et celle de sa dissolution
dans l’eau sont :
C + O2 ­ CO2
CO2 + H2 O ­ H + + HCO3−
et
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Expérience 8 : combustion du soufre
La même expérience réalisée avec du soufre conduit à une solution nettement acide : le dioxyde de
soufre SO2(g) est donc un oxyde acide. Au contraire, si on réalise la combustion du sodium, on obtient
après addition d’eau une solution basique : l’oxyde de sodium Na2 O est un oxyde basique.
S + O2 ­ SO2 puis SO2 + H2 O ­ HSO3− + H +
4Na + O2 ­ 2Na2 O puis Na2 O + H2 O ­ 2Na+ + 2OH −
Le caractère acidobasique des oxydes au sein de la 3ème ligne évolue donc au fur et à mesure que l’on se
déplace à droite dans la classification périodique .
VI - Quelques compléments
1.
♥♥
Énergie de première ionisation EI1
C’est l’énergie qu’il faut fournir pour arracher un électron de l’atome dans son
état gazeux.
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Par analogie, on définit également les énergies EI2, EI3, etc.
2.
Électroaffinité ou affinité électronique EA
Soit la réaction X (g) + e− ­ X − (g) . L’énergie échangée lors de la capture
d’un électron par l’atome gazeux est appelée énergie de première attachement.
L’EA est l’opposée de cette énergie Eatt
EA=-Eatt
EA peut être positive ou négative.
Exemple : la réaction C`(g) + e− ­ C`− (g) dégage de l’énergie, donc Eatt < 0
ie EA > 0.
3.
Électronégativité χ
C’est la tendance d’un élément à attirer les électrons d’une liaison covalente. Ainsi, pour la liaison A −←B,
l’élément A attire plus la liaison que B, on a χA > χB .
L’élément le plus électronégatif est le fluor.
Il existe deux échelles pour mesurer l’électronégativité :
• l’échelle de Pauling, qui est la référence des chimistes ;
EI1(X) + EA(X)
avec kM = 1 eV−1 . Pour
2
coïncider en ordre de grandeur avec l’échelle de Pauling, on choisit aujourd’hui kM ' 0, 42 eV−1 .
• l’échelle de Mulliken, qui pose pour un élément X χM (X) = kM
8