CLASSIFICATION PÉRIODIQUE

CLASSIFICATION PÉRIODIQUE
I. CONFIGURATION ÉLECTRONIQUE D’UN ATOME
I.1 Introduction
Dans le chapitre, nous avons étudié l’atome hydrogénoïde qui ne comporte qu’un seul électron.
Soit un atome polyélectronique qui comporte N électrons. Dans le cadre de l’approximation de Born-Oppenheimer, le noyau
est immobile. Pour établir l’équation de Schrödinger, il faut tenir compte des interactions électrostatiques suivantes : un
électron en particulier est soumis à l’attraction du noyau et à la répulsion des (N – 1) autres électrons du nuage. C’est ce
dernier terme qui complique le problème. On est amené à faire des approximations et dans ce cadre l’énergie d’un électron ne
dépend plus que de n mais de n et de l.
I.2 Classement des orbitales atomiques (OA) par ordre d’énergie croissante
n
Règle de Klechkowsky : l’énergie d’une orbitale atomique En,l est une
fonction croissante de (n+l). À (n+l) fixé, l’énergie croît avec n.
7
7s
Sur une droite de coefficient directeur (–1), on a n+l fixé. L’énergie de
l’OA 3s est supérieure à celle de la 2p par exemple.
6
6s 6p
5
5s 5p 5d
4
4s 4p 4d 4f
3
3s 3p 3d
2
2s 2p
1
1s
0
On pourra faire le diagramme suivant qui permet de classer rapidement
les OA par énergie croissante. Il faut être capable d’écrire très rapidement :
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d…
On remarque que l’OA 4s s’intercale entre 3p et 3d.
1
2
3
4
5
6
7
l
7s 7p 7d 7f ... ... ...
6s 6p 6d 6f ... ...
5s 5p 5d 5f
...
4s 4p 4d 4f
3s 3p 3d
2s 2p
1s
I.3 Diagramme énergétique d’un atome polyélectronique
Chaque trait représente l’énergie d’une OA.
ml n’intervient pas dans l’énergie d’une OA. On a donc des niveaux dégénérés (ou
niveaux de même énergie) quand on a plusieurs valeur de ml pour n et l donnés.
À n et l fixés, on a (2l + 1) orbitales atomiques.
On constate que les niveaux K et L sont bien séparés.
Par contre, on a un chevauchement des niveaux M et N.
E
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
1s
Q Atomistique (41-102)
Page 1 sur 10
JN Beury
I.4 Configuration électronique d’un atome dans son état fondamental
a) Principe d’exclusion de Pauli
Principe d’exclusion de Pauli : Dans un atome, deux électrons quelconques ne peuvent pas avoir leurs quatre
nombre quantiques identiques.
Dans une orbitale atomique caractérisée par n, l et ml, on ne peut donc mettre que deux électrons au maximum puisque ms
peut être égal à ½ ou –½.
Deux électrons qui ont le même spin (1/2 par exemple) sont dits parallèles.
Deux électrons qui ont des spins opposés sont dits antiparallèles.
•
On peut représenter une orbitale atomique par un rectangle appelé case de remplissage ou case quantique. L’électron
est représenté par une flèche vers le haut (ms = ½) ou vers le bas (ms = –½).
Exemple : dans l’orbitale 2s, on peut avoir deux électrons avec des spins antiparallèles :
2s
Dans une OA, il est donc interdit d’avoir deux électrons avec des spins parallèles.
2s
•
On peut également utiliser une représentation énergétique. Un trait horizontal représente un 2s
niveau d’énergie.
b) Principe de stabilité
Les électrons occupent les orbitales atomiques par ordre d’énergie croissante établi selon la règle de Klechkowsky
en commençant par l’OA de plus basse énergie qui est la 1s.
c) Principe de Hund
Lorsque plusieurs orbitales atomiques ont même énergie, l’énergie totale de l’atome est minimale lorsqu’un
maximum d’orbitales atomiques est occupé par des électrons de spin parallèle.
Exemples :
H:Z=1
1s1
He : Z = 2
1s2
Li : Z = 3
1s2 2s1
Be : Z = 3
1s2 2s2
1s
1s
1s
2s
1s
B:Z=3
1s2 2s2 2p1
C:Z=3
1s2 2s2 2p2
N:Z=3
1s2 2s2 2p3
O:Z=3
1s2 2s2 2p4
Br : Z = 35
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
1s
Q Atomistique (41-102)
2s
2s
2p
On peut écrire également [Ar] 4s2 3d10 4p5
Page 2 sur 10
JN Beury
La configuration 1s2 2s2 2p2 3s1 est-elle dans l’état fondamental ou dans un état excité ?
C’est un état excité. L’état fondamental est 1s2 2s2 2p3
Quelques exceptions à connaître :
•
Chrome : Z = 24. On attend la configuration suivante : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
4s
3d
mais en fait expérimentalement, on a : 4s1 3d5
4s
La règle de Hund permet d’expliquer l’exception : les orbitales 4s et 3d sont
1
5
proches en énergie, la promotion d’un électron est aisée. La configuration 4s 3d est plus stable.
•
3d
Cuivre : Z = 29. On attend la configuration suivante : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
mais en fait expérimentalement, on a : 4s1 3d10
La règle de Hund permet d’expliquer l’exception : les orbitales 4s et 3d sont
proches en énergie, la promotion d’un électron est aisée. La configuration 4s1
3d10 est plus stable.
4s
3d
4s
3d
Théorème d’Unsold : lorsqu’une sous-couche (d) peut être complètement remplie (10 électrons) ou à moitié remplie (5
électrons), la configuration électronique qui en résulte est stabilisée. On a le maximum d’électrons avec des spins
parallèles (pour 5 électrons).
Les exceptions de la colonne du chrome et du cuivre sont à connaître.
I.5 Électrons de valence – électrons de cœur – schéma de Lewis
Électrons de valence : électrons dont le nombre quantique principal est le plus grand et ceux qui appartiennent à des
sous-couches en cours de remplissage.
Électrons de cœur : ce sont les autres électrons. Les électrons de cœur sont plus énergétiquement liés au noyau que les
électrons de valence.
Le schéma de Lewis représente la configuration de valence d’un atome ou d’un ion. Voir chapitre sur les schémas de Lewis.
Exemple :
Br : Z = 35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Il y a 5 électrons de valence et 30 électrons de cœur
Fe2+ : Z = 26.
L’atome de fer a 26 protons. Il y a 26 électrons.
L’ion Fe2+ a le même nombre de protons : 26. C’est le même élément chimique. Par contre, il a perdu 2 électrons. Il y a donc
24 électrons. La configuration électronique de Fe2+ dans l’état fondamental est : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
Il y a donc 4 + 2 = 6 électrons de valence et 18 électrons de cœur.
Q Atomistique (41-102)
Page 3 sur 10
JN Beury
II. CLASSIFICATION PÉRIODIQUE
II.1 Rappels sur l’élément chimique
L’élément chimique est défini par la donnée du numéro atomique Z, nombre de protons du noyau correspondant.
La notion d’élément est plus générale que celle d’atome.
• Deux isotopes (nombre de neutrons différent mais même nombre de protons) appartiennent au même élément. Ex : H
et D.
• Un atome et un ion formé à partir de cet atome (nombre d’électrons différent mais même nombre de protons)
appartiennent au même élément chimique. Ex Cl et Cl-.
II.2 La classification historique
La classification périodique des éléments est pour le chimiste une référence permanente. Elle a été construite à partir d’observations
expérimentales, sur la base d’analogies constatées entre les caractères chimiques de certains corps simples.
C’est en 1869, que Mendéléïev classa les éléments chimiques dans un tableau qui regroupe dans chaque colonne des éléments ayant des
propriétés chimiques voisines (ces éléments constituent une famille). On ne connaissait alors qu’une soixantaine d’éléments et on ne
disposait d’aucune information sur la structure de l’atome, ni bien sûr d’aucun modèle théorique susceptible d’en décrire les propriétés. Les
éléments étaient classés par masse atomique croissante, avec quelques inversions.
II.3 Construction de la classification périodique à partir du modèle quantique de l’atome
Il existe 92 éléments naturels (découverts par voie chimique), de l’hydrogène à l’uranium, et une douzaine d’éléments
artificiels (découverts par voie nucléaire) appelés transuraniens (car se situant au-delà de l’uranium dans le tableau).
Le principe de construction repose sur trois idées simples :
• Les éléments chimiques sont classés, dans un tableau périodique, constitués de ligne (horizontales) et de colonnes
(verticales) qui rendent comptent de leur structure électronique fondamentale.
Les éléments chimiques sont rangés de gauche à droite dans le tableau périodique par ordre croissant de leur
numéro atomique Z.
•
Les lignes correspondent au remplissage des niveaux électroniques d’énergies voisines. Ce remplissage obéit, à quelques
exceptions près, aux règles de Klechkowsky. D’où le découpage suivant :
6 ème 7 ème
6s
7s
Sous-couches disponibles
4f
5f
5d
6d
6p
7p
Nombre d’éléments
2
8
8
18
18
32
32
Les lignes sont appelées PERIODES et sont identifiées par leur rang n
Au sein de la ligne n, le remplissage du tableau débute toujours par le remplissage de la sous-couche ns et se termine
par le remplissage de la sous-couche np.
Le dernier élément de la période (sous-couche np remplie) est un gaz noble. La configuration électronique de ce gaz
noble est la configuration électronique de cœur de la période suivante.
Tous les éléments chimiques d’une période de rang n ont même configuration électronique de cœur.
Les COLONNES sont repérées par un nombre en caractère gras. Au sein d’une même colonne, on retrouve des éléments
chimiques qui ont la même configuration électronique de valence. La configuration de valence ou configuration externe
étant en priorité responsable des propriétés chimiques d’un élément, les éléments chimiques d’une même colonne
appartiennent à une même FAMILLE CHIMIQUE.
Rang de la période
•
1er
1s
2ème
2s
2p
3 ème
3s
3p
4 ème
4s
3d
4p
5 ème
5s
4d
5p
Tous les éléments chimiques d’une même colonne ont même configuration électronique de valence et
appartiennent à une même famille chimique.
La classification devrait contenir 32 colonnes (32 éléments pour la sixième et septième période). Pour des raisons pratiques,
elle n’en comprend que 18, les éléments correspondant au remplissage des sous-niveaux (n-2)f sont rassemblés dans un
tableau annexe en dessous du tableau principal.
Les deux premières colonnes (colonnes 1 et 2), correspondant au remplissage des sous-couches ns constitue le bloc s.
Les 10 colonnes suivantes (colonnes 3 à 12), correspondant au remplissage des sous-couches (n-1)d constitue le bloc d.
Les 6 dernières colonnes (colonnes 13 à 18), correspondant au remplissage des sous-couches np constitue le bloc p.
Le tableau annexe constitue le bloc f.
Q Atomistique (41-102)
Page 4 sur 10
JN Beury
II.4 Analyse par période
•
Première période
Uniquement la sous-couche 1s. L’hydrogène se place dans la case de gauche malgré ses propriétés qui diffèrent de celles des autres éléments
de la colonne. L’hélium se place dans la dernière colonne malgré sa configuration, au vu de ses propriétés (gaz rare).
•
Deuxième période
Huit éléments (remplissage successif des sous-niveaux 2s et 2p) de configuration de cœur 1s2 schématisée par [He]
•
Troisième période
Huit éléments (remplissage successif des sous-niveaux 3s et 3p) de configuration de cœur [Ne].
•
Quatrième période
La configuration de cœur de ces éléments est [Ar]. Le remplissage de cette période met en évidence l’inversion des sous-niveaux 3d et 4s.
L’occupation des sous-couches se fait dans l’ordre prédit par la règle de Klechkowsky : 4s, 3d , puis 4p.
On trouve cependant deux exceptions :
le chrome Cr [Ar] 3d5 4s1 au lieu de [Ar] 3d4 4s2 attendue
le cuivre Cu [Ar] 3d10 4s1 au lieu de [Ar] 3d9 4s2 attendue
En effet, une sous-couche 3d pleine ou à moitié remplie associée à une couche 4s à demi pleine est favorisée devant une couche 4s remplie
avec une sous-couche 3d comportant 4 électrons de même spin.
•
Cinquième période
La configuration de cœur de ces éléments est [Kr]. Le remplissage de cette période met en évidence l’inversion des sous-niveaux 4d et 5s.
L’occupation des sous-couches se fait dans l’ordre prédit par la règle de Klechkowsky : 5s, 4d , puis 5p. On retrouve des exceptions, en
nombre plus important car les niveaux 5s et 4d sont proches (Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag).
•
Sixième période
On a en plus intervention des orbitales 4f. On retrouve cinq exceptions à la règle de Klechkowsky. La plus importante concerne le lanthane
(5d1 6s2 au lieu de 4f1 6s2).
•
Septième période
La septième période est incomplète car sur les 32 éléments qu’elle peut contenir, seuls 24 ont été découverts expérimentalement. Les souscouches 5f et 6d sont très proches, ce qui implique que les exceptions à la règle de Klechkowsky sont très fréquentes. On n’a pu à ce jour
mettre en évidence d’élément 7p.
L’élément le plus stable de la période devrait en théorie être l’élément 118 (toutes les sous-couches seraient saturées).
Tous les éléments de Z > 92 (Transuraniens) sont radioactifs.
II.5 Grandeurs atomiques
a) Énergie d’ionisation
L’énergie de première ionisation Ei1 (encore notée I) d’un atome M est l’énergie minimale nécessaire pour arracher
un électron à l’état gazeux : M(g) → M(g)+ + e–(g)
Les atomes sont dans l’état fondamental.
On utilise plusieurs unités : J, eV, kJ.mol–1.
Exemple : atome d’hydrogène : énergie d’ionisation = 13,6 eV = 13,6×1,6×10–19 = 2,176×10–18 J
Le potentiel d’ionisation est 13,6 V.
On peut l’exprimer en J.mol-1 : 13,6×1,6×10–19×6,02×1023 = 1310 kJ.mol-1
L’énergie d’ionisation est une grandeur positive expérimentale.
Cette énergie est définie pour M(g) et M(g)+ dans leur état fondamental.
Q Atomistique (41-102)
Page 5 sur 10
JN Beury
Elle correspond à l’énergie à fournir pour chasser un électron du dernier niveau occupé dans le cortège électronique de
l’atome dans son état fondamental et l’envoyer à l’infini, sans énergie cinétique.
L’énergie de première ionisation augmente de gauche à droite le long d’une période et de bas en haut le long d’une
colonne.
Ei1 (en eV)
Atome
Interprétation :
• Quand on se déplace dans une ligne (du Li au Ne), l’énergie d’ionisation est de plus en plus importante car le noyau est de
plus en chargé. Il attire donc de plus en plus l’électron. Li donne facilement Li+ qui a la même configuration électronique
qu’un gaz rare alors que Ne est stable et c’est difficile de donner Ne+.
• On a deux exceptions dans cette augmentation : B et O. L’anomalie du bore est due à une configuration électronique
particulièrement stable de B+ (couche 2s saturée). B : 2s2 2p1 et B+ : 2s2
Pour l’oxygène, on a une configuration particulièrement stable de O+. On a une certaine stabilité car on a le spin maximum
pour O+ : 2s2 2p3
2s
•
•
2p
Quand on change de ligne, on constate que l’énergie d’ionisation chute brutalement.
Quand on descend dans une colonne, l’énergie d’ionisation diminue car l’électron est de plus en plus éloigné du noyau et
donc de moins en moins retenu. C’est donc de plus en plus facile de l’arracher.
Quand on se déplace vers la droite, l’énergie de première ionisation augmente.
Quand on monte dans une colonne, l’énergie de première ionisation augmente.
On peut définir également une énergie de deuxième ionisation : M+(g) → M2+(g) + e–(g)
De même on définit une énergie de troisième, quatrième ionisation.
Ei1
Ei2
Exemple pour le carbone : Ei1= 11 eV ; Ei2 = 24 eV ; Ei3 = 48 eV ; Ei4= 64 eV ; Ei5= 392 eV
Interprétation :
• On constate qu’on a une augmentation régulière. C’est normal puisque c’est de plus en plus difficile d’arracher un
électron à un cation de plus en chargé.
• On a une rupture entre Ei4 et Ei5. L’énergie de 5ème ionisation correspond à : C4+(g) → C5+(g) + e–(g). C4+ a la configuration
électronique : 1s2. C’est la même structure électronique que l’hélium qui est rare. C’est donc très difficile d’arracher un
électron à C4+.
Q Atomistique (41-102)
Page 6 sur 10
JN Beury
b) Affinité électronique
Ces énergies mesurent la capacité d’un atome à accepter un électron excédentaire.
L’énergie de premier attachement électronique A1, ou énergie de fixation d’un électron, d’un atome M caractérise
l’énergie mise en jeu pour lui apporter, dans son état gazeux, un électron supplémentaire :
M(g) + e–(g) → M-(g)
C’est une grandeur expérimentale difficile à estimer (il faut tenir compte de l’énergie de l’orbitale et de la taille de
l’atome). En général, il s’agit d’une grandeur négative (la réaction correspondante est exothermique). Il est plus commode
d’utiliser la notion d’affinité électronique EAE définie par : EAE = – A1
En effet, EAE est le plus souvent positif.
L’affinité électronique EAE est l’énergie nécessaire pour oxyder un anion M- jusqu’au stade d’atome élémentaire à
l’état gazeux, c'est-à-dire : M– (g) → M(g) + e–(g)
L’affinité électronique est en général exprimée en eV. Il est délicat d’expliquer l’évolution de l’affinité électronique dans la
classification périodique. On trouve quelques valeurs positives de A1 : ces valeurs concernent des éléments pour lesquels les électrons
saturent déjà totalement les couches ou sous-couches. L’électron supplémentaire doit se placer sur un niveau d’énergie supérieure, ce qui
rend l’ion formé instable.
c) Électronégativité
La réactivité chimique passe par des échanges électroniques, il est donc important d’avoir une idée -même qualitative- de
la capacité d’un atome à capter un électron (propriété oxydante) ou à céder un électron (propriété réductrice).
L’électronégativité χ est la grandeur relative, sans dimension, qui caractérise l’aptitude d’un atome B à attirer à lui
le doublet électronique qui l’associe à un autre atome A.
On définit des échelles d’électronégativité dont l’utilisation est essentiellement qualitative. Trois échelles sont
principalement utilisées. Les valeurs numériques des constantes qu’elles utilisent ont été ajustées pour que les
électronégativités aient des ordres de grandeur comparables dans chacune d’elles.
Les deux premières sont définies à partir des propriétés atomiques étudiées précédemment :
c1) Échelle de Mulliken
Définie par Mulliken pour un atome M comme la moyenne arithmétique des énergies d’ionisation et d’affinité électronique
de cet atome. Un facteur d’échelle k rend la grandeur sans dimension (L’unité de k dépend de l’unité des énergies : pour
des énergies en eV,
k = 0.317 eV-1).
E + E AE
χ M = k i1
2
χ vaut 1 pour le sodium et 4 pour le fluor qui est l’élément le plus électronégatif.
On retiendra cette définition, tout en sachant qu’il en existe d’autres.
c2) Échelle de Pauling
Cette deuxième échelle, qui est la plus utilisée, est définie à partir de propriétés moléculaires. Pauling a remarqué que l’énergie de
dissociation DAB d’une molécule diatomique hétéronucléaire A-B est généralement plus grande que celle de chaque molécule
homonucléaire A-A ou B-B (respectivement DAA et DBB). La différence d’électronégativité entre A et B est reliée aux énergies de
dissociation par : ∆χ P = χ P ( A ) − χ P ( B ) = 0,102 DAB − DAA × DBB (formule hors programme) où 0,102 correspond au facteur d’échelle
pour des Dij en kJ.mol-1.
c3) Évolution de l’électronégativité dans la classification périodique
Les variations de l’électronégativité sont très semblables quelque soit l’échelle utilisée.
L’électronégativité croît lorsqu’on se déplace de la gauche vers la droite et du bas vers le haut de tableau
périodique. Toutes les échelles ne définissent pas d’électronégativité pour les gaz rares car ces éléments ne
participent pratiquement pas à la formation de molécules.
χ
On remarque que le césium est l’élément le moins électronégatif (on dit électropositif) et le fluor est le plus électronégatif.
élément
Mg
H
C
I
Br
N
Cl
O
F
χ
1,3
2,2
2,6
2,7
3,0
3,0
3,2
3,4
4,0
Q Atomistique (41-102)
Page 7 sur 10
JN Beury
d) Rayon ionique
La notion de rayon ionique Ri se définit comme le rayon apparent d’un atome M ayant subi une modification de son
cortège électronique.
Les rayons ioniques des cations Cp+ et/ou des anions Aq- varient, dans le tableau périodique, comme les rayons des
O.A. de valence des atomes correspondants.
Le rayon ionique de l’ion C+ est plus faible que celui de l’atome neutre.
Le rayon ionique de l’ion A- est donc supérieur à celui de l’atome neutre
Les cations sont donc généralement plus petits que les anions. Souvent fortement chargés, ils créent en leur voisinage un
champ électrique intense susceptible d’attirer à eux des charges négatives. Cette propriété révèle leur tendance à la
complexation.
On dit que les cations sont fortement polarisants.
Application : Plus un cation est petit, plus le champ créé est intense. Les molécules d’eau (qui sont des dipôles) seront plus
attirées et le cation sera plus solvaté (nombre de molécule d’eau plus important). De la même manière, plus la charge du
cation est importante plus ce cation sera polarisant et donc plus il sera solvaté.
Les anions, nettement plus gros et souvent moins chargés, vont au contraire subir des déformations dans un champ
électrique.
On dit que les anions sont polarisables.
Les cations Cp+ sont polarisants et leurs rayons ioniques, plus faibles que le rayon de l’atome neutre, diminuent
lorsque la charge p+ augmente.
Les anions Aq- sont polarisables et leurs rayons ioniques, plus grands que le rayon de l’atome neutre, augmentent
avec la charge q-.
e) Autres rayons
La notion de rayon d’un atome dépend de la nature de la liaison chimique dans laquelle il est engagé, ce qui signifie qu’on
va définir différents autres types de rayons. Ces différentes définitions n’auront pas forcément de sens pour tous les
éléments.
e1) Rayon de Van der Waals Rv
C’est la moitié de la plus courte distance à laquelle peuvent s’approcher les noyaux de deux atomes identiques,
appartenant à deux molécules différentes. (Par exemple molécules diatomiques homonucléaires identiques venant en
contact au cours d’un choc)
e2) Rayon covalent Rc
Lorsque deux atomes se lient pour former une molécule, leurs couches électroniques externes s’interpénètrent et la
distance entre leurs noyaux devient inférieure à la somme de leurs rayons de Van der Waals.
On appelle rayon covalent d’un élément la moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes.
Ne peut être déterminé pour les éléments de transition, tous métalliques.
e3) Rayon métallique Rm
C’est la demi-distance d’équilibre entre les noyaux de deux atomes dont les nuages électroniques
s’interpénètrent. La distance d’un atome à un autre atome est la distance de centre à centre.
Ces trois rayons diminuent globalement de gauche à droite le long d’une période de la classification périodique.
Une importante discontinuité intervient au changement de période.
Quand on descend dans une colonne, la rayon augmente.
II.6 Caractère redox
a) Caractère redox
On rappelle qu’un réducteur est susceptible de donner un ou plusieurs électrons et qu’un oxydant est susceptible d’en
capter : Ox + n e- = Red
La facilité à capter ou céder des électrons est liée aux énergies d’attachement électronique et d’ionisation et donc à
l’électronégativité.
Plus l’électronégativité d’un atome est grande, plus son caractère oxydant est fort.
Plus l’électronégativité d’un atome est faible, plus son caractère réducteur est fort.
En fait, quand deux atomes appartenant à deux éléments différents sont en présence, le plus électronégatif joue le rôle
d’oxydant : selon le cas, un atome peut donc être ou oxydant ou réducteur.
b) Caractère acido-basique des oxydes
Q Atomistique (41-102)
Page 8 sur 10
JN Beury
Le caractère acido-basique d’un oxyde M2On dépend de la différence d’électronégativité entre l’atome mis en jeu M au degré
d’oxydation n et l’oxygène O :
Si la différence d’électronégativité est grande, l’oxyde est un composé ionique facilement soluble dans l’eau. Les ions O2libérés sont des bases très fortes qui réagissent avec l’eau pour donner des ions hydroxydes OH- :
H2O + O2- → 2 OHSi la différence d’électronégativité est faible, l’oxyde est covalent. Sa solubilisation dans l’eau est plus complexe.
Les oxydes des éléments les plus à gauche de la classification présentent donc un fort caractère basique. Ceux qui sont le plus à droite
sont des acides forts. Les éléments de la partie centrale forment des oxydes amphotères.
II.7 Particularité de quelques familles
I Bloc s
1- Atome d’hydrogène
Classé à part. Il ne possède qu’un électron de valence et il est difficile de modifier la configuration électronique. Son électronégativité est
particulièrement élevée (la dixième). On peut former le proton H+, très petit et instable dans un état isolé. On peut aussi former l’hydrure Hlors d’association avec les éléments les moins électronégatifs.
2- Les alcalins
Ce sont les autres éléments de la colonne 1. Ce sont les éléments les plus électropositifs du tableau, ce caractère augmentant quand on se
déplace vers le bas. Ce sont des très bons réducteurs. Les hydroxydes correspondant sont des bases fortes.
Ils perdent facilement un électron pour acquérir la structure électronique du gaz rare qui les précède.
3- Les alcalino-terreux
Ce sont les éléments de la colonne 2.
Ils ont tendance à s’ioniser pour former M2+ (structure du gaz rare qui les précède).
Ils sont un peu moins électropositifs que les alcalins, aussi bons réducteurs et avec un caractère basique un peu atténué en ce qui concerne
les hydroxydes.
II Bloc p
1- Caractères généraux
Il existe 6 familles (colonnes 13 à 18). Tous ces éléments, mis à part les gaz rares, ont plusieurs états d’oxydation.
Pour la colonne 13, l’état d’oxydation le plus stable est le degré +III (sauf pour le thallium) qui confère aux éléments la structure du gaz
noble qui les précèdent (gaz rare le plus proche).
Les éléments de la colonne 14 (celle du carbone et du Si) forment surtout des composés covalents tétragonaux.
Les éléments de la colonne 15 forment des composés covalents AB3, ce qui leur confère la structure des gaz nobles.
Les chalcogènes et halogènes (colonne 16 et 17) ont tendance à former des anions par gain de respectivement 2 ou 1 électrons, ce qui leur
confère la structure du gaz noble le plus proche. Les éléments de ces groupes sont très électronégatifs et oxydants, surtout les halogènes.
Les éléments O et F sont à l’origine de la liaison Hydrogène.
2- Halogènes
Eléments de la colonne 17.
A l’état de corps simples, on les trouve sous forme de molécules très stables X2.
Ils sont très électronégatifs et ont tendance à former des anions X- (structure du gaz rare qui suit : gaz rare le plus proche).
3- Gaz nobles (ou rares)
Eléments de la colonne 18 de configuration de valence ns2 np6 (sauf He 1s2).
La couche de valence totalement remplie implique une stabilité particulièrement grande : Ce sont dans les conditions standards des
gaz monoatomiques, quasiment chimiquement inertes.
III Bloc d
Un élément de transition est un élément chimique à sous-couche (n-1)d incomplète à l’état élémentaire ou dans un état d’oxydation
stable
Ce sont des métaux à l’état de corps simples, ils ont, pour la première série (3d) de transition, plusieurs degré d’oxydation stables (ce qui est
rarement le cas pour les deuxième (4d) et troisième (5d) séries) et ils forment facilement des complexes (petite taille et forte charge). Ces
propriétés sont dues à l’existence de sous-niveaux d incomplets
Lors de l’ionisation, la sous-couche 4s se vide avant la 3d.
IV Bloc f
Se divisent en deux séries qui portent un nom particulier :
Les lanthanides ou terres rares, de symbole général Ln (sous-couche 4f)
Les actinides, de symbole général An (sous-couche 5f).
Q Atomistique (41-102)
Page 9 sur 10
JN Beury
Q Atomistique (41-102)
Page 10 sur 10
JN Beury