chapitre7_classifica..

Aujourd’hui, presque 120 éléments sont présents dans la classification périodique. Les derniers venus sont les éléments 114 et 116. Un laboratoire japonais pense avoir découvert l’élément 113 : comment s’appellera-­‐t-­‐
il ?? II Etude de la classification périodique actuelle 1. Le numéro atomique Z, fondement de la classification actuelle En 1907, Van den Broeck suggère que « la charge électrique du noyau atomique définit la position de l’élément dans le tableau périodique ». Viendront alors les travaux de Moseley : « nous avons ici la preuve que l’atome contient une grandeur fondamentale quantitative qui s’accroît d’une façon régulière lorsque l’on passe d’un élément au suivant. Cette quantité ne peut être autre chose que la charge du noyau central positif dont l’existence a été prouvée de façon définitive ». C’est le numéro atomique Z qui devient le fondement moderne de la classification périodique actuelle Henry MOSELEY (1887-­‐1915) Moseley détermine les numéros atomiques ; meurt à 27 ans à la bataille de Galipoli durant la première guerre mondiale. Atomes et molécules – PCSI –
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2. Présentation actuelle : périodes et colonnes de la classification actuelle. La classification périodique actuelle se présente sous la forme d’un tableau qui comporte 18 colonnes et 7 lignes ou périodes. Cette présentation moderne de la classification est due à Seaborg (1945). Les colonnes sont numérotées de 1 à 18, comme le recommande l’IUPAC. Les éléments y sont classés par numéro atomique Z croissant quand on lit le tableau dans le sens de lecture usuel (de gauche à droite, et ligne après ligne). •
•
On revient à la ligne à chaque fois que l’on commence à remplir une nouvelle couche : chaque début de ligne correspond à une nouvelle valeur du nombre quantique principal n. On remarque également que l’on termine le remplissage d’une OA d’une sous-­‐
couche (n-­‐1)p avant d’entamer la nouvelle ligne par le remplissage de l’OA de la sous-­‐couche ns. Le tableau périodique reflète ainsi la périodicité dans le remplissage des couches. Une ligne du tableau est appelée aussi période. Elle regroupe tous les éléments X ayant les mêmes électrons de cœur, soit la partie de leur configuration électronique correspondant au gaz rare qui précède cette période. Dans une période, il y a une évolution régulière des propriétés jusqu’à l’extémité de la ligne où il y a là une brusque discontinuité. Dans une colonne, on place tous les éléments dont les atomes ont la même configuration électronique externe : ils possèdent des électrons de valence semblables. Les éléments d’une même colonne ont donc des propriétés chimiques très voisines. Ils constituent une famille d’éléments chimiques, ou un groupe d’éléments chimiques. Atomes et molécules – PCSI –
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1
18
IUPAC Periodic Table of the Elements
1
H
2
He
helium
hydrogen
[1.007, 1.009]
2
13
Key:
14
15
16
17
4.003
3
4
atomic number
5
6
7
8
9
10
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
lithium
beryllium
Symbol
boron
carbon
nitrogen
oxygen
fluorine
neon
[6.938, 6.997]
9.012
[10.80, 10.83]
[12.00, 12.02]
[14.00, 14.01]
[15.99, 16.00]
19.00
20.18
11
12
13
14
15
16
17
name
standard atomic weight
18
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
sodium
magnesium
aluminium
silicon
phosphorus
sulfur
chlorine
argon
22.99
[24.30, 24.31]
26.98
[28.08, 28.09]
30.97
[32.05, 32.08]
[35.44, 35.46]
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
39.95
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
potassium
calcium
scandium
titanium
vanadium
chromium
manganese
iron
cobalt
nickel
copper
zinc
gallium
germanium
arsenic
selenium
bromine
krypton
39.10
40.08
44.96
47.87
50.94
52.00
54.94
55.85
58.93
58.69
63.55
65.38(2)
69.72
72.63
74.92
78.96(3)
[79.90, 79.91]
83.80
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
Rb
rubidium
85.47
Sr
strontium
87.62
54
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
yttrium
zirconium
niobium
molybdenum
technetium
ruthenium
rhodium
palladium
silver
cadmium
indium
tin
antimony
tellurium
iodine
xenon
92.91
95.96(2)
101.1
102.9
106.4
112.4
114.8
118.7
121.8
88.91
91.22
107.9
127.6
126.9
131.3
55
56
57-71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
Cs
Ba
lanthanoids
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
caesium
barium
hafnium
tantalum
tungsten
rhenium
osmium
iridium
platinum
gold
mercury
thallium
lead
bismuth
polonium
astatine
radon
132.9
137.3
178.5
180.9
183.8
186.2
190.2
192.2
195.1
197.0
200.6
[204.3, 204.4]
207.2
209.0
87
88
89-103
104
105
106
107
108
109
110
111
112
Fr
Ra
actinoids
francium
radium
57
114
116
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
Rg
Cn
Fl
Lv
rutherfordium
dubnium
seaborgium
bohrium
hassium
meitnerium
darmstadtium
roentgenium
copernicium
flerovium
livermorium
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
La
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
lanthanum
cerium
praseodymium
neodymium
promethium
samarium
europium
gadolinium
terbium
dysprosium
holmium
erbium
thulium
ytterbium
lutetium
138.9
140.1
140.9
144.2
150.4
152.0
157.3
158.9
162.5
164.9
167.3
168.9
173.1
175.0
89
90
91
92
94
95
96
97
98
99
100
101
102
93
103
Ac
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr
actinium
thorium
protactinium
uranium
neptunium
plutonium
americium
curium
berkelium
californium
einsteinium
fermium
mendelevium
nobelium
lawrencium
232.0
231.0
238.0
Notes
- IUPAC 2011 Standard atomic weights abridged to four significant digits (Table 4 published in Pure Appl. Chem. 85, 1047-1078 (2013);
http://dx.doi.org/10.1351/PAC-REP-13-03-02. The uncertainty in the last digit of the standard atomic weight value is listed in parentheses following
the value. In the absence of parentheses, the uncertainty is one in that last digit. An interval in square brackets provides the lower and upper bounds of
the standard atomic weight for that element. No values are listed for elements which lack isotopes with a characteristic isotopic abundance in natural
terrestrial samples. See PAC for more details.
INTERNATIONAL UNION OF
PURE AND APPLIED CHEMISTRY
- “Aluminum” and “cesium” are commonly used alternative spellings for “aluminium” and “caesium.”
- Claims for the discovery of all the remaining elements in the last row of the Table, namely elements with atomic numbers 113, 115, 117 and 118,
and for which no assignments have yet been made, are being considered by a IUPAC and IUPAP Joint Working Party.
For updates to this table, see iupac.org/reports/periodic_table/. This version is dated 1 May 2013.
Copyright © 2013 IUPAC, the International Union of Pure and Applied Chemistry.
Version de la classification périodique de mai 2013 3. Lectures de la classification périodique des éléments a. par bloc Les colonnes se structurent en blocs suivant le type s, p, d ou f de la dernière sous-­‐couche à être remplie. Les blocs s et p sont aussi appelés « blocs principaux ». Pour les éléments de ces blocs, les électrons ns et np sont les électrons de valence. Les blocs d et f sont appelés « blocs de transition ». Le bloc f n’apparaît qu’à partir de la 6ème période et on convient de le mettre à part sous les autres blocs. Tous les éléments des blocs d et f sont des métaux. Atomes et molécules – PCSI –
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b. distinction métal / non métal Les métaux représentent environ 75 % des éléments de la classification périodique des éléments. C’est un ensemble de caractéristiques communes qui leur confère ces propriétés de métaux : éclat métallique malléabilité : étirement en feuilles minces ductibilité : déformation sans casser (par exemple, sous forme de fil) bonne conduction thermique bonne conduction électrique : conductivité élevée voisine de 107 S.m-­‐1 ; cette conductivité diminue lorsque T augmente. facilité à céder des électrons et donc à former des ions positifs faible électronégativité. La transition métal/non métal est progressive sans la classification ; les éléments « intermédiaires » sont qualifiés de métalloïdes, parfois appelés aussi « semi-­‐métaux ». Atomes et molécules – PCSI –
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H Li Be Na Mg V Co Ni Nb Mo Tc Ta W Db Sg K Ca Sc Ti Rb Sr Y Zr La
Hf nth Act
Ra Rf in Cs Ba Fr He B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Bh Hs Mt Ds Rg Uub Cr Mn Fe Uu
t Uuq Uup Uuh Uus La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Es Fm Md No Lr Np Pu Am Cm Bk Cf c. quelques familles importantes de la classification Li Na K Rb Cs Fr première colonne : les alcalins (sauf H) Configuration électronique externe en ns1. Ils possèdent 1 seul électron de valence, qu’ils cèdent facilement. Les corps simples correspondant sont les métaux alcalins, très réducteurs. En cédant un électron, l’atome acquiert la configuration électronique stable du gaz rare qui le précède dans la classification périodique (et qui se trouve à l’extrémité droite de la ligne précédente) : le cation et le gaz rare sont dits isoélectroniques. Be Mg Ca Sr Ba seconde colonne : les alcalino-­‐terreux Configuration électronique externe en ns2. Ils possèdent 2 électrons de valence, qu’ils cèdent facilement. Les corps simples correspondant sont des métaux alcalino-­‐terreux, réducteurs. En cédant ces deux électrons, l’atome acquiert alors la configuration électronique stable du gaz rare qui le précède dans la classification périodique (et qui se trouve à l’extrémité droite de la ligne précédente). Ra Atomes et molécules – PCSI –
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Uu
o O S seizième colonne : les chalcogènes Configuration électronique externe en ns2np4. Po Il possède 6 électrons de valence. Il manque 2 électrons à l’atome, lui permettant d’acquérir la configuration électronique stable du gaz rare qui le suit dans la classification périodique (qui se trouve à l’extrémité droite de la même ligne). Ayant tendance à accepter ces deux électrons, les éléments de cette colonne ont des propriétés oxydantes. F dix-­‐septième colonne : les halogènes Se Te Cl Configuration électronique externe en ns2np5. Il possède 7 électrons de valence. Il manque 1 électron à l’atome, lui permettant d’acquérir la configuration électronique stable du gaz rare qui le suit dans la classification périodique (et qui se trouve à sa droite). Ayant tendance à accepter cet électron, les éléments de cette colonne ont des propriétés oxydantes. Les corps simples sont constitués de molécules diatomiques : les corps simples F2 et Cl2 sont gazeux, Br2 liquide et I2 solide à température ambiante et pression atmosphérique. He dix-­‐huitième colonne : les gaz rares ou nobles Br I At Ne Ar Kr Xe Configuration électronique externe en ns2np6. Il possède une configuration électronique stable en ns2np6. Ils existent par conséquent sous la forme de corps simples monoatomiques. Ils ont été découverts assez tardivement, la dix-­‐huitième colonne de la classification à été rajoutée pour eux ! Au centre de la classification : les éléments de transition, qui est un élément qui possède une sous-­‐couche (n-­‐1)d ou (n-­‐2)f partiellement remplie à l’état atomique ou sous une forme ionique stable. Les corps simples correspondant sont appelés métaux de transition. Enfin, le bloc f est constitué de deux familles : • Il s’agit tout d’abord des lanthanides, correspondant au remplissage progressif de la sous-­‐couche 4f. • Puis les actinides correspondant au remplissage de la sous-­‐couche 5f. Atomes et molécules – PCSI –
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Il faut aussi connaître les éléments qui forment les terres rares, dont la demande mondiale actuelle est extrèmement forte. Ce sont les lanthanides auxquelles on ajoute le scandium, l’yttrium et le lanthane. III Evolution de quelques propriétés au sein de la classification 1. Le nombre de charge nucléaire effective, notée Z* a – modélisation de l’atome pour chaque électron Dans un atome donné, il y a des électrons qui sont proches du noyau, d’autres qui en sont plus éloignés. En fonction de leur éloignement, tous ne perçoivent pas la charge Z du noyau car certains des électrons font écran et qui masquent une partie de la charge nucléaire. En conséquence, l’attraction exercée par le noyau sur les électrons de valence (les plus éloignés) est fortement diminuée. Tout se passe, pour un électron de valence, comme s’il était soumis à l’attraction d’un noyau, mais de charge nucléaire inférieure à Z, notée Z* et appelée charge effective : Pour un électron donné : Z* = Z – σ. Atomes et molécules – PCSI –
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σ est appelée constante d’écran, elle peut être calculée à partir de certaines règles. Elle dépend de l’électron que l’on étudie. L’atome avec 1 électron étudié et tous les autres Edifice polyélectronique L’électron étudié, seul, lié à un noyau de charge nucléaire plus faible Edifice monoélectronique : système hydrogénoïde. Ainsi, tout se passe pour chaque électron comme s’il était seul, soumis à l’attraction unique d’un noyau de charge Z*. Electron seul : nous envisageons donc un système hydrogénoïde. Pour cet électron, l’énergie est alors : En,l = -­‐13,6.Z*2/n*2 n* est appelé nombre quantique apparent. n 1 2 3 4 5 6 n* 1,0 2,0 3,0 3,7 4,0 4,2 Des règles (dont l’utilisation n’est pas programme) permettent de calculer la charge nucléaire effective ressentie par un électron de valence dans un atome donné. Nous n’étudierons que l’évolution de cette charge dans la classification périodique (et pas son calcul). a – Evolution de Z* dans la classification Nous discutons pour les électrons de valence des atomes des éléments des blocs principaux s et p. • Dans chaque période, Z* augmente de gauche à droite car en déplaçant de case en case, la charge nucléaire Z augmente de 1 mais l’effet d’écran de 0,35 uniquement : l’électron de valence est donc lié à un noyau de charge nucléaire de plus en plus élevée. On notera une forte discontinuité à chaque fin de période et Atomes et molécules – PCSI –
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début de suivante car l’électron de valence occupe alors une nouvelle couche, et se trouve plus loin du noyau, l’effet d’écran des électrons présents est accentué. 6,75
7
6,10
5,85
6
5,45
5,20
4,80
4,55
5
4,15
3,90
4
3,50
3,25
2,85
2,60
1,7 1,95
1,30
1,0
3
2,20
2
1
H He Li
Be B C
N
O
F Ne Na
Mg Al
Si
P
0
S
Cl
Ar
Figure 1 : évolution de Z* pour les 3 premières périodes
Conclusion : Z* augmente de gauche à droite dans chaque période. En passant de la fin d’une période au début de la suivante, Z* diminue fortement. Dans une colonne, la charge nucléaire effective Z* augmente de bas en haut. 2. Evolution et périodicité de quelques dimensions atomiques a – Définition du rayon atomique Les nuages atomiques (voir sous-­‐paragraphe c de cette sous-­‐partie) n’ont pas de limites nettes. Mais lorsque les atomes sont serrés les uns contres les autres dans les molécules ou les solides, leurs centres sont séparés par des distances bien définies. Le rayon atomique d’un élément est, par définition, la 2"r
moitié de la distance qui sépare les centres de deux atomes voisins. Si l’élément est un métal, c’est la distance entre les deux centres de deux atomes voisins dans le solide. Ainsi, par exemple, la distance entre deux atomes de chlore dans la molécule de dichlore est 198 pm : le rayon de l’atome de chlore est donc 99 pm. La distance que l’on a mesuré entre deux atomes de cuivre dans le cuivre solide vaut 256 pm, alors on attribue la valeur 128 pm au rayon de l’atome de cuivre. Atomes et molécules – PCSI –
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r":"rayon"atomique
DL
300
225
150
75
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
0
Si
P
S
Cl
Ar
Figure 2 : évolution du rayon atomique pour les 3 premières périodes
Figure 3 : évolution du rayon atomique dans la classification
ème
Source : CHIMIE 3 édition/Atkins/de boeck Figure 4 : évolution du rayon atomique (bis)
ème
Source : CHIMIE 3 édition/Atkins/de boeck Atomes et molécules – PCSI –
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b – Définition du rayon ionique On peut dire que le rayon d’un ion est sa contribution à la distance entre les ions voisins d’un solide ionique. L’ensemble le plus complet de rayons ioniques a été compilé par Shannon et Prewitt à partir de plus de 1000 études structurales. Leurs tables sont fondées sur les valeurs attribuées aux ions oxyde O2-­‐ et fluorure F-­‐ : le rayon de l’ion oxyde O2-­‐ est fixé à 140 pm (convention adoptée dans les tables couramment utilisées). Cette additivité des rayons ioniques n’est toutefois qu’approchée, car ces grandeurs sont sensibles à l’environnement. Figure 5 : évolution de quelques rayons ioniques
ème
Source : CHIMIE 3 édition/Atkins/de boeck ranion&&+&&rcation
-
+
Rayons&ioniques
c – Ions et atomes isoélectroniques Des atomes ou des ions qui ont le même nombre d’électrons sont dits « isoélectroniques ». C’est le cas de Na+, Ne, F-­‐ et Mg2+. Dans les trois espèces ioniques, les charges nucléaires sont différentes : Mg2+ a la charge nucléaire la plus élevée, qui exerce l’attraction la plus forte, et cet ion a alors le rayon le plus petit. Au contraire, F-­‐ a d’électrons que de protons, ce qui permet à l’ion de se dilater : le rayon de F-­‐ est le plus grand. Atomes et molécules – PCSI –
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9 Na+ 11 Configuration électronique 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 Rayon / pm 133 102 Numéro atomique F-­‐ Mg2+ 12 2
1s 2s2 2p6 72 d – Evolution de la dimension atomique On peut établir que le rayon ρ d’un électron qui occupe une orbitale de valence associée aux nombres n et l est : 2
ρ = n a0 Z*
Il est défini comme le rayon, noté ρ, de l'OA occupée par l'électron de valence le plus externe ; dans cette formule, • n représente le nombre quantique n principal de l’électron de valence • a0 est le rayon de l’atome de Bohr • Z* est appelé « la charge nucléaire effective ». Ainsi, dans un atome ou un ion : Lorsque l’on se place dans une période, n est constant et Z* augmente Lorsque l’on se déplace dans une colonne, n* augmente plus rapidement que Z*. En conclusion : Le rayon atomique diminue lorsque l’on se déplace de gauche à droite dans une période. Les rayons ioniques augmentent de haut en bas dans une colonne et diminuent de la gauche vers la droite dans une période. On retiendra aussi que : Les cations sont plus petits que les atomes correspondants et les anions sont plus grands. ème
Source : CHIMIE 3 édition/Atkins/de boeck Atomes et molécules – PCSI –
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Figure 6 : évolution de la dimension atomique dans la classification
Source : site WebElements COMPLEMENTS Le rayon atomique est une grandeur fondamentale des atomes. C’est en particulier à cause de la similitude des rayons atomiques du bloc d que l’on peut les mixer pour obtenir des alliages dotés de propriétés bien spécifiques. D’une façon générale, la dimension atomique augmente de droite à gauche dans une période et de haut en bas dans une période. Chez les éléments de transition, les électrons les plus externes occupent les couches d, internes, anihilant l’effet attracteur du noyau envers les électrons externes ns : c’est pour cette raison que les rayons atomiques ne varient pas beaucoup dans chaque série de transition. C’est différent pour les éléments du bloc f car les électrons surnuméraires occupent les orbitales atomiques f, et ne masquent pas la charge nucléaire : les rayons diminuent donc de façon notoire dans chaque série : on parle là de la contraction des lanthanides et des actinides. Atomes et molécules – PCSI –
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COMPLEMENTS Dans le cas général, un cation est plus gros que l’atome parental. Des cations mêmes isoléélectroniques n’ont pas le même gabarit, par exemple Na+ est plus gros que Mg2+. En effet, la charge nucléaire qui attire un même nombre d’électrons a augmenté d’une unité : il en résulte une contraction. r / pm
Na
Na+
185
100
r / pm
Mg
Mg2+
155
70
Un anion a, lui, davantage d’électrons que l’atome dont il est issu. Il est plus gros que l’atome car il y a plus d’électrons et plus de répulsion entre eux. r / pm
O
O2-
75
140
r / pm
Cl
Cl-
100
180
Atomes et molécules – PCSI –
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3. Evolution et périodicité de quelques grandeurs atomiques a. définition et évolution de l’électronégativité notée χ . α -­‐ définition Linus PAULING 28 février1901 – 19 août 1994 prix Nobel de chimie en 1954 prix Nobel de la paix en 1962 (premier à avoir reçu deux prix Nobel) Un des plus grands chimistes des États-­‐Unis. Pionnier dans le développement de la théorie de la liaison chimique. Auteur de travaux sur les macromolécules organiques. Figure de proue des adversaires des armes atomiques. C’est Linus PAULING qui a le premier défini l’électronégativité, notée χ . Sa définition n’a pas été améliorée : « L’électronégativité χ traduit la capacité que possède l’atome d’une élément à attirer à lui les électrons des liaisons auxquelles il participe dans une molécule. » Rem : l’électronégativité est une grandeur sans dimension.  Depuis, d’autres échelles d’électronégativités ont été construites mais, forte de son antériorité, celle de Pauling est toujours très utilisée, notamment en chimie organique.  L’échelle de Pauling est basée sur des données thermodynamiques. β -­‐ l’échelle de PAULING (1932) Elle est définie à partir des énergies de liaison DAA, DBB et DAB des molécules A2, B2 et AB. Δχ = χA - χB = 0,102
DAB - D AA .DBB
(cette formule n’est absolument pas à retenir)
Atomes et molécules – PCSI –
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« 0,102 » est la constante utilisée lorsque D est exprimée en kJ.mol-­‐1. Son échelle est construite en attribuant les valeurs 2,20 à H et 3,98 à F. Be B C N O F H 2.20 Li 0.98 1.57 2.04 2.55 3.04 3.44 3.98 Na Mg Al Si P S Cl 0.93 1.31 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 K Ca Ga Ge As Se Br 0.82 1.00 1.81 2.01 2.18 2.55 2.96 He -­‐ Ne -­‐ Ar -­‐ Kr -­‐ Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 0.8
2 0.9
5 1.2
2 1.9
6 2.0
5 2.1 2.6
6 2.6
0 Figure 7 : évolution de l’électronégativité
ème
Source : CHIMIE 3 édition/Atkins/de boeck Atomes et molécules – PCSI –
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γ -­‐ L’échelle de MULLIKEN (1934) Robert Sanderson MULLIKEN (Newburyport, 1896 -­‐ 1986) • Mulliken a produit un jeu d’électronégativité dit de Mulliken en faisant la moyenne de l’affinité électronique et de l’énergie de première ionisation de chaque élément : χM = k M
EI1 + AE1
2
La valeur de kM dépend de l’unité choisie pour exprimer les énergies ; kM est aussi dimensionnée, de façon à obtenir des électronégativités sans unité. Mulliken suggère en effet que deux énergies associées à l’atome permettent de mesurer son électronégativité : Sa tendance à accepter un électron pour former une espèce gazeuse, évaluée à partir de Eae1, affinité électronique. Sa tendance à céder un électron, évaluée par EI1, énergie de première ionisation. Définitions : Définition et évolution de l’énergie de première ionisation notée EI1. L’énergie de première ionisation EI1 est l’énergie minimale à fournir pour arracher un électron
à l’atome dans son état fondamental, en phase gazeuse :
X(g)
+
⎯⎯
→ X (g) +
+
e*
EI1 = E(X ,g) – E(X,g) ( )
-1
Elle s’exprime en kJ.mol (ionisation d’une mole d’atomes) mais aussi couramment en eV
(ionisation d’un seul atome).
*
( ) : l’électron est envoyé à l’infini, et n’a pas d’énergie cinétique
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dans une période : elle augmente de gauche à droite
dans une colonne : elle augmente de bas en haut
Définition et évolution de l’affinité électronique AE1 L’affinité électronique AE1 est l’énergie nécessaire qu’il faut fournir pour arracher un électron
à l’anion X en phase gazeuse :
X-(g)
⎯⎯
→ X(g) +
e-
AE1 = E(X,g) – E(X ,g)
δ -­‐ Variation dans la classification Dans la classification : Les éléments les plus électronégatifs se trouvent rassemblés au coin droit supérieur du tableau périodique; elle décroit quand l'on descend un groupe ou quand l'on traverse une période dans le sens des Z décroissants. Atomes et molécules – PCSI –
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Il ne faut cependant pas perdre de vue que l’électronégativité est un chiffre indicateur de la polarité qu'a la liaison entre deux atomes. En résumé : variation de l’électronégativité : χ
III Utilisation de la classification périodique : évolution de quelques propriétés chimiques dans la classification. Nous consacrerons une séance de travaux pratiques à l’observation du caractère oxydant/réducteur de corps simples et nous relierons nos conclusions à la variation de la grandeur fondamentale en chimie : l’électronégativité. « N’est-il pas merveilleux de pouvoir regrouper en un
tableau parfaitement ordonné - dont la validité, malgré
son ancienneté, n’a pas été ébranlée par les théories
modernes, que de contraire ! - les briques élémentaires
qui composent l’univers tout entier ? » Paul Depovere
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