Chapitre 5 : La classification périodique des éléments

Au cours de ce chapitre, nous allons présenter un outil de la plus haute importance : la classification périodique des éléments. Plus qu'un simple tableau, cette classification permet de prévoir la réactivité d'un élément, ses propriétés... mais pour cela il est essentiel de comprendre la construction de cette classification.

I- L'élément chimique :

1- Historique de la notion d'élément chimique :

a- Rappeler l'évolution de la vision de la constitution de la matière de l'antiquité Grecque à l'atome de Bohr. b- Rappeler, sous forme schématique, les différents éléments qui constituent un atome. Donner pour chaque élément sa masse ou taille(ordre de grandeur) et sa charge.

c- Que signifie la notation : AZ

X ?

d- Donner une définition pour les termes suivants : élément chimique, isotope, corps simple.e- Qu'est ce que la masse molaire ? Un échantillon naturel de carbone contient 98,89% d'atomes de 12C et

1,11% de 13C. On sait que M (126

C )=12,000 g.mol−1 et M (136

C )=13,006 g.mol−1 . Quelle est la

masse molaire de l'élément carbone ?

2- Les débuts de la mécanique quantique :

Etude de texte : De l'atome de Bohr à la mécanique quantique Dans le modèle de Bohr, développé en 1913 à partir des propriétés mises en évidence par Planck et Rutherford, l'atome est composé d'un noyau chargé positivement, et d'électrons tournant autour, les orbites des électrons ne pouvant prendre que des valeurs définies.Les électrons sont ponctuels, c'est à dire que leur taille est supposée quasiment nulle (tout du moins plus petite que ce que l'on peut estimer). Ils portent une charge négative. Cette vision permet de décrire très bien les phénomènes spectroscopiques, c.-à-d. le fait que les atomes absorbent ou émettent seulement certaines longueur d'onde (ou couleur) de lumière ou de rayons X. En effet, les électrons ne pouvant tourner que sur des orbites définies, le saut d'une orbite à une autre se fait en absorbant ou en émettant une quantité déterminée d'énergie.Ce modèle présente un gros inconvénient : si les électrons tournaient, ils devraient rayonner de l'énergie comme toute charge accélérée. Donc, les électrons perdraient de l'énergie et viendraient s'écraser sur le noyau. Ce modèle n'explique pas non plus la forme des molécules.Le modèle développé par Erwin Schrödinger en 1926, puis par Paul Dirac en 1928, permet d'expliquer la stabilité de l'atome. Dans ce modèle, les électrons ne sont plus des billes localisées et tournantes, mais des nuages. Depuis les années 1930, on modélise l'électron par une «fonction d'onde» dont la «norme représente la densité de probabilité de présence». Pour représenter fidèlement les propriétés de l'électron, on n'a donc que des fonctions mathématiques à notre disposition. Ceci est très abstrait, et rebute même de nombreux physiciens. Nous allons essayer de donner un image de cette notion de fonction d'onde, image nécessairement imparfaite.Imaginons qu'hors de l'atome, l'électron soit une petite bille. Lorsque l'électron est capturé par l'atome, il se "dissout" et devient un nuage diffus, il s'"évapore". Quand on l'arrache de l'atome, il redevient une petite bille, il se "recondense". Il existe d'autres exemples d'objet qui changent de forme, par exemple, hors de l'eau, le sel est sous forme de cristaux ; mis dans l'eau, il se dissout, et si l'on fait s'évaporer l'eau, on retrouve des cristaux. Le sel change de forme (cristal compact ou dissout dans l'eau), mais on a tout le temps du sel.Ces « nuages » que l'on appelle orbitales atomiques peuvent prendre différentes formes :

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a- « à partir des propriétés mises en évidence par Planck et Rutherford » : de quelles propriétés parle-ton ? sur quelle autre observation se base Bohr pour élaborer son modèle ? b- Quelle est la vision de l'électron en mécanique classique ? En mécanique quantique ? c- Pourquoi la mécanique classique ne permettrait pas de rendre compte de la structure d'un atome ? d- Quelles sont les deux notions inhérentes à la mécanique quantique qui se dégagent de ce texte ?

II- Configuration électronique d'un atome :

1- Existence de niveaux d'énergie quantifiés :

a- Représenter schématiquement l'absorption d'un rayonnement par un atome et l'émission d'un rayonnement. b- Quels types de rayonnements est mis en jeu dans ce processus ? c- Quelle est l'expression de la longueur d'onde du rayonnement absorbé (ou émis) ? d- A quel type de transition ce processus correspond-il ?

Application : l'atome d'hydrogène L'énergie des différents niveaux énergétiques de l'atome d'hydrogène sont donnés par la relation :

E n=−13,6

n2 (en eV)

e- Que signifie « eV » ? f- Déterminer l'énergie des niveaux de 1 à 4 ? Représenter le diagramme de l'hydrogène. Que vaut l'énergie si n → +∞ ?g- Indiquer sur le diagramme l'état fondamental, les états excités et les états ionisés.h- Quelle est la longueur d'onde d'un rayonnement émis par un atome d'hydrogène passant du 3 au niveau 1 ? Du niveau 3 au niveau 2 ?

Si on effectue des expériences en modifiant la nature du rayonnement impliqués, des transitions d'autre type sont impliqués, elles sont récapitulées dans le tableau suivant : Phénomène/particule qui interagit

avec le rayonnement Différence d'énergie entre deux

niveauxRayonnement

translationsrotation et vibrations

électrons externesélectrons internes

noyau

0,1 kJ.mol-1

0,5 à 50 kJ.mol-1

200 à 800 kJ.mol-1

10 000 kJ.mol-1

> 10 000 kJ.mol-1

micro-ondesIR

UV-visiblerayons Xrayons γ

2- Les nombres quantiques :

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2.1 Les nombres quantiques d'une orbitale atomique : On appelle orbitale atomique (OA) l'état dans lequel se trouve un électron à l'intérieur d'un atome. Chacune de ces états possède une énergie définie. Pour décrire une orbitale atomique, il est nécessaire d'utiliser plusieurs nombres quantiques.

● Nombre quantique principal, noté n : Il détermine la couche quantique à laquelle appartient l'électron. (Dans l'étude de l'atome d'hydrogène, on voit concrètement que n correspond aux différents niveaux d'énergie quantifiés). Une OA de n plus élevée décrit un électron plus éloigné du noyau.

→ n est un nombre entier compris entre 1 et +∞.

Cependant dès lors que l'on s'intéresse à des atomes polyélectroniques, le nombre quantique n n'est plus suffisant pour expliquer les énergies des états électroniques, il est nécessaire d'introduire un nouveau nombre quantique.

● Nombre quantique secondaire (ou azimutal), noté l : il désigne la sous-couche à laquelle appartient l'électron. En général la valeur de l est indiquée par une lettre :

l 0 1 2 3 4

Nom de la sous-couche s p d f g

→ l est un nombre entier,compris en 0 et n-1 (inclus).

L'étude des atomes en présence d'un champ magnétique, montre qu'il faut introduire un troisième nombre quantique.

● Nombre quantique magnétique, noté m ou ml : le nombre ml caractérise l'orientation spatiale de l'orbitale atomique.

→ ml prend les valeurs entières comprises entre -l et +l.

La donnée du triplet (n, l, ml) décrit entièrement l'orbitale atomique. Deux OA ne peuvent pas être décrites par le même triplet, deux triplets différents représentent deux OA différentes.

Applicationa- A quelle couche et sous-couche appartiennent les OA suivantes :

(1,0,0) (2,1,1) (2,1,0) (2,2,1)

b- Combien d'OA compte les couches ayant les valeurs de n de 1 à 3 ?

2.2 Etat quantique d'un électron : En 1925, Samuel Goudsmit et George Uhlenbeck découvrirent que pour expliquer certains détails des spectres d'émission (notamment la double raies jaune du sodium) l'introduction d'un quatrième nombre quantique semblait nécessaire.

L'expérience montre l'existence pour l'électron d'un moment magnétique intrinsèque (résultant d'un moment cinétique intrinsèque) qui peut prendre uniquement deux valeurs distinctes : +1/2 et -1/2. On peut modéliser ce moment magnétique par une boussole donc l'aiguille ne pourrait prendre que 2 orientations. Ce moment cinétique est appelé spin, et par conséquent le moment magnétique associé est appelé nombre quantique de spin, noté ms. ms ne peut prendre que deux valeurs : +1/2 et -1/2. Par conséquent, un électron est décrit par quatre nombre quantiques (n, l, ml, ms) : les trois premiers

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nombres décrivent l'OA dans laquelle se trouve l'électron et le quatrième donne son spin.

Principe d'exclusion de Pauli : Pauli a proposé un principe selon lequel deux électrons d'un même système ne peuvent pas se trouver dans le même état quantique. Cela signifie que 2 électrons ne peuvent pas avoir leurs 4 nombres quantiques identiques.

Conséquences : a- Combien peut-on mettre d'électrons dans une même OA ? b- Combien peut-on mettre d'électrons dans une sous-couche s ? une sous-couche p ? une sous-couche d ?c- Combien peut-on mettre d'électrons dans la couche n=3 ?

3- Comment se répartissent les électrons dans les orbitales atomiques ? Construction des configurations électroniques.

Chaque atome possède une infinité d'OA, la manière dont les électrons de cet atome sont répartis dans ses OA s'appelle configuration électronique de l'atome. Pour construire la configuration électroniques il faut respecter quelques règles :

Principe d'exclusion de Pauli : dans un atome, deux électrons ne peuvent pas posséder les quatres mêmes nombres quantiques n, l, ml et ms. Règle de Klechkowski : Plus la somme n+l est élevée, plus l'orbitale atomique correspondante est haute en énergie. Pour une même valeur de n+l, l'orbitale de nombre quantique n le plus faible est la plus profonde en énergie. Règle de Hund (règle de maximisation du spin) : Lorsque plusieurs OA de même énergie sont accessibles, les électrons occupent préférentiellement le plus grand nombre d'OA avec le plus de spins parallèles.

a- Classer les orbitales suivantes par ordre d'énergie croissante : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 5s, 5p, 5d, 6s, 6p.

Pour obtenir la configuration électronique d'un atome à l'état fondamental, on remplit d'abord les OA de plus basses énergie. En général, on se contente d'indiquer le remplissage des différentes sous-couches dans la configuration électronique d'un atome, sans préciser la répartition des électrons dans les sous-couches qui ne sont pas pleines.

b- Donner le diagramme énergétique des OA et la configuration électronique d'un atome de carbone dans son état fondamental.c- Faire le même travail pour : 2He, 7N, 8Od- Etablir la configuration électronique des atomes : 25Mn, 35Br.

4- Electrons de valence, électrons de cœur : Les propriétés chimiques d'un élément s'expliquent par le comportement des électrons périphériques qui sont peu liés au noyau. Deux catégories d'électrons sont donc distinguées : les électrons de valence (qui régissent la réactivité) et les électrons de cœur (peu engagés dans la réactivité chimique).

● Electrons de valence : Les électrons de valence sont les électrons de la couche de plus grand nombre quantique n auxquels sont ajoutés les électrons d'une sous-couche en cours de remplissage (non-saturée). ● Electrons de cœurs : tous les autres électrons. a- Identifier dans les configurations précédemment écrites les électrons de cœur et les électrons de

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valence.

Pour simplifier l'écriture des configurations électroniques, on peut remarquer que l'ensemble des électrons de cœur correspondent à la structure électronique du gaz rare qui précède l'élément dans la classification électronique.

b- Abréger toutes les configurations électroniques des éléments précédemment étudiés.

5- Propriétés magnétiques des atomes : Les propriétés magnétiques macroscopiques de la matière font apparaître deux types de comportements en présence d'un champ magnétique externe : le diamagnétisme et le paramagnétisme.Dans le cas du diamagnétisme, il n'y a pas de moment magnétique permanent, ce qui se traduit par une tendance au déplacement vers le zones de champ magnétique faible (la substance occupe spontanément les régions de champ faible). Au contraire, certaines substance ont tendance à se déplacer vers les zones de champ fort, il s'agit des substances paramagnétiques.

Un atome est paramagnétique s'il possède un ou plusieurs électrons célibataires (non-appariés = seul sur son OA). Un atome est diamagnétique si tous ses électrons sont appariés.

→ Les atomes de magnésium, de fer sont-ils paramagnétiques ou diamagnétiques ?

6- Formation des ions :

● Formation des cations : a- Le sodium Na (Z=11) forme facilement le cation Na+. Ecrire les configurations électroniques de ces deux entités. b- Même question pour le béryllium (Z=4) qui forme l'ion Be2+.

→ Dégager la règle de formation des cations : quel(s) électrons sont arrachés ? Combien peut-on en arracher ?

• Règle de stabilité : il existe un effet quantique qui confère une certaine stabilité aux sous-couches électronique lorsqu'elles sont soit complètement remplies, soit complètement vides, ou à demi-remplie (5 électrons dans une sous-couche d, 3 électrons dans une sous-couche p.)

• Remarque : Il a été montré expérimentalement que les électrons de la couche 4s sont moins fortement liés au noyau que les électrons de la couche 3d. Ce constat s'étend aux autres atomes à sous-couche incomplète dans l'écriture initiale d'une configuration selon la règle de Klochkowski.

c- Compte-tenu de ces règles de stabilité, quels ions l'atome de Fer (Z=26) peut-il former ?

● Formation des anions : d- Le chlore (Z=17) forme facilement l'ion Cl-. Comparer les deux structures électroniques. e- Même question pour l'oxygène (Z=8) qui forme l'ion O2-.

→ Quelle règle de formation des anions peut-on dégager de ces comparaisons.

f- En déduire l'ion susceptible d'être formé par le phosphore (Z=15).

III- Construction de la classification périodique :

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1- Approche historique :

La classification périodique a été élaborée par Mendeleïev, en 1869. L'idée majeure de Mendeleïev a été de ranger les éléments par ordre croissant de masse molaire, il a alors remarque que les propriétés chimiques se répétaient de manière périodique, il a alors construit le tableau en mettant dans la même colonne les éléments ayant des propriétés chimiques similaires. Une autre idée de Mendeleïev a été de laisser des cases vides en prédisant les propriétés et la masse molaire des éléments qui étaient censés s'y trouver. La découverte du scandium, gallium et germanium par la suite ont permis de convaincre les scientifiques de la pertinence de la classification.

a- Quels sont les deux critères utilisés par Mendeleïev pour construire la classification ? b- Aujourd'hui on n'utilise plus la masse molaire pour réaliser le classement, qu'utilise-t-on ? 2- Lien avec la configuration électronique des atomes a- Remplir le tableau périodique en ajoutant dans chaque case la configuration électronique de valence de chaque élément.

Organisation des lignes et des colonnes : b- Que remarquez-vous pour chaque ligne ? c- Que remarquez-vous pour chaque colonne ? En déduire à quoi sont dues les propriétés chimiques d'un élément.

Bilan : Comment placer rapidement un élément dans le tableau périodique ? (Ex : Où se trouve l'élément Z=34 ?)

Organisation en bloc : d- Qu'appelle-t-on bloc s ? bloc p ? … Coloriez avec des couleurs différentes les différents bloc. e- Où devrait-on trouver le bloc f? Pourquoi ne l'a-t-on pas mis là ?

3- Quelques familles à connaître :

Colonne 1 (sauf H) : famille des alcalins Structure électronique de valence : Ions formés : Conséquence :

Colonne 2 famille des alcalino-terreux Structure électronique de valence : Ions formés : Conséquence :

Colonne 17 : famille des halogènesStructure électronique de valence : Ions formés : Conséquence :

Colonne 18 : famille des gaz rares (ou nobles)Structure électronique de valence : Ions formés : Conséquence :

Remarque : On appelle les éléments du bloc d (et f) : métaux de transition.

IV- Evolution de quelques propriétés dans le tableau périodique :

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1- Charge effective :

On s'intéresse ici à la charge ressentie par un électron dans un atome. Les électrons 1s sont les électrons les plus proches du noyau, ils ressentent entièrement l'attraction du noyau de charge +Z. Par contre si l'on considère les électrons 2s, ils ressentent une charge +Z diminuée d'un effet d'écran dû à la charge négative des électrons 1s.

Définition : La charge effective Z* ressentie par un électron dans un atome est la charge Z du noyau diminuée de l'effet d'écran (σ) qu'exercent les autres atomes situés entre le noyau et l'électron considéré.

Z* = Z - σ

Ce modèle permet donc de ramener l'atome polyélectronique à un modèle monoélectronique :

On s'intéresse essentiellement à la charge effective ressentie par les électrons de valence, car ce sont les électrons impliqués dans la réactivité. Dans un atome donné, un électron de valence subit un effet d'écran fort de la part des électrons de cœur qui sont très poches du noyau, en revanche il subit un effet d'écran assez faible de la part des autres électrons de valence qui sont situés à la même distance du noyau que lui.

a- Comment varie la charge effective ressentie par un électron de valence lorsqu'on descend dans une colonne du tableau périodique ? b- Comment varie la charge effective ressentie par un électron de valence lorsqu'on va de gauche à droite sur une même ligne du tableau ?

2- Rayon atomique, rayon ionique : ● Rayon atomique :

Le rayon d'un atome est le rayon de son OA la plus grande (la plus diffuse), c'est-à-dire le rayon de son OA de plus grand nombre quantique n.

La notion de rayon d'OA a peut de sens d'un point de vue de la mécanique quantique, car le nuage électronique est par nature diffus. Le rayon d'un OA est défini comme la distance entre le noyau de l'atome et l'endroit autour du noyau où la probabilité de trouver l'électron de cette OA est la plus grande.

Rayon d'une OA : r= n 2

Z∗ a0

a0 est le rayon de Bohr, constante qui sert de référence dans les calculs de rayons atomiques (a0=52,9pm)

a- Comment évolue le rayon d'un atome dans une colonne du tableau périodique ? b- Comment évolue le rayon d'un atome sur une ligne ?c- Quel est l'atome le plus gros ? L'atome le plus petit ?

● Rayon ionique :

a- Que pouvez-vous dire du rayon d'un anion par rapport à l'atome correspondant ? b- Que pouvez-vous dire du rayon d'un cation par rapport à l'atome correspondant ?

3- Métaux, non métaux : ● Les métaux sont des corps qui possèdent en général les propriétés suivantes :

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Solide, opaques et réfléchissant Malléables (facilement déformable) et ductiles (étirables en fils) Bons conducteurs électriques (la conductivité diminue quand la température augmente) et thermiques

● Les non-métaux :Mats, de couleurs variés, certains sont gazeuxIsolants électriques et thermiques

● Les métalloïdes : solides, opaques et réfléchissantconducteurs électriques (moins bon que les métaux) mais leur conductivité augmente quand la température augmente (semi-conducteur)

a- Compte-tenu des propriétés de conduction électrique, où se situe les métaux dans le tableau périodique ? les non-métaux ? b- Connaissez-vous un semi-conducteur ? En déduire la position des métalloïdes dans le tableau.

4- Propriétés d'oxydo-réduction :

● Réducteurs : a- Rappeler qu'est ce qu'un bon réducteur ? b- En déduire la position des meilleurs réducteurs dans le tableau.

● Oxydants : a- Rappeler qu'est ce qu'un bon oxydant ? b- En déduire la position des meilleurs oxydant dans le tableau.

5- Electronégativité :

L'électronégativité (notée χ) est une grandeur définie arbitrairement qui cherche à traduire quantitativement la capacité d'un atome à attirer les électrons à l'intérieur d'une molécule.

Un atome très électronégatif attire fortement les électrons de valence des atomes avec lesquels il est lié tout comme il attire fortement ses propres électrons.

Complément culturel : Les trois échelles de mesures de l'électronégativité ● L'échelle d'Alfred et Rochow :

Cette échelle est assez intuitive : si un atome X est électronégatif, il aura tendance à attirer fortement un électron excédentaire. Ainsi dans cette première échelle, l'électronégativité est une fonction affine de la force d'attraction qu'exercerait dans une description en physique classique le noyau sur un électron ajouté au cortège électronique :

χAR=k ARZ∗

r2 +C (avec r : rayon atomique)

● L'échelle de Mulliken : L'électronégativité d'un élément X a été définie par Mulliken comme la moyenne arithmétique de l'énergie de première ionisation EI (énergie à fournir pour lui arracher un électron) et l'affinité électronique AE (énergie fournie par l'atome lorsqu'on lui ajoute un électron). La moyenne de ces deux grandeurs permet de mesurer la capacité de l'atome à la fois à garder les électrons dont il dispose et à attirer de nouveaux électrons :

χM=k MEI+AE

2

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● L'échelle de Pauling : C'est l'échelle la plus utilisée à l'heure actuelle, elle est définie à partir des propriétés énergétiques des molécules diatomiques A-B. L'énergie de liaison A-B est l'énergie à fournir à l'état gazeux pour rompre la liaison AB, elle est noté DAB. La différence d'électronégativité entre les atomes A et B suit la relation : ∣χP , A−χP , B∣=k P (DAB – √DAA DBB)

Les trois échelles d'électronégativité donne des valeurs très différentes, c'est pour cela qu'on a introduit des constantes k, pour harmoniser les valeurs. Dans tous les cas, l'évolution à travers le tableau périodique est la même.

a- Comment évolue l'électronégativité à travers la classification périodique ? b- On ne donne pas l'électronégativité des gaz rares, proposez une explication. c- Quel est l'élément le plus électronégatif ?d- Quel lien pouvez-vous faire entre l'électronégativité et la conduction électrique ? e- Quel lien pouvez-vous faire entre l'électronégativité et les propriétés d'oxydants et de réducteurs ?

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Document 1 : Evolution de rayon

atomique

Document 2 : Evolution du caractère

métalique

Document 3 : Evolution de

l'électronégativité (selon Pauling)

Chapitre 5 : La classification périodique des éléments

Au cours de ce chapitre, nous allons présenter un outil de la plus haute importance : la classification périodique des éléments. Plus qu'un simple tableau, cette classification permet de prévoir la réactivité d'un élément, ses propriétés... mais pour cela il est essentiel de comprendre la construction de cette classification.

I- L'élément chimique :

1- Historique de la notion d'élément chimique :

a- Rappeler l'évolution de la vision de la constitution de la matière de l'antiquité Grecque à l'atome de Bohr. Démocrite : antiquité : notion d'atome indivisible. On conserve cependant l'idée que la matière est constitué de 4 éléments : le feu, la terre, l'air, l'eau. En 1800 seulement Dalton reprend la notion d'atome, ce sont des petites billes.En 1897 : Thompson découvre l'électron. L'atome est représenté comme du pudding, où les électrons sont des « raisins » négatifs.En 1902 : Rutherford découvre que l'atome est essentiellement constitué de vide. Il introduit la notion de noyaux, les électrons sont en orbite autour du noyau.En 1913 : Bohr postule que les orbites ne sont pas quelconque mais quantifiées.

b- Rappeler, sous forme schématique, les différents éléments qui constituent un atome. Donner pour chaque élément sa masse ou taille(ordre de grandeur) et sa charge.

c- Que signifie la notation : AZ

X ? X : symbole de l'élément, A nombre de masse = nombre de

nucléons, Z numéro atomique = nombre de charge = nombre de protons

d- Donner une définition pour les termes suivants : élément chimique, isotope, corps simple.Un élément chimique est une famille d'entités chimiques (atomes et ions) qui ont le même nombre de charges Z. Le nombre Z donne le nom de l'élément. On appelle isotope d'un élément de nombre de charges Z, une entité chimique qui possède un nombre de

masses A précis. Ex : 11

H et 21

H sont deux isotopes de l'élément hydrogène.

Corps simple : corps/entité chimique composé seulement d'un seul type d'élément chimique : ex : O2, Cl- ...e- Qu'est ce que la masse molaire ? Un échantillon naturel de carbone contient 98,89% d'atomes de 12C et

11

1,11% de 13C. On sait que M (126

C )=12,000 g.mol−1 et M (136

C )=13,006 g.mol−1 . Quelle est la

masse molaire de l'élément carbone ?

La masse molaire d'un élément est la masse d'une mole de cette élément. La masse molaire d'un élément est la moyenne des masses molaires atomiques de ses différents isotopes pondérés par leur abondance naturelle :

M (C)=0,9889×12,000+0,0111×13,006=12,011 g.mol−12- Les débuts de la mécanique quantique :

Etude de texte : De l'atome de Bohr à la mécanique quantique Dans le modèle de Bohr, développé en 1913 à partir des propriétés mises en évidence par Planck et Rutherford, l'atome est composé d'un noyau chargé positivement, et d'électrons tournant autour, les orbites des électrons ne pouvant prendre que des valeurs définies.Les électrons sont ponctuels, c'est à dire que leur taille est supposée quasiment nulle (tout du moins plus petite que ce que l'on peut estimer). Ils portent une charge négative. Cette vision permet de décrire très bien les phénomènes spectroscopiques, c.-à-d. le fait que les atomes absorbent ou émettent seulement certaines longueur d'onde (ou couleur) de lumière ou de rayons X. En effet, les électrons ne pouvant tourner que sur des orbites définies, le saut d'une orbite à une autre se fait en absorbant ou en émettant une quantité déterminée d'énergie.Ce modèle présente un gros inconvénient : si les électrons tournaient, ils devraient rayonner de l'énergie comme toute charge accélérée. Donc, les électrons perdraient de l'énergie et viendraient s'écraser sur le noyau. Ce modèle n'explique pas non plus la forme des molécules.Le modèle développé par Erwin Schrödinger en 1926, puis par Paul Dirac en 1928, permet d'expliquer la stabilité de l'atome. Dans ce modèle, les électrons ne sont plus des billes localisées et tournantes, mais des nuages. Depuis les années 1930, on modélise l'électron par une «fonction d'onde» dont la «norme représente la densité de probabilité de présence». Pour représenter fidèlement les propriétés de l'électron, on n'a donc que des fonctions mathématiques à notre disposition. Ceci est très abstrait, et rebute même de nombreux physiciens. Nous allons essayer de donner un image de cette notion de fonction d'onde, image nécessairement imparfaite.Imaginons qu'hors de l'atome, l'électron soit une petite bille. Lorsque l'électron est capturé par l'atome, il se "dissout" et devient un nuage diffus, il s'"évapore". Quand on l'arrache de l'atome, il redevient une petite bille, il se "recondense". Il existe d'autres exemples d'objet qui changent de forme, par exemple, hors de l'eau, le sel est sous forme de cristaux ; mis dans l'eau, il se dissout, et si l'on fait s'évaporer l'eau, on retrouve des cristaux. Le sel change de forme (cristal compact ou dissout dans l'eau), mais on a tout le temps du sel.

Ces « nuages » que l'on appelle orbitales atomiques peuvent prendre différentes formes :

a- « à partir des propriétés mises en évidence par Planck et Rutherford » : de quelles propriétés parle-ton ? sur quelle autre observation se base Bohr pour élaborer son modèle ?

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Planck : l'énergie est quantifiéeRutherford : l'atome est essentiellement composé de videAutre observation : comment expliquer la position des raies dans les spectres d'émissionb- Quelle est la vision de l'électron en mécanique classique ? En mécanique quantique ? Mécanique classique : l'électron est une bille chargé négativementMécanique quantique : l'électron n'est pas localisé, on parle de nuage électronique. c- Pourquoi la mécanique classique ne permettrait pas de rendre compte de la structure d'un atome ? Une charge en mouvement créé un champ magnétique, donc l'électron devrait perde de l'énergie est se crasher sur le noyau. d- Quelles sont les deux notions inhérentes à la mécanique quantique qui se dégagent de ce texte ?→ notion de quantification → notion de probabilité

II- Configuration électronique d'un atome :

1- Existence de niveaux d'énergie quantifiés : a- Représenter schématiquement l'absorption d'un rayonnement par un atome et l'émission d'un rayonnement.

b- Quels types de rayonnements est mis en jeu dans ce processus ? lumière visible (ou UV)c- Quelle est l'expression de la longueur d'onde du rayonnement absorbé (ou émis) ?

Δ E=Em – E n=h ν= h cλ →λ= h c

ΔEd- A quel type de transition ce processus correspond-il ?

Application : l'atome d'hydrogène L'énergie des différents niveaux énergétiques de l'atome d'hydrogène sont donnés par la relation :

En=−13,6

n2 (en eV)

e- Que signifie « eV » ? électron-volt : il s'agit de l'unité dont l'ordre de grandeur est approprié pour décrire les niveaux d'énergie d'un atome. 1eV = 1,602.10-19 J (soit 96kJ.mol-1)f- Déterminer l'énergie des niveaux de 1 à 4 ? Représenter le diagramme de l'hydrogène. Que vaut l'énergie si n → +∞ ?E1 = -13,6 eV E2 = -3,4 eV

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E3 = -1,51 eVE4=-0,85 eVE∞=0

g- Indiquer sur le diagramme l'état fondamental, les états excités et les états ionisés.état fondamental : n=1état excité : n=2 à n = ∞état ionisé : on a arraché un électron, donc cela correspond à n = ∞h- Quelle est la longueur d'onde d'un rayonnement émis par un atome d'hydrogène passant du 3 au niveau 1 ? Du niveau 3 au niveau 2 ?

λ3−1=h c

E 3 – E 1

= 6,63 .10−34×3,00 .108

(−1,51+13,6)×1,602 .10−19 =102.10−9 m=102nm

λ3−2=h c

E3 – E2

= 6,63 .10−34×3,00.108

(−1,51+3,39)×1,602 .10−19=660.10−9 m=660 nm

Si on effectue des expériences en modifiant la nature du rayonnement impliqués, des transitions d'autre type sont impliqués, elles sont récapitulées dans le tableau suivant : Phénomène/particule qui interagit

avec le rayonnement Différence d'énergie entre deux

niveauxRayonnement

translationsrotation et vibrations

électrons externesélectrons internes

noyau

0,1 kJ.mol-1

0,5 à 50 kJ.mol-1

200 à 800 kJ.mol-1

10 000 kJ.mol-1

> 10 000 kJ.mol-1

micro-ondesIR

UV-visiblerayons Xrayons γ

2- Les nombres quantiques : 2.1 Les nombres quantiques d'une orbitale atomique :

On appelle orbitale atomique (OA) l'état dans lequel se trouve un électron à l'intérieur d'un atome. Chacune de ces états possède une énergie définie. Pour décrire une orbitale atomique, il est nécessaire d'utiliser plusieurs nombres quantiques.

● Nombre quantique principal, noté n : Il détermine la couche quantique à laquelle appartient l'électron. (Dans l'étude de l'atome d'hydrogène, on voit concrètement que n correspond aux différents niveaux d'énergie quantifiés). Une OA de n plus élevée décrit un électron plus éloigné du noyau.

→ n est un nombre entier compris entre 1 et +∞.

Cependant dès lors que l'on s'intéresse à des atomes polyélectroniques, le nombre quantique n n'est plus

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suffisant pour expliquer les énergies des états électroniques, il est nécessaire d'introduire un nouveau nombre quantique.

● Nombre quantique secondaire (ou azimutal), noté l : il désigne la sous-couche à laquelle appartient l'électron. En général la valeur de l est indiquée par une lettre :

l 0 1 2 3 4

Nom de la sous-couche s p d f g

→ l est un nombre entier,compris en 0 et n-1 (inclus).

L'étude des atomes en présence d'un champ magnétique, montre qu'il faut introduire un troisième nombre quantique.

● Nombre quantique magnétique, noté m ou ml : le nombre ml caractérise l'orientation spatiale de l'orbitale atomique.

→ ml prend les valeurs entières comprises entre -l et +l.

La donnée du triplet (n, l, ml) décrit entièrement l'orbitale atomique. Deux OA ne peuvent pas être décrites par le même triplet, deux triplets différents représentent deux OA différentes.

Applicationa- A quelle couche et sous-couche appartiennent les OA suivantes :

(1,0,0) (2,1,1) (2,1,0) (2,2,1)

(1,0,0) : couche n=1 , l=0 donc il s'agit de la sous-couche s → OA : 1s (2,1,1) : n=2, l=1 → OA : 2p(2,1,0) : n=2, l=1 → OA : 2p (2,2,1) : n'existe pas car l doit être compris entre 0 et n-1

b- Combien d'OA compte les couches ayant les valeurs de n de 1 à 3 ?

n valeur de l sous-couche valeurs de ml nombre d'OA

1 0 1s 0 1

201

2s2p

0-1,0, 1

4

3012

3s3p3d

0-1, 0, 1

-2, -1, 0 , 1, 29

2.2 Etat quantique d'un électron : En 1925, Samuel Goudsmit et George Uhlenbeck découvrirent que pour expliquer certains détails des spectres d'émission (notamment la double raies jaune du sodium) l'introduction d'un quatrième nombre quantique semblait nécessaire.

L'expérience montre l'existence pour l'électron d'un moment magnétique intrinsèque (résultant d'un moment cinétique intrinsèque) qui peut prendre uniquement deux valeurs distinctes : +1/2 et -1/2. On peut modéliser ce moment magnétique par une boussole donc l'aiguille ne pourrait prendre que 2 orientations. Ce moment cinétique est appelé spin, et par conséquent le moment magnétique associé est appelé nombre

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quantique de spin, noté ms. ms ne peut prendre que deux valeurs : +1/2 et -1/2.

Par conséquent, un électron est décrit par quatre nombre quantiques (n, l, ml, ms) : les trois premiers nombres décrivent l'OA dans laquelle se trouve l'électron et le quatrième donne son spin.

Principe d'exclusion de Pauli : Pauli a proposé un principe selon lequel deux électrons d'un même système ne peuvent pas se trouver dans le même état quantique. Cela signifie que 2 électrons ne peuvent pas avoir leurs 4 nombres quantiques identiques.

Conséquences : a- Combien peut-on mettre d'électrons dans une même OA ? 2 electrons un -1/2 down, un +1/2 up ! b- Combien peut-on mettre d'électrons dans une sous-couche s ? une sous-couche p ? une sous-couche d ?s → 1 seule OA : 2e- p → 3OA : 6e-d → 5OA : 10 e- c- Combien peut-on mettre d'électrons dans la couche n=3 ? n=3 → 9 OA → 18e-

3- Comment se répartissent les électrons dans les orbitales atomiques ? Construction des configurations électroniques.

Chaque atome possède une infinité d'OA, la manière dont les électrons de cet atome sont répartis dans ses OA s'appelle configuration électronique de l'atome. Pour construire la configuration électronique il faut respecter quelques règles :

Principe d'exclusion de Pauli : dans un atome, deux électrons ne peuvent pas posséder les quatres mêmes nombres quantiques n, l, ml et ms. Règle de Klechkowski : Plus la somme n+l est élevée, plus l'orbitale atomique correspondante est haute en énergie. Pour une même valeur de n+l, l'orbitale de nombre quantique n le plus faible est la plus profonde en énergie. Règle de Hund (règle de maximisation du spin) : Lorsque plusieurs OA de même énergie sont accessibles, les électrons occupent préférentiellement le plus grand nombre d'OA avec le plus de spins parallèles.

a- Classer les orbitales suivantes par ordre d'énergie croissante : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 5s, 5p, 5d, 6s, 6p.

n + l 1 2 3 4 5 6 7

1s 2s 2p3s

4s3p

3d4p5s

5p6s

5d6p

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Pour obtenir la configuration électronique d'un atome à l'état fondamental, on remplit d'abord les OA de plus basses énergie. En général, on se contente d'indiquer le remplissage des différentes sous-couches dans la configuration électronique d'un atome, sans préciser la répartition des électrons dans les sous-couches qui ne sont pas pleines.

b- Donner le diagramme énergétique des OA et la configuration électronique d'un atome de carbone dans son état fondamental.

6C : 1s2 2s2 2p2

c- Faire le même travail pour : 2He, 7N, 8O2He : 1s2

7N : 1s2 2s2 2p3 → électrons de valence : 2s2 2p3 → [He] 2s2 2p3

8O : 1s2 2s2 2p4 → électrons de valence : 2s2 2p4 → [He] 2s2 2p4

d- Etablir la configuration électronique des atomes : 25Mn, 35Br.

25Mn : 1s2 2s2 2p63s23p6 4s2 3d5 → électrons de valence : 4s2 5d5 → [Br] 4s2 5d5

35Br : 1s2 2s2 2p63s23p6 4s2 3d104p5 → électrons de valence : 4s2 4p5 → [Br] 4s2 4p5

4- Electrons de valence, électrons de cœur : Les propriétés chimiques d'un élément s'expliquent par le comportement des électrons périphériques qui sont peu liés au noyau. Deux catégories d'électrons sont donc distinguées : les électrons de valence (qui régissent la réactivité) et les électrons de cœur (peu engagés dans la réactivité chimique).

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● Electrons de valence : Les électrons de valence sont les électrons de la couche de plus grand nombre quantique n auxquels sont ajoutés les électrons d'une sous-couche en cours de remplissage (non-saturée). ● Electrons de cœurs : tous les autres électrons.

a- Identifier dans les configurations précédemment écrites les électrons de cœur et les électrons de valence.

Pour simplifier l'écriture des configurations électroniques, on peut remarquer que l'ensemble des électrons de cœur correspondent à la structure électronique du gaz rare qui précède l'élément dans la classification électronique.

b- Abréger toutes les configurations électroniques des éléments précédemment étudiés.

5- Propriétés magnétiques des atomes : Les propriétés magnétiques macroscopiques de la matière font apparaître deux types de comportements en présence d'un champ magnétique externe : le diamagnétisme et le paramagnétisme.Dans le cas du diamagnétisme, il n'y a pas de moment magnétique permanent, ce qui se traduit par une tendance au déplacement vers le zones de champ magnétique faible (la substance occupe spontanément les régions de champ faible). Au contraire, certaines substance ont tendance à se déplacer vers les zones de champ fort, il s'agit des substances paramagnétiques.

Un atome est paramagnétique s'il possède un ou plusieurs électrons célibataires (non-appariés = seul sur son OA). Un atome est diamagnétique si tous ses électrons sont appariés.

→ Les atomes de magnésium, de fer sont-ils paramagnétiques ou diamagnétiques ?

12Mg : [Ne ]4s2 → les 2 électrons sont appariés → diamagnétique

26Fe : [ Ar] 4s23d 6 → 4 électrons célibataires → paramagnétique

6- Formation des ions :

● Formation des cations : a- Le sodium Na (Z=11) forme facilement le cation Na+. Ecrire les configurations électroniques de ces deux entités.

11Na : 1s2 2s2 2p6 4s1 et Na+ (atome de sodium qui a perdu un électron) : 1s1 2s2 2p6 b- Même question pour le béryllium (Z=4) qui forme l'ion Be2+.

4Be : 1s2 2s2 → Be2+ perte de 2 électrons : 1s2 2s0

→ Dégager la règle de formation des cations : quel(s) électrons sont arrachés ? Combien peut-on en arracher ?

Un atome a tendance à céder les électrons présents sur sa couche de valence.

• Règle de stabilité : il existe un effet quantique qui confère une certaine stabilité aux sous-couches électronique lorsqu'elles sont soit complètement remplies, soit complètement vides, ou à demi-remplie (5 électrons dans une sous-couche d, 3 électrons dans une sous-couche p.)

• Remarque : Il a été montré expérimentalement que les électrons de la couche 4s sont moins fortement liés au noyau que les électrons de la couche 3d. Ce constat s'étend aux autres atomes à

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sous-couche incomplète dans l'écriture initiale d'une configuration selon la règle de Klochkowski.

c- Compte-tenu de ces règles de stabilité, quels ions l'atome de Fer (Z=26) peut-il former ? [ Ar] 4s23d6 → Compte tenu de la remarque précédente, on peut réécrire la configuration sous la forme [ Ar]3d6 4s2 pour montrer que les électrons 4s sont cédé en premier.

Les deux ions formés par le fer sont : [ Ar]3d6 4s0 → Fe2+ : sous-couche 4s vide : stable [ Ar]3d5 4s0 → Fe2+ : sous-couche 4s vide, couche 3d à demi-remplie : stable

On n'ira pas jusqu'à [ Ar]3d0 4s0 car c'est trop difficile d'enlever 7 électrons.

● Formation des anions : d- Le chlore (Z=17) forme facilement l'ion Cl-. Comparer les deux structures électroniques.

17Cl : [Ne ]3s2 3p5 il forme l'ion Cl- par gain de 1 électrons : [Ne ]3s2 3p6 la sous-couche 3p est remplie, c'est stable. e- Même question pour l'oxygène (Z=8) qui forme l'ion O2-.O : 1s2 2s2 2p4 , il gagne 2 électrons pour former O2- : 1s2 2s2 2p6

→ Quelle règle de formation des anions peut-on dégager de ces comparaisons. Un atome a tendance à accepter des électrons pour former des anions jusqu'à saturation de sa couche de valence.

f- En déduire l'ion susceptible d'être formé par le phosphore (Z=15).

15P : [Ne ]3s2 3p3 → Il peut former Z 3- gain de 3 électrons pour former [Ne ]3s2 3p6 couche 3p saturée.

III- Construction de la classification périodique :

1- Approche historique :

La classification périodique a été élaborée par Mendeleïev, en 1869. L'idée majeure de Mendeleïev a été de ranger les éléments par ordre croissant de masse molaire, il a alors remarque que les propriétés chimiques se répétaient de manière périodique, il a alors construit le tableau en mettant dans la même colonne les éléments ayant des propriétés chimiques similaires. Une autre idée de Mendeleïev a été de laisser des cases vides en prédisant les propriétés et la masse molaire des éléments qui étaient censés s'y trouver. La découverte du scandium, gallium et germanium par la suite ont permis de convaincre les scientifiques de la pertinence de la classification.

a- Quels sont les deux critères utilisés par Mendeleïev pour construire la classification ? → masse molaire croissante→ regrouper les éléments aux propriétés similaires dans la même colonneb- Aujourd'hui on n'utilise plus la masse molaire pour réaliser le classement, qu'utilise-t-on ? on classe selon le numéro atomique, mais l'ordre reste le même 2- Lien avec la configuration électronique des atomes a- Remplir le tableau périodique en ajoutant dans chaque case la configuration électronique de valence de chaque élément.

Organisation des lignes et des colonnes : b- Que remarquez-vous pour chaque ligne ? Chaque ligne est associée à un nombre quantique principal n. Ex : ligne 4 on commence à remplir la couche 4s. c- Que remarquez-vous pour chaque colonne ? En déduire à quoi sont dues les propriétés chimiques d'un

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élément. La structure de valence est la même pour tous les éléments d'une même colonne. Ex : pour la colonne 2 ils ont tous 2 électrons de valence, donc la structure de valence est ns2.Bilan : Comment placer rapidement un élément dans le tableau périodique ? (Ex : Où se trouve l'élément Z=34 ?)

Organisation en bloc : d- Qu'appelle-t-on bloc s ? bloc p ? … Coloriez avec des couleurs différentes les différents bloc. Bloc s : colonne de remplissage d'une couche s (2 premieres colonnes + He) Bloc p : colonne de remplissage de la couche p (6 dernières colonnes) Bloc d : colonne de remplissage de la couche d : dix colonnes au centree- Où devrait-on trouver le bloc f? Pourquoi ne l'a-t-on pas mis là ? On commence à remplir la couche f auprès 6s. On devrait donc insérer le bloc f entre le bloc s et le bloc d à la 6ème ligne. Cela agrandirai considérablement le tableau, pour des raisons pratiques, on a mis le bloc f en bas du tableau (de plus ce sont des éléments rarement utilisés). 3- Quelques familles à connaître :

Colonne 1 (sauf H) : famille des alcalins : Structure électronique de valence : ns1

Ions formés : X+

Conséquence : ils cèdent des électrons facilement : ce sont de très bons réducteurs

Colonne 2 famille des alcalino-terreux :Structure électronique de valence : ns2

Ions formés : X2+

Conséquence : ils cèdent facilement 2 électrons, ce sont de bons réducteurs (mais moins bon que les alcalins)

Colonne 17 : famille des halogènesStructure électronique de valence : ns2 np5

Ions formés : X-

Conséquence : ils captent facilement un électron : très bons oxydants

Colonne 18 : famille des gaz rares (ou nobles)Structure électronique de valence : ns2 np6

Ions formés : aucunConséquence : la structure de valence étant saturée, les gaz rares sont inertes, ils ne réagissent pas, ne font pas de molécules …

Remarque : On appelle les éléments du bloc d (et f) : métaux de transition.

IV- Evolution de quelques propriétés dans le tableau périodique :

1- Charge effective :

On s'intéresse ici à la charge ressentie par un électron dans un atome. Les électrons 1s sont les électrons les plus proches du noyau, ils ressentent entièrement l'attraction du noyau de charge +Z. Par contre si l'on considère les électrons 2s, ils ressentent une charge +Z diminuée d'un effet d'écran dû à la charge négative des électrons 1s.

Définition : La charge effective Z* ressentie par un électron dans un atome est la charge Z du noyau diminuée de l'effet d'écran (σ) qu'exercent les autres atomes situés entre le noyau et l'électron considéré.

Z* = Z - σ

Ce modèle permet donc de ramener l'atome polyélectronique à un modèle monoélectronique :

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On s'intéresse essentiellement à la charge effective ressentie par les électrons de valence, car ce sont les électrons impliqués dans la réactivité. Dans un atome donné, un électron de valence subit un effet d'écran fort de la part des électrons de cœur qui sont très poches du noyau, en revanche il subit un effet d'écran assez faible de la part des autres électrons de valence qui sont situés à la même distance du noyau que lui.

a- Comment varie la charge effective ressentie par un électron de valence lorsqu'on descend dans une colonne du tableau périodique ? Z augmente, le nombre d'électrons de cœur augmente également (σ augmente). De plus la configuration de valence dans un même colonne est la même pour tous les éléments, donc l'effet d'écran est le même.

Par conséquent Z*=Z- σ varie peu dans une colonne (en réalité elle augmente légèrement vers le bas)

b- Comment varie la charge effective ressentie par un électron de valence lorsqu'on va de gauche à droite sur une même ligne du tableau ?

Sur une même ligne, Z augmente. le nombre d'électrons de cœur ne varie pas. L'écran exercée par les électrons de valence supplémentaires étant assez faible, on obtient le résultat suivant : dans une même ligne, la charge effective Z* ressentie par un électron de valence augmente vers la droite.

2- Rayon atomique, rayon ionique : ● Rayon atomique :

Le rayon d'un atome est le rayon de son OA la plus grande (la plus diffuse), c'est-à-dire le rayon de son OA de plus grand nombre quantique n.

La notion de rayon d'OA a peut de sens d'un point de vue de la mécanique quantique, car le nuage électronique est par nature diffus. Le rayon d'un OA est défini comme la distance entre le noyau de l'atome et l'endroit autour du noyau où la probabilité de trouver l'électron de cette OA est la plus grande.

Rayon d'une OA : r= n 2

Z∗ a0

a0 est le rayon de Bohr, constante qui sert de référence dans les calculs de rayons atomiques (a0=52,9pm)

a- Comment évolue le rayon d'un atome dans une colonne du tableau périodique ? Quand on descend dans une colonne : Z* varie peu, n augmente → le rayon de l'atome augmente quand on descend dans une colonne. b- Comment évolue le rayon d'un atome sur une ligne ?Sur une même ligne, de gauche à droite : n ne varie pas, Z* augmente → le rayon de l'atome diminue.c- Quel est l'atome le plus gros ? L'atome le plus petit ? le plus gros : Fr Franciumle plus petit : He hélium

● Rayon ionique : a- Que pouvez-vous dire du rayon d'un anion par rapport à l'atome correspondant ? Lorsqu'on forme un anion, on ajoute un électron dans la couche de valence, donc l'écrantage est plus grand, la charge effective Z* ressentie est donc plus faible : le rayon augmente : un anion est toujours plus gros que l'atome correspondant. b- Que pouvez-vous dire du rayon d'un cation par rapport à l'atome correspondant ?Inversement lorsqu'on forme un cation, on enlève un électron, par conséquence l'effet d'écran diminue, Z* augmente donc le rayon du cation est plus faible que celui de l'atome correspondant.

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3- Métaux, non métaux : ● Les métaux sont des corps qui possèdent en général les propriétés suivantes :

Solide, opaques et réfléchissant malléables (facilement déformable) et ductiles (étirables en fils) bons conducteurs électriques (la conductivité diminue quand la température augmente) et thermiques

● Les non-métaux :mats, de couleurs variés, certains sont gazeuxisolants électriques et thermiques

● Les métalloïdes solides, opaques et réfléchissantconducteurs électriques (moins bon que les métaux) mais leur conductivité augmente quand la température augmente (semi-conducteur)

a- Compte-tenu des propriétés de conduction électrique, où se situe les métaux dans le tableau périodique ? les non-métaux ? Les métaux sont les éléments situés à gauche dans le tableau périodique, les électrons de valence des atomes sont faiblement attachés au noyau ce qui en fait de bons conducteurs. Les non-métaux sont à droite, car les électrons sont fortement liés au noyau. b- Connaissez-vous un semi-conducteur ? En déduire la position des métalloïdes dans le tableau. le Silicium est un bon semi-conducteur. Les métalloïdes sont à la limite métaux/non-métaux à ce niveau la (B, Si, Ge, As, Sb,Te)

4- Propriétés d'oxydo-réduction :

● Réducteurs : a- Rappeler qu'est ce qu'un bon réducteur ? b- En déduire la position des meilleurs réducteurs dans le tableau.

Un bon réducteur est un atome qui cède facilement un ou plusieurs électrons, par conséquent les électrons sont faiblement liés. Par conséquent les meilleurs réducteurs sont dans la première colonnes (charge effective faiblement), de plus l'atome est de plus en plus diffus en descendant, donc les propriétés réductrices augmentent lorsqu'on descend dans une colonne.

● Oxydants : a- Rappeler qu'est ce qu'un bon oxydant ? b- En déduire la position des meilleurs oxydant dans le tableau.

Bon oxydant : capte facilement des électrons

Le caractère oxydant est fort pour les éléments en haut à droite du tableau, il diminue vers le bas et la gauche du tableau périodique.

5- Electronégativité :

L'électronégativité (notée χ) est une grandeur définie arbitrairement qui cherche à traduire quantitativement la capacité d'un atome à attirer les électrons à l'intérieur d'une molécule.

Un atome très électronégatif attire fortement les électrons de valence des atomes avec lesquels il est lié tout comme il attire fortement ses propres électrons.

Complément culturel : Les trois échelles de mesures de l'électronégativité

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● L'échelle d'Alfred et Rochow : Cette échelle est assez intuitive : si un atome X est électronégatif, il aura tendance à attirer fortement un électron excédentaire. Ainsi dans cette première échelle, l'électronégativité est une fonction affine de la force d'attraction qu'exercerait dans une description en physique classique le noyau sur un électron ajouté au cortège électronique :

χAR=k ARZ∗

r2 +C (avec r : rayon atomique)

● L'échelle de Mulliken : L'électronégativité d'un élément X a été définie par Mulliken comme la moyenne arithmétique de l'énergie de première ionisation EI (énergie à fournir pour lui arracher un électron) et l'affinité électronique AE (énergie fournie par l'atome lorsqu'on lui ajoute un électron). La moyenne de ces deux grandeurs permet de mesurer la capacité de l'atome à la fois à garder les électrons dont il dispose et à attirer de nouveaux électrons :

χM=k MEI+AE

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● L'échelle de Pauling : C'est l'échelle la plus utilisée à l'heure actuelle, elle est définie à partir des propriétés énergétiques des molécules diatomiques A-B. L'énergie de liaison A-B est l'énergie à fournir à l'état gazeux pour rompre la liaison AB, elle est noté DAB. La différence d'électronégativité entre les atomes A et B suit la relation : ∣χP , A−χP , B∣=k P (DAB – √DAA DBB)

Les trois échelles d'électronégativité donne des valeurs très différentes, c'est pour cela qu'on a introduit des constantes k, pour harmoniser les valeurs. Dans tous les cas, l'évolution à travers le tableau périodique est la même.

a- Comment évolue l'électronégativité à travers la classification périodique ? b- On ne donne pas l'électronégativité des gaz rares, proposez une explication. c- Quel est l'élément le plus électronégatif ?d- Quel lien pouvez-vous faire entre l'électronégativité et la conduction électrique ? e- Quel lien pouvez-vous faire entre l'électronégativité et les propriétés d'oxydants et de réducteurs ?

a- Vers la gauche, la charge effective augmente, le noyau est plus petit donc si on se base sur l'approche d'Alfred et Rochow l'électronégativité augmente. De la même manière, elle augmente en montant dans une colonne car le rayon diminue. b- La notion d'électronégativité repose sur la repartition du nuage électronique dans une liaison chimique, les gaz rares ne font pas de liaisons chimiques, on ne peut donc pas leurs donner de valeurs d'élecronégativité.c- Le fluor est l'élément les plus réactif. d- Si un élément est très électronégatif, ses électrons sont fortement liés au noyau ce sont donc de mauvais conducteurs électriques. e- Plus un élément est électronégatif, plus il attire les électrons, c'est donc logique que les bons oxydants soient les éléments les plus électronégatifs.

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