Description de la classification périodique

1/Définitions

Atome : entité électriquement neutre, constituée d’un noyau chargé positivement et l’électrons chargés négativement enmouvement autour du noyau.

Le noyau est constitué de A nucélons : Z protons, (A – Z) neutrons. Il y a Z électrons autour du noyau.
- A = nombre de masse / nombre de nucléons
- Z = nombre de charge / numéro atomique / nombre de protons

La charge d’un proton est : e = 1.6 × 10-19 C, elle est opposée à celle de l’électron qui est –e.
Par ailleurs, mp mn ~ 1.67 10-27 kg ≫ me.

Isotope : même numéro atomique Z mais nombre de masse A différent soit un nombre de neutrons différent.
Exemples : C

Elément : entité chimique caractérisée par le nombre de protons dans le noyau.

Un élément peut se retrouver sous différentes formes : atomes isotopes, ions, corps simples, corps composés.

Corps simple : molécule composée d’un seul élément
Exemples : O₂, O3, N₂

Corps composé : molécule composée de plusieurs éléments
Exemples : CO₂, HCl

2/ La classification périodique

Mendeleïev établit en 1869 sa classification avec une soixantaine d’éléments. Il les classe par masse atomique croissante dans un tableau de manière à ce que les éléments d’une même colonne aient des propriétés voisines. Il laisse des trous dans la classification pour des éléments pas encore découverts et prévoit leurs propriétés. Et effectivement, de nouveaux éléments se sont parfaitement intégrés dans la classification, ce qui en fait une réussite.

Dans ce tableau, on retrouve 112 éléments répartis sur 18 colonnes et 7 lignes et classés par numéro atomique croissant.

Les éléments sur une même ligne constituent une période :
- 1ère période : 2 éléments
- 2ème et 3ème période : 8 éléments
- 4ème à 7ème période : 18 éléments

Exceptions :
- lanthanide : bloc ˝4f˝
- actinide : bloc ˝5f ˝

II/ Evolution des propriétés atomiques
1/ Energie d’ionisation

C’est l’énergie Ei,1 nécessaire pour arracher un électron à un atome X en phase gazeuse pour former le cation X+ en phase gazeuse.
X(g) → X+(g) + e- soit Ei,1 = E(X+) – E(X)

L’énergie de seconde ionisation correspond à la réaction suivante : X+
(g) → X2+
(g) + e- d’où Ei,2 = E(X2+) – E(X+) .

2/ Energie d’attachement électronique (Ea), affinité électronique (AE)

L’énergie d’attachement électronique est l’énergie nécessaire pour apporter un électron supplémentaire à un atome X en phase gazeuse pour former un anion X- en phase gazeuse.

L’affinité életronique est l’opposé de l’énergie d’attachement électronique : AE = - Ea .
On a donc : X(g) + e- → X-
(g) soit Ea = E(X-) – E(X) .

L’affinité électronique traduit l’aptitude d’un atome à capter un électron supplémentaire. Plus X-(g) est stable, plus l’affinité électronique sera élevée ; c’est le cas des halogènes.

L’affinité électronique augmente globalement de la gauche vers la droite dans une période.

3/ Electronégativité

2 atomes A et B sont reliés par une liaison chimique constitué d’un doublet d’électrons : A-B.
L’électronégativité de l’atome B représente l’aptitude de B à attirer vers lui le doublet d’électrons qui le lie à A.

L’éléctronégativité d’un atome selon Mulliken est la moyenne de son énergie d’ionisation et de son affinité électronique :

, AE et Ei s’expriment en électronvolts : 1eV = 1,6 10-19 J

Sur une période, l’électronégativité augmente de la gauche vers la droite. Sur une colonne, elle augmente de bas en haut.

III/ Evolution des propriétés chimiques
1/ Oxydoréduction

Les éléments d’une même famille présentent des propriétés voisines car ils ont la même configuration électronique de valence.
On a : Ox + n.e- = Red

Les alcalins et les alcalino-terreux ont une énergie d’ionisation faible : ils perdent facilement un ou plusieurs électrons

→ Ce sont de bons réducteurs.

Les halogènes, quant à eux, ont une affinité électronique élevée : ils captent facilement un électron.

→ Ce sont de bons oxydants.

De plus, ils forment des corps simples diatomiques : F2 et Cl2 gaz, Br2 liquide et I2 solide.

2/ Caractère acido-basique des oxydes

La combustion de corps purs simples dans le dioxygène donne des oxydes qui peuvent être acide, base ou amphotère.

Sur une période, les éléments à gauche sont métalliques, ceux de droite non métalliques.
Sur une colonne, les éléments du bas sont métalliques, ceux du haut non métalliques.