Chapitre 6: Propriétés périodiques des éléments (p.167)1 · Son tableau périodique des éléments espete le pin ipe d’Auf au (ègle de KlehKowsky) selon leuel les éle tons

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Chimie générale – Hiver 2012 Mélanie Tremblay

Chapitre 6: Propriétés périodiques des éléments (p.167)1

Mendeleïev propose un classement fondé sur la masse atomique des éléments. Son tableau périodique

des éléments respecte le principe d’Aufbau (règle de KlechKowsky) selon lequel les électrons d’un

atome rempliront successivement les orbitales des niveaux énergétiques les plus bas.

Dimitri Ivanovitch Mendeleïev (1834-1904)

Premier manuscrit du tableau périodique présenté en

1869 par MendeleÏev.

Le tableau actuel utilisé est divisé en __________ (ligne horizontale correspondant aux nombres

quantiques de la dernière couche électronique (électron de valence)) et en ___________ (colonne

verticale correspondant au nombre d’électrons de valence).

1FLAMAND, Eddy (2010). Chimie Générale, 3

e édition, Mont-Royal, Modulo.



6.1 Électrons de valence (p.168)1

A- Éléments non-transitionnels(Familles 2, 13, 14, 15, 16, 17 & 18)

Exemple :

N(7) => 1s22s22p3

B- Éléments transitionnels (Familles 3 à 12)

Exemple :

Sc(21) =>

Fe(26) =>

Ni(28) =>

6.1.1 Définition et détermination à partir du tableau périodique (p.169)1

Électrons de cœur :

Électrons situés sur les couches électroniques inférieures.

Électrons de valence :

Électrons périphériques (couche de nombre quantique n le plus élevé) d’un atome. Ce

sont eux qui participent à la formation des liaisons chimiques.

Électrons de valence :

Électrons de la couche de nombre quantique n le plus élevé. Attention, ils peuvent aussi

inclurent ceux de l’orbitale d de n-1 d’un atome en fonction de leur nombre d’oxydation

préférentiel et du nombre de liens possibles.

Éléments Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Nombre d’oxydation préférentiel

+3 +4 +5 +3 +2 +3 +2 +2 +2 +2

Électrons de valence +3 +4 +5 +6 +7 +3 +2 +2 +2 +2 Tableau 6.1 (p.171)

1 :

Valeurs des charges ioniques (nombre d’oxydation) les plus courants des ions des métaux de transition.


Électrons de valence:

Exemple :

F(9) => 1s22s22p5

Cl(17) =>

Br(35) =>

Généralisation :

Charge ionique et nombre d’oxydation:

Les atomes tendent à acquérir la configuration électronique du gaz rare plus proche en captant ou

en cédant le nombre d’électrons appropriés.

Exemple :

N(7) =>

Cl(17) =>

Généralisation :

Les éléments les plus susceptibles d’acquérir des électrons supplémentaires sont les éléments situés près des gaz rares dans le tableau périodique (souvent des non-métaux).

Exemple :

Na(11) =>

Cation :

Anion :


Al(13) =>

Généralisation :

Les éléments les plus susceptibles de perdre des électrons sont les éléments de la gauche du tableau (famille 1,2 et 13) ainsi que les éléments de transition (bloc d)(souvent des métaux).

On enlève le nombre d’électrons requis en suivant l’ordre inverse des règles de remplissage des orbitales (voir section 5.4).

Exemple :

C(6) =>

6.1.2 Cas particulier des métaux de transition (p.170)1

Exemple :

Mn(25) =>

Règle :

Lorsqu’un cation est formé à partir d’un atome d’un métal de transition (ou d’un Lanthanide / Actinides), les électrons quittent toujours l’orbitale ns avant les orbitale (n-1)d.

Exemple :

Mo(42) =>

Au(79) =>

Charge nucléaire effective et effet d’écran:

Un électron périphérique subit plusieurs forces simultanément de par sa position.


Exemple :

Si (14) =>1S22s22p63s23p2

Z= Zeff =

P (15) =>1S22s22p63s23p3

Z= Zeff =

Na+ (11) =>

Z=

( ) [ ( )]

Charge nucléaire effective (Zeff) :

Charge nucléaire réelle (numéro atomique ; Z) exercée sur un électron corrigée par l’effet

de charges des autres électrons situés dans la même couche ou dans les couches

internes (effet d’écran ; σ).

Calculé avec :

Atome Li B C N O F

Charge nucléaire 3 5 6 7 8 9 Charge nucléaire effective 1.3 2.6 3.2 3.9 4.5 5.1

Tableau 6.2 (p.173)1

:

Valeurs approximatives de charge nucléaire effectives subies pas les électrons 2s de la 2e période.

Effet d’écran :


Zeff =

Généralisation :

Zeff croit de gauche à droite car plus le nombre de proton augmente et plus l’attraction du noyau vers les électrons de valence augmente, car l’effet écran reste constant (même nombre d’électrons de cœur).

As (33) =>

Z= Zeff =

Généralisation :

Zeff est constant dans un groupe, les électrons périphériques sont constants (le nombre) ainsi que l’effet d’écran.

6.2 Rayon atomique et rayon ionique (p.171)1

6.2.1 Rayon atomique (p.171)1

Rayon atomique:

Exemple :

Br2 =>rayon covalent

Na =>rayon métallique

HF =>molécule diatomique

Rayon covalent :

Égal à la moitié de la distance séparant les noyaux respectifs

de deux atomes identiques d’une même molécule.

Rayon métallique :

Égal à la moitié de la distance séparant les noyaux respectifs

de deux atomes adjacents d’un métal solide.


Évolution dans le tableau périodique:

Justification de l’augmentation du rayon :

1. Du haut vers le bas:

Augmentation du nombre quantique principal

2. De droite vers la gauche:

Effet d’écran des électrons des couches internes

Exercice: Quel élément possède le plus grand rayon atomique ?

B ou N =>

K ou Li =>

Rb ou Ga =>

S ou F =>

6.2.2 Rayon ionique (p.175)1

Rayon ionique:

Exemple :

Mg =>

Mg2+=> As =>

As3-=>

Généralisation :

Rayon ionique est inversement proportionnel à la charge nucléaire effective

Série isoélectronique:

Exemple : Classez K+ Ca2+S2- Cl-en ordre décroissant de taille. Expliquez.

Rayon atomique:

Distance qui sépare le noyau de la couche électronique externe.


Généralisation :

Le rayon ionique diminue avec l’accroissement de la charge nucléaire.


Justification du rayon :

1. Du haut vers le bas:

Augmentation du nombre quantique principal

2. Variation de la charge (+ ou -) :

Diminution de la taille avec augmentation de la charge (+)

Augmentation de la taille avec diminution de la charge (-)

Calcul de la taille des ions dans un solide unique:

Exercice 6.6 (p.175) :

1. Déterminer les configurations électroniques

2. Calculer la charge nucléaire effective

3. Calculer le rapport des rayons ioniques

4. Déterminer la valeur des rayons ioniques

Série isoélectronique:

Ensemble d’ions possédant la même configuration électronique (même nombre d’électrons).


Exercice: Quel élément possède le plus grand rayon ionique ?

B ou N =>

K ou Li =>

Rb ou Ga =>

S ou F =>

6.3 Énergie d’ionisation, affinité électronique et électronégativité (p.177)1

6.3.1. Énergie d’ionisation (p.177)1

Exemple :

1e ionisation => Mg E1=

2e ionisation => Mg+ E2=

3e ionisation => Mg2+ E3=

4e ionisation => Mg3+ E4=

** Pourquoi il y a-t-il un changement brusque d’énergie d’ionisation entre E2 et E3 ?

** Calculez l’énergie nécessaire pour Mg + E → Mg3+ + 3é ?

Généralisation :

E1< E2< E3< E4 < .... POURQUOI??? s’explique par l’accroissement de la force d’attraction du noyau envers les électrons.

( ) ( )

Énergie d’ionisation:

L’énergie requise pour arracher un électron d’un atome ou d’un ion à l’état gazeux.



Justification de l’augmentation:

1. Du bas vers le haut:

Diminution du nombre quantique principal (n);

Rapprochement des électrons de valence.

2. De gauche vers la droite:

Augmentation de la charge nucléaire effective;

Augmentation de l’attraction du noyau;

Quelques irrégularités:

Cas 1 :

Li→ Be Tendance : Be → B Tendance :

Configuration électronique

Énergie de 1ère ionisation

1S 2S 2P

Li (3) 0.52 MJ/mol

Be (4) 0.90 MJ/mol

B (5) 0.80 MJ/mol

Explications :

Cas 2 :

B → N Tendance : N → O Tendance :


Énergie de 1ère ionisation

1S 2S 2P

B (5) 0.80 MJ/mol

C (6) 1.09 MJ/mol

N (7) 1.40 MJ/mol


O (8) 1.31 MJ/mol

Explications :

Exercice: Quel élément possède la plus grande énergie d’ionisation?

B ou N =>

K ou Li =>

Rb ou Ga =>

S ou F =>

6.3.2 Affinité électronique (p.180)1

Exemple :

1eaffinité => N ∆H=

2e affinité => N- ∆H=

3e affinité => N2- ∆H=



De gauche vers la droite:



( ) ( )

Affinité électronique:

L’énergie associée lorsqu’un électron est capturé par un atome neutre à l’état gazeux.

Plus un atome a de l’affinité pour capturer un électron, plus l’énergie libérée est élevée.


Quelques irrégularités:

Na→ Mg Tendance : Mg → Si Tendance :

Si → P Tendance : P → Cl Tendance :


Affinité électronique

1S 2S 2P 3S 3P

Na (11) 53 kJ/mol

Mg (12) 0 kJ/mol

Al (13) 43 kJ/mol

Si (14) 134 kJ/mol

P (15) 72 kJ/mol

S (16) 200 kJ/mol

Cl (17) 349 kJ/mol

Explications :

Exercice: Quel élément possède la plus grandeaffinité électronique?

B ou N =>

K ou Li =>

Rb ou Ga =>

S ou F =>

6.3.3 Électronégativité (p.181)1


Généralisation :

La valeur d’électronégativité permet de déduire le nombre d’oxydation et donc, la tendance d’un élément à former un cation (si la valeur est faible) ou un anion (si la valeur est élevée).

La valeur d’électronégativité permet de déduire le type de liaison (liaison covalente ou ionique (Chapitre 7).



1. Du bas vers le haut:

a. Diminution du nombre quantique principal (n);

b. Rapprochement des électrons de valence.

2. De gauche vers la droite:



Exercice: Quel élément possède la plus grande électronégativité?

B ou N =>

K ou Li =>

Rb ou Ga =>

S ou F =>

Résumé des tendances :

Électronégativité:

Force avec laquelle un atome d’attirer vers lui les électrons d’une liaison chimique.

Diverses échelles attribuent des valeurs d’électronégativité aux éléments, la plus utilisée

étant celle de Pauling.

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