Le tableau périodique

Le développement du tableau périodique

• à l’époque de Mendeleïev, on n’avait même pas encore découvert l’électron• Mendeleïev était convaincu que les propriétés des éléments avaient une

périodicité si l’on classait les éléments en ordre de masse atomique croissant• il avait tellement confiance en la périodicité des propriétés qu’il a

proposé que certains éléments restaient à être découverts, et il a laissé des “trous” dans son tableau pour les accomoder lors de leur découverte

• il a aussi très bien prédit les propriétés de ces éléments qui restaient à être découverts

• un problème était le fait que l’Ar (élément 18) était plus massif que le Na (élément 19)

• après la découverte du noyau par Rutherford, on a trouvé que le nombre de protons dans le noyaux était le critère important (et non pas la masse)

La classification périodique des éléments

• chaque colonne (groupe) du tableau périodique moderne partage la même configuration électronique pour ses électrons de valence

• il y a quelques exceptions pour les métaux de transition, les lanthanides, et les actinides

La classification périodique des éléments

• les électrons de valence sont les électrons périphériques (de la couche de nombre quantique principal le plus élevé) d’un atome

• les électrons de valence sont ceux qui participent à la formation des liaisons chimiques

• le fait que chaque membre d’un groupe partage le même nombre d’électrons de valence explique les similitudes dans leur réactivité

• N.B. les propriétés des éléments des groupes IA, IIA, et VIIA sont très similaires à travers chaque groupe

• dans les groupes IIIA, IVA, VA, et VIA, les propriétés des éléments changent parfois beaucoup en descendant le groupe

Les configurations électroniques des cations et des anions

• dans un composé ionique, le cation d’un élément représentatif est produit en libérant des électrons afin que le cation atteigne la configuration électronique d’un gaz rare

• dans un composé ionique, l’anion d’un élément représentatif est produit en acceptant des électrons afin que l’anion atteigne la configuration électronique d’un gaz rare

[Ne] :Aldevient 3p[Ne]3s : Al

[Ne] :Cadevient [Ne]3s :Ca

[Ne] :Nadevient [Ne]3s :Na eg.;

312

22

1

[Ne]ou 2p[He]2s :Ndevient 2p[He]2s : N

[Ne]ou 2p[He]2s :Odevient 2p[He]2s : O

[Ne]ou 2p[He]2s : Fdevient 2p[He]2s :F

[He]ou 1s :Hdevient 1s :H eg.;

62332

62242

6252

21

Les configurations électroniques des cations et des anions

• ces ions des éléments représentatifs et les gaz rares sont isoélectroniques (possèdent le même nombre d’électrons et donc partagent la même configuration électronique)

• pour les métaux de transition, on peut souvent trouver plus d’un type de cations et ces cations souvent ne sont pas isoélectroniques avec un gaz rare

• ex.; ni Fe2+ ou Fe3+ n’est isoélectronique avec un gaz rare, mais chacun se trouve dans la nature

• même si l’orbitale ns se remplit avant l’orbitale (n-1)d, lorsqu’un métal de transition forme un cation, ce sont les orbitales ns qui se vident en premier

• les orbitales ns et (n-1)d sont très proches en énergie, et les interactions électron-électron et électron-noyau changent en allant de l’atome au cation, et l’ordre énergétique entre ns et (n-1)d change

• ex.; Mn2+ a la configuration [Ar]3d5 et Zn2+ a la configuration [Ar]3d10

La charge nucléaire effective

• la charge nucléaire effective, Zeff, est la charge positive vue par un électron de valence

• Zeff Z (où Z est la charge nucléaire) car les autres électrons forment un écran entre les électrons de valence et le noyau

• Zeff = Z - où est la constante d’écran

• comme exemple de l’importance de l’effet écran, considère les deux énergies d’ionisation de l’He

• le premier électron est arraché avec 2373 kJ d’énergie• ça prend 5251 kJ pour enlever le deuxième électron• sans l’effet écran, les deux énergies d’ionisation seraient identiques

La charge nucléaire effective• tous les électrons contribuent à l’effet écran, mais dans le modèle le plus simple,

est le nombre d’électrons dans les couches avec des nombres quantiques principaux inférieurs à celui des électrons de valence

• ex.; Mg: 1s22s22p63s2 Z = 12, = 10, Zeff = +2

• ex.; Mg2+: 1s22s22p6 Z = 12, = 2, Zeff = +10

• N.B. ces charges nucléaires effectives sont celles vues par les électrons de valence (n = 3 pour l’atome, et n = 2 pour le cation, dans ces exemples)

• pour un atome neutre d’un élément représentatif, la charge nucléaire effective est le numéro du groupe (selon ce modèle simple)

Le rayon atomique

• le rayon est une propriété mal définie car la densité électronique, en principe, s’étend jusqu’à l’infini

• on peut estimer la taille d’un atome à partir des données expérimentales

• dans un métal, le rayon atomique est la moitié de la distance qui sépare deux atomes adjacents

• pour un élément qui existe comme une molécule diatomique, le rayon atomique est la moitié de la longueur de la liaison

Le rayon atomique

• en allant de gauche à droite, les rayons atomiques des éléments tendent à devenir plus petits

• le plus petit rayon atomique est dû à l’augmentation de la charge nucléaire effective en allant de gauche à droite

• les électrons de valence sont retenus plus près du noyau par sa plus grande charge nucléaire effective

Le rayon atomique

• en descendant un groupe, le rayon atomique augmente

• lorsqu’on descend un groupe, la charge nucléaire effective vue par les électrons de valence demeure plus ou moins la même

• cependant, les électrons de valence occupent un niveau quantique principal plus élevé et leur distance moyenne du noyau augmente

Le rayon ionique

• le rayon ionique est le rayon d’un cation ou d’un anion

• lorsqu’un atome devient un anion, sa taille augmente car l’augmentation de la répulsion entre les électrons cause les électrons à occuper un plus grand volume

• lorsqu’un atome devient un cation, l’inverse se produit, et le rayon diminue

• en plus, dans plusieurs cas, on vide un niveau quantique principal n entièrement et la couche de valence devient celle avec le nombre quantique principal (n-1)

Le rayon ionique

• même si N3-, O2-, F-, Na+, Ca2+, et Al3+ sont isoélectroniques, leurs rayons ioniques sont très différents à cause de leurs charges nucléaires effectives

• leur configuration est 1s22s22p6 et =2 donc Zeff = +5, +6, +7, +9, +10, et +11, respectivement, en allant de N3- à Al3+

• une plus grande charge effective nucléaire attire les électrons plus fortement et le rayon ionique devient plus petit

Le rayon ionique

• N.B. les rayons atomiques et ioniques peuvent être très différents

Les rayons atomiques et ioniques

• Exemple: Classez les atomes suivants par ordre décroissant de leurs rayons: C, Li, Be.

• Solution: En général, le rayon diminue en allant de gauche à droite, donc Li > Be > C

• Exemple: Dites quel ion est le plus petit dans chacun des couples suivants: (a) K+, Li+ ; (b) Au+, Au3+ ; (c) P3-, N3-

• Solution: (a) Li+, car le niveau quantique rempli est n=1 plutôt que n=3 pour K+ (b) Au3+ car il y aura moins de répulsion entre les électrons (c) N3- car le niveau quantique rempli est n=2 plutôt que n=3 pour P3-

L’énergie d’ionisation• l’énergie d’ionisation est l’énergie minimale requise pour arracher un électron d’un atome

gazeux à l’état fondamental énergie + X(g) X+(g) + e-

• plus l’énergie d’ionisation est élevée, plus il est difficile d’arracher un électron de l’atome• on a aussi les deuxième, troisième, …., énergies d’ionisation énergie + X+

(g) X2+(g) + e- énergie + X2+(g) X3+(g) + e-

….

• ça devient plus difficile d’arracher les deuxième, troisième, …., électrons car la répulsion entre les électrons diminue après chaque ionisation et il est très difficile de séparer un électron d’un cation dû à l’interaction électrostatique favorable entre ces deux charges opposées

L’énergie d’ionisation

• l’énergie d’ionisation diminue en descendant un groupe

• la charge nucléaire effective ne change pas, mais l’électron de valence qui est enlevé est plus loin du noyau, et donc plus faiblement retenu

• l’énergie d’ionisation augmente, en général, en allant de gauche à droite dans le tableau périodique

• en allant de gauche à droite, la charge nucléaire effective augmente et l’électron de valence qui est enlevé est plus fortement retenu

L’énergie d’ionisation• il y a deux exceptions en allant de gauche à

droite

• un élément du groupe IIIA (ns2np1) est plus facile à ioniser qu’un élément du groupe IIA (ns2)

• pour l’élément du groupe IIIA, on enlève l’électron d’une orbitale np qui est plus haute en énergie que l’orbitale ns de l’élément du groupe IIA

• la plus grande charge effective redevient le facteur dominant quand on parvient au groupe IVA

L’énergie d’ionisation

• un élément du groupe VIA (ns2np4) est plus facile à ioniser qu’un élément du groupe VA (ns2np3)

• pour l’élément du groupe VIA, on a deux électrons dans une des orbitales np, et ces deux électrons subissent une forte répulsion et un des deux est donc plus facilement enlevé que les électrons np de l’élément du groupe VA qui occupe chacun tout seul une orbitale np

• la plus grande charge effective redevient le facteur dominant quand on parvient au groupe VIIA

Le caractère unique de la deuxième période

• les éléments de la deuxième période sont le Li au F

• les propriétés du premier membre de chaque groupe représentatif sont souvent très différentes des autres membres du groupe, i.e., le premier membre est “unique”

• eg.; la chimie du Si ressemble beaucoup plus à celle du Ge qu’à celle du C

• eg.; la capacité à former de bonnes liaisons doubles est limitée presque exclusivement aux atomes de la deuxième période

• cet effet est surtout dû au relativement très petit rayon atomique du premier membre du groupe

La parenté diagonale

• la parenté diagonale fait référence aux similitudes qui existent entre deux éléments immédiatement voisins de différents groupes et de différentes périodes du tableau périodique (ie., en diagonal)

• l’effet est surtout important pour le Li/Mg, Be/Al, et B/Si

• l’effet est en grande partie dû au fait que les rapports charge/rayon de leurs cations sont très similaires

L’hydrogène (1s1)

• l’hydrogène agit parfois comme un métal alcalin dans le sens qu’il perd un électron pour devenir H+

• N.B. H+, cependant, n’existe pas tout seul et formera toujours des composés covalents, et non pas ioniques

• l’hydrogène agit parfois comme un halogène car il forme l’ion H- qui se trouve dans les hydrures ioniques (qui se forment seulement avec des métaux qui sont très peu électronégatifs)

• les hydrures ioniques réagissent avec l’eau pour donner un hydroxyde et du H2(g) eg.; CaH2(s) + 2 H2O(l) Ca(OH)2(aq) + 2 H2(g)

• l’hydrogène réagit avec l’O2(g) pour donner l’eau: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

Les éléments du groupe IA (ns1, n2)

• les membres du groupe IA sont les métaux alcalins

• tous les métaux alcalins ont une faible énergie d’ionisation

• dans presque tous leurs composés, le métal alcalin est un cation de charge +1

• les métaux alcalins sont trop réactifs pour les trouver dans leur état natif (i.e., non combiné avec d’autres éléments)

• les métaux alcalins réagissent avec l’eau pour donner le H2(g) et l’hydroxyde du métal correspondant: 2 M(s) + 2 H2O(l) 2 MOH(aq) + H2(g)

• les métaux alcalins réagissent avec l’O2(g) pour donner un mélange d’oxydes (O2-), de peroxydes (O2

2-), et de superoxydes (O2-)

4 Li(s) + O2(g) 2 Li2O(s) (oxyde) 2 Na(s) + O2(g) Na2O2(s) (peroxyde) K(s) + O2(g) KO2(s) (superoxyde)

• les oxydes sont plus communs pour les petits métaux alcalins et les peroxydes et superoxydes deviennent plus communs avec les plus gros métaux alcalins

Les éléments du groupe IIA (ns2, n2)

• les membres du groupe IIA sont les métaux alcalino-terreux

• les métaux alcalino-terreux sont moins réactifs que les métaux alcalins

• leurs énergies d’ionisation sont plus élevées que celles des métaux alcalins

• dans presque tous les composés, le métal alcalino-terreux est un cation de charge +2

• les hydrures du Ca, Sr, et Ba sont ioniques (ceux de Be et Mg sont covalents)

• la réactivité des métaux alcalino-terreux avec l’eau et l’oxygène moléculaire augmente en allant du Be (pas de réaction) au Ba (réaction rapide)

Ba(s) + 2 H2O(l) Ba(OH)2(aq) + H2(g) 2 Ba(s) + O2(g) 2 BaO(s)

• tous les métaux alcalino-terreux réagissent avec un acide pour produire le H2(g) M(s) + 2 H+(aq) M2+(aq) + H2(g)

Les éléments du groupe IIIA (ns2np1, n2)

• le B est un métalloïde

• tous les autres membres du groupe sont des métaux

• l’Al forme seulement des cations de charge +3

• le Ga, In, et Tl forment des cations de charges +1 et +3 (le cation de charge +1 devient plus commun/stable lorsqu’on descend le groupe)

• le B ne réagit pas avec l’eau ou l’oxygène moléculaire

• l’Al réagit avec l’oxygène moléculaire: 4 Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3(s)

• l’Al réagit avec un acide: 2 Al(s) + 6 H+(aq) 2 Al3+(aq) + 3 H2(g)

Les éléments du groupe IVA (ns2np2, n2)• le C est un non-métal

• le Si et le Ge sont des métalloïdes

• le Sn et le Pb sont des métaux

• l’étain et le plomb réagissent avec des solutions acides: eg.; Sn(s) + 2 H+(aq) Sn2+(aq) + H2(g)

• lorsqu’on descend le groupe, l’état d’oxydation +4 devient moins stable et l’état d’oxydation +2 devient plus stable eg.; CO2(g) est plus stable que CO(g), mais PbO(s) est plus stable que PbO2(s)

• le fait que l’état d’oxydation +2 devienne plus stable dans ce groupe (et +1 dans le groupe IIIA) lorsqu’on descend est dû au fait les électrons ns ne réagissent pas (l’effet de la paire d’électrons s inerte)

• les états d’oxydation les plus stables lorsqu’on descend les groupes VA et VIA seront +3 et +4, respectivement, pour la même raison

Les éléments du groupe VA (ns2np3, n2)• les éléments du groupe VA sont les pnicogènes• le N et le P sont des non-métaux• l’As et le Sb sont des métalloïdes• le Bi est un métal

• l’azote se trouve sous forme de N2(g)

• le phosphore se trouve sous forme de P4(s) (le phosphore blanc) ou un polymère (le phosphore rouge)

• dans les composés ioniques, l’azote se trouve sous forme de l’ion nitrure, N3-

• l’azote a plusieurs oxydes: NO, N2O, NO2, N2O4, et N2O5

• le phosphore a deux oxydes: P4O6 et P4O10

• on obtient des oxacides lorsque certains de ces oxydes réagissent avec l’eau N2O5(s) + H2O(l) 2 HNO3(aq) P4O6(s) +

6 H2O(l) 4 H3PO3(aq) P4O10(s) + 6 H2O(l) 4 H3PO4(aq)

Les éléments du groupe VIA (ns2np4, n2)

• les éléments du groupe VIA sont les chalcogènes

• l’O, le S, et le Se sont des non-métaux• le Te et le Po sont des métalloïdes

• l’oxygène se trouve sous forme de O2(g)

• le soufre et le sélénium se trouvent sous forme de S8 et Se8

• dans les composés ioniques, l’oxygène se trouve sous forme de l’anion oxyde, O2-

• les principaux composés du soufre sont le SO2, SO3, H2S, et H2SO4

• le SO3(g) réagit avec l’eau pour donner l’acide sulfurique SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq)

Les éléments du groupe VIIA (ns2np5, n2)

• les éléments du groupe VIIA sont les halogènes• tous les halogènes sont des non-métaux• les halogènes se trouvent tous sous forme diatomique mais on ne les trouve jamais à l’état natif car ils sont

trop réactifs

• le F2 et le Cl2 sont des gaz, le Br2 est un liquide, et le I2 est un solide

• le F2 est si réactif qu’il réagit avec l’eau: 2 F2(g) + 2 H2O(l) 4 HF(aq) + O2(g)

• les halogènes peuvent réagir ensemble pour produire des halogènes mixtes (eg.; ICl, BrF3)

• les halogènes aiment former des anions de charge -1 appellés halogénures

• tous les halogènes réagissent avec le H2(g): X2(g) + H2(g) 2 HX(g)

• HF est un acide faible tandis que HCl, HBr, et HI sont des acides forts

Les éléments du groupe VIIIA

• les éléments du groupe VIIIA sont les gaz rares

• tous les gaz rares se trouvent sous forme de gaz monoatomique

• les gaz rares ont des très grandes énergies d’ionisation et des affinités électroniques qui sont presque nulles

• les gaz rares ne veulent pas donner ou accepter des électrons, donc ils sont très peu réactifs

• on a réussi à synthétiser plusieurs composés de Xe et quelques composés de Kr• le Xe et le Kr ont des plus basses énergies d’ionisation que les autres gaz rares,

donc un oxydant fort peut induire le Kr et (surtout) le Xe à réagir

• ex.; XeF4, XeO3, XeO4, XeOF4, et XePtF6 (le premier composé d’un gaz rare)

Les propriétés des oxydes dans une période

• prenons la troisième période comme exemple (Na à Cl)

• le Na2O, MgO, et Al2O3 sont des composés ioniques

• le SiO2 est un polymère covalent

• P4O10, SO3, et Cl2O7 sont des molécules covalentes distinctes

• le Na2O et MgO sont des oxydes basiques car le premier réagit avec l’eau et le deuxième réagit avec l’acide (MgO ne réagit pas avec l’eau car il est insoluble) Na2O(s) + H2O(l) 2 NaOH(aq) MgO(s) + 2 HCl(aq) MgCl2(s) + H2O(l)

• le Al2O3 est un oxyde amphotère car il réagit avec les acides et les bases Al2O3(s) + 6 HCl(aq) 2 AlCl3(aq) + 3 H2O(l) Al2O3(s) + 3 NaOH(aq) + 3 H2O(l) 2 NaAl(OH)4(aq)

Les propriétés des oxydes dans une période

• le SiO2 est insoluble dans l’eau, mais il réagit avec les bases, et il est donc un oxyde acide: SiO2(s) + 2 NaOH(aq) Na2SiO3(aq) + H2O(l)

• pour cette raison, on ne doit pas garder une base une contenant de verre

• le P4O10, le SO3, et le Cl2O7 sont des oxydes acides car ils réagissent avec l’eau pour produire des oxacides:

• un oxacide (XOnHm) devient un acide plus fort lorsque le nombre d’oxygènes non-liés à des hydrogènes (n-m) augmente et l’élément central (X) devient plus électronégatif (la valeur de m n’a aucun effet)

• une base M(OH)n devient une base plus forte lorsque M devient moins électronégatif et le rayon de M devient plus grand (la valeur de n n’a aucun effet)

(aq)HClO 2 O(l)H (s)OCl

(aq)SOH O(l)H (g)SO

(aq)POH 4 O(l)H 6 (s)OP

4272

4223

432104