Classification périodique des éléments
é v i s i o n m 2 4-0 7-2 0 0 3), p J e a n-L u c R I C H T E R 79,9 83,8 126,9 131,3 210 222 Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Classification périodique des éléments
CHAPITRE IV classification p riodique des l m nts
Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments Structure de la matière (Par Dr : HENNI MANSOUR Z) 56 classification, et de haut en bas le long d’une colonne (F : 4 ; Cs : 0,8) H 2,2 Échelle d’Electronégativité selon Pauling He Li 1,0 Be 1,6 B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Ne Na 0,9 Mg 1,3 Al 1,6 Si 1,9 P
Chapitre 12 La classification périodique des éléments
Chapitre 12 La classification périodique des éléments C h a p i t r e 1 2 L a c l a s s i f i c a t i o n p é r i o d i q u e d e s
Classification périodique des éléments
Classification périodique des éléments Exercice 1 : Le noyau d’un atome porte une charge de , − La masse de cet atome est de , − 1- Quel est son numéro atomique ? 2- Combien de nucléons comporte-t-il ? 3- Donner la formule électronique de cet atome
Classification périodique des éléments - AlloSchool
Classification périodique des éléments Exercice 1 : Le noyau d’un atome porte une charge de , − La masse de cet atome est de , − 1- Quel est son numéro atomique ? 2- Combien de nucléons comporte-t-il ? 3- Donner la formule électronique de cet atome
TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS
TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS BORE NOM DE L'ÉLÉMENT SYMBOLE NOMBRE ATOMIQUE Métaux Métaux alcalins Métaux alcalino-terreux Métaux de transition Lanthanides Actinides Chalcogènes Halogènes Gaz nobles Métalloïdes Non-métaux - gaz - liquide - solide - synthétique ETAT PHYSIQUE (25 °C; 101 kPa) MASSE ATOMIQUE RELATIVE (1)
La classification périodique
de manière plus approfondie la classification périodique des éléments appelée encore classification périodique de Mendeleïev, établit en 1869 Actuellement, elle comporte plus de 112 éléments et on continue d'en créer dans les accélérateurs de particules Mais seuls 90 d'entre eux sont stables, les autres ont des durées de vie
Exercice 2 - AlloSchool
Ligne ( 3é ???? é ???? ) du tableau de la classification périodique 1-4- La colonne du tableau de la classification périodique au quelle appartient Mg L’atome de magnésium possède 2 électrons sur sa couche électronique externe ; l’élément Mg est
Série n° 7
Schéma de Lewis – Classification périodique des éléments – Les dipôles actifs et passifs Exercice n° 1 : L’atome de chlore (Cl) appartient à la 3ème période et au VIIème groupe L’atome de magnésium (Mg) possède deux électrons sur sa couche externe M
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Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. CHAPITRE IV : CLASSIFICATION PERIODIQUE ET PROPRIETES DES ELEMENTS IV.I : DESCRIPTION DU TABLEAU PERIODIQUE DE MENDELIEFF. La configuration électronique des atomes dans l"état fondamental permet de
reconstruire la table de classification périodique ; c"est à dire la répartition des
lignes (ou périodes) et colonnes (ou groupes) des éléments.· Les lignes ou périodes :
La ligne ou période correspond à une couche électronique identifiée par son nombre quantique principal noté n. Il y"a 7 couches électroniques connues à l"état fondamental, donc 7 périodes dans le tableau périodique standard numérotées de 1 à 7.· Les colonnes ou groupes
Il y"a 18 groupes ou colonnes dont :
8 en sous groupe A
Et, 10 en sous groupe B.
-. Sous groupe A : Les 8 familles sont dites principales numérotées de IA jusqu"à VIIIA. Et représentées par 2 blocs S et P. -. Sous groupe B : Familles situées entre IIA et IIIA. Représentées par le bloc d ( éléments de transition). Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. Les éléments de la même famille ont le même nombre d"électrons de valence. Le numéro de la famille, correspond au nombre d"électrons de valence. Un élément appartient à la famille A si ses électrons de valence sont repartis dans la sous couche (n S) et ( n S n P). Un élément appartient à la famille B si ses électrons de valence sont repartis dans la couche n S (n-1)d. S. Groupe A : les électrons de valence sont des électrons S ou P.Structure nS nP
Groupe ou
familleIA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Configuration
électronique
de la couche de valenceNombre
d"électrons de valence 1 2 3 4 5 6 7 8 S. Groupe B. : Les électrons d interviennent comme électrons de valence.Structure : nS2 (n-1)dx
Groupe ou famille
IIIB 3 IVB 4 VB 5 VIB 6 VIIB 7Configuration
électronique de la couche
de valence nS2(n-1)d1 nS2(n-1)d2 nS2(n-1)d3 nS2(n-1)d4 nS2(n-1)d5Configuration
électronique de la couche
de valence3 4 5 6 7
VIIIB IB IIB
8 9 10 11 12
nS2(n-1)d6 nS2(n-1)d7 nS2(n-1)d8 nS2(n-1)d9 nS2(n-1)d10Principales familles du tableau périodique.
· Famille des Alcalins. Groupe IA ; leurs configurations électroniques externes sont de type : nS1. Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. · Famille des alcalino-terreux. Groupe IIA ; leurs configurations électroniques externes sont de type : n S 2. · Famille des halogènes. Groupe VIIA ; leurs configurations électroniques externes sont de type : nS2 nP5. · Famille des gaz rares (nobles). Groupe VIIIA ; leurs configurationsélectroniques externes sont de type
: nS2 nP6. · Famille des éléments de transition. Ce sont des éléments qui possèdent les orbitales d incomplètement remplie· Eléments des triades. Constituent le groupe VIII. Un triade est un groupe de trois éléments ayant des propriétés similaires
On distingue 3 types de triades
- Triade du fer ( Fe, Co, Ni). - Triade de palladium ( Ru, Rh, Pd). - Triade de platine ( Os, Ir , Rt) · Eléments des terres rares. Ces éléments possèdent les orbitales f en cours de remplissage. Les orbitales qui correspondent au remplissage de l"orbitale 4 f, on les appelle lesLanthanides.
6ème période. 57 ൮ ݙ ൮ 71
Ceux qui correspondent au remplissage de l"orbitale 5 f sont appelés les actinides.7ème période. 89 ൮ ݙ ൮ 103
87 ൮ ݙ ൮ 92 Radioactifs naturels.
Z >92 radioactifs artificiels. La plupart instablesIV.2 : PRESENTATION DU TABLEAU PEDIODIQUE.
Voir page suivante →
Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments.Њ I IĻ
. / b h C bĻЌ bğ aŭ
Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments.IV.3 : PROPRIETES PERIODIQUES.
Chaque groupe est caractérisé par des propriétés périodiques.IV.3.1 : caractère métallique.
C"est la faculté de perdre facilement (moins d"énergie) les électrons externes.les orbitales externes contiennent moins de 4 électrons. Les non métaux au contraire tendent à capter des électrons.Exemple : ݎ ൢ 2 é ๔ ݎȡ
Les orbitales externes S et P ൯ 4é
IV.3.2 : Energie d"ionisation.
C"est l"énergie minimale à fournir à un atome gazeux X(g) dans son état fondamental pour lui arracher un électron de valence. Lorsque l"énergie d"ionisation est élevée, l"atome retient fortement ses électrons de valence. Lorsque l"énergie d"ionisation est faible, l"atome perd facilement ses électrons de valence.On parle ainsi de l"énergie :
De 1ère ionisation :Ei1 (l"énergie pour arracher 1 électron le moins fortement retenu au noyau)Exemple : K(g) → ݊௷ቘൢ ݞଡ଼ൢ ݄௹ ݄௹൩ 4.34 ݄ݯ
De 2ème ionisation : Ei2 (énergie pour arracher le 2eme électron)Exemple : ݊௷ቘչ ݊ൢ ݞଡ଼ൢ ݄௹ ݄௹൩ 31.7 ݄ݯ
De nième ionisation : Ein : (l"énergie pour arracher le nième électron)Ainsi : E i1 Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. Plus l"électron est loin du noyau, plus il est facile à l"extraire. Au contraire, plus l"électron est proche du noyau plus il faut de l"énergie pour l"extraire. Les électrons internes possèdent une énergie d"ionisation supérieure à celle des électrons de valence.
· Dans une même période (ligne). Si Z վ ֹ (contraction des orbitales électroniques). Les électrons de valence occupent une région de plus en plus proche du noyau et seront donc plus difficiles à arracher. D"où, Ei1 վ avec Z. · Le long d"une même colonne (groupe). Si Z et n վ ֹ volume վ ֹ Les orbitales électroniques s"expandent de plus en plus. Les électrons de valence occupent une région de l"espace de plus en plus lointaine du noyau et seront plus faciles à arracher à l"élément => ݄௹տ Conclusion :
La valeur de Ei (énergie d"ionisation), peut servir du caractère métallique d"un L"élément. C"es à dire, plus Ei est bas, plus il est facile d"arracher les électrons à
l"atome et plus les propriétés métalliques sont marquées. Tableau donnant quelques énergies d"ionisation successives (en électrons-volt) Elément Z Période Energie ( en Ev)
De 1ère
ionisation De 2ème
ionisation De 3ème
ionisation De 4ème
ionisation H 1 1 13.6
He 2 1 24.58 54.40
C 6 2 11.26 24.38 47.87 64.7
N 7 2 14.54 29.61 47.44 77.7
O 8 2 13.61 35.15 54.94 77.7
Na 11 3 5.14 47.29 71.63 99.13
Al 13 3 5.98 18.82 28.44 120.3
P 15 3 11.0 19.65 30.16 51.5
K 19 4 4.34 31.81 47.70 61.1
Ca 20 4 6.11 11.87 51.43 67.4
Mn 25 4 7.43 15.7 33.69
Fe 26 4 7.90 16.16 30.64
Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. IV.3.3 : Affinité électronique.
C"est l"énergie libérée par un atome quand il capte un électron : X + é չ ࢡଡ଼ ൢ ࢊ
Exemple
: AH : ( H + 1é չ ଡ଼ ) = 0.75 ev Unité :
Ev ou kcal/mole.
L"affinité électronique augmente en retraversant une période de gauche à droite. L"augmentation systématique de la charge nucléaire en traversant la période contracte les orbitales électroniques. L"énergie de ces orbitales diminue et l"attachement d"un électron devient plus favorable. L"affinité électronique varie très peu en descendant un groupe. IV.3.4 : Electronégativité.
L"électronégativité d"un élément est une grandeur qui caractérise sa capacité à
attirer les électrons lors de la formation d"une liaison chimique avec un autre élément. C"est une grandeur relative.
A (g) + B(g) չ ݀௷ቘ ൢ ݁௷ቘଡ଼ On dira que B est plus électronégatif que A.
Exemple
Le fluor est l"élément le plus électronégatif avec une valeur de 4,0. Tandis que le FRANCIUM est le moins électronégatif avec une valeur de 0,7 Notation :
ݱ௮ avec : X symbole de l"élément considéré Plus ݱ
௮ est grand et plus l"élément est susceptible d"attirer les électrons en lui.
Différence d"électronégativité
· Définition de Pauling, la différence d"électronégativité entre les éléments A et
B a pour expression.
Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. où : EAB, EAA et EBB sont les diatomiques A-B, A · Définition de Mulliken
son affinité électronique A · Définition d"Allred et
expression : rayon covalent de l"élément La différence d"électronégativité entre ces deux éléments détermine la nature de
la liaison chimique. - Covalente - Ionique : si la différence est plus importante. Remarque :
· Les gaz rares n"ont pas d"électronégativité car leur couche de valence est saturée. · Plus un atome est petit plus son électronégativité est grande. · L"électronégativité varie dans le même sens que Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. ʹ I9bbL a!b{h...w Μ
sont les énergies de liaison (en kj/mole) des B, A-A et B-B.
Mulliken : l"électronégativité d"un élément est la moyenne de son affinité électronique Ae et de son énergie d"ionisation E et Rochow : l"électronégativité d"un élément a pour est la charge effective du noyau, la charge élémentaire et rayon covalent de l"élément. La différence d"électronégativité entre ces deux éléments détermine la nature de
Polaire
Non polaire
si la différence est plus importante. Les gaz rares n"ont pas d"électronégativité car leur couche de valence est Plus un atome est petit plus son électronégativité est grande. L"électronégativité varie dans le même sens que l"énergie d"ionisation Si la différence est faible
Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. (en kj/mole) des molécules : l"électronégativité d"un élément est la moyenne de et de son énergie d"ionisation EI. : l"électronégativité d"un élément a pour la charge élémentaire et le La différence d"électronégativité entre ces deux éléments détermine la nature de
Les gaz rares n"ont pas d"électronégativité car leur couche de valence est Plus un atome est petit plus son électronégativité est grande. l"énergie d"ionisation. nce est faible (< 7) Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. classification, et de haut en bas le long d"une colonne. (F : 4 ; Cs : 0,8). H 2,2 Échelle d"Electronégativité selon Pauling He Li 1,0 Be 1,6 B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Ne Na 0,9 Mg 1,3 Al 1,6 Si 1,9 P 2,2 S 2,6 Cl 3,1 Ar K 0,8 Ca 1,0 Sc 1,4 Ti 1,5 V 1,6 Cr 1,7 Mn 1,5 Fe 1,8 Co 1,9 Ni 1,9 Cu 2,0quotesdbs_dbs11.pdfusesText_17
électrons de valence.
· Dans une même période (ligne). Si Z վ ֹ (contraction des orbitales électroniques). Les électrons de valence occupent une région de plus en plus proche du noyau et seront donc plus difficiles à arracher. D"où, Ei1 վ avec Z. · Le long d"une même colonne (groupe). Si Z et n վ ֹ volume վ ֹ Les orbitales électroniques s"expandent de plus en plus. Les électrons de valence occupent une région de l"espace de plus en plus lointaine du noyau et seront plus faciles à arracher à l"élément => ݄௹տConclusion :
La valeur de Ei (énergie d"ionisation), peut servir du caractère métallique d"unL"élément. C"es à dire, plus Ei est bas, plus il est facile d"arracher les électrons à
l"atome et plus les propriétés métalliques sont marquées. Tableau donnant quelques énergies d"ionisation successives (en électrons-volt)Elément Z Période Energie ( en Ev)
De 1ère
ionisationDe 2ème
ionisationDe 3ème
ionisationDe 4ème
ionisationH 1 1 13.6
He 2 1 24.58 54.40
C 6 2 11.26 24.38 47.87 64.7
N 7 2 14.54 29.61 47.44 77.7
O 8 2 13.61 35.15 54.94 77.7
Na 11 3 5.14 47.29 71.63 99.13
Al 13 3 5.98 18.82 28.44 120.3
P 15 3 11.0 19.65 30.16 51.5
K 19 4 4.34 31.81 47.70 61.1
Ca 20 4 6.11 11.87 51.43 67.4
Mn 25 4 7.43 15.7 33.69
Fe 26 4 7.90 16.16 30.64
Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments.IV.3.3 : Affinité électronique.
C"est l"énergie libérée par un atome quand il capte un électron :X + é չ ࢡଡ଼ ൢ ࢊ
Exemple
: AH : ( H + 1é չ ଡ଼ ) = 0.75 evUnité :
Ev ou kcal/mole.
L"affinité électronique augmente en retraversant une période de gauche à droite. L"augmentation systématique de la charge nucléaire en traversant la période contracte les orbitales électroniques. L"énergie de ces orbitales diminue et l"attachement d"un électron devient plus favorable. L"affinité électronique varie très peu en descendant un groupe.IV.3.4 : Electronégativité.
L"électronégativité d"un élément est une grandeur qui caractérise sa capacité à
attirer les électrons lors de la formation d"une liaison chimique avec un autreélément. C"est une grandeur relative.
A(g) + B(g) չ ݀௷ቘ ൢ ݁௷ቘଡ଼ On dira que B est plus électronégatif que A.
Exemple
Le fluor est l"élément le plus électronégatif avec une valeur de 4,0. Tandis que le FRANCIUM est le moins électronégatif avec une valeur de 0,7Notation :
ݱ௮ avec : X symbole de l"élément considéréPlus ݱ
௮ est grand et plus l"élément est susceptible d"attirer lesélectrons en lui.
Différence d"électronégativité
· Définition de Pauling, la différence d"électronégativité entre les éléments A et
B a pour expression.
Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. où : EAB, EAA et EBB sont les diatomiques A-B, A· Définition de Mulliken
son affinité électronique A· Définition d"Allred et
expression : rayon covalent de l"élémentLa différence d"électronégativité entre ces deux éléments détermine la nature de
la liaison chimique. - Covalente - Ionique : si la différence est plus importante.Remarque :
· Les gaz rares n"ont pas d"électronégativité car leur couche de valence est saturée. · Plus un atome est petit plus son électronégativité est grande. · L"électronégativité varie dans le même sens que Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments.ʹ I9bbL a!b{h...w Μ
sont les énergies de liaison (en kj/mole) desB, A-A et B-B.
Mulliken : l"électronégativité d"un élément est la moyenne de son affinité électronique Ae et de son énergie d"ionisation E et Rochow : l"électronégativité d"un élément a pour est la charge effective du noyau, la charge élémentaire et rayon covalent de l"élément.La différence d"électronégativité entre ces deux éléments détermine la nature de
Polaire
Non polaire
si la différence est plus importante. Les gaz rares n"ont pas d"électronégativité car leur couche de valence est Plus un atome est petit plus son électronégativité est grande. L"électronégativité varie dans le même sens que l"énergie d"ionisationSi la différence est faible
Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. (en kj/mole) des molécules : l"électronégativité d"un élément est la moyenne de et de son énergie d"ionisation EI. : l"électronégativité d"un élément a pour la charge élémentaire et leLa différence d"électronégativité entre ces deux éléments détermine la nature de
Les gaz rares n"ont pas d"électronégativité car leur couche de valence est Plus un atome est petit plus son électronégativité est grande. l"énergie d"ionisation. nce est faible (< 7) Chapitre IV : Classification périodique et propriétés des éléments. classification, et de haut en bas le long d"une colonne. (F : 4 ; Cs : 0,8). H 2,2 Échelle d"Electronégativité selon Pauling He Li 1,0 Be 1,6 B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Ne Na 0,9 Mg 1,3 Al 1,6 Si 1,9 P 2,2 S 2,6 Cl 3,1 Ar K 0,8 Ca 1,0 Sc 1,4 Ti 1,5 V 1,6 Cr 1,7 Mn 1,5 Fe 1,8 Co 1,9 Ni 1,9 Cu 2,0quotesdbs_dbs11.pdfusesText_17