Le tableau p

1
Le tableau périodique
2
Le développement du tableau périodique

• à lépoque de Mendeleïev, on navait même pas
  encore découvert lélectron
• Mendeleïev était convaincu que les propriétés des
  éléments avaient une périodicité si lon classait
  les éléments en ordre de masse atomique croissant
• il avait tellement confiance en la périodicité
  des propriétés quil 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 lAr (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)

3
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

4
La classification périodique des éléments

• les électrons de valence sont les électrons
  périphériques (de la couche de nombre quantique
  principal le plus élevé) dun atome
• les électrons de valence sont ceux qui
  participent à la formation des liaisons chimiques
• le fait que chaque membre dun groupe partage le
  même nombre délectrons 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

5
Les configurations électroniques des cations et
des anions

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

6
Les configurations électroniques des cations et
des anions

• ces ions des éléments représentatifs et les gaz
  rares sont isoélectroniques (possèdent le même
  nombre délectrons et donc partagent la même
  configuration électronique)
• pour les métaux de transition, on peut souvent
  trouver plus dun type de cations et ces cations
  souvent ne sont pas isoélectroniques avec un gaz
  rare
• ex. ni Fe2 ou Fe3 nest isoélectronique avec
  un gaz rare, mais chacun se trouve dans la
  nature
• même si lorbitale ns se remplit avant lorbitale
  (n-1)d, lorsquun 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 latome au
  cation, et lordre énergétique entre ns et (n-1)d
  change
• ex. Mn2 a la configuration Ar3d5 et Zn2 a la
  configuration Ar3d10

7
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 décran
• comme exemple de limportance de leffet écran,
  considère les deux énergies dionisation de lHe
• le premier électron est arraché avec 2373 kJ
  dénergie
• ça prend 5251 kJ pour enlever le deuxième
  électron
• sans leffet écran, les deux énergies
  dionisation seraient identiques

8
La charge nucléaire effective

• tous les électrons contribuent à leffet écran,
  mais dans le modèle le plus simple, ? est le
  nombre délectrons 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 latome, et n 2 pour le cation, dans ces
  exemples)
• pour un atome neutre dun élément représentatif,
  la charge nucléaire effective est le numéro du
  groupe (selon ce modèle simple)

9
Le rayon atomique

• le rayon est une propriété mal définie car la
  densité électronique, en principe, sétend
  jusquà linfini
• on peut estimer la taille dun 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

10
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
  laugmentation 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

11
Le rayon atomique

• en descendant un groupe, le rayon atomique
  augmente
• lorsquon 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

12
Le rayon ionique

• le rayon ionique est le rayon dun cation ou dun
  anion
• lorsquun atome devient un anion, sa taille
  augmente car laugmentation de la répulsion entre
  les électrons cause les électrons à occuper un
  plus grand volume
• lorsquun atome devient un cation, linverse 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)

13
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

14
Le rayon ionique

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

15
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 gt Be gt 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 n1 plutôt que n3 pour K
  (b) Au3 car il y aura moins de répulsion entre
  les électrons (c) N3- car le
  niveau quantique rempli est n2 plutôt que n3
  pour P3-

16
Lénergie dionisation

• lénergie dionisation est lénergie minimale
  requise pour arracher un électron dun atome
  gazeux à létat fondamental énergi
  e X(g) ? X(g) e-
• plus lénergie dionisation est élevée, plus il
  est difficile darracher un électron de latome
• on a aussi les deuxième, troisième, ., énergies
  dionisation énergie X(g) ?
  X2(g) e- énergie X2(g) ? X3(g)
  e- .
• ça devient plus difficile darracher les
  deuxième, troisième, ., électrons car la
  répulsion entre les électrons diminue après
  chaque ionisation et il est très difficile de
  séparer un électron dun cation dû à
  linteraction électrostatique favorable entre ces
  deux charges opposées

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Lénergie dionisation

• lénergie dionisation diminue en descendant un
  groupe
• la charge nucléaire effective ne change pas, mais
  lélectron de valence qui est enlevé est plus
  loin du noyau, et donc plus faiblement retenu
• lénergie dionisation 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 lélectron de valence qui
  est enlevé est plus fortement retenu

18
Lénergie dionisation

• il y a deux exceptions en allant de gauche à
  droite
• un élément du groupe IIIA (ns2np1) est plus
  facile à ioniser quun élément du groupe IIA
  (ns2)
• pour lélément du groupe IIIA, on enlève
  lélectron dune orbitale np qui est plus haute
  en énergie que lorbitale ns de lélément du
  groupe IIA
• la plus grande charge effective redevient le
  facteur dominant quand on parvient au groupe IVA

19
Lénergie dionisation

• un élément du groupe VIA (ns2np4) est plus facile
  à ioniser quun élément du groupe VA (ns2np3)
• pour lélément 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 lélément 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

20
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 quà 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

21
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)
• leffet est surtout important pour le Li/Mg,
  Be/Al, et B/Si
• leffet est en grande partie dû au fait que les
  rapports charge/rayon de leurs cations sont très
  similaires

22
Lhydrogène (1s1)

• lhydrogène agit parfois comme un métal alcalin
  dans le sens quil perd un électron pour devenir
  H
• N.B. H, cependant, nexiste pas tout seul et
  formera toujours des composés covalents, et non
  pas ioniques
• lhydrogène agit parfois comme un halogène car il
  forme lion 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 leau pour
  donner un hydroxyde et du H2(g)
  eg. CaH2(s) 2 H2O(l) ? Ca(OH)2(aq) 2
  H2(g)
• lhydrogène réagit avec lO2(g) pour donner
  leau 2 H2(g) O2(g) ? 2 H2O(l)

23
Les éléments du groupe IA (ns1, n?2)

• les membres du groupe IA sont les métaux alcalins
• tous les métaux alcalins ont une faible énergie
  dionisation
• 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 dautres éléments)
• les métaux alcalins réagissent avec leau pour
  donner le H2(g) et lhydroxyde du métal
  correspondant 2 M(s) 2 H2O(l) ? 2
  MOH(aq) H2(g)
• les métaux alcalins réagissent avec lO2(g) pour
  donner un mélange doxydes (O2-), de peroxydes
  (O22-), 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

24
Les éléments du groupe IIA (ns2, n?2)

• les membres du groupe IIA sont les métaux
  alcalino-terreux
• les métaux alcalino-terreux sont moins réactifs
  que les métaux alcalins
• leurs énergies dionisation 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
  leau et loxygène 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)

25
Les éléments du groupe IIIA (ns2np1, n?2)

• le B est un métalloïde
• tous les autres membres du groupe sont des métaux
• lAl 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 lorsquon descend le groupe)
• le B ne réagit pas avec leau ou loxygène
  moléculaire
• lAl réagit avec loxygène moléculaire 4
  Al(s) 3 O2(g) ? 2 Al2O3(s)
• lAl réagit avec un acide 2 Al(s) 6
  H(aq) ? 2 Al3(aq) 3 H2(g)

26
Les éléments du groupe IVA (ns2np2, n?2)

• le C est un non-métal
• le Si et le Ge sont des métalloïdes
• le Sn et le Pb sont des métaux
• létain et le plomb réagissent avec des solutions
  acides eg. Sn(s) 2 H(aq) ? Sn2(aq)
  H2(g)
• lorsquon descend le groupe, létat doxydation
  4 devient moins stable et létat doxydation 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 létat doxydation 2 devienne plus
  stable dans ce groupe (et 1 dans le groupe IIIA)
  lorsquon descend est dû au fait les électrons ns
  ne réagissent pas (leffet de la paire
  délectrons s inerte)
• les états doxydation les plus stables lorsquon
  descend les groupes VA et VIA seront 3 et 4,
  respectivement, pour la même raison

27
Les éléments du groupe VA (ns2np3, n?2)

• les éléments du groupe VA sont les pnicogènes
• le N et le P sont des non-métaux
• lAs et le Sb sont des métalloïdes
• le Bi est un métal
• lazote 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, lazote se trouve
  sous forme de lion nitrure, N3-
• lazote 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 leau
  N2O5(s) H2O(l) ? 2 HNO3(aq) P4O6(s) 6
  H2O(l) ? 4 H3PO3(aq) P4O10(s) 6 H2O(l) ? 4
  H3PO4(aq)

28
Les éléments du groupe VIA (ns2np4, n?2)

• les éléments du groupe VIA sont les chalcogènes
• lO, le S, et le Se sont des non-métaux
• le Te et le Po sont des métalloïdes
• loxygène se trouve sous forme de O2(g)
• le soufre et le sélénium se trouvent sous forme
  de S8 et Se8
• dans les composés ioniques, loxygène se trouve
  sous forme de lanion oxyde, O2-
• les principaux composés du soufre sont le SO2,
  SO3, H2S, et H2SO4
• le SO3(g) réagit avec leau pour donner lacide
  sulfurique SO3(g) H2O(l) ?
  H2SO4(aq)

29
Les éléments du groupe VIIA (ns2np5, n?2)

• 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 létat
  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 quil réagit avec leau 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

30
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
  dionisation 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
  dionisation 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 dun gaz rare)

31
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 leau et le deuxième réagit
  avec lacide (MgO ne réagit pas avec leau 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)

32
Les propriétés des oxydes dans une période

• le SiO2 est insoluble dans leau, 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 leau pour
  produire des oxacides
• un oxacide (XOnHm) devient un acide plus fort
  lorsque le nombre doxygènes non-liés à des
  hydrogènes (n-m) augmente et lélément central
  (X) devient plus électronégatif (la valeur de m
  na 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 na
  aucun effet)

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(No Transcript)
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