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Le tableau périodique. Le développement du tableau périodique à lépoque de Mendeleïev, on navait même pas encore découvert lélectron Mendeleïev était.

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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 Fe 2+ ou Fe 3+ 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.; Mn 2+ a la configuration [Ar]3d 5 et Zn 2+ a la configuration [Ar]3d 10

7 La charge nucléaire effective la charge nucléaire effective, Z eff, est la charge positive vue par un électron de valence Z eff Z (où Z est la charge nucléaire) car les autres électrons forment un écran entre les électrons de valence et le noyau Z eff = 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: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Z = 12, = 10, Z eff = +2 ex.; Mg 2+ : 1s 2 2s 2 2p 6 Z = 12, = 2, Z eff = +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 N 3-, O 2-, F -, Na +, Ca 2+, et Al 3+ sont isoélectroniques, leurs rayons ioniques sont très différents à cause de leurs charges nucléaires effectives leur configuration est 1s 2 2s 2 2p 6 et =2 donc Z eff = +5, +6, +7, +9, +10, et +11, respectivement, en allant de N 3- à Al 3+ 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 > Be > C Exemple: Dites quel ion est le plus petit dans chacun des couples suivants: (a) K +, Li + ; (b) Au +, Au 3+ ; (c) P 3-, N 3- Solution: (a) Li +, car le niveau quantique rempli est n=1 plutôt que n=3 pour K + (b) Au 3+ car il y aura moins de répulsion entre les électrons (c) N 3- car le niveau quantique rempli est n=2 plutôt que n=3 pour P 3-

16 Lénergie dionisation lénergie dionisation est lénergie minimale requise pour arracher un électron dun atome gazeux à létat fondamental énergie + 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) X 2+ (g) + e - énergie + X 2+ (g) X 3+ (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

17 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 (ns 2 np 1 ) est plus facile à ioniser quun élément du groupe IIA (ns 2 ) 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 (ns 2 np 4 ) est plus facile à ioniser quun élément du groupe VA (ns 2 np 3 ) 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 (1s 1 ) 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 H 2 (g) eg.; CaH 2 (s) + 2 H 2 O(l) Ca(OH) 2 (aq) + 2 H 2 (g) lhydrogène réagit avec lO 2 (g) pour donner leau: 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(l)

23 Les éléments du groupe IA (ns 1, 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 H 2 (g) et lhydroxyde du métal correspondant: 2 M(s) + 2 H 2 O(l) 2 MOH(aq) + H 2 (g) les métaux alcalins réagissent avec lO 2 (g) pour donner un mélange doxydes (O 2- ), de peroxydes (O 2 2- ), et de superoxydes (O 2 - ) 4 Li(s) + O 2 (g) 2 Li 2 O(s) (oxyde) 2 Na(s) + O 2 (g) Na 2 O 2 (s) (peroxyde) K(s) + O 2 (g) KO 2 (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 (ns 2, 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 H 2 O(l) Ba(OH) 2 (aq) + H 2 (g) 2 Ba(s) + O 2 (g) 2 BaO(s) tous les métaux alcalino-terreux réagissent avec un acide pour produire le H 2 (g) M(s) + 2 H + (aq) M 2+ (aq) + H 2 (g)

25 Les éléments du groupe IIIA (ns 2 np 1, 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 O 2 (g) 2 Al 2 O 3 (s) lAl réagit avec un acide: 2 Al(s) + 6 H + (aq) 2 Al 3+ (aq) + 3 H 2 (g)

26 Les éléments du groupe IVA (ns 2 np 2, 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) Sn 2+ (aq) + H 2 (g) lorsquon descend le groupe, létat doxydation +4 devient moins stable et létat doxydation +2 devient plus stable eg.; CO 2 (g) est plus stable que CO(g), mais PbO(s) est plus stable que PbO 2 (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 (ns 2 np 3, 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 N 2 (g) le phosphore se trouve sous forme de P 4 (s) (le phosphore blanc) ou un polymère (le phosphore rouge) dans les composés ioniques, lazote se trouve sous forme de lion nitrure, N 3- lazote a plusieurs oxydes: NO, N 2 O, NO 2, N 2 O 4, et N 2 O 5 le phosphore a deux oxydes: P 4 O 6 et P 4 O 10 on obtient des oxacides lorsque certains de ces oxydes réagissent avec leau N 2 O 5 (s) + H 2 O(l) 2 HNO 3 (aq) P 4 O 6 (s) + 6 H 2 O(l) 4 H 3 PO 3 (aq) P 4 O 10 (s) + 6 H 2 O(l) 4 H 3 PO 4 (aq)

28 Les éléments du groupe VIA (ns 2 np 4, 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 O 2 (g) le soufre et le sélénium se trouvent sous forme de S 8 et Se 8 dans les composés ioniques, loxygène se trouve sous forme de lanion oxyde, O 2- les principaux composés du soufre sont le SO 2, SO 3, H 2 S, et H 2 SO 4 le SO 3 (g) réagit avec leau pour donner lacide sulfurique SO 3 (g) + H 2 O(l) H 2 SO 4 (aq)

29 Les éléments du groupe VIIA (ns 2 np 5, 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 F 2 et le Cl 2 sont des gaz, le Br 2 est un liquide, et le I 2 est un solide le F 2 est si réactif quil réagit avec leau: 2 F 2 (g) + 2 H 2 O(l) 4 HF(aq) + O 2 (g) les halogènes peuvent réagir ensemble pour produire des halogènes mixtes (eg.; ICl, BrF 3 ) les halogènes aiment former des anions de charge -1 appellés halogénures tous les halogènes réagissent avec le H 2 (g): X 2 (g) + H 2 (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.; XeF 4, XeO 3, XeO 4, XeOF 4, et XePtF 6 (le premier composé dun gaz rare)

31 Les propriétés des oxydes dans une période prenons la troisième période comme exemple (Na à Cl) le Na 2 O, MgO, et Al 2 O 3 sont des composés ioniques le SiO 2 est un polymère covalent P 4 O 10, SO 3, et Cl 2 O 7 sont des molécules covalentes distinctes le Na 2 O 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) Na 2 O(s) + H 2 O(l) 2 NaOH(aq) MgO(s) + 2 HCl(aq) MgCl 2 (s) + H 2 O(l) le Al 2 O 3 est un oxyde amphotère car il réagit avec les acides et les bases Al 2 O 3 (s) + 6 HCl(aq) 2 AlCl 3 (aq) + 3 H 2 O(l) Al 2 O 3 (s) + 3 NaOH(aq) + 3 H 2 O(l) 2 NaAl(OH) 4 (aq)

32 Les propriétés des oxydes dans une période le SiO 2 est insoluble dans leau, mais il réagit avec les bases, et il est donc un oxyde acide: SiO 2 (s) + 2 NaOH(aq) Na 2 SiO 3 (aq) + H 2 O(l) pour cette raison, on ne doit pas garder une base une contenant de verre le P 4 O 10, le SO 3, et le Cl 2 O 7 sont des oxydes acides car ils réagissent avec leau pour produire des oxacides: un oxacide (XO n H m ) 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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