CONFIGURATION ÉLECTRONIQUE DES ÉLÉMENTS LA CLASSIFICATION PÉRIODIQUE Chapitre 8 CONFIGURATION ÉLECTRONIQUE DES ÉLÉMENTS LA CLASSIFICATION PÉRIODIQUE Guy Collin, 2012-06-29

Préambule Puisque les nombres quantiques et les règles qui les régissent (règle de HUND, principe d’exclusion de PAULI) demeurent toujours valides, comment peut-on décrire schématiquement  l’ensemble des éléments chimiques connus ? Question fondamentale, elle a préoccupé les scientifiques très rapidement alors que la connaissance des éléments s’affinait avec le temps. On devine que si les premières classifications reposaient sur les propriétés physico-chimiques observées, la mécanique quantique est venue apporter d’autres modes de justification.

Historique de la classification périodique Vers 1820-1830, DÖBEREINER groupa les éléments dont les propriétés étaient similaires par trois et par ordre de poids atomique : les triades. En 1830, DUMAS propose de regrouper les éléments par famille : celle du chlore, du brome, de l’iode, celle de l’oxygène, du soufre, du sélénium ... NEWLANDS, par analogie avec la gamme musicale, propose un arrangement en octaves. L’idée de périodicité prend son aspect quantitatif (et perd son aspect poétique ou musical) avec LOTHAR MEYER en 1864.

La classification moderne L’idée moderne du tableau périodique apparaît définitivement en 1869. À ce moment, on connaissait 63 éléments. MENDÉLÉIEFF les organisa en posant sur une même ligne et par ordre croissant de poids atomique les éléments aux propriétés semblables.

Le tableau de MENDÉLEIEFF

La classification moderne On remarque aussi que l’antimoine et l’étain sont inversés, par rapport à leur position réelle et que le tellure et l’iode, bien placés, sont inversés par rapport à leur poids atomique. Le tableau présente des anomalies. Tout d’abord, il y a des cases inoccupées. MENDÉLÉIEFF propose qu’il doit exister des corps simples encore inconnus pour occuper ces espaces vides.

Éka-silicium et germanium

L’ajout des gaz rares Lorsqu’en 1895, RAMSAY découvre l’argon et l’hélium, la classification de MENDÉLÉIEFF est brutalement remise en cause puisque aucune place n’est réservée à ces deux gaz rares. RAMSAY proposa alors d’ajouter une nouvelle colonne pour le groupe zéro et il fut amené à prévoir trois autres éléments qu’il allait bientôt isoler : le néon, le krypton et le xénon. Des tableaux périodiques bidimensionnels ainsi que tridimensionnels ont aussi été proposés.

Le tableau de ZMACZYNSKY 1937

Le tableau de STOWE

Le tableau de BENFREY

Position relative des niveaux

Principe d’exclusion de PAULI Chaque orbitale définie par n,  et m ne peut recevoir que deux électrons dont les spins sont antiparallèles. Le spin de chaque électron ne peut prendre que les deux positions possibles par rapport au moment cinétique total  de l’orbitale. Un électron seulement possède une série de valeurs des nombres quantiques n, , m, s qui déterminent les orbitales possibles.

Orbitales possibles pour un électron

La Règle de HUND Dans le cas où une sous-couche est incomplète, les électrons se disposent de manière à réaliser le maximum d’états à spins parallèles :

Remplissage des orbitales 2pz 1s 2s Remplissage des orbitales 2px 2py

L’arrangement des moments cinétiques Le symbole de l’état fondamental de l’atome (niveau d’énergie le plus bas) prend le nom de terme fondamental. Les sous-couches sont complètes : les moments orbitaux individuels des électrons s’arrangent pour donner un moment orbital total nul. L’état fondamental est donc 1S0. C’est le cas des gaz rares : les couches sont complètes.

L’arrangement des moments cinétiques Les sous-couches sont incomplètes : les électrons se disposent de manière à réaliser le nombre maximum d’états à spins parallèles (règle de HUND). Cette règle est évidemment importante en ce qui concerne la valence des éléments.

Remplissage des orbitales Énergie 1 S 5 G 2 S 2 P 3 D 5 S  = 0  = 1  = 2  = 3  = 4 4 S 3 S 3 P 4 F ()5 ()7 ()5 Remplissage des orbitales Notation : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 ... 1s2 2s2 1s2 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2

Un tableau périodique simple Lanthanides Actinides

Potentiels d’ionisation La valeur du potentiel d’ionisation renseigne sur l’énergie de liaison de l’électron périphérique. Le graphe des potentiels d’ionisation en fonction du numéro atomique montre la présence de maxima pour les gaz rares et de minima pour les alcalins. L’effet d’écran créé par les électrons intérieurs explique la faible énergie d’ionisation des alcalins.

Potentiel d’ionisation et valeurs de Z He Ne A Kr Xe Li Na K Rb Cs

L’ionisation du potassium 19 protons Atome : charge nulle Atome : 1 charge + 19 électrons 18 électrons

Conclusion Les premiers essais de classification sont apparus vers 1830. Vers 1860, MENDÉLÉIEFF allait proposer les bases modernes du tableau périodique qui porte son nom. Non seulement était-ce un outil de synthèse remarquable, mais il allait servir de base à la recherche d’éléments alors inconnus. La mécanique quantique vient ensuite identifier complètement la structure de chacun des atomes et confirmer la démarche de la construction du tableau périodique.