Classification périodique des éléments

Ce chapitre traite de la notation des éléments chimiques, de l'organisation du tableau en périodes, groupes et blocs, des principales familles d'éléments et de quelques propriétés des atomes.

Notation des éléments chimiques

• 1 atome = 1 noyau (N neutrons + Z protons) + Z électrons.
• Isotopes : même nombre de protons, nombres de neutrons différents.
• Masse atomique : moyenne des masses des différents isotopes pondérées par leur abondance naturelle, $\bar{M} = \displaystyle\sum_i C_i M_i$.
• Tableau périodique : ordre de nombre de protons croissant, organisé en fonction de la configuration électronique.

Organisation en périodes, groupes et blocs

Règles de construction :

• même ligne (période) = couche de valence ayant la même valeur de $n$ ;
• même colonne (famille) = éléments dont la configuration électronique est similaire (à $n$ près).

Les familles chimiques

Les grandes familles chimiques :

• Alcalins (colonne 1) : $ns^1$ ;
• Alcalino-terreux (colonne 2) : $ns^2$ ;
• Halogènes (colonne 17) : $ns^2 np^5$ ;
• Chalcogènes (colonne 16) : $ns^2 np^4$ ;
• Gaz rares, inertes (colonne 18) : $ns^2 np^6$ ;
• Éléments de transition (colonnes 3 à 12) : $ns^2 (n-1)d^x$ avec $1 \leq x \leq 10 \wedge n \geq 4$ ;
• Éléments de transition interne ou profonde (en bas) : $ns^2 (n-1)d^1 (n-2)f^y$ avec $1 \leq y \leq 14 \wedge n \geq 6$, soit 4f (terres rares ou lanthanides) et 5f (actinides).

Cas particuliers :

• lanthanides ;
• actinides : règles de remplissage identiques à la couche P mais période incomplète.

Métaux et non-métaux

Règle de Sanderson : pour une couche de valence $ns^x np^y$, il s'agit d'un métal si $x + y \leq n$.

• Métaux : formation de cations.
• Non-métaux : formation d'anions.

Quelques propriétés des atomes

Rayon des atomes

Distance moyenne entre le noyau et la frontière du nuage électronique.

Rayon covalent. Moitié de la distance entre deux noyaux atomiques identiques liés par une liaison covalente.

Rayon de Van der Waals. Moitié de la distance minimale à laquelle peuvent s'approcher 2 noyaux de deux atomes identiques quand ils ne sont pas engagés dans une liaison chimique.

Les cations sont beaucoup plus petits que les atomes neutres correspondants.

Énergie d'ionisation

Énergie minimale qu'il faut fournir à un atome pour arracher l'électron le moins lié (l'énergie est toujours positive).

• Première ionisation : $A \rightarrow A^+ + e^-$.
• Deuxième : $A \rightarrow A^{2+} + e^-$, etc.
• On remarque un changement d'ordre de grandeur lorsque l'ionisation touche des électrons de cœur.

Affinité électronique

Aptitude (relative) d'un atome neutre à capturer un électron supplémentaire :

$$A^- \rightarrow A + e^- \qquad AE = E(A) - E(A^-)$$

Électronégativité

L'électronégativité est l'aptitude des atomes à gagner ou perdre des électrons lorsqu'ils sont engagés dans une liaison chimique avec un autre atome.

• Électropositifs s'ils cèdent un électron (faible énergie d'ionisation, faible affinité électronique).
• Électronégatifs s'ils capturent un électron (forte énergie d'ionisation et forte affinité électronique).
• Échelle de Pauling ($\chi(F) = 4$).

Différents types de liaison chimique :

• $X_a \sim X_b$ : liaison covalente ;
• si $X_a \gg X_b$ : liaison ionique.

Degré d'oxydation

Oxydoréduction : réaction au cours de laquelle une espèce chimique (oxydant) capte des électrons et une autre (réducteur) cède des électrons :

$$\text{oxydant}\ \phi + \text{réducteur}\ \rho \rightarrow \text{oxydant}\ \rho + \text{réducteur}\ \phi$$

Le DO est la charge électrique formelle déterminée après répartition des électrons de valence entre tous les atomes du composé.

• Pour un atome isolé, le DO est égal à la charge électrique de l'atome ou de l'ion.
• Dans une molécule, le DO est calculé en considérant que l'atome le plus électronégatif capte tous les électrons (la somme est égale à la charge).

Les alcalins perdent 1 électron, les alcalino-terreux 2 ; les halogènes gagnent 1 électron, les chalcogènes 2.