Tableau Périodique des Éléments (PDF)

TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS Eléments représentatives Eléments représentatives Métaux de transition Métaux de transition interne *Lanthanidse **Actinides  PROPRIETES ATOMIQUES...

TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS Eléments représentatives Eléments représentatives Métaux de transition Métaux de transition interne *Lanthanidse **Actinides  PROPRIETES ATOMIQUES ET LEURS VARIATIONS DANS LA CLASSIFICATION PERIODIQUE Rayon atomique – rat Rayon ionique Energies d’Ionisations successives – EI Energie de fixation électronique – AE Echelles d’ électronégativité – χ Caractère électropositif = métallique Caractère électronégatif = non-métallique Étage d’oxydation (E.O.) = N0 d’oxydation (N.O.) (valence)  LE RAYON ATOMIQUE rat LA TAILLE DES ATOMES On peut estimer la taille d’un 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 non-metalique A (Br) qui existe comme une molécule diatomique A2 (Br2), le rayon atomique est la moitié de la longueur de la liaison A – A (Br – Br) r cov (A ) = dA-A / 2 rA rA rat d A-A  LE RAYON ATOMIQUE rat Atom Al Longueur R cov. = rat de Liaison C – Cl L’atome de Cl rat d’Al Cl – Cl Cristal métallique – Al R cov. = rat de Raza R cov. = rat de L’atome de C Cl L’atome de Cl LE RAYON ATOMIQUE rat en descendant un groupe, le rayon atomique augmente (rat  avec Z) lorsqu’on descend un groupe, la charge nucléaire Z vue par les e- de valence augmente (les e- de valence occupent un niveau quantique principal n plus élevé et leur distance moyenne du noyau augmente)  dans une période, en allant de gauche à droite, les rat des E tendent à devenir plus petits (rat  avec Z) le plus petit rat est dû à l’augmentation Z en allant de gauche à droite (les e- de valence sont retenus plus près du noyau par sa plus grande charge nucléaire Z)  LES RAYONS ATOMIQUES des E (nm) 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A Li Be B C N O F 0.1.52 0.111 0.088 0.077 0.070 0.066 0.064 Na Mg Al Si P S Cl 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.104 0.099 K Ca Ga Ge As Se Br 0.231 0.197 0.122 0.122 0.121 0.117 0.114 Rb Sr In Sn Sb Te I 0.244 0.215 0.162 0.140 0.141 0.137 0.133 Cs Ba At Tl Pb Bi Po 0.262 0.217 0.171 0.175 0.146 0.140 0.140 LeMay Jr, Beall, Robblee, Brower, Chemistry Connections to Our Changing World , 1996, page 175  Les configurations électroniques des cations et des anions le cation d’un élément représentatif est produit en libérant des e– afin que le cation atteigne la configuration électronique d’un gaz rare 1  11 Na : [Ne]3s devient Na : [Ne] 2 2 12 Ca Mg : [Ne]3s Mg2+: [Ne] devient Ca 13 Al : [Ne]3s 2 3p1 devient Al 3 : [Ne] l’anion d’un élément représentatif est produit en acceptant des e– afin que l’anion atteigne la configuration électronique d’un gaz rare 1 H : 1s1 devient H  : 1s 2 ou [He] 2 9 F : [He]2s 2p 5 devient F  : [He]2s 2 2p 6 ou [Ne] 8 O : [He]2s 2 2p 4 devient O 2 : [He]2s 2 2p 6 ou [Ne] 2 7 N : [He]2s 2p 3 devient N 3 : [He]2s 2 2p 6 ou [Ne] IONS LES PLUS STABLES DES ELEMENTS s et p 1 2 13 14 15 16 17 18 s1 s2 p1 p2 p3 p4 p5 p6 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra X+ X2+ X3+ X4+ X3- X2- X- X4- Les métaux donnent des cations et pas des anions Les non-métaux donnent des anions et pas des cations (*) Les semi-métaux peuvent donner des anions et des cations Ces ions des éléments représentatifs et les gaz rares sont isoélectroniques (possèdent le même N0 d’e– et donc partagent la même configuration électronique)  Les configurations électroniques des cations des metaux de transitions Pour les métaux de transition, on peut souvent trouver plus d’un type de cations et ces cations souvent ne sont pas isoélectroniques avec un gaz rare ex.; ni Fe2+ ou Fe3+ n’est isoélectronique avec un gaz rare, mais chacun se trouve dans la nature Même si l’orbitale ns se remplit avant l’orbitale (n-1)d, lorsqu’un 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 (e– - e–)et (e– - noyau) changent en allant de l’atome au cation, et l’ordre énergétique entre ns et (n-1)d change ex.: 25Mn2+ a la configuration [Ar]3d5 et 30Zn2+ a la configuration [Ar]3d10  Le rayon ionique le rayon ionique est le rayon d’un cation ou d’un anion lorsqu’un atome devient un anion, sa taille augmente car l’augmentation de la répulsion entre les e– cause les e– à occuper un plus grand volume lorsqu’un atome devient un cation, rayon rayon l’inverse se produit, et le rayon atomique anionique diminue en plus, dans plusieurs cas, on vide un niveau quantique principal n ratome Cl0 < ranion Cl– entièrement et la couche de valence devient celle avec le nombre quantique principal (n-1)  Le rayon ionique 7N 8O 9F 11Na 12Mg 13Al même si N3–, O2–, F–, Na+, Mg2+, +7 +8 +9 +11 +12 +13 et Al3+ sont isoélectroniques, leurs rayons ioniques sont très différents à cause de leurs Z leur configuration est 1s22s22p6 et donc Z = +7, +8, +9, et +11, +12, +13 respectivement, en allant de N3– à Al3+ une plus grande charge nucléaire Z attire les e– plus fortement et le rayon ionique devient plus petit 3– 2– F– + 2+ 3+ 7N 8O 9 11Na 12Mg 13Al +7 +8 +9 +11 +12 +13 Rayon ionique / rayon atomique Les rayons atomiques et ioniques sont différents  Ions isoélectroniques ont le même N0 d’e– Groupe IA = 1 Groupe VIIA = 17 Gain d'e– Perte d'e– Ions isoélectroniques de 10Ne  10Ne0:1s22s22p6 3– 2– F– + 2+ 3+ 7N 8O 9 11Na 12Mg 13Al +7 +8 +9 +11 +12 +13  RAYONS IONIQUES Les ions isoélectroniques ont le même N0 d’e– Na+ Mg2+ Al3+ 11p+ 12p+ 13p+ 10e– 10e – 10e – / 10Ne P3– S2– Cl– 15p+ 16p+ 17p+ 18e – 18e – 18e – / 18Ar r ionique  dans une série des ions isoélectroniques avec  Z Groupe 1 Groupe 2 Groupe 13 Groupe 16 Groupe 17  L’ÉNERGIE D’IONISATION, EI EI est l’énergie minimale requise pour arracher 1 e– d’un atome gazeux à l’état fondamental énergie + X0(g) X+(g) + e– EI1 première plus EI1 est élevée, plus il est difficile d’arracher 1 e– de l’atome on a aussi les deuxième EI2, troisième EI3, …. énergie + X+(g) X2+(g) + e– EI2 énergie + X2+(g) X3+(g) + e– EI3 …. ça devient plus difficile d’arracher les deuxième, troisième, …., e– car la répulsion entre les e– diminue après chaque ionisation et il est très difficile de séparer 1 e– d’un cation dû à l’interaction électrostatique favorable entre ces deux charges opposées  L’ÉNERGIE D’IONISATION, EI e X(g)  X+(g) + e– - + Al0: 1s22s22p63s23p1 = Ne3s23p1 13 10 Al(g)  Al+(g) + e- I1 = 580 kJ/mol EI1 première Al+(g)  Al2+(g) + e- I2 = 1815 kJ/mol EI2 deuxième Al2+(g)  Al3+(g) + e- I3 = 2750 kJ/mol EI3 troisième Al3+(g)  Al4+(g) + e- I4 = 11600 kJ/mol EI4 quatrième S0: 1s22s22p63s23p4 = Ne3s23p4 16 10 S(g)  S+(g) + e- I1 = 999,6 kJ/mol EI1 S+(g)  S2+(g) + e- I2 = 2251 kJ/mol EI2 S2+(g)  S3+(g) + e- I3 = 3361 kJ/mol EI3  L’ÉNERGIE D’IONISATION, EI EI diminue en descendant un groupe (Z) Z , mais l’e– de valence qui est enlevé est plus loin du noyau et donc plus faiblement retenu l’énergie d’ionisation EI augmente , en général, en allant de gauche à droite dans le tableau périodique (Z) en allant de gauche à droite, la Z augmente  et l’e– de valence EI1 qui est enlevé est plus fortement retenu Sens d’augmentation de EI1 dans la classification  Les 10 premières énergies d’ionisation successives des éléments Li à Na E.I1 E.I2 E.I3 E.I 4 E.I5 E.I6 E.I7 E.I 8 E.I9 E.I10 3Li 5,4 75,6 122,5 4Be 9,3 18,2 153,9 217,7 5B 8,3 25,2 37,9 259,4 340,2 6C 11,3 24,4 47,9 64,5 392 489 7N 14,5 29,6 47,5 77,5 97,9 552,1 667 8O 13,6 35,1 54,9 77,4 113,9 138,1 739,3 871,4 9F 17,4 35 62,1 87,1 114,2 157,2 185,2 954 1104 10Ne 21,6 41 63,5 97,1 126,2 157,9 207,3 239,1 1196 1362 11Na 5,1 47,3 71,6 98,9 138,4 172,2 208,5 264,2 300 1465 Un brusque saut est observé pour l’ion dont la configuration correspond à celle d’un gaz rare (changement de couche)  L’AFFINITÉ ÉLECTRONIQUE, AE AE est la variation d’énergie (énergie absorbée ou dégagée) qui se produit quand un atome à l’état gazeux capte un électron X 0(g) + e– X–(g) une valeur négative veut dire que ce processus est exothermique (favorable) une valeur positive veut dire que ce processus est endothermique (défavorable) une valeur très négative veut dire que l’atome a une grande affinité une valeur légèrement négative ou positive veut dire que l’atome a une petite affinité L’AFFINITÉ ÉLECTRONIQUE, AE en général, AE change de très peu () en descendant un groupe (Z) en descendant un groupe (Z), le nouvel e– se trouve loin du noyau (défavorable) mais la répulsion entre le nouvel e – et les e – de l’atome est moins importante car le volume est moins restreint (favorable)  L’AFFINITÉ ÉLECTRONIQUE, AE en général, AE devient plus négative (l’affinité de l’atome pour l’électron devient plus grande) en allant de gauche à droite dans une période (Z), car le nouvel e– voit une plus grande charge nucléaire Z – quelques exceptions... AE Sens d’augmentation de AE1 dans la classification  LA MASSE VOLUMIQUE, ρ Une espèce chimique est caractérisée par sa masse volumique ρ qui dépend de son état physique. Elle est égale au quotient de la masse m de l’échantillon par son volume V: Unités pour ρ : kg/m3 g/mL, g/cm3 ou kg/L, kg/dm3 La masse volumique de l’eau est : ρ (eau) = 1000 g·L-1 ou ρ (eau) = 1 g·cm-3 ou ρ (eau) = 1000 kg·m-3 1 mL = 1 cm3 1 L = 1 dm3 1 mL = 10-3 L = 1cm3 = 10-3 dm3 1000 mL = 1 L 3 = 1 L = 1000 mL = 1 dm3 3 1000 cm = 1 dm 3 1000 cm 1000 g = 1 kg 1 mg = 10-3 g = 10-6 kg 1000 mg = 1 g  LA DENSITÉ, d En chimie, on définit la densité d’une espèce chimique par rapport à l’eau de la façon suivante : La densité n’a pas d’unité.  Températures de fusion = T.f. (oC) H des E He 1 Mg Symbole E -259.2 -269.7 650 p.f. oC Li Be B C N O F Ne 2 180.5 1283 2027 4100 -210.1 -218.8 -219.6 -248.6 Na Mg > 3000 oC 2000 - 3000 oC Al Si P S Cl Ar 3 98 650 660 1423 44.2 119 -101 -189.6 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 4 63.2 850 1423 1677 1917 1900 1244 1539 1495 1455 1083 420 29.78 960 817 217.4 -7.2 -157.2 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 5 38.8 770 1500 1852 2487 2610 2127 2427 1966 1550 961 321 156.2 231.9 630.5 450 113.6 -111.9 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 6 28.6 710 920 2222 2997 3380 3180 2727 2454 1769 1063 -38.9 303.6 327.4 271.3 254 -71 Ga Ralph A. Burns, Fundamentals of Chemistry , 1999, page 1999  ÉLECTRONÉGATIVITÉ c L’électronégativité caractérise la tendance qu’a un atome à attirer les électrons à lui. C’est une notion intuitive très utilisée par les chimistes, pour prévoir certaines propriétés atomiques ou moléculaire. Il n’existe pas de définition très précise de l’électronégativité. Trois échelles différentes sont utilisées pour mesurer cette tendance des atomes à attirer plus ou moins fortement les électrons. L’électronégativité s’exprimera sans unité. ÉLECTRONÉGATIVITÉ Echelle de Pauling χ Cette échelle est la première qui fut utilisée et est toujours la plus employée Linus Pauling 1901-1994 par les chimistes. Prix Nobel Chimie (1954) Elle est basée sur des propriétés Prix Nobel Paix (1962) Moléculaires (énergies des liaisons...) Dans cette échelle, la différence d ’électronégativité entre deux éléments est évaluée par la formule : (D χ)2 = EAB -  EAA · EBB EAB , EAA et EBB sont les énergies des liaisons A-B , A-A et B-B exprimée en eV L’élément de référence est le Fluore auquel Pauling a attribué une électronégativité de XF = 4 (χCs = 0,7)  ÉLECTRONÉGATIVITÉ 1 H Echelle de Pauling χ 18 1 2.1 2 13 14 15 16 17 Li Be B C N O F 2 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Période Na Mg 8-9-10 Al Si P S Cl 3 0.9 1.2 3 4 5 6 7 11 12 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 4 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.7 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 5 0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5 Cs Ba La * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 6 0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2 y 7 Fr Ra Ac Lanthanides: * 1.1 - 1.3 y 0.7 0.9 1.1 Actinides: 1.3 - 1.5 < 1.0 2.0 - 2.4 1.0 - 1.4 2.5 - 2.9 1.5 - 1.9 3.0 - 4.0 Hill, Petrucci, General Chemistry An Integrated Approach 2nd Edition, page 373  ÉLECTRONÉGATIVITÉ χ Echelle d’Allred et Rochow Dans cette échelle l’électronégativité est proportionnelle à la force de Coulomb liant l’électron au noyau Echelle de Mulliken χ M = 1/2 (EI1 + AE) Originellement, Mulliken avait défini l’électronégativité comme étant la moyenne entre l’énergie de première ionisation et l’électroaffinité de l’élément. Un atome très électronégatif attire fortement les électrons, il sera donc difficile de lui en arracher un e– (EI1élevé) et inversement facile de lui en rajouter un e– (AE élevé)  ÉLECTRONÉGATIVITÉ χ χ Sens d’augmentation de χ dans la classification Un atome petit à ses électrons de valence plus proches du noyau qu’un atome gros  les atomes petits attirent donc mieux les électrons que les gros et sont donc plus électronégatifs. Les éléments les plus électronégatifs sont les non métaux en haut et à droite de la classification il est normal qu’ils donnent des anions. Les éléments les moins électronégatifs sont les métaux (en bas et à gauche), il est normal qu’ils donnent des cations.  Tableau périodique des éléments Métal radioactif * Francium Le métal césium χCs = 0,7  ÉLECTRONÉGATIVITÉ des éléments c Les 4 éléments les plus électronégatifs sont F, O, Cl et N L'électronégativité d'un élément varie avec son nombre d'oxydation (N.O.) ou l'état d'oxydation (Eox). Plus le N.O. est positif, plus l'électronégativité est élevée car la présence de fractions de charge positive augmente la tendance à attirer les électrons. SnCl2 est un solide ionique (liaison ionique) alors que SnCl4 est un liquide (liaison covalente polarisée). Comme le chlorure Cl– ne change pas de N.O.(-1), son électronégativité (χ = 3,0 sur l'échelle de Pauling) est constante. C'est donc l'électronégativité de l'étain qui varie et qui augmente selon : χ (Sn2+) < χ (Sn4+).  Electronégativités des éléments c non-métaux ( c > 2) semi-métaux B Si As Se Te Métaux trans. (1,5