Fiche 41 • Évolution des propriétés au sein de la classification périodique
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La position des éléments dans la classification renseigne sur certains comportements chimiques,
liés à la configuration électronique de la couche de valence :
3. EN PRATIQUE…
c Comparons les rayons atomiques du carbone 6 C et du fluor 9 F.
Le rayon du carbone est de 65 pm tandis que celui du fluor est de 41 pm. Ces valeurs confirment le fait que le rayon de l’orbitale atomique de valence diminue le long d’une période.
Même si un nombre plus important d’électrons tourne autour du noyau, le rayon atomique
est moins élevé. C’est une conséquence directe de la croissance de la charge effective. Le
rayon est d’autant plus petit que Z* est grand et que le nombre quantique principal « n » est
petit (Fiche 39).
c Comparons à présent leurs énergies de première ionisation E.I. 1 .
Du point de vue des valeurs, E.I 1 (C) = 11,3 eV et E.I 1 (F) = 17,4 eV. Ces valeurs confirment
la croissance de l’énergie de première ionisation dans une ligne. Lorsque Z* augmente, il
devient de plus en plus difficile d’arracher un électron car il est très attaché au noyau.
c L’énergie de premier attachement pour l’atome d’oxygène vaut – 141 kJ.mol –1 . Elle correspond à l’équation O (g) + e – Æ O –
(g) . A 1 étant négatif, la réaction libère de l’énergie (réaction
exothermique) et se fait relativement spontanément.
La capture ultérieure d’électrons par O – est un processus endothermique en raison des répulsions anion-électrons. Ainsi, A 2 = 851 kJ.mol –1 > 0 pour l’équation O –
(g) + e – Æ O 2–
(g) .
Tendance à
l’ionisation
Les éléments situés à gauche de la classification périodique (colonne 1 à 14)
forment plutôt des cations.
• Les éléments des deux premières périodes vérifient la règle de l’octet
(8 électrons sur la couche externe) (Fiche 49).
• Les métaux du bloc d forment des ions très stables lorsque leur couche d
est pleine (d 10 ), à moitié pleine (d 5 ), ou vide (d 0 )
• Les éléments dans une même colonne ont le même nombre d’électrons de
valence.
Les éléments de la droite du tableau (colonne 15 à 17) donnent préférentiellement des anions. Lorsque la forme atomique d’un élément est ionisé,
la charge de l’ion représente le nombre d’oxydation de l’élément. Il est noté
en chiffres romains (Fiche 23).
Caractère
oxydant
ou réducteur
• Un oxydant noté Ox, est une espèce
chimique capable de capter un ou
plusieurs électrons. Un réducteur
noté Red, est une espèce chimique
capable de donner un ou plusieurs
électrons.
Ainsi, Ox + ne – 6 Red.
• Plus l’électronégativité de l’atome
est grande, plus son caractère oxydant est marqué. Plus elle est faible,
plus son caractère réducteur est fort.
• Le caractère réducteur est net pour
les éléments situés dans la partie
gauche du tableau périodique.
• Les métaux sont généralement des
réducteurs.
• Les halogènes sont des oxydants.
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La position des éléments dans la classification renseigne sur certains comportements chimiques,
liés à la configuration électronique de la couche de valence :
3. EN PRATIQUE…
c Comparons les rayons atomiques du carbone 6 C et du fluor 9 F.
Le rayon du carbone est de 65 pm tandis que celui du fluor est de 41 pm. Ces valeurs confirment le fait que le rayon de l’orbitale atomique de valence diminue le long d’une période.
Même si un nombre plus important d’électrons tourne autour du noyau, le rayon atomique
est moins élevé. C’est une conséquence directe de la croissance de la charge effective. Le
rayon est d’autant plus petit que Z* est grand et que le nombre quantique principal « n » est
petit (Fiche 39).
c Comparons à présent leurs énergies de première ionisation E.I. 1 .
Du point de vue des valeurs, E.I 1 (C) = 11,3 eV et E.I 1 (F) = 17,4 eV. Ces valeurs confirment
la croissance de l’énergie de première ionisation dans une ligne. Lorsque Z* augmente, il
devient de plus en plus difficile d’arracher un électron car il est très attaché au noyau.
c L’énergie de premier attachement pour l’atome d’oxygène vaut – 141 kJ.mol –1 . Elle correspond à l’équation O (g) + e – Æ O –
(g) . A 1 étant négatif, la réaction libère de l’énergie (réaction
exothermique) et se fait relativement spontanément.
La capture ultérieure d’électrons par O – est un processus endothermique en raison des répulsions anion-électrons. Ainsi, A 2 = 851 kJ.mol –1 > 0 pour l’équation O –
(g) + e – Æ O 2–
(g) .
Tendance à
l’ionisation
Les éléments situés à gauche de la classification périodique (colonne 1 à 14)
forment plutôt des cations.
• Les éléments des deux premières périodes vérifient la règle de l’octet
(8 électrons sur la couche externe) (Fiche 49).
• Les métaux du bloc d forment des ions très stables lorsque leur couche d
est pleine (d 10 ), à moitié pleine (d 5 ), ou vide (d 0 )
• Les éléments dans une même colonne ont le même nombre d’électrons de
valence.
Les éléments de la droite du tableau (colonne 15 à 17) donnent préférentiellement des anions. Lorsque la forme atomique d’un élément est ionisé,
la charge de l’ion représente le nombre d’oxydation de l’élément. Il est noté
en chiffres romains (Fiche 23).
Caractère
oxydant
ou réducteur
• Un oxydant noté Ox, est une espèce
chimique capable de capter un ou
plusieurs électrons. Un réducteur
noté Red, est une espèce chimique
capable de donner un ou plusieurs
électrons.
Ainsi, Ox + ne – 6 Red.
• Plus l’électronégativité de l’atome
est grande, plus son caractère oxydant est marqué. Plus elle est faible,
plus son caractère réducteur est fort.
• Le caractère réducteur est net pour
les éléments situés dans la partie
gauche du tableau périodique.
• Les métaux sont généralement des
réducteurs.
• Les halogènes sont des oxydants.
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