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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 116 — #124
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CHAPITRE 2 – CLASSIFICATION PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS
Évolution dans le tableau périodique
La figure 2.24 indique l’évolution de l’électronégativité (dans les trois échelles évoquées)
au sein du tableau périodique. De façon générale l’électronégativité croît lors d’un déplacement de gauche à droite sur une ligne ainsi que de bas en haut sur une colonne du tableau
périodique. L’élément le plus électronégatif est le fluor, l’élément le moins électronégatif
(qualifié alors d’électropositif ) est le césium. Tous les halogènes ont une forte tendance à
capter un électron (l’anion a alors la structure du gaz noble le plus proche) : ils manifestent
une forte électronégativité. À l’opposé, tous les métaux de la gauche du tableau (Li, Na. . .)
sont très faiblement électronégatifs (ils sont dits électropositifs par opposition) : ils auront au contraire tendance à perdre des électrons. Notons que l’hydrogène fait exception à
cette évolution et possède une électronégativité voisine de celle du carbone. Ce résultat est
important en chimie organique.
Utilisation de l’électronégativité
La notion d’électronégativité permet souvent de justifier la réactivité de certaines molécules.
La très large majorité des substances rencontrées en chimie (et notamment en chimie organique) est constituée de corps composés (qui contiennent plusieurs éléments chimiques différents, par opposition aux corps simples qui ne contiennent qu’un seul élément chimique).
Certaines propriétés de ces corps composés sont prévisibles, ou du moins justifiables, à partir
de l’analyse de la différence d’électronégativité des atomes constituant la substance étudiée.
Ainsi les électrons liant deux atomes d’électronégativité très différente se situent préférentiellement sur l’atome d’électronégativité la plus élevée, conférant à la liaison un caractère
polaire voire ionique (la polarité des molécules est étudiée au chapitre 3 (Modèle de LEWIS
des molécules et des ions).
7 Étude de quelques familles de la classification
7.1 Les éléments du bloc s
Les éléments du bloc s sont les éléments des deux premières colonnes de la classification périodique. Ils sont partagés entre les métaux alcalins (première colonne, un électron externe)
et les métaux alcalino-terreux (deuxième colonne, deux électrons de valence). Remarquons
que l’hydrogène est évidemment un non-métal et n’entre pas dans le cadre de ce paragraphe.
Les éléments du bloc s possèdent un ou deux électrons externes peu liés du fait de leur faible
électronégativité, ce qui leur confère un caractère métallique ainsi qu’une forte réactivité
chimique (rôle réducteur). Les éléments de la première colonne (alcalins) ont tendance
à perdre un électron pour former le cation monochargé correspondant. Les éléments de la
deuxième colonne (alcalino-terreux) ont quant à eux tendance à former le cation doublement
chargé, correspondant à une double ionisation. Nous pouvons citer à titre d’exemple les ions
Li
+ , Na + et K + correspondant aux atomes de lithium, sodium et potassium ayant perdu un
électron. Les ions Mg 2+ , Ca
2+ ou encore Sr
2+ correspondent pour leur part à des atomes de
magnésium, calcium et strontium ayant perdu deux électrons. Du point de vue de la réactivité
chimique, tous les éléments de la première colonne réagissent violemment avec l’eau, en la
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CHAPITRE 2 – CLASSIFICATION PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS
Évolution dans le tableau périodique
La figure 2.24 indique l’évolution de l’électronégativité (dans les trois échelles évoquées)
au sein du tableau périodique. De façon générale l’électronégativité croît lors d’un déplacement de gauche à droite sur une ligne ainsi que de bas en haut sur une colonne du tableau
périodique. L’élément le plus électronégatif est le fluor, l’élément le moins électronégatif
(qualifié alors d’électropositif ) est le césium. Tous les halogènes ont une forte tendance à
capter un électron (l’anion a alors la structure du gaz noble le plus proche) : ils manifestent
une forte électronégativité. À l’opposé, tous les métaux de la gauche du tableau (Li, Na. . .)
sont très faiblement électronégatifs (ils sont dits électropositifs par opposition) : ils auront au contraire tendance à perdre des électrons. Notons que l’hydrogène fait exception à
cette évolution et possède une électronégativité voisine de celle du carbone. Ce résultat est
important en chimie organique.
Utilisation de l’électronégativité
La notion d’électronégativité permet souvent de justifier la réactivité de certaines molécules.
La très large majorité des substances rencontrées en chimie (et notamment en chimie organique) est constituée de corps composés (qui contiennent plusieurs éléments chimiques différents, par opposition aux corps simples qui ne contiennent qu’un seul élément chimique).
Certaines propriétés de ces corps composés sont prévisibles, ou du moins justifiables, à partir
de l’analyse de la différence d’électronégativité des atomes constituant la substance étudiée.
Ainsi les électrons liant deux atomes d’électronégativité très différente se situent préférentiellement sur l’atome d’électronégativité la plus élevée, conférant à la liaison un caractère
polaire voire ionique (la polarité des molécules est étudiée au chapitre 3 (Modèle de LEWIS
des molécules et des ions).
7 Étude de quelques familles de la classification
7.1 Les éléments du bloc s
Les éléments du bloc s sont les éléments des deux premières colonnes de la classification périodique. Ils sont partagés entre les métaux alcalins (première colonne, un électron externe)
et les métaux alcalino-terreux (deuxième colonne, deux électrons de valence). Remarquons
que l’hydrogène est évidemment un non-métal et n’entre pas dans le cadre de ce paragraphe.
Les éléments du bloc s possèdent un ou deux électrons externes peu liés du fait de leur faible
électronégativité, ce qui leur confère un caractère métallique ainsi qu’une forte réactivité
chimique (rôle réducteur). Les éléments de la première colonne (alcalins) ont tendance
à perdre un électron pour former le cation monochargé correspondant. Les éléments de la
deuxième colonne (alcalino-terreux) ont quant à eux tendance à former le cation doublement
chargé, correspondant à une double ionisation. Nous pouvons citer à titre d’exemple les ions
Li
+ , Na + et K + correspondant aux atomes de lithium, sodium et potassium ayant perdu un
électron. Les ions Mg 2+ , Ca
2+ ou encore Sr
2+ correspondent pour leur part à des atomes de
magnésium, calcium et strontium ayant perdu deux électrons. Du point de vue de la réactivité
chimique, tous les éléments de la première colonne réagissent violemment avec l’eau, en la
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