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La classification périodique

Le quatrième nombre quantique : spin de l'électron

Comme on l'a vu précédemment, la fonction d'onde associée à un électron ne dépend que des trois nombres quantiques n, l, m. Si l'on reste dans ce cadre, certains résultats expérimentaux ne peuvent être expliqués.
Par exemple, le spectre du sodium, lorsqu'il est observé avec un spectrographe de bonnes résolutions montre que les raies de la série principale sont doubles. Ceci laisse supposer qu'il existe un quatrième nombre quantique ne pouvant prendre que deux valeurs.

Spectres quelques spectres dont le sodium
raie D du sodium La raie D du sodium dédoublement de la raie D du sodium et son dédoublement

Notion de « spin de l'électron »

Représentations classiques

En anglais « to spin » signifie tourner sur soi-même. De manière classique et pour se rapprocher d'une vision concrète pour l'homme, on associe le moment cinétique de spin à une rotation de l'électron sur lui-même. On envisage donc qu'il puisse exister de sens de rotation.

Quantification

Les expériences réalisées suggèrent que le spin de l'électron peut prendre deux valeurs : -1/2 et +1/2.
Il convient de garder à l'esprit qu'il s'agit là du spin de l'électron. D'autres particules peuvent présenter d'autres valeurs de spin.

Principe d'élaboration de la classification périodique

Principe d'exclusion de Pauli

Le principe d'exclusion de Pauli indiquait que : « il est impossible que deux électrons de mêmes atomes possèdent quatre nombres quantiques identiques ».
Il en résulte qu'à un état, c'est-à-dire à une orbite atomique, défini par le triplet de nombres quantiques n, l, m, on fait correspondre une "case quantique" pouvant contenir soit aucun électron, soit un électron célibataire, soit deux électrons appareillés c'est-à-dire que le spin du premier est égal à 1/2 alors que le spin du second est égal à -1/2. On dit que ces électrons présentent des spins antiparallèles.
Un niveau n sera donc saturé s'il contient 2n2 électrons.

Principe de stabilité : règles de Klechkowsky

« Les électrons novateurs occupent les orbitales atomiques les plus stables, c'est-à-dire celles de plus basse énergie. »
L'énergie les orbitales atomiques ne dépend que de n et l:

E ( n , l ) = 13,6 . Z 2 n 2 eV

La règle de Klechkowsky peut être représentée de manière graphique de façon à retenir aisément l'ordre des niveaux d'énergie.

Remplissage selon Klechkowsky
n=
1 1s
2 2s 2p
3 3s 3p 3d
1 4s 4p 4d 4f
1 5s 5p 5d 5f 5g
1 6s 6p 6d ...
1 7s 7p ...
le tableau se lit en diagonale d'en haut à droite à en bas à gauche
On lit donc 1s 2s 2p 3s3p 4s 3d 4p 5s 4d ...

Principe de remplissage : règles de Hund

« Les électrons se disposent dans les orbitales atomiques dans l'ordre des énergies croissantes. Pour les orbitales atomiques de même niveau d'énergie, ils en occupent le maximum et des électrons de spin parallèle. »
Le remplissage se fera donc dans l'ordre : 1s1 ; 1s2 ; 1s22s1 ; 1s22s2 ; 1s22s22p1 ; etc.

Structure électronique de l'atome

On appelle structure électronique de l'atome la répartition des électrons dans les différentes orbitales atomiques. Par exemple, l'atome d'azote qui possède 7 électrons aura la structure électronique suivante : 1s22s22p3 présentation en cases quantiques est alors :

↑ ↓ ↑ ↓
1s22s22p3

Très souvent, les propriétés chimie d'un élément sont liées uniquement à sa couche externe aux couches de balance. On se contentera donc en général de donner cette dernière. On lui associe aussi le schéma de Lewis que nous verrons plus tard.

Remarque - il se fit donc de connaître le nombre de charges Z d'un élément pour, au moyen des règles précédentes, en écrire la structure électronique.

Il existe pourtant certaines irrégularités pour dénombre de charges élevées. Par exemple pour le cuivre on s'attendrait à avoir :
Z=29 : 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d9
Mais on observe :
1s2 2s22p6 3s23p6 4s13d10

La classification périodique des éléments

Historique

Dès le début du XIXe siècle, de nombreux essais de classement des divers éléments connus ont été proposés afin d'expliquer l'analogie des propriétés chimiques de certains d'entre eux. Ce fut Mendeleïeff qui en 1869 publia la plus remarquable des classifications. Celle-ci était le prototype de la classification périodique que nous utilisons encore actuellement.

  • Les éléments sont classés par ordre de masse atomique est croissante
  • Les éléments situés dans une même colonne ont des propriétés voisines
Il est remarquable que Mendeleïeff laissa certaine case vide postulant qu'il existait des éléments inconnus à l'époque pour les remplir. Il postula aussi leurs propriétés physico-chimiques qui se révélèrent exactes par la suite. (Exemple : scandium, gallium, germanium, etc.).

La classification périodique actuelle

On continue souvent, par abus, à l'appeler tableau de Mendeleïeff.

  • Le classement se fait selon le numéro atomique croissant
  • Une famille correspond à une colonne. Les éléments d'une même colonne possèdent des couches de valence identiques
  • Une ligne, encore appelé une période, correspond à une valeur fixée du nombre quantique n de la couche de valence
  • La classification comporte plusieurs ensembles ou blocs d'éléments :
    • Ensemble s :
      • Elément en ns1, colonne IA : Alcalins
      • Élément en ns2, colonne IIA : Alcalinoterreux
    • Ensemble p :
      • IIIA métaux trivalent
      • IVA à VIA métalloïdes
      • VIIA allogènes
      • VIIIA gaz nobles
    • Ensemble d : il s'agit des éléments de transition. On numérote les nouvelles colonnes de IIIB, IVB, à IB, IIB
    • Ensemble f : il s'agit des lanthanides, des actinides, et à partir du neptunium, des transuraniens qui sont des éléments artificiels
    • L'hydrogène et l'hélium n'appartienne à aucun de ces quatre ensembles. Néanmoins, l'hellium a sa couche externe saturée il se situe en tête de la colonne des gaz noble. L'hydrogène est soit placés au-dessus des alcalins, soit en dehors de tout ensemble.

Évolution des propriétés physiques au sein de la classification périodique

On constate une périodicité des propriétés. Des analogies entre les éléments d'une même colonne. Et une évolution régulière le long des lignes et le long d'une colonne.

Le rayon atomique

Il est croissant le long d'une colonne et décroissant le long d'une ligne.

Le rayon ionique

Un cation toujours enrayant nettement plus petit que l'atome. Un anion a toujours enrayant nettement plus grand que l'atome. Globalement, le rayon ionique évolue comme le rayon atomique.

Le rayon de Van Der Waals

Lorsque de molécules différentes sont au voisinage de l'autre, des atomes non liés très proches donnent lieu à des interactions répulsives. Les forces électriques de répulsion à très courte distance sont appelées forces de Van Der Waals. Le rayon de Van Der Waals caractérise tout atome en l’assimilant à une sphère dure impénétrable.
Le rayon de Van Der Waals croit le long d'une colonne et décroît le long d'une ligne.

Énergie d'ionisation

Il s'agit de l'énergie qu'il faut fournir un atome sous forme gazeuse pour lui arracher un électron.
Elle décroît le long d'une colonne et croit le long d'une ligne.

Affinités électroniques ou électroaffinités : E.A.

Il s'agit de l'énergie libérée par la réaction de capture d'un électron par un atome sous forme gazeuse.
Il est difficile de dégager une tendance générale. Néanmoins, l'énergie semble croître le long d'une ligne.

Electronégativité

L’Électronégativité traduit la capacité d'un élément à attirer les électrons d'un doublé de liaison vers lui. L'Électronégativité décroît le long d'une colonne et croit le long d'une ligne.
L'Électronégativité est en général exprimée sous la forme de l'échelle Pauling. L'élément le plus Électronégatif est le fluor qui prend une valeur de 4. Le moins Électronégatif est sodium qui prend la valeur 0,9.

Évolution des propriétés chimiques au sein de la classification périodique

Les propriétés chimiques ne sont liées qu'à la couche externe d'électrons.
Nous ne donnerons ici que quelques idées :

  • On passe d'un caractère basique un caractère acide lorsque l'on remonte une ligne.
    Ainsi, NaOH est une base forte, Mg(OH)2 une base faible, CO2 un acide faible et HNO3 un acides forts.
  • On passe d'un caractère réducteur à un caractère oxydant au long d'une ligne.

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samedi, juin 24, 2017