Structure 3.1 · Tableau périodique : classification des éléments

Cette fiche d'aide enseigne Structure 3.1, Le tableau périodique : classification des éléments, pour le cours dont la première évaluation a eu lieu en 2025.

Prérequis : configurations électroniques et énergie d'ionisation tirés de Structure 1.3, ainsi que liaisons ioniques et covalentes tirées des Structures 2.1 et 2.2. Vous utiliserez le tableau périodique, les rayons ioniques et les valeurs d'électronégativité du livret de données.

Un seul tableau, de nombreuses prédictions

En 1869, Dmitri Mendeleev a rangé les éléments connus selon leur masse atomique et laissé des espaces là où le schéma indiquait qu'un élément devrait exister. Il a prédit les propriétés de l'« eka-silicium », et le germanium, découvert en 1886, correspondait étroitement à ces prédictions. Le tableau périodique fonctionne parce que les propriétés des éléments se répètent de manière régulière : c'est la périodicité.

Périodes, groupes et blocs

Le tableau moderne classe les éléments selon leur numéro atomique $Z$.

• Une période est une ligne horizontale. Le numéro de période correspond au numéro du niveau énergétique externe : le sodium, $[\text{Ne}]\,3\text{s}^1$, se trouve dans la période 3.
• Un groupe est une colonne verticale, numérotée de 1 à 18. Les éléments d'un même groupe possèdent le même nombre d'électrons externes, ce qui entraîne des réactions similaires. Pour les groupes 1 et 2, le nombre d'électrons de valence est égal au numéro du groupe ; pour les groupes 13 à 18, il est égal au numéro du groupe moins 10.
• Un bloc est nommé d'après le sous-niveau en cours de remplissage : s (groupes 1 et 2), p (groupes 13 à 18), d (groupes 3 à 12) et f (lanthanides et actinides).

Exemple résolu : le chlore est $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^5$. Le niveau externe est $n = 3$, donc période 3 ; le dernier électron occupe un sous-niveau p, donc bloc p ; sept électrons externes, donc groupe 17.

Métaux, métalloïdes et non-métaux

Les métaux se situent à gauche et au centre du tableau ; les non-métaux sont à droite. Une bande diagonale de métalloïdes (B, Si, Ge, As, Sb, Te) les sépare. Les métalloïdes présentent certaines propriétés des deux : le silicium brille mais est cassant, et il est semi-conducteur.

Certains groupes ont des noms : groupe 1 les métaux alcalins, groupe 2 les métaux alcalino-terreux, groupe 17 les halogènes et groupe 18 les gaz nobles.

Deux idées expliquent chaque tendance

Chaque tendance de cette section découle de l'équilibre entre deux effets agissant sur les électrons externes :

• charge nucléaire : plus de protons attirent les électrons plus fortement ;
• écran : les électrons internes repoussent les électrons externes et réduisent l'attraction qu'ils ressentent.

Le long d'une période, la charge nucléaire augmente d'une unité à chaque fois, mais les électrons entrent dans le même niveau d'énergie, donc l'écran change peu. Les électrons externes ressentent une attraction plus forte. Le long d'un groupe, chaque élément possède un niveau interne complet supplémentaire : les électrons externes sont plus éloignés et mieux blindés, ils ressentent donc une attraction plus faible, même si la charge nucléaire est plus grande.

Rayon atomique

• Le long d'une période, le rayon atomique diminue : de Na 186 pm à Cl 102 pm.
• Le long d'un groupe, le rayon atomique augmente : un niveau d'énergie occupé supplémentaire à chaque fois.

Rayon ionique

• Un cation est plus petit que son atome : il a perdu tout son niveau externe, et les électrons restants sont attirés plus fortement. $\text{Na}$ 186 pm, $\text{Na}^{+}$ 102 pm.
• Un anion est plus grand que son atome : les électrons supplémentaires se repoussent mutuellement, et la même charge nucléaire retient davantage d'électrons. $\text{Cl}$ 102 pm, $\text{Cl}^{-}$ 181 pm.
• Pour les ions ayant la même configuration électronique (ions isoélectroniques), le rayon diminue lorsque la charge nucléaire augmente : $\text{N}^{3-} > \text{O}^{2-} > \text{F}^{-} > \text{Na}^{+} > \text{Mg}^{2+} > \text{Al}^{3+}$, tous avec la configuration du néon.

Énergie d'ionisation, affinité électronique et électronégativité

Les trois propriétés découlent de la même idée : une attraction plus forte sur les électrons externes rend ceux-ci plus difficiles à extraire et fait que l'atome attire plus fortement des électrons supplémentaires. La première affinité électronique est généralement négative (exothermique), car l'électron entrant est attiré par le noyau.

Le fluor est l'élément le plus électronégatif (4.0) ; le césium et le francium sont les moins électronégatifs.

Caractère métallique et non métallique

Les métaux réagissent par perte d'électrons. Le caractère métallique augmente donc lorsque l'énergie d'ionisation diminue : en descendant un groupe et en se déplaçant vers la gauche sur une période. Le caractère non métallique augmente vers le haut et vers la droite. C'est pourquoi les métaux les plus réactifs (Cs, Fr) se situent en bas à gauche et le non-métal le plus réactif (F) est en haut à droite.

Les métaux alcalins

Les métaux du groupe 1 sont mous, ont de faibles points de fusion et réagissent rapidement avec l'eau pour former un hydroxyde et de l'hydrogène :

La réactivité augmente en descendant le groupe. L'électron externe est plus éloigné du noyau et mieux blindé, ce qui facilite sa perte. Le lithium s'effervesce régulièrement ; le potassium fond, prend feu et brûle avec une flamme lilas.

Les halogènes

Les halogènes existent sous forme de molécules diatomiques : $\text{F}_2$ et $\text{Cl}_2$ sont des gaz, $\text{Br}_2$ un liquide et $\text{I}_2$ un solide à température ambiante (les forces de London augmentent en descendant le groupe). Les halogènes réagissent par gain d'un électron, leur réactivité diminue donc en descendant le groupe : l'électron entrant est plus éloigné du noyau et mieux blindé.

Un halogène plus réactif déplace un halogène moins réactif à partir d'une solution de ses ions halogénures :

La solution devient orange-jaune car du brome se forme. Le brome ne peut pas déplacer les ions chlorure, car le chlore est plus réactif.

Du basique à l'acide

Les oxydes métalliques sont majoritairement ioniques et basiques : ils réagissent avec les acides, et ceux qui se dissolvent donnent des solutions alcalines. Les oxydes non métalliques sont covalents et acides : ils réagissent avec les bases et se dissolvent pour donner des solutions acides.

Un oxyde amphotère réagit avec les acides et les bases :

Dépôts acides et acidification des océans

Les oxydes de métaux dans l'air rendent la pluie plus acide. La combustion de carburants contenant du soufre forme $\text{SO}_2$, et la haute température dans les moteurs forme des oxydes d'azote. Dans l'air, ils forment de l'acide sulfurique et de l'acide nitrique :

Ces dépôts acides endommagent les bâtiments en calcaire, les forêts et les lacs. Le dioxyde de carbone se dissolvant dans les océans forme de l'acide carbonique, $\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{CO}_3$, ce qui abaisse le pH de l'eau de mer : acidification des océans. Cela rend plus difficile pour les coraux et les mollusques de construire des coquilles de carbonate de calcium.

Règles pour attribuer les états d'oxydation

Un état d'oxydation est la charge qu'un atome aurait si toutes ses liaisons étaient ioniques. Il s'écrit avec le signe en premier : $+2$, $-1$.

1. Un élément non combiné a un état d'oxydation de 0 : Fe, $\text{O}_2$, $\text{Cl}_2$.
2. Un ion simple a sa charge : $\text{Na}^{+}$ est $+1$, $\text{O}^{2-}$ est $-2$.
3. Dans un composé, l'oxygène a généralement un état d'oxydation de $-2$ (sauf dans les peroxydes, $-1$, et avec le fluor), l'hydrogène a généralement un état d'oxydation de $+1$ (sauf dans les hydrures métalliques, $-1$), et le fluor a toujours un état d'oxydation de $-1$.
4. Les états d'oxydation s'additionnent à zéro dans un composé et à la charge d'un ion.

Exemple résolu : l'état d'oxydation de Mn dans $\text{MnO}_4^{-}$. Quatre atomes d'oxygène apportent $4(-2) = -8$. Le total doit être $-1$, donc $\text{Mn} + (-8) = -1$, et Mn est $+7$.

Nomenclature avec les chiffres romains

Lorsqu'un élément peut avoir plusieurs états d'oxydation, le nom indique celui-ci en chiffres romains : chlorure de fer(II) est $\text{FeCl}_2$, chlorure de fer(III) est $\text{FeCl}_3$. Les oxyanions sont nommés de la même manière : $\text{SO}_4^{2-}$ est sulfate(VI) et $\text{SO}_3^{2-}$ est sulfate(IV), communément appelé sulfite ; $\text{NO}_3^{-}$ est nitrate(V).

1. Sans utiliser le tableau périodique, indiquez la période, le groupe et le bloc de l'élément ayant la configuration électronique $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^4$.
2. Expliquez pourquoi le rayon atomique diminue du sodium au chlore.
3. Rangez ces ions par ordre croissant de rayon et justifiez : $\text{Mg}^{2+}$, $\text{Na}^{+}$, $\text{F}^{-}$, $\text{O}^{2-}$.
4. Expliquez pourquoi le potassium réagit plus vigoureusement avec l'eau que le sodium.
5. Rédigez une équation pour la réaction du chlore avec une solution aqueuse d'iodure de potassium, et décrivez ce que vous observeriez.
6. Rédigez les équations montrant la réaction de (a) l'oxyde de sodium et (b) le trioxide de soufre avec l'eau, et précisez l'effet de chaque réaction sur le pH.
7. Déduisez l'état d'oxydation de : (a) Cr dans $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$, (b) S dans $\text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_3$, (c) N dans $\text{NH}_4^{+}$.

Réponses.

1. Période 3 (couche externe $n = 3$), groupe 16 (six électrons externes), bloc p. Il s'agit de soufre.
2. La charge nucléaire augmente de $+11$ à $+17$, mais les électrons externes restent au même niveau d'énergie, avec un effet d'écran à peu près constant. Les électrons externes sont donc attirés plus près du noyau.
3. $\text{Mg}^{2+} < \text{Na}^{+} < \text{F}^{-} < \text{O}^{2-}$. Tous les quatre possèdent la configuration du néon (10 électrons). Les charges nucléaires sont 12, 11, 9 et 8 ; plus la charge nucléaire est élevée, plus les mêmes électrons sont fortement retenus.
4. L'électron externe du potassium se trouve au quatrième niveau d'énergie, plus éloigné du noyau et mieux blindé que celui du sodium. Il est lié moins fermement, il est donc perdu plus facilement.
5. $\text{Cl}_2(\text{aq}) + 2\text{KI}(\text{aq}) \rightarrow 2\text{KCl}(\text{aq}) + \text{I}_2(\text{aq})$. La solution incolore devient brune lorsque l'iode se forme.
6. (a) $\text{Na}_2\text{O} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{NaOH}$ : le pH augmente (alcalin, environ 14). (b) $\text{SO}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_2\text{SO}_4$ : le pH diminue (fortement acide, environ 0 à 1).
7. (a) $2\text{Cr} + 7(-2) = -2$, donc Cr est $+6$. (b) $2(+1) + 2\text{S} + 3(-2) = 0$, donc S est $+2$. (c) $\text{N} + 4(+1) = +1$, donc N est $-3$.

• Expliquez chaque tendance avec la charge nucléaire, l'effet d'écran et la distance ; indiquez ce qui se passe pour l'attraction des électrons externes.
• À travers une période, les électrons entrent dans le même niveau d'énergie ; dans un groupe, un nouveau niveau est ajouté.
• Ions isoelectroniques : comparez uniquement la charge nucléaire ; le nombre d'électrons est le même.
• Les oxydes métalliques sont basiques, les oxydes de non-métaux acides, $\text{Al}_2\text{O}_3$ amphotères ; écrivez les équations des deux réactions.
• Écrivez les états d'oxydation avec le signe en premier ($+3$), et les charges avec le signe en dernier ($3+$).