Le tableau périodique

La Tableau Périodique classe tous les éléments par ordre croissant de numéro protonique (le numéro atomique). Les lignes horizontales sont appelées périodes et les colonnes verticales sont appelées groupes.

Quelques motifs clés :

• D'un côté à l'autre d'une période, les éléments changent de métaux à gauche vers des non-métaux à droite.
• Le numéro du groupe indique la charge des ions formés par les éléments. Le Groupe I forme des ions $+1$, le Groupe II forme des ions $+2$, et le Groupe VII forme des ions $-1$.
• Les éléments d'un même groupe ont des propriétés chimiques similaires. Cela s'explique par leur nombre identique d'électrons de couche externe (la même configuration électronique externe).

En raison de ces motifs, vous pouvez utiliser la position d'un élément pour prédire ses propriétés.

Dans la période 3, de gauche à droite :

Les métaux à gauche conduisent l'électricité et forment des ions positifs en perdant des électrons ; les non-métaux à droite forment des ions négatifs en gagnant des électrons (ou partagent des électrons dans des liaisons covalentes). Les éléments du groupe IV ne forment généralement ni les uns ni les autres, et les gaz nobles ne forment aucun ion. Les oxydes métalliques sont basiques ; les oxydes non métalliques sont acides.

Exemple corrigé. L'élément X se trouve dans le groupe II et la période 4. Prévoir trois de ses propriétés. Il appartient au groupe II : c'est donc un métal possédant 2 électrons externes et formant des ions X$^{2+}$ ; son oxyde est basique. Il appartient au même groupe que le magnésium et réagit donc de manière similaire, par exemple avec les acides pour produire du dihydrogène et un sel. (X est le calcium.)

Les éléments du Groupe I sont les métaux alcalins : lithium, sodium et potassium. Ce sont des métaux mous (on peut les couper avec un couteau).

En descendant le groupe, on observe des tendances claires :

Vous pouvez utiliser ces tendances pour prédire les propriétés des autres éléments du Groupe I. Par exemple, le rubidium (sous le potassium) serait encore plus réactif et aurait un point de fusion encore plus bas.

Exemple corrigé (à partir de données).

Prévoir la température de fusion du rubidium. La température de fusion diminue en descendant dans le groupe ; celle du rubidium se situe donc entre celle du potassium (63 °C) et celle du césium (29 °C) : environ 40 °C (la valeur réelle est de 39 °C). Le rubidium flottera-t-il sur l'eau ? Sa masse volumique, 1.53 g/cm³, est supérieure à celle de l'eau (1.00 g/cm³) ; il coulerait donc, contrairement au lithium, au sodium et au potassium. Sa réaction avec l'eau serait encore plus violente que celle du potassium et produirait de l'hydroxyde de rubidium et du dihydrogène : $2\text{Rb} + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{RbOH} + \text{H}_2$.

Pourquoi la réactivité augmente. Tous les atomes du groupe I réagissent en perdant leur unique électron externe pour former un ion $+1$. En descendant dans le groupe, l'électron externe se trouve sur une couche plus éloignée du noyau : il est donc moins fortement retenu et plus facilement perdu.

Réaction avec l'eau, et ce que vous voyez

C'est la réaction dont l'examen demande le plus. Chaque métal du Groupe I réagit avec l'eau pour former une base (l'hydroxyde métallique) plus de l'hydrogène - c'est exactement pourquoi on les appelle les métaux alcalins :

« Décrivez ce que vous voyez » rapporte des points à part entière : apprenez donc la liste pour le sodium sur l'eau :

• il flotte - le métal est moins dense que l'eau.
• il fond en boule - la réaction dégage de la chaleur, et le point de fusion du métal est bas.
• il se déplace à la surface - le jet d'hydrogène le fait bouger.
• Il y a une effervescence (bulles) - le gaz hydrogène s'échappe.
• il devient plus petit et disparaît au fur et à mesure qu'il est consommé.
• la solution devient basique, donc l'indicateur universel devient violet (c'est maintenant $\text{NaOH}$).

La tendance se manifeste dans la violence de la réaction : le lithium produit une effervescence régulière sans fondre ; le sodium fond en une boule qui se déplace rapidement ; le potassium réagit assez vite pour enflammer le dihydrogène qu'il produit, avec une flamme lilas. Deux réponses à éviter : « du dihydrogène se dégage » n'est pas une observation (on ne peut pas le voir - indiquez effervescence), et le métal fond parce que la réaction est exothermique, et non parce que « l'eau est chaude ».

Les éléments du Groupe VII sont les halogènes : chlore, brome et iode. Ce sont des non-métaux diatomiques (chaque molécule est constituée de deux atomes, comme $\text{Cl}_2$).

Leur apparence à température et pression ambiantes :

En descendant le groupe, la densité augmente mais la réactivité diminue (la tendance opposée au Groupe I).

Les halogènes deviennent également plus foncés en descendant dans le groupe et passent de l'état gazeux à l'état liquide puis solide, car leurs températures de fusion et d'ébullition augmentent. Ainsi, le fluor, au-dessus du chlore, est un gaz jaune très pâle et l'halogène le plus réactif ; l'astate, sous l'iode, devrait être un solide noir et le moins réactif.

Dans l'eau, le chlore donne une solution vert très pâle, le brome une solution orange (ou jaune-orange) et l'iode une solution brune. Ces couleurs permettent de déterminer, dans un tube à essai, quel halogène s'est formé.

Pourquoi la réactivité diminue. Les atomes d'halogène réagissent en gagnant un électron pour remplir leur couche externe et former un ion $-1$. En descendant dans le groupe, la couche externe est plus éloignée du noyau : un électron entrant est donc moins fortement attiré et plus difficilement gagné.

Réactions de déplacement

Un halogène plus réactif déplace (déplace) un ion halogénure moins réactif de sa solution. C'est une réaction de déplacement.

Par exemple, le chlore est plus réactif que le brome, donc le chlore déplace le brome du bromure de potassium :

Les ions potassium ne changent pas ; la réaction peut donc s'écrire sous forme d'équation ionique :

Il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction : le chlore gagne des électrons (il est réduit) et les ions bromure perdent des électrons (ils sont oxydés).

Exemple corrigé. On ajoute une solution aqueuse de chlore à une solution d'iodure de potassium, puis une solution aqueuse d'iode à une solution de bromure de potassium. Que se passe-t-il dans chaque cas ? La réactivité diminue en descendant dans le groupe VII : chlore, puis brome, puis iode. (a) Le chlore se trouve au-dessus de l'iode ; il est donc plus réactif et le déplace : $\text{Cl}_2 + 2\text{KI} \rightarrow 2\text{KCl} + \text{I}_2$, et la solution devient brune lorsque l'iode est libéré. (b) L'iode se trouve sous le brome ; il est donc moins réactif et ne peut pas le déplacer - il n'y a aucune réaction ni changement de couleur. « Aucune réaction » est une réponse complète qui rapporte des points : vérifiez l'ordre dans le groupe avant d'écrire une équation.

Les éléments de transition forment le bloc métallique situé au centre du Tableau Périodique. Comparés aux métaux du Groupe I, ils :

• ont des densités élevées ;
• ont des points de fusion élevés ;
• forment des composés colorés ;
• agissent souvent comme catalyseurs, tant sous forme d'éléments que dans des composés.

Ils peuvent également avoir des numéros d'oxydation variables. Par exemple, le fer forme des composés fer(II) et fer(III).

Le chiffre romain dans le nom indique le nombre d'oxydation (la charge de l'ion). Exemples d'éléments de transition utilisés comme catalyseurs : le fer dans le procédé Haber de fabrication de l'ammoniac et l'oxyde de vanadium(V) (un composé) dans le procédé de contact de fabrication de l'acide sulfurique.

Exemple corrigé. L'élément Y a une température de fusion de 1910 °C, une masse volumique de 6.1 g/cm³ et forme un chlorure vert et un chlorure bleu. Est-il plus probablement un métal du groupe I ou un élément de transition ? Un élément de transition : sa température de fusion et sa masse volumique sont élevées (les métaux du groupe I fondent en dessous de 200 °C et ont des masses volumiques proches ou inférieures à 1 g/cm³), il forme des composés colorés et deux chlorures différents suggèrent des nombres d'oxydation variables.

Les gaz nobles du groupe VIII sont inertes et monatomiques (ils existent sous forme d'atomes individuels, pas de molécules).

Ils sont inerts car ils possèdent déjà une couche externe d'électrons complète. Cela les rend stables, donc ils n'ont pas besoin de gagner, perdre ou partager des électrons.

Erreurs fréquentes.

• Dire que le tableau périodique est classé par masse. Il est classé par numéro atomique.
• Donner aux halogènes la même tendance que le groupe I. Les métaux alcalins deviennent plus réactifs en descendant dans le groupe ; les halogènes deviennent moins réactifs.
• S'attendre à ce que l'iode déplace le chlore. Un halogène plus réactif ne déplace qu'un halogène moins réactif : le chlore déplace les bromures et les iodures ; l'iode ne déplace aucun des deux.
• Écrire le chlore Cl dans une équation. Les halogènes sont diatomiques : $\text{Cl}_2$, $\text{Br}_2$, $\text{I}_2$.
• Confondre l'halogène et l'halogénure. Le chlore est l'élément $\text{Cl}_2$ ; le chlorure est l'ion $\text{Cl}^{-}$ dans un composé tel que KCl.
• Affirmer que les gaz nobles sont peu réactifs parce que leurs couches sont « stables ». Précisez pourquoi : leur couche externe est complète, ils n'ont donc pas besoin de gagner, de perdre ou de partager des électrons.

• Le Tableau Périodique est classé par numéro protonique. Les éléments du même groupe (colonne) ont le même nombre d'électrons externes, donc ils réagissent de manière similaire ; les périodes sont les rangées.
• Le Groupe I (métaux alcalins) devient plus réactif en descendant ; le Groupe VII (halogènes) devient moins réactif en descendant — tendances opposées.
• Un halogène plus réactif déplace un halogène moins réactif d'une solution de son sel — par exemple, le chlore déplace le brome.
• Les gaz nobles sont inertes car ils ont une couche externe complète. Les métaux de transition sont durs et denses, forment des composés colorés, agissent comme catalyseurs et ont des nombres d'oxydation variables.
• Dans une question de prévision, utilisez la tendance des données fournies : la nouvelle valeur se situe au-delà de ses voisines ou entre elles.
• Apprenez les couleurs des solutions d'halogènes : chlore vert pâle, brome orange, iode brun.