cours n°2 Classication périodique
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Cours n°2 Classification périodique I. Historique. Antiquité : à cette époque, on connaît 10 éléments (Sb, Ag, C, Cu, Sn, Fe, Mg, Au, Pb, S) 1650 : 13 éléments (P, Zn, As). 1750 : on connaît 31 éléments. C’est Lavoisier qui les découvre. Il parle d’éléments chimiques et dit qu’il en reste d’autres à découvrir. 1800-1850 : 60 éléments 1862-1868 : classification par masse atomique. 1869 : Mandeliev organise le tout, il utilise l’augmentation de la masse molaire par colonne et fait quelques inversions. Il laisse aussi quelques cases vides car il remarque qu’il y a quelques incohérences. Dans cette classification il n’y a pas de gaz rares (nobles). 1890-1900 : Gaz rares découverts par Rayleigh. Il découvre aussi quelques éléments qui remplient les cases vides. 1896 : une colonne est rajoutée pour les éléments radioactifs. 2000 : On atteint 103 éléments et on a une classification à 18 colonnes. Il existe 90 éléments dans la nature le reste est artificielle. La plupart sont des corps purs-simples. II. Classification actuelle 1) Bloc s 1Colonne 1 ou I : alcalins ns A 2Colonne 2 ou II : alcalino-terreux ns A 2) Bloc p 2 1Colonne 13 : ns np ex : Z=5 2 2 14 : ns np C, Si 2 3 15 : ns np N, P 2 4 16 : ns np O, S chalcagènes 2 5 17 : ns np F et Cl halogène 2 2 18 : ns np gaz rares En général, les éléments d’une même colonne ont ...

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Classification périodiqueCours n°2 I. Historique. Antiquité : à cette époque, on connaît 10 éléments (Sb, Ag, C, Cu, Sn, Fe, Mg, Au, Pb, S) 1650 : 13 éléments (P, Zn, As). 1750 : on connaît 31 éléments. C’est Lavoisier qui les découvre. Il parle d’éléments chimiques et dit qu’il en reste d’autres à découvrir. 1800-1850 : 60 éléments 1862-1868 : classification par masse atomique. 1869 : Mandeliev organise le tout, il utilise l’augmentation de la masse molaire par colonne et fait quelques inversions. Il laisse aussi quelques cases vides car il remarque qu’il y a quelques incohérences. Dans cette classification il n’y a pas de gaz rares (nobles). 1890-1900 : Gaz rares découverts par Rayleigh. Il découvre aussi quelques éléments qui remplient les cases vides. 1896 : une colonne est rajoutée pour les éléments radioactifs. 2000 : On atteint 103 éléments et on a une classification à 18 colonnes. Il existe 90 éléments dans la nature le reste est artificielle.La plupart sont des corps purs-simples. II. Classification actuelle  1)Bloc s 1 Colonne 1 ou IA: alcalins ns 2 Colonne 2 ou IIA: alcalino-terreux ns 2) Bloc p2 1 Colonne 13 : nsnp ex: Z=5 2 2  14: ns npC, Si 2 3  15: ns npN, P 2 4  16: ns npO, Schalcagènes 2 5  17: ns npF et Clhalogène 2 2  18: ns npgaz rares  Engénéral, les éléments d’une même colonne ont le même comportement sauf pour le premier de la colonne. 3) Bloc d éléments de transition (n-1)d ns²1  Z=21Sc : [arg.] 4s² 3d 10  Z=30Zn : [arg.] 4s² 3d Le bloc d comporte beaucoup d’exceptions : 4 Exemple :-24Cr : on attend [arg.] 3d4s² 5 1  ona 3d4s 9  -29Cu : on attend [arg.] 3d4s² 10 1  ona 3d4s 4) Le bloc f : (n-2)f  Lebloc f correspond aux deux dernières lignes du tableau. La première est l’amphanide ou terres rares 5871 (4F) La seconde est l’actinide90103 (5F)
 Laclassification est séparée en deux blocs : -les métaux qui correspondent aux blocs s, d, f et une partie du bloc p. -les non métaux ou covalent qui correspondent au reste du bloc p. III. Organisation du nuage électronique )et rayon métallique R1) rayons atomiques (rayons covalents R cov met  Lesatomes et ions sont considérés comme sphériques. Le rayon atomique r est la moitié de la distance d qui sépare les centres des 2 noyaux quand ces deux atomes sont liés par liaison métallique ou covalente.  d(ou l) = longueur de liaisonr=d/2 Exemple : *Sur une ligne de gauche a droite r diminue car il y a des charges plus élevées dons une attraction plus forte. Le tout est condensé. *Dans une colonne de haut en bas r augmente. 2) Rayon de Van Der Waals Rvdw C’estla distance minimum à laquelle on peut les approcher sans qu’il forme de liaison. C’est la demi-distance à laquelle peuvent s’approcher deux atomes non liés d’un élément. C’est une mesure de l’encombrement. 3) Rayons ioniques Rion r(cation) < r (atome) < r (anion) Rcovou Rmet0,991,56 Al1,43 Cl Li + 3+-R Li0,64 Al0, 51Cl 1,ion V. Energie de ionisation  C’estl’énergie qu’il faut fournir à un atome isolé et gazeux pour lui arracher un électron périphérique + -et obtenir le cation correspondant.NaNa +e *L’énergie de ionisation augmente sur une ligne de gauche à droite car la charge du noyau augmente. *L’énergie de ionisation augmente dans une colonne de bas en haut car dans le bas d’une colonne on peut arracher plus facilement un électron périphérique (plus éloigné du noyau). VI. Affinité électronique  L’énergiede fixation d’un électron d’un atome H (ou d’attachement électronique) caractérise l’énergie mise en jeu pour lui apporter dans son état gazeux un électron supplémentaire.  -- M(g)+ eM(g)Cette réaction est en générale exothermique. L’affinité électronique est une convention d’écriture pour que les tables comportentun maximum de valeurs positives. L’affinité électronique = - l’énergie d’attachement électrique
VII. Electronégativité  Elleest caractérisée par une grandeur unique. C’est la tendance des atomes à perdre ou gagner un ou des électrons. Elle est notée  Pluselle est forte, plus un élément tend à conserver ses électrons ou a en capter d’autres. Exemple : le chlore Cl cherche à gagner un électron et à ne pas en perdre sept. Il a une électronégativité très forte.  Lesodium a plus de facilité à perdre un électron qu’à en gagner un il a donc une électronégativité faible tout comme son énergie de ionisation.  Lecarbone fait en sorte de ses voisins, s’il est avec F il perd des électrons, et s’il est avec le lithium il en gagne. Les éléments les plus électronégatifs sont en haut et à droitedu tableau, ce sont les non métaux. Les éléments les plus faible en électronégativité sont à gauche et au centre. Remarque : Plus l’électronégativité est élevée plus le caractère oxydant est fort et plus l’électronégativité est faible plus le caractère réducteur est fort.
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