Fiche explicative de la leçon: Périodicité Chimie • Deuxième année secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire les tendances dans les propriétés à travers les périodes du tableau périodique.

Le tableau périodique nous fournit de nombreuses informations supplémentaires qui ne sont pas forcément évidentes lors du premier examen. Les groupes et les périodes du tableau périodique révèlent ce que l’on appelle les tendances périodiques, et cette périodicité nous donne de précieuses informations sur les propriétés des différents éléments chimiques.

Des tendances périodiques peuvent se produire sur une période, vers le haut ou vers le bas d'un groupe, ou d'un coin du tableau périodique à un autre. Dans cette fiche explicative, nous allons étudier les tendances périodiques liées au rayon atomique, au rayon ionique, au point de fusion et à la conductivité.

Nous allons nous concentrer principalement sur les éléments de la période 3, car ils nous fournissent une bonne sélection d’éléments, uelques anomalies et une compréhension que nous pouvons appliquer à d’autres lignes du tableau périodique.

La première tendance périodique que nous allons étudier est la tendance des valeurs du rayon atomique. Cependant, avant de commencer à examiner la tendance elle-même, il est important de bien comprendre ce que nous entendons exactement par rayon atomique et comment il est mesuré.

Le rayon atomique est essentiellement une grandeur qui définit la taille d’un atome. Cependant, il peut être difficile de définir le bord extérieur d’un atome comme une ligne fixe, car la densité d’électrons est répartie dans l’espace. Cela signifie qu'il n'est pas possible de mesurer directement la taille d'un atome isolé, et les chimistes ont dû concevoir différentes façons de mesurer indirectement le rayon atomique.

La plupart des chimistes ont utilisé des valeurs du rayon covalent pour déterminer indirectement la taille d’un atome isolé. Les valeurs du rayon covalent sont déterminées à partir de longueurs de liaisons covalentes. Les longueurs de liaisons covalentes sont exprimées soit en picomètres (pm), soit en angstroms ().

Nous supposons que la longueur de liaison covalente est équivalente à la somme des valeurs de deux rayons atomiques covalents. Par exemple, en fonction du livret de données utilisé, on peut découvrir que la longueur de liaison entre les deux atomes dans une molécule d’hydrogène est de . À partir de cette valeur, nous pourrions alors savoir que le rayon atomique covalent de chaque atome d’hydrogène serait de .

Nous constatons ainsi que la détermination du rayon atomique covalent dans les molécules diatomiques homogènes est relativement simple, à condition que la longueur de liaison soit déjà connue. Cependant, la détermination du rayon atomique covalent dans des molécules diatomiques hétérogènes nécessite une étape supplémentaire. Imaginons, par exemple, que nous cherchions à déterminer le rayon atomique covalent d’un atome du chlore dans une molécule de chlorure d’hydrogène. Nous pourrions mesurer la longueur de liaison, mais il nous sera impossible de déterminer quel pourcentage de la longueur de liaison est attribuable à l’atome d’hydrogène et à l’atome de chlore.

Dans ce cas, la solution consiste à utiliser les données antérieures de molécules diatomiques homogènes, et à faire des équations simples de soustraction pour déterminer les valeurs que nous ne connaissons pas. Par exemple, nous pourrions avoir mesuré la longueur de liaison d'une molécule d'hydrogène comme étant .

Nous mesurons ensuite la longueur de liaison de la molécule de chlorure d’hydrogène qui est égale à .

En divisant par deux la longueur de liaison de la molécule d’hydrogène, nous savons que le rayon atomique de l’hydrogène est de , et nous pouvons soustraire cette valeur de  : 

En utilisant ces données, nous avons déterminé que le rayon atomique covalent du chlore est .

Maintenant que nous comprenons ce qu'est le rayon atomique et comment nous le calculons, nous allons expliquer la façon dont il varie dans le tableau périodique. Le rayon atomique a tendance à augmenter en passant du côté droit au côté gauche du tableau périodique. Le rayon atomique a également tendance à augmenter du haut vers le bas du tableau périodique. Ces deux tendances sont représentées par ce tableau périodique vide pour une meilleure compréhension.

La tendance des valeurs du rayon atomique peut être comprise en considérant les différents nombres de protons et d’électrons dans les atomes des éléments chimiques. Le rayon atomique représente la distance entre le noyau et les électrons externes d’un atome.

Les électrons de la couche externe sont soumis à une charge nucléaire plus grande si le nombre atomique est élevé. Les électrons sont attirés plus près du noyau, et la taille de l’atome est réduite. Ceci explique pourquoi le rayon atomique tend à diminuer lorsque nous nous déplaçons sur une ligne ou une période du tableau périodique. La charge nucléaire augmente, et les électrons sont attirés plus près du noyau atomique. Il est vrai que le nombre d'électrons augmente également, mais ils remplissent la même couche quantique et, par conséquent, ils ne compensent pas l'augmentation de la charge nucléaire.

Le rayon atomique augmente de haut en bas dans le tableau périodique, car les éléments ont plus de couches d’électrons s’ils sont plus proches du bas du tableau périodique. La couche externe des électrons finit par être plus éloignée du noyau atomique lorsque nous nous déplaçons vers le bas dans une colonne du tableau périodique. Au fur et à mesure que nous descendons les groupes, la charge nucléaire augmente également, créant une plus grande attraction vers le centre de l'atome. Cependant, l'augmentation du nombre quantique et la protection contre les couches supplémentaires d'électrons l'emportent sur l'augmentation de la charge nucléaire.

Le rayon ionique est défini de manière assez semblable au rayon atomique covalent. Une longueur de liaison ionique est la distance entre le noyau d’un ion positif et le noyau d’un ion négatif adjacent. Cette distance entre ces deux ions est la somme de leurs rayons individuels.

Il n’est pas possible de décrire comment les valeurs du rayon ionique changent sur l’ensemble du tableau périodique, car seuls certains éléments peuvent former des composés ioniques. Des composés ioniques se forment lorsque des éléments métalliques d’un côté du tableau périodique échangent des électrons avec des éléments non métalliques de l’autre côté du tableau périodique. Nous ne pouvons pas décrire la tendance des valeurs du rayon ionique pour tous les éléments chimiques, mais nous pouvons décrire la tendance des valeurs du rayon ionique pour les cations métalliques et les anions non métalliques qui forment des réseaux ioniques.

Les atomes de métal perdent des électrons lorsqu’ils forment des composés ioniques, mais ils ne perdent aucun proton. Cela signifie que les atomes de sodium forment des ions qui ont huit électrons. Cela signifie également que des atomes de magnésium et d’aluminium forment des ions et qui ont également huit électrons. Les valeurs de charge nucléaire de ces ions sont différentes, mais les ions ont tous le même nombre total d’électrons. La charge nucléaire croissante est exercée sur le même nombre d’électrons, et le rayon ionique doit diminuer à mesure que nous passons des ions du groupe un comme aux ions du groupe trois comme .

Les ions négatifs des composés ioniques se forment lorsque des électrons sont ajoutés à la couche de valence des atomes non métalliques. Le phosphore est un élément du groupe 15 et les atomes de phosphore forment des ions quand ils gagnent trois électrons. Le soufre et le chlore sont des éléments du groupe 16 et 17, et leurs atomes forment des ions et quand ils gagnent respectivement deux ou un électron. Tous ces ions sont isoélectroniques, car ils contiennent le même nombre d’électrons et ils ont la même configuration électronique.

Les trois anions sont isoélectroniques, mais ils n’ont pas tous le même nombre de protons. Le nombre de protons augmente avec le nombre atomique. La charge nucléaire est plus élevée dans les ions qui ont plus de protons, et cette concentration élevée de protons rapproche les électrons externes du noyau atomique. L’anion chlore () a un rayon ionique plus grand que l’anion soufre (), et l’anion soufre a un rayon ionique plus grand que l’anion phosphore (). Nous pouvons étendre ce raisonnement pour affirmer que le rayon ionique tend à diminuer à mesure que nous passons des anions du groupe 15 aux anions du groupe 17.

Le carbone et le silicium du groupe 14, ainsi que les gaz nobles du groupe 18, ne forment pas facilement des ions, et en tant que tels, ils ne sont pas pris en compte lors de l’examen de la tendance périodique du rayon ionique. Un graphique des rayons atomiques combinés avec les rayons ioniques (mesurés en picomètres), pour les périodes 1 à 4 et les groupes 1, 2, 13, 16 et 17, est représenté sur la figure suivante.

En raison de la complexité, expliquée précédemment, de la mesure précise des rayons atomiques et ioniques, vous pouvez voir des valeurs légèrement différentes de celles de cette fiche explicative en fonction de la source que vous utilisez. Cependant, l’important ici est la tendance que ces valeurs affichent.

Ensuite, nous allons examiner toute évolution périodique des points de fusion des éléments de la période 3. Le diagramme à barres suivant indique les points de fusion des éléments du groupe 1 et 2 et des éléments du groupe 13 à 18. Les barres orange représentent les éléments de période 2, et les barres bleues et grises représentent les éléments de période 3 et 4.

Le carbone n’a pas de point de fusion enregistré car il se transforme d’une phase solide en une phase gazeuse lorsqu’il est chauffé à une température très élevée.

Le diagramme à barres montre que les points de fusion de la période 2 et de la période 3 augmentent lorsque nous passons des éléments du groupe 1 aux éléments du groupe 13. Cela est dû à une augmentation de la force de liaison métallique. Le nombre d’électrons de valence augmente de un à trois lorsque nous passons des éléments du groupe 1 aux éléments du groupe 13. La liaison métallique devient plus forte quand il y a plus d’électrons délocalisés qui peuvent interagir avec le réseau d’ions métalliques chargés positivement. Les éléments métalliques ont une liaison métallique plus forte et des points de fusion plus élevés s’ils ont plus d’électrons délocalisés.

Le diagramme à barres montre également que les éléments non métalliques des périodes 2 et 3 des groupes 16, 17 et 18 ont tous des points de fusion bas. Les points de fusion sont bas car les molécules non métalliques sont liées entre elles par de faibles forces de van der Waal. Il ne faut pas beaucoup d’énergie thermique pour séparer les molécules les unes des autres.

La dernière tendance périodique que nous allons examiner dans cette fiche explicative est la tendance des valeurs de conductivité électrique. Le nombre d’électrons libres ou délocalisés augmente à mesure que nous passons des éléments du groupe 1 au groupe 13. Les valeurs de conductivité électrique augmentent en même temps, car les électrons délocalisés sont des particules très mobiles qui peuvent agir comme porteurs de charge. Le tableau suivant montre comment les valeurs de conductivité électrique changent sur la troisième ligne du tableau périodique. Les valeurs de conductivité électrique sont exprimées en unité siemens par mètre (S/m). Les valeurs de conductivité électrique augmentent nettement du sodium à l’aluminium.

En tant que non-métaux, le chlore et l’argon n’ont pas d’électrons libres pour transporter des charges et ne sont pas du tout considérés comme conducteurs de l’électricité. De plus, le soufre et le phosphore ne conduisent qu’une très petite quantité d’électricité. Le tableau montre que le silicium peut conduire l’électricité assez efficacement, mais il faut se rappeler que le silicium est un semi-conducteur. Les semi-conducteurs conduisent l’électricité différemment à basse et à haute température. Les semi-conducteurs peuvent conduire efficacement l’électricité à des températures élevées, mais ils agissent comme des isolants à basses températures.

Exemple 4: Faire correspondre les tendances périodiques des éléments de la période trois à une représentation graphique.

Une élève apprend les tendances de la périodicité des éléments de la période 3. Elle trace un graphique pour représenter la tendance d’une propriété sur la période, mais elle oublie de nommer l’axe des .

Quel titre correspond le mieux à l’axe des  ? 

1. Point de fusion
2. Rayons atomiques
3. Rayons ioniques
4. Point d’ébullition
5. Conductivité électrique

Réponse

Dans cette question, nous devons comprendre les différentes tendances périodiques qui affectent les éléments de la période 3. Au fur et à mesure que nous traversons la période 3, le point de fusion augmente, et cette tendance périodique se poursuit en incluant le silicium ; cependant, l’intensité représentée par le graphique de la question diminue au silicium, et ainsi la réponse ne peut pas être A, ou par extension D.

Concernant le rayon atomique, le rayon atomique diminue en se déplaçant de gauche à droite dans le tableau périodique en raison de l’augmentation de la charge nucléaire, et on s’attend donc à ce qu’une courbe de cette tendance périodique ait une pente linéaire, descendante ou négative. Par conséquent, la réponse B est incorrecte.

Le rayon ionique des métaux de la période 3 diminue en raison de la formation d’ions positifs avec l’aluminium perdant un électron de plus que le magnésium qui perd un électron de plus que le sodium. Lorsque ces atomes perdent des électrons, la charge nucléaire augmente du sodium à l’aluminium, et ces deux effets combinés entraînent une diminution du rayon ionique. En examinant les trois premiers éléments de cette période, nous pouvons éliminer la réponse C.

À ce stade, nous avons déjà identifié notre bonne réponse comme étant la réponse E à travers un processus d’élimination, mais il est toujours de bonne pratique de vérifier. Lorsque nous nous déplaçons de gauche à droite, des électrons supplémentaires sont initialement délocalisés dans les métaux, ce qui permet à un courant plus important de circuler ce qui augmente la conductivité lorsque nous passons du sodium à l’aluminium. Dans le groupe 14, le silicium est un semi-conducteur, et bien qu’il montre une certaine conductivité, il est beaucoup moins conducteur que les métaux. Du groupe 15 au groupe 18, nous sommes sur une zone des non-métaux : des isolants bien connus qui ne peuvent pas conduire l’électricité de manière significative. Tout cela est représenté sur le graphique ci-dessus, et avec ce que nous savions déjà, la réponse E est la bonne réponse.