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Vidéo de la leçon : La périodicité des éléments chimiques Chimie

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à décrire les tendances que suivent les propriétés des éléments sur les différentes périodes du tableau périodique.

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Transcription de vidéo

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à décrire les tendances que suivent les propriétés des éléments sur les différentes périodes du tableau périodique.

Le tableau périodique est une source exceptionnelle d’informations. En listant simplement les éléments selon leur nombre croissant de protons, et en commençant de nouvelles lignes au bon moment, nous pouvons organiser tous les éléments en une représentation visuelle qui dévoile d’importantes informations et tendances. En chimie, la périodicité est le concept selon lequel il existe des directions (ou tendances) et des motifs que l’on peut lire dans le tableau périodique. En ce qui concerne les tendances les plus simples, on peut voir si une certaine caractéristique augmente ou diminue lorsqu’on se déplace dans les deux directions sur le tableau périodique. Nous pouvons regarder l’évolution d’une tendance le long d’un groupe, ou bien le long d’une période. Dans cette vidéo, nous allons examiner la périodicité de quatre caractéristiques : le rayon atomique, le rayon ionique, le point de fusion et la conductivité électrique.

Commençons par le rayon atomique. Si nous considérons la structure d’un atome, avec un noyau central et une couche externe d’électrons, le rayon atomique (ou rayon de l’atome) est la distance entre le noyau de l’atome et ses électrons externes. Il est cependant difficile de localiser l’électron le plus extérieur pour déterminer cette mesure, et les chimistes mesurent donc le rayon atomique d’une autre manière. Ils choisissent deux atomes identiques reliés l’un à l’autre, et mesurent la distance entre les deux noyaux pour trouver une distance égale à deux rayons atomiques (ou deux fois le rayon atomique). Par exemple, la distance entre les noyaux adjacents dans une molécule de chlore gazeux est de 202 picomètres. Puisque nous considérons que les molécules adjacentes n’ont aucun espace entre elles, le rayon atomique du chlore est la moitié de cette valeur, soit 101 picomètres.

Quelles sont donc les tendances périodiques que suit le rayon atomique ? La première est que le rayon atomique augmente lorsqu’on descend dans un groupe. Examinons les couches d’électrons de deux éléments du même groupe pour comprendre cette tendance. Le sodium est en-dessous du lithium dans le groupe un. Il possède donc plus d’électrons. Et ces électrons remplissent plus de couches électroniques. Par conséquent, le sodium a un rayon atomique plus grand que celui du lithium. De fait, dans n’importe quel groupe du tableau périodique, on constate une augmentation du rayon atomique en descendant dans le groupe. Dans l’autre direction, lorsque nous nous déplaçons de gauche à droite le long d’une période donnée, le rayon atomique diminue. Pour comprendre, examinons deux éléments de la même période.

L’azote est à droite du carbone dans la deuxième période. Il a donc plus de protons. Plus de protons signifie une charge positive plus élevée, et donc une attraction plus forte sur les électrons les plus externes de l’atome. Cette attraction des électrons vers l’intérieur réduit le rayon atomique. Ainsi, l’azote a un rayon atomique plus petit que le carbone. En se déplaçant vers la droite dans une période du tableau périodique, le rayon atomique devient de plus en plus petit. Ce deuxième modèle paraît parfois contre-intuitif. À première vue, vous pourriez penser que l’ajout de protons et d’électrons provoque une augmentation du rayon atomique.

Voici une métaphore qui peut nous aider à mieux visualiser cette seconde tendance : pensons à l’atome comme à un concert d’un boys band populaire sur scène avec un public de fans adorateurs qui sont les électrons. Le concert a un certain rayon, avec des fans debout en rangées bien ordonnées. Ajouter plus de fans à une rangée existante ne change pas le rayon du concert. Mais si un autre membre du boys band apparaît sur scène, les « électrons adorateurs » (les fans) se rapprocheront de la scène pour mieux voir, et prendront alors moins de place. Ce n’est que lorsqu’on ajoute des fans à une nouvelle rangée (ou des électrons à une nouvelle couche électronique) que le rayon du concert augmente. Avec cette métaphore en tête, nous comprenons mieux pourquoi l’ajout de protons et d’électrons augmente les forces d’attraction entre eux et diminue la taille de l’atome.

Nous avons parlé du rayon atomique ou du rayon des atomes neutres. Nous pouvons également parler de rayon ionique ou de rayon des ions chargés. Les tendances périodiques suivies par le rayon ionique sont les mêmes celles du rayon atomique. Le rayon ionique augmente en descendant dans un groupe et diminue de gauche à droite le long d’une période. Les tendances sont les mêmes pour les ions chargés positivement (les cations) et les ions chargés négativement (les anions). Si nous revenons sur notre exemple précédent du lithium et du sodium, mais avec les ions au lieu des atomes, nous constatons qu’un ion sodium a toujours plus de couches électroniques, et donc un rayon atomique plus grand que celui d’un ion lithium.

Pour la tendance périodique, examinons deux ions d’une même période du tableau périodique, tels qu’un ion oxygène et un ion fluorure. Que ces particules soient des ions ou des atomes, celle qui possède le plus de protons dans son noyau aura une attraction plus forte sur les électrons, et donc un rayon atomique ou ionique plus petit. Nous pouvons étendre un peu plus ce modèle en examinant un groupe d’ions ou d’atomes isoélectroniques. Deux ou plusieurs atomes ou ions sont dits isoélectroniques s’ils ont le même nombre et le même arrangement d’électrons. Ce groupe d’atomes et d’ions représenté ici est isoélectronique. Ils ont tous 10 électrons, qui remplissent complètement les deux premières couches électroniques. La principale différence entre ces ions et ces atomes est leur nombre de protons.

L’azote à gauche a sept protons, et ce nombre augmente d’une unité jusqu’au magnésium à droite, qui a 12 protons. La règle précédente est toujours valable. Plus de protons signifie plus d’attraction sur les électrons externes, et donc un rayon atomique plus petit. Ainsi, en regardant les atomes et les ions isoélectroniques dont le nombre de protons augmente, le rayon atomique diminue. Le second modèle est valable pour les ions d’une même période, ainsi que pour les ions isoélectroniques sur plusieurs périodes.

Une autre caractéristique que nous pouvons étudier est le point de fusion. Pour faire fondre une substance, il faut un apport d’énergie suffisant pour vaincre les forces d’attraction qui maintiennent la structure solide. Ainsi, un point de fusion élevé indique que la substance présente des forces d’attraction élevées qui maintiennent ses particules ensemble. Cette relation est claire lorsqu’on compare les métaux et les non-métaux. Les métaux se tiennent grâce à des liaisons métalliques fortes dont la rupture nécessite beaucoup d’énergie. En conséquence, les métaux ont en général des points de fusion élevés. En revanche, les non-métaux se maintiennent grâce aux forces de dispersion de London qui sont beaucoup plus faibles. Par conséquent, les non-métaux ont généralement des points de fusion inférieurs à ceux des métaux.

Ce patron est cohérent avec ce que nous pouvons observer dans la vie réelle. À température ambiante, la grande majorité des métaux sont solides, ce qui signifie que leur point de fusion est supérieur à la température ambiante. En revanche, la grande majorité des non-métaux, y compris l’oxygène et l’azote, sont à l’état gazeux à température ambiante. Les points de fusion ainsi que les points d’ébullition de ces substances sont inférieurs à la température ambiante. Notez bien qu’il s’agit d’une tendance générale. Il existe certaines valeurs exceptionnelles qui ne suivent pas ce modèle.

Étudions avec précision le point de fusion en examinant de plus près une période du tableau périodique. La troisième période du tableau périodique contient les éléments sodium, magnésium, aluminium, silicium, phosphore, soufre, chlore et argon. En commençant par la gauche, le sodium présente un point de fusion de 98 degrés Celsius, le magnésium un point de fusion de 639 degrés Celsius, et l’aluminium un point de fusion de 660 degrés Celsius. Ces trois éléments sont des métaux avec des points de fusion relativement élevés.

En se déplaçant vers la droite parmi ces trois éléments, le nombre d’électrons libres flottant dans la liaison métallique augmente. Le sodium a un électron de valence libre flottant, le magnésium en a deux, et l’aluminium en a trois. Ces particules chargées négativement augmentent l’attraction et donc la force des liaisons métalliques qui structurent les substances métalliques. Avec des forces d’attraction plus fortes pour maintenir la substance, son point de fusion est plus élevé.

Le silicium a le point de fusion le plus élevé de tous les éléments de la troisième période, à 1410 degrés Celsius. Ce point de fusion élevé est dû à sa structure, en particulier à sa structure covalente géante. Une structure covalente géante est maintenue par de nombreuses liaisons covalentes. Chaque atome de silicium est relié de manière covalente à quatre autres atomes de silicium de son voisinage immédiat. Le nombre et la force des liaisons dans la structure nécessitent un grand apport d’énergie pour briser la structure solide de la substance. En conséquence, le point de fusion du silicium est très élevé.

En regardant les autres éléments à droite, aucun patron clair n’apparaît. En général, il suffit de reconnaître que ce ne sont pas des métaux et qu’ils ont donc des points de fusion plus bas. Ces points de fusion sont inférieurs car les particules de la substance se maintiennent grâce aux forces de dispersion de London plus faibles. Il est quand même intéressant de noter que le soufre non métallique a un point de fusion plus élevé que le sodium métallique. Pour rappel, ce ne sont que des tendances générales. Des propriétés autres que le caractère métallique peuvent influencer le point de fusion.

Une autre caractéristique pertinente pour les métaux et les non-métaux est la conductivité électrique. La conductivité électrique est la capacité d’une substance à transporter un courant électrique, puisque l’électricité est un flux de particules chargées. Pour savoir à quel point une substance est conductrice, il faut se demander dans quelle mesure les électrons sont libres de se déplacer. À gauche du tableau périodique, nous avons les métaux. Les métaux sont maintenus ensemble par des liaisons métalliques. Les liaisons métalliques possèdent des électrons délocalisés. En d’autres termes, certains des électrons flottent librement parmi les atomes de la substance. En conséquence, les métaux ont une conductivité électrique élevée.

De l’autre côté du tableau périodique, nous avons les non-métaux. Les non-métaux ont tendance à former des liaisons covalentes, bien que certains non-métaux existent en tant qu’éléments monoatomiques, en d’autres termes, en tant qu’atomes isolés sans aucune liaison. Même si les électrons de ces liaisons se déplacent, ils sont confinés à l’espace entre les atomes au lieu de circuler librement autour de la substance. Par conséquent, les non-métaux ont une faible conductivité électrique.

Dans le tableau périodique, entre les métaux et les non-métaux se trouvent les métalloïdes. Les métalloïdes se comportent parfois comme des métaux, et parfois comme des non-métaux. Ainsi, les métalloïdes ont une conductivité électrique intermédiaire. En séparant visuellement les métaux des non-métaux, le tableau périodique nous permet de visualiser cette évolution de la conductivité. Maintenant que nous connaissons la notion de périodicité des propriétés des éléments, résolvons le problème suivant.

Lequel des éléments suivants a-t-il un rayon atomique plus grand que celui de l’aluminium ? (A) Le chlore, (B) le sodium, (C) le soufre ou (D) le silicium.

On nous demande de comparer les rayons atomiques de différents éléments. Le rayon atomique d’un élément est la distance entre son noyau et ses électrons les plus externes. Les scientifiques peuvent le mesurer en divisant par deux la distance entre deux noyaux d’atomes identiques attenants reliés ensemble. Pour répondre à cette question, jetons un œil au tableau périodique, en particulier à la troisième période qui contient les cinq éléments mentionnés dans la question.

Pour répondre à cette question, rappelons-nous comment évolue le rayon atomique le long d’une période. Avec cette tendance en mémoire, nous pouvons identifier laquelle des réponses proposées correspond au plus grand rayon atomique. Comparons donc l’aluminium et le silicium. Puisque nous ne connaissons pas encore leur rayon atomique, commençons par les dessiner de la même taille. La première différence que nous pouvons remarquer est que, lorsque nous nous déplaçons vers la droite le long d’une période, le nombre de protons augmente. Le silicium a un proton de plus que l’aluminium. Avec plus de protons dans son noyau, il y a une charge positive plus forte et donc une attraction plus forte des électrons vers l’intérieur. En conséquence, il y a un rayon atomique plus petit.

Ainsi, la tendance est claire. Si plus de protons suppose une diminution du rayon atomique, alors le rayon atomique diminue vers la droite et augmente vers la gauche. Si on veut trouver l’élément avec un rayon atomique plus grand que celui de l’aluminium, cherchons l’élément à sa gauche dans le tableau périodique. Dans ce cas, il s’agit du sodium. Le sodium a moins de protons que l’aluminium et donc une attraction plus faible de ses électrons vers l’intérieur, ce qui se traduit par un rayon atomique plus grand. Lequel des éléments suivants a-t-il un rayon atomique plus grand que celui de l’aluminium ? C’est la réponse (B) : le sodium.

Maintenant que nous avons appris la périodicité des éléments chimiques, passons en revue les points clés de cette vidéo. Le mot périodicité fait référence aux tendances et aux patrons figurant dans le tableau périodique. L’une d’entre elles est que le rayon atomique augmente en descendant dans un groupe et diminue le long une période. Ces tendances sont dues respectivement à la superposition des couches d’électrons et à l’intensité des forces d’attraction entre les protons du noyau et les électrons.

Le point de fusion est un indicateur de l’intensité des forces d’attraction qui maintiennent ensemble la substance. En général, les métaux, qui sont maintenus par des liaisons métalliques fortes, ont des points de fusion plus élevés que les non-métaux qui eux sont maintenus par des forces plus faibles appelées forces de dispersion de London. Une autre caractéristique, la conductivité électrique, dépend de la libre circulation des électrons. Les métaux sont plus conducteurs que les métalloïdes, qui sont eux-mêmes plus conducteurs que les non-métaux.

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