Tendances périodiques

Quelles sont les tendances périodiques ?

Le tableau périodique est une chose merveilleuse. La version que nous utilisons aujourd'hui a été créée en 1869 par le chimiste russe Dmitri Mendeleïev, qui s'est appuyé sur les travaux de scientifiques tels que John Newlands. Mendeleïev a ordonné les éléments connus par masse atomique, mais a remarqué qu'ils présentaient certaines propriétés qui se répétaient tous les huit éléments environ. Il a donc également disposé les éléments en lignes et en colonnes, de façon à ce que les éléments ayant des propriétés similaires se trouvent au-dessus et au-dessous les uns des autres dans le tableau. Dans certains cas, les propriétés ne correspondaient pas tout à fait ; dans ce cas, Mendeleïev a laissé des trous dans le tableau, pensant qu'ils seraient comblés par des éléments non découverts à l'époque. La découverte ultérieure de ces éléments lui a donné raison.

Fig. 1 - Le tableau périodique

Dans l'ensemble, le tableau périodique est une disposition régulière des éléments par numéro atomique. Les lignes sont appelées périodes et les colonnes sont appelées groupes. Les éléments sont disposés de cette façon pour montrer les tendances périodiques.

Un autre mot que tu peux rencontrer est celui de périodicité. La périodicité implique une répétition après une certaine période ou un certain écart. Dans le cas des éléments, la périodicité signifie la répétition des propriétés des éléments après un certain écart de numéro atomique. Mendeleïev a remarqué la périodicité qui se produisait tous les huit éléments environ, et les a classés en conséquence. Examinons maintenant certaines des tendances qu'il a observées et expliquons pourquoi elles se produisent.

Tendances du tableau périodique

Comme nous l'avons vu plus haut, les lignes du tableau périodique sont appelées périodes. Les colonnes du tableau périodique sont appelées groupes. Au total, le tableau périodique comporte sept périodes et dix-huit groupes. Cela peut sembler beaucoup à apprendre, mais comme tu le verras, ils présentent des tendances périodiques régulières en ce qui concerne certaines propriétés. Les propriétés que nous allons étudier aujourd'hui sont les suivantes :

• La configuration des électrons

• Rayon atomique
• Électronégativité
• Énergie de première ionisation
• Points de fusion et d'ébullition
• Densité
• Conductivité électrique

Tout d'abord, la configuration des électrons.

Tendances périodiques de la configuration électronique

Qu'est-ce que la période et le groupe d'un élément t'apprennent sur sa configuration électronique ? Heureusement pour toi, le fait de savoir où il se situe dans le tableau périodique t'indique exactement comment il est structuré. La période d' un élément t'indique le nombre d'enveloppes électroniques qu'il possède - par exemple, les éléments de la période 2 ont tous deux enveloppes électroniques. Le groupe d'un élément t'indique le nombre d'électrons qu'il possède dans sa couche externe. Par exemple, tous les éléments du groupe 3 ont trois électrons dans leur enveloppe externe. Voyons comment cela varie d'une période à l'autre et d'un groupe à l'autre.

Configuration des électrons d'une période à l'autre

Le nombre d'électrons augmente d'une unité à chaque fois que tu traverses une période. Chaque élément a exactement un électron de plus que l'élément situé immédiatement à sa gauche, et exactement un de moins que l'élément situé à sa droite. Cependant, tous les éléments d'une même période ont le même nombre d'enveloppes électroniques.

Prends la période 2, par exemple. Tous les éléments qui la composent n'ont que deux enveloppes d'électrons. Le premier élément de la période, le lithium, possède trois électrons, tandis que le suivant, le béryllium, en a quatre. Ces éléments sont indiqués dans le tableau périodique par leur numéro atomique. Le numéro atomique d'un élément correspond à son nombre de protons, mais dans un atome neutre, il est égal à son nombre d'électrons. Tu peux voir dans l'image ci-dessous que le numéro atomique augmente au fur et à mesure que tu avances dans la période.

Fig. 2 - Période 2, avec le numéro atomique en haut à gauche

Configuration des électrons d'un groupe à l'autre

Le nombre de coques d'électrons augmente au fur et à mesure que tu descends dans un groupe. Cependant, les éléments d'un même groupe ont exactement le même nombre d'électrons dans leur enveloppe externe - la seule différence est le nombre d'enveloppes internes.

Par exemple, tous les éléments du groupe 1 ont un seul électron dans leur couche externe. Mais alors que l'hydrogène n'a qu'une seule couche d'électrons au total, le membre suivant, le lithium, en a deux, et le sodium en a trois.

Fig. 3 - Éléments du groupe 1, avec leurs configurations électroniques entre parenthèses

Evolution du rayon du tableau périodique

Le rayon atomique dépend de facteurs tels que la charge nucléaire et le nombre de coquilles électroniques, que nous allons maintenant explorer.

Rayon atomique sur une période

Le rayon atomiquediminue à mesure que tu te déplaces le long d'une période du tableau périodique. Mais pourquoi en est-il ainsi ? Pour explorer pleinement cette question, nous devons examiner la structure atomique des éléments d'une période.

Dans le tableau périodique moderne, les éléments sont classés en fonction de leur numéro atomique. Le numéro atomique est le nombre de protons qu'un élément possède dans son noyau, qui se trouve au centre de l'atome. Chaque élément a le même nombre de protons que d'électrons, le numéro atomique nous indique donc également le nombre d'électrons d'un élément. Ces électrons gravitent autour du noyau dans des coquilles. Bien que les éléments d'une même période aient des nombres différents d'électrons, ils ont le même nombre de coques d'électrons. Regarde l'exemple ci-dessous. Le carbone a six électrons, tandis que l'oxygène en a huit. Cependant, les deux n'ont que deux enveloppes d'électrons.

Fig. 4 - Configurations électroniques du carbone et de l'oxygène

Les enveloppes d'électrons sont attirées par le noyau grâce à une forte attraction électrostatique entre le noyau chargé positivement et les enveloppes chargées négativement. C'est ce qui détermine le rayon atomique.

Au fur et à mesure que tu traverses une période, le numéro atomique augmente - chaque élément possède un proton et un électron de plus que l'élément qui le précède. Cela signifie que la charge du noyau augmente. L'enveloppe électronique la plus externe subit une attraction plus forte vers le noyau chargé positivement, de sorte que les électrons négatifs sont rapprochés du noyau au centre de l'atome. Le rayon atomique s'en trouve réduit.

Fig. 5 - Rayon atomique du carbone et de l'oxygène

Rayon atomique d'un groupe à l'autre

Le rayon atomiqueaugmente au fur et à mesure que l'on descend dans un groupe. Tu te demandes peut-être pourquoi. Lorsque tu descends d'un groupe dans le tableau périodique, le numéro atomique augmente - cela signifie-t-il que la charge nucléaire augmente également ? Mais en descendant d'un groupe, le nombre de coques d'électrons augmente, et les électrons externes se trouvent donc dans des coques plus éloignées du noyau. Cela augmente le rayon atomique.

Voici un exemple. Le lithium et le sodium se trouvent tous deux dans le groupe 1 du tableau périodique. Ils ont tous deux un électron dans leur enveloppe externe. Cependant, le sodium possède plus d'enveloppes électroniques que le lithium et son rayon atomique est donc plus grand.

Fig. 6 - Configuration électronique du lithium et du sodium, avec indication des rayons atomiques

Tendances périodiques de l'électronégativité

Examinons maintenant les tendances de l'électronégativité.

Les paires d'électrons partagées se trouvent toujours dans l'enveloppe extérieure d'un atome. L'électronégativité est liée à la force de l'attraction entre ces électrons liés et le noyau de l'atome. L'électronégativité dépend de facteurs tels que la charge nucléaire, le nombre d'enveloppes d'électrons et le blindage par les électrons internes.

L'électronégativité au cours d'une période

L'électronégativitéaugmente au cours d'une période. Nous avons appris que non seulement la charge nucléaire augmente à mesure que l'on se déplace le long d'une période, mais aussi que le rayon atomique diminue. Cela rapproche la paire d'électrons liés du noyau. Mais nous ne pouvons pas nous contenter de considérer la charge nucléaire totale - nous devons tenir compte de la charge nucléaire globale que subissent les électrons liés, grâce au blindage des enveloppes électroniques internes.

Nous savons également que les éléments d'une même période ont le même nombre de coques électroniques. Cela signifie qu'ils ont les mêmes niveaux de blindage. Si la charge nucléaire augmente au cours d'une période, mais que le blindage reste le même, alors la charge nucléaire globale ressentie par la paire d'électrons liés doit augmenter. L'électronégativité augmente donc.

Prenons à nouveau l'exemple du carbone et de l'oxygène. Le carbone a six protons dans son noyau. Cependant, la charge de deux de ces protons est protégée par deux électrons de l'enveloppe interne. L'oxygène a huit protons dans son noyau. Là encore, la charge de deux protons est protégée par deux électrons de l'enveloppe interne. Les électrons de l'enveloppe externe du carbone ont une charge nucléaire effective globale de +4, tandis que ceux de l'oxygène ont une charge nucléaire effective globale de +6. L'oxygène a également un rayon atomique plus petit que celui du carbone. Il a donc une électronégativité plus élevée.

Fig. 7 - Comment le blindage électronique affecte l'électronégativité du carbone et de l'oxygène

Électronégativité d'un groupe à l'autre

L'électronégativitédiminue d'un groupe à l'autre. Bien que la charge nucléaire augmente, le nombre d'enveloppes d'électrons internes augmente également, et ces enveloppes d'électrons internes protègent la charge des protons supplémentaires dans le noyau. Par conséquent, la charge nucléaire globale ressentie par la paire d'électrons liés reste la même. Mais nous savons aussi que le rayon atomique augmente à mesure que l'on descend dans un groupe, ce qui signifie que la paire d'électrons liés est plus éloignée du noyau. L'électronégativité diminue donc.

Par exemple, plus tôt, nous avons étudié le lithium et le sodium. Le lithium a trois protons dans son noyau, mais la charge de deux de ces protons est protégée par deux électrons de l'enveloppe interne. Le sodium a onze protons dans son noyau, mais la charge de dix de ces protons est protégée par dix électrons de l'enveloppe interne. Les électrons de l'enveloppe externe des deux éléments ont une charge nucléaire globale de +1. Cependant, le rayon atomique du sodium est plus grand que celui du lithium. Il a donc une électronégativité plus faible.

Fig. 8 - Tendances de l'électronégativité dans le tableau périodique

Tendances périodiques de l'énergie de première ionisation

Comme l'électronégativité, l'énergie d'ionisation est une question d'attraction entre les électrons et le noyau.

Elle dépend de facteurs tels que la charge nucléaire, le rayon atomique et le blindage par les enveloppes électroniques internes.

Première énergie d'ionisation sur une période

L'énergie d'ionisation augmente au cours d'une période. Cela est dû au fait que la charge nucléaire augmente et que le rayon atomique diminue, mais que le nombre d'enveloppes d'électrons internes reste le même. Dans l'ensemble, l'attraction entre l'électron le plus externe et le noyau est plus forte, ce qui rend son élimination plus difficile.

Première énergie d'ionisation d'un groupe à l'autre

L'énergie d'ionisation diminue d'un groupe à l'autre. Bien que la charge nucléaire augmente, le nombre d'enveloppes d'électrons internes augmente également. Ces électrons protègent la charge des protons supplémentaires dans le noyau. En outre, le rayon atomique augmente, ce qui signifie que l'électron le plus externe est plus éloigné du noyau et est donc plus facile à enlever.

Fig. 9 - Les premières énergies d'ionisation de la période 2

Tendances périodiques des points de fusion et d'ébullition

Toutes les tendances que nous avons étudiées jusqu'à présent ont montré des schémas et des tendances clairs, qui augmentent ou diminuent à mesure que tu te déplaces le long d'une période ou vers le bas d'un groupe. On peut dire qu'elles présentent une périodicité. Cependant, les points de fusion et d'ébullition ne présentent pas de tendances aussi claires.

Points de fusion et d'ébullition sur une période

Les points de fusion et d'ébullition varient d'une période à l'autre et dépendent de la structure et de la liaison de l'élément en question. Prenons l'exemple de la période 3.

Fig. 10 - Points de fusion de la période 3

Peux-tu voir qu'il n'y a pas de modèle ? Les points de fusion augmentent et diminuent tout au long de la période. Examinons les raisons de ce phénomène plus en détail.

Tout d'abord, le sodium, le magnésium et l'aluminium ont des points de fusion moyens. Cela s'explique par le fait qu'ils se lient par liaison métallique, formant des réseaux métalliques géants maintenus ensemble par attraction électrostatique. Pour faire fondre les métaux, tu dois surmonter cette liaison métallique. L'aluminium a le point de fusion le plus élevé des trois car il possède la liaison métallique la plus forte. En effet, les ions de sa structure ont une charge plus élevée et un rayon atomique plus petit que les ions du sodium et du magnésium : l'aluminium forme des ions 3+ alors que le sodium et le magnésium forment respectivement des ions 1+ et des ions 2+.

Deuxièmement, le silicium a un point de fusion élevé. Cela s'explique par le fait qu'il s'agit d'une macromolécule covalente géante. Tous ses atomes sont maintenus ensemble par de fortes liaisons covalentes, qui nécessitent beaucoup d'énergie pour être rompues.

Troisièmement, le phosphore, le soufre et le chlore ont des points de fusion bas. C'est parce qu'il s'agit de molécules covalentes simples. Bien qu'il existe de fortes liaisons covalentes au sein des molécules, les seules forces entre les molécules sont de faibles forces intermoléculaires qui ne nécessitent pas beaucoup d'énergie pour être rompues. Le soufre a un point d'ébullition plus élevé que le phosphore et le chlore parce qu'il forme de plus grosses molécules. Cela augmente la force des forces intermoléculaires que l'on trouve entre ses molécules.

Enfin, l'argon a un point de fusion très bas. Cela s'explique par le fait qu'il s'agit d'un gaz monatomique. Il possède des forces intermoléculaires extrêmement faibles entre les atomes, qui ne nécessitent pratiquement pas d'énergie pour être surmontées.

Points de fusion et d'ébullition par groupe

Les points de fusion et d'ébullition varient également d'un groupe à l'autre. Pour certains groupes, comme les halogènes (groupe VII), les points de fusion augmentent à mesure que l'on descend dans le groupe. Mais pour d'autres groupes, comme les métaux alcalins (groupe I), les points de fusion diminuent au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Il n'y a pas de tendance claire qui puisse s'appliquer à tous les groupes - si seulement la vie était aussi simple !

Résumé des tendances périodiques

Cela fait beaucoup de tendances différentes que tu dois connaître ! Pour t'aider à consolider tes connaissances, nous avons préparé un tableau pratique qui résume les tendances périodiques que nous avons explorées ci-dessus.