Chapitre IV Classification périodique des éléments chimiques

IV.1 Introduction

Au XIX° siècle, seulement une soixantaine d’éléments étaient connus. Les chimistes
avaient constaté que certains éléments avaient des propriétés chimiques relativement semblables.
Ces éléments semblaient former des familles relativement homogènes. Par exemple la famille
des Halogènes (Fluor, Chlore, Brome et Iode) ou celles des métaux alcalins (Lithium, Sodium et
Potassium). On chercha donc à classer les éléments de manière à faire apparaître ces familles.

La classification périodique telle que nous la connaissons est essentiellement due à

MENDELEIEV. En 1870 il publia une table dans laquelle les éléments étaient sensiblement
classés par ordre de masses atomiques. D’autre part, les éléments ayant des propriétés semblables
étaient classés sur la même colonne. Pour que sa classification tienne compte des familles il
n’hésita pas à inverser l’ordre de certains éléments et à laisser des cases vides. Il pensait qu’on
découvrirait plus tard les éléments manquants. Il décrivit par avance les propriétés que devraient
avoir ces éléments. Ces éléments furent bien découverts par la suite et ils présentaient bien les
propriétés prévues.

IV.2. Principe de construction

Dans la classification périodique, les éléments sont rangés de gauche à droite par numéro
atomique (Z) croissant en respectant de plus la règle de Kleckowski de telle sorte que :
Chaque période, comporte des éléments dont la couche externe correspond à la même valeur du nombre
quantique principal (n). Elle débute par le remplissage de la sous couche s et s’achève toujours par celui
de la sous-couche p correspondante (à l’exception de la première période), tout en suivant la règle de
Klechkowski. Lorsque cette configuration est atteinte, la période est complète. Le dernier élément ainsi
décrit étant un gaz rare de structure électronique suivante : ns 2 np 6. Une ligne commence par n et se
termine par p. La place d’un élément dans la classification est donc directement reliée à sa
configuration électronique.

37
Chapitre IV Classification périodique des éléments chimiques

IV.2.1 Les groupes et les périodes :

 Les périodes :

Ligne Structure électronique externe Nombre d’éléments

1 1s1−2 2
2 2s 1−2
2P 1−6 8
3 3s1−2 3P1−6 8
4 4s1−2 1−6 18
3d1−10 4P
5 5s1−2 4d1−10 5P1−6 18
6 6s 1−2
4f1−14 5d 1−10
6P 1−6 32-14=18
7 7s 1−2
5f1−14 6d
1−10
7P 1−6 32-14=18

 Les groupes
Chaque colonne verticale représente un groupe.Chaque groupe comporte des
éléments ayant la même configuration électronique de valence et formant une famille. D’un
point de vue chimique, cela leur confère des propriétés équivalentes.
Il y a 18 colonnes de la classification périodique et sont réparties en 8 groupes notés en
chiffres romains I, II,….VIII tel que ce chiffre représente le nombre d’électrons de valence.
Les groupes allant de I à VIII sont divisés chacun en deux sous groupes. Le premier est
indexédelalettreAetleseconddelalettreB.Onauraainsi16sousgroupesnotésIA,IIA,
…..,VIIIA et IB, IIB,….., VIIIB. Chacun de ces sous groupe correspond à une colonne donnée.
Les lettres A et B indiquent la nature des électrons de valence.
 Groupe A : Remplissage de la sous-couche s ou s + p.
 Groupe B : Remplissage de la sous-couche s +d.
 Le groupe VIIIB est formé de trois colonnes voisines appelées triades. Ces éléments
possèdent des propriétés physico-chimiques analogues dans le sens horizontal et vertical.
Colonnes
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

pério IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

de
1s 1 Triades 1s2
K 1 2
2s 2s 2p1 2p2 2p3 2p4 2p5 2p6
L 1 2 VIII VIII VIIIB 1 2 3 4 5
M 3s 3s IIIBA IVB VB VI B VIIB BA B A IBA IIB 3p 3p 3p 3p 3p 3p6
1 2
N 4s 4s 3d1 3d2 3d3 3d4 3d5 3d6 3d7 3d8 3d9 3d10 4p1 4p2 4p3 4p4 4p5 4p6
1 2 1 2 3 4 5 6 7 8 9
O 5s 5s 4d 4d 4d 4d 4d 4d 4d 4d 4d 4d10 5p1 5p2 5p3 5p4 5p5 5p6
P 6s 1 6s2 5d1 5d2 5d3 5d4 5d5 5d6 5d7 5d8 5d9 5d 10
6p 1
6p 2
6p 3
6p 4
6p 5
6p6
1 2 1 2 3 4 5 6 7 8 9
7s 7s 6d 6d 6d 6d 6d 6d 6d 6d 6d 6d10 7p1 7p2 7p3 7p4 7p5 7p6
Q

10
4f1 4f2 4f3 4f4 4f5 4f6 4f7 4f8 4f9 4f 4f11 4f12 4f13 4f14
10
5f1 6f2 6f3 6f4 6f5 6f6 6f7 6f8 6f9 6f 6f11 6f12 6f13 6f14

38
Chapitre IV Classification périodique des éléments chimiques

Remarques
 Si on connaît la place d’un élément dans la classification, on en déduit immédiatement la
configuration électronique (et inversement).
 La configuration électronique de la couche périphérique des éléments de la:
* colonne 11 (Cu, Ag, Au) est d10 s1et non d9 s2(d10sous-couche totalement remplie
confère une grande stabilité à ces atomes).
* colonne 4 (Cr, Mo, W, Sg) est d5s1et non d4 s2(d5sous-couche à moitié remplie confère une
grande stabilité à ces atomes)
 Les éléments des niveaux n = 6 et n = 7, de sous-couche f sont portés dans deux lignes
supplémentaires.
 Le numéro de la colonne correspond au nombre d’électrons de la couche externe (électrons : s, p etd)
 Pour les périodes 2 et 3 en rajoute aux éléments du bloc p les 10 électrons de la sous couches d
(exemple : 8O : 1s2, 2s22p4 le numéro de la colonne est 2 é de (s) + 4 é de (p) + 10 = donc O
appartient à la colonne 16).

IV.3. Description générale du tableau périodique :

Les éléments de la classification périodique sont répartis en 7 ligne et quatre blocs : s, p,

d, et f .

IV.3.1. Les blocs :

 Blocs :

Le bloc s comprend les éléments qui ont de configuration externe ns1: (Li, Na, K…)
et ns2: (Be, Mg, Ca, Sr, ..).
L ’Hélium : Bien qu’appartenant au bloc s (1s2), celui-ci est placé dans le bloc p car
il possède les propriétés des gaz rares.

 Blocp :

Les éléments de ce bloc se caractérisent par une structure externe ns 2 np x avec 1
x 6.

 Blocd :
Le bloc d rassemble les éléments qui ont une configuration de la couche
Externe ns1-2(n 1)d1x10.

 Blocf ;

Le bloc f comporte deux familles qui ont une configuration de la couche

39
Chapitre IV Classification périodique des éléments chimiques

externe (6s24 f 1x145d1) et( 7s 2 5 f 1x146d1 ).

IV.3.2. Famille des groupes :

 Les alcalins : Ils n'ont qu'un électron de valence et ont une configuration externe ns1
(groupe IA) auront donc tendance à donner facilement cet électron: Li+, Na+, K+,..
L’hydrogène (H) n’est pas considéré comme un alcalin.
 Les alcalino‐terreux : Possèdent deux électrons de valence et ont une configuration
externe n2 (groupeIIA). Ils auront donc tendance à donner facilement deux électrons
pour former un cation de charge +2 : Be2+, Mg2+, Ca2+, ....
 Les chalcogènes : Ils ont une configuration externe ns 2 np 4 (groupes VIA). Ils auront
donc tendance à capter facilement deux électrons pour former un anion de charge -2
(O-2, S-2,……).
 Les halogène : Ils ont une configuration externe ns 2 np 5 (groupes VIA). Ils auront donc
tendance à capter facilement électron pour former un anion de charge-1(F-,Cl-, B-…)
 Les gaz rares : La structure externe des gaz rares est ns2 np6 (He,Ne, Ar ….). Ils
possèdent 8 électrons de valence, sauf l’Helium. Ils sont donc très stables dans la
nature et ont un degré d’oxydation nul.
 Métaux de transitions : Les éléments des blocs d et f appartiennent a la famille des

métaux de transition. Ils une couche externe en ns2(n-1)dx avec n > 3 et1≤ x ≤ 10.Ils

auront donc tendance à donner facilement deux électrons pour former des cations
(charge +).
 Les terres rares :c’est des éléments des niveaux n = 6 (famille des lanthanides) et n =
7(famille des actinides).

IV.4. Caractère métallique :

Un élément est métallique si le nombre d’électron de sa couche de n le plus élevé est

inférieur ou égal au numéro de sa période (sauf H et Ge).
 Les métaux : Un métal est un corps brillant, bon conducteur de chaleur et d'électricité
malléable et ductile et donneur d'électrons. Les métaux donnent des Cations, leurs
oxydes sont basiques.
Exemple : Mg  Mg2+ et MgO + H2O  Mg(OH)2

 Les non-métaux : ils donnent des Anions, leurs oxydes sont acides. Les éléments non-
40
 Chapitre IV Classification périodique des éléments chimiques

métalliques sont des éléments qui:ont un aspect terne (sans éclat) mauvais conducteurs de
chaleur et d’électricité. Les non-métaux donnent des Anions, leurs oxydes sont acides

Exemple : S  S2- et SO2 + H2O  H2SO3

 Les métalloïdes : sont des éléments intermédiaires entre les métaux et les gaz rares.
Ils sont difficiles à classer comme métal ou non-métal, ils sont à la frontière (ligne
en escalier) qui sépare les métaux des non-métaux. 

Règle de Sanderson : Un élément est métallique si le nombre d’électron de sa couche de n le plus
élevé est inférieur ou égal au numéro de sa période. (sauf H et Ge)
Exemples : Mg : Z = 12  10[Ne] 3s2, 2 électrons sur la couche n=3, donc il appartient à la période 3
2 < 3  Mg est un métal

Cl: Z = 17  [Ne] 3s2 3p5 , 7 électrons sur n=3 et appartient à la période 3. 3 < 7  Cl est un non mét

IA VIIIA
IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB













41
 Chapitre IV Classification périodique des éléments chimiques


IV.5. Évolution des propriétés périodiques des éléments

La réactivité d’un atome dépend de : sa taille c’est à dire son rayon atomique et sa
structure électronique de la couche périphérique. L’atome a toujours tendance à
atteindre la configuration du gaz rare le plus proche en fixant ou en perdant des
électrons.

IV.5.1.Évolution des rayons atomiques ( ra)

 Dans une période donnée dans le sens des numéros atomiques Z croissants il y’a
décroissance du rayon lorsqu'on se déplace car le nombre d’électrons augmente et donc
augmentation de la force électrostatiques entre le noyau et les électrons périphériques.
 Dans un groupe, chaque élément possède une couche électronique de plus que celui
quiest au-dessus de lui. Donc le volume atomique augmente régulièrement avec Z, ce qui
induit une force d’attraction noyau-électrons plus faible avec l’augmentation du rayon atomique.

n Z
Gaz Rare
ra
Z ra

IV.5.2. Energie d’ionisation(EI) :

Cette énergie correspond à l'énergie minimale qu’il faut fournir à un atome gazeux, à
l’état fondamental, pour lui arracher un électron :
A A+ + 1e-
Dans une période, l’énergie d’ionisation augmente avec Z et dans un groupe, elle diminue
quand Z augmente.

Z EI Gaz.Rare

Z ;EI

42
Chapitre IV Classification périodique des éléments chimiques

D
ans une même colonne ou groupe il y a effet distance : EI(Rb) < EI (Li) et R(Li) < R (Rb)

Dans la même période il y a effet de charge donc R (F) < R(Li).

Cas des ions :

Exemple : Comparer le rayon et l’énergie d’ionisation des éléments suivants :

Mg avec Mg2+ et Mg2+ avec Ne.

12Mg : 1S2, 2S2 2p6, 3S2 ⟺ 12 charges + et 12 charge -

2+
12Mg : 1S2, 2S2 2p6 ⟺ 12 charges + et 10 charge -

10Ne : 1S2, 2S2 2p6 ⟺ 10 charges + et 10 charge -

⟹ pour 12Mg
2+
il a plus de charge + que de charge – et donc l’attraction est plus importante

43
 Chapitre IV Classification périodique des éléments chimiques

pour Mg2+ et donc : R (12Mg2+) < R (12Mg2+ ) et EI (12Mg2+) > EI ( 12Mg)

R (12Mg2+) < R (10Ne) et EI (12Mg2+) > EI (10Ne)

IV.5.3. Affinité électronique (AE)

L'affinité électronique est l'énergie qui est mise en œuvre pour fixer un électron sur un
atome neutre à l’état gazeux. Affinité électronique évolue dans le même sens que l’énergie
d’ionisation.
A + 1 e- A-

Z AE
G.R

Z ; AE ;

IV.5.4. Electronégativité χ


L’électronégativité d’un atome A est la tendance que possède cet atome d’attirer vers
lui des électrons d’un autre atome B au cours d’une liaison chimique AB.
L’atome A acquière plus facilement un électron de l’atome B dès que :
 L’affinité électronique de A est plus élevée
 Le potentiel d’ionisation de B est plus faible.
 C’est une grandeur relative. Elle est évaluée par les échelles de Pauling et de Mullikan.
Quelque soit l’échelle utilisée, l’électronégativité varie dans le même sens que le potentiel
d’ionisation et que l’affinité électronique.

44