L'Évolution de la Classification Périodique et Propriétés Atomiques

L'Évolution Historique de la Classification Périodique

La nomenclature de Berzelius (1830)

En 1830, Jöns Jacob Berzelius, chimiste suédois (1779-1848), a proposé une méthode pour représenter les éléments. Il suggéra d'utiliser la première lettre de leur nom latin ou, si plusieurs éléments partageaient la même initiale, la lettre initiale suivie d'une autre lettre présente dans le nom latin. Par exemple : N pour l'azote, Na pour le sodium, Ni pour le nickel.

Premiers regroupements d'éléments

De nombreuses études au début du XIXe siècle ont établi que les éléments pouvaient être regroupés en familles ayant des propriétés chimiques similaires, comme le sodium et le potassium, ou le chlore, le brome et l'iode. Les deux propriétés les plus recherchées par les scientifiques à l'époque pour caractériser un nouvel élément étaient :

• Le poids atomique (une propriété physique aujourd'hui connue sous le nom de masse atomique relative ou Ar).
• La valence (une propriété chimique exprimant numériquement la capacité de combinaison des atomes, aujourd'hui connue sous le nom de nombre d'oxydation).

Les Triades de Döbereiner (1817-1829)

En 1817, Johann Döbereiner (1780-1849) a observé que le poids atomique du strontium était très proche de la moyenne arithmétique des poids atomiques du calcium et du baryum. Ces trois éléments, chimiquement similaires, ont été regroupés en une famille. En 1829, il a établi la même régularité des poids atomiques pour plusieurs séries de trois éléments, qu'il a appelées triades. Dans ces triades, le poids atomique de l'élément central est presque égal à la moyenne des deux autres.

Exemple :

• Chlore (35,47)
• Brome (79,916)
• Iode (126,91)

Moyenne : 81,18

Les Octaves de Newlands (1864)

En 1864, John R. Newlands (1837-1898) a ordonné les éléments connus à l'époque par ordre croissant de poids atomiques. Il a observé que les propriétés des éléments se répétaient par périodes de sept éléments, d'une manière similaire aux notes de musique dans l'octave d'un clavier de piano. Les propriétés du huitième élément d'une série sont similaires à celles du premier. C'est pourquoi ces périodes de sept éléments sont appelées octaves de Newlands.

Les travaux de Meyer et Mendeleïev (1868-1870)

Entre 1868 et 1870, les travaux de Lothar Meyer (1830-1895) en Allemagne et de Dmitri Mendeleïev (1834-1907) en Russie ont conduit à la découverte de la loi de la périodicité des éléments chimiques, la loi périodique.

Meyer a ordonné les éléments connus précédemment par ordre croissant de poids atomiques et les a reliés à une autre échelle : le volume atomique. En représentant les volumes atomiques des éléments en fonction de leur poids atomique, Meyer a constaté que le graphique formait une série de pics, correspondant à des groupes d'éléments ayant des propriétés similaires : le lithium, le sodium, le potassium, le rubidium et le césium. Il a également déterminé que chaque pic, avec ses hauts et ses bas, représentait une période du tableau des éléments.

Le Tableau Périodique de Mendeleïev (1869)

En 1869, Dmitri Mendeleïev a publié la première édition de sa classification périodique, ordonnant les 63 éléments alors connus. Après avoir ordonné les éléments par poids atomique, Mendeleïev a étudié leurs propriétés chimiques, en particulier en termes de leurs valences. Il a noté que les premiers éléments de la liste montraient un changement progressif de leur valence, avec des valeurs croissantes et décroissantes.

Il a ainsi établi des périodes : la première, avec l'hydrogène seul ; les sept suivantes, avec deux éléments chacune ; et d'autres avec plus de sept éléments. En fonction des propriétés, Mendeleïev n'a pas hésité à déplacer certains éléments. Il a également laissé des espaces vides pour former des groupes d'éléments avec les mêmes propriétés et a prédit, avec une précision déconcertante, les propriétés des éléments qui occuperaient ces postes une fois découverts. Des travaux de Mendeleïev, la loi périodique des éléments a été établie.

Concepts Fondamentaux et Propriétés Atomiques

La configuration électronique

La configuration électronique des atomes de ces éléments se termine généralement de la même façon :

• Les atomes d'éléments appartenant à un groupe ont la même configuration électronique externe (CEE).
• En revanche, lorsque l'on analyse la configuration électronique des atomes des éléments situés dans la même période, on observe le même nombre de niveaux d'énergie.

Selon cette structure en groupes et en périodes, le tableau est divisé en 4 blocs principaux : S, P, D et F, selon la dernière orbitale occupée de la CEE.

• Les blocs S et P correspondent aux éléments représentatifs, comprenant des métaux et des non-métaux. Certains sont des métalloïdes, comme le silicium ou l'arsenic.
• Les éléments du bloc D sont appelés éléments de transition et sont tous des métaux.
• Le bloc F est composé des éléments de transition interne, qui sont aussi des métaux, la plupart obtenus par synthèse artificielle.

Charge Nucléaire Effective (Zeff)

Les électrons les plus proches du noyau (électrons internes) exercent un effet d'écran sur la charge positive du noyau (Z). Pour cette raison, les électrons périphériques sont attirés par le noyau avec une force plus faible. La charge nette ressentie par un électron est appelée charge nucléaire effective (Zeff).

Rayon Atomique

Selon le modèle mécanique quantique, la distribution de la densité électronique dans un atome n'a pas de limite clairement définie. Toutefois, si l'atome est considéré comme une sphère, la distance entre l'électron le plus externe et le noyau peut être déterminée expérimentalement. Cette distance est appelée rayon atomique.

Rayons Ioniques

Quand les atomes neutres perdent ou gagnent des électrons, ils deviennent des ions :

• Des cations s'ils perdent des électrons et acquièrent une charge nette positive.
• Des anions s'ils gagnent des électrons et acquièrent une charge négative.

La taille d'un cation est plus petite que celle de l'atome neutre correspondant. Cependant, la taille d'un anion est supérieure à celle de l'atome neutre d'origine.

Énergie d'Ionisation

L'énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome neutre, gazeux et dans son état fondamental. L'atome devient alors un ion positif (c'est-à-dire avec une seule charge positive).

Affinité Électronique (AE)

L'affinité électronique (AE) est l'énergie échangée lorsqu'un atome neutre, gazeux et dans son état fondamental, capture un électron et devient un ion négatif (c'est-à-dire avec une seule charge négative).

Électronégativité (EN)

L'électronégativité (EN) est la capacité relative d'un atome à attirer les électrons lorsqu'il est engagé dans une liaison chimique avec un autre atome.