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Auteur(s)
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Bernard VALEUR : Ingénieur de l’École supérieure de physique et de chimie industrielles de la Ville de Paris (ESPCI) - Docteur ès sciences Professeur au Conservatoire national des Arts et Métiers
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Lire l’articleINTRODUCTION
Mendeleïev avait proposé en 1869 une première classification dans laquelle les 64 éléments connus à cette époque étaient rangés par ordre de masse croissante. Les éléments ayant des propriétés chimiques voisines se retrouvant à intervalles réguliers, Mendeleïev eut l’idée de ranger ces éléments par colonnes constituant une même famille. Des cases étaient laissées vides pour de nouveaux éléments à découvrir.
Par la suite, on comprit que les similitudes des propriétés chimiques entre les éléments résultaient des analogies de répartition des électrons sur les couches externes des atomes. En conséquence, dans le tableau périodique moderne, les éléments sont rangés par numéro atomique croissant (le numéro atomique représente le nombre d’électrons entourant le noyau) :
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les colonnes correspondent aux groupes ; elles rassemblent les éléments ayant le même nombre d’électrons sur la couche externe, c’est-à-dire ayant des propriétés chimiques analogues ;
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les lignes correspondent aux périodes ; elles rassemblent les éléments pour lesquels les électrons occupent le même nombre de couches dans l’état fondamental.
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- Version archivée 2 de janv. 2012 par Mireille DEFRANCESCHI
- Version courante de mai 2013 par Mireille DEFRANCESCHI
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1. Groupes
Les 18 colonnes du tableau périodique sont réparties en 9 groupes numérotés en chiffres romains. Ce chiffre représente le nombre d’électrons de valence, c’est-à-dire le nombre d’électrons susceptibles de participer à une liaison chimique. Les 7 premiers groupes sont divisés en 2 sous-groupes A et B.
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Dans les sous-groupes A, les éléments ne possèdent pas d’électrons dans les sous-couches d ou ont des sous-couches d complètes ; les électrons de valence sont donc des électrons s ou p. La configuration externe des éléments de ces sous-groupes est :
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groupe IA(hydrogène ou métaux alcalins),ns1 ;
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groupe IIA(métaux alcalino-terreux),ns2 ;
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groupe IIIA(groupe du bore),ns2np1 ;
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groupe IVA(groupe du carbone),ns2np2 ;
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groupe VA(groupe de l’azote),ns2np3 ;
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groupe VIA(groupe de l’oxygène),ns2np4 ;
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groupeVIIA(groupe des halogènes),ns2np5.
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Pour les éléments des sous-groupes IIIB à VIIB, les électrons d peuvent intervenir comme électrons de valence. Ces éléments, ainsi que ceux du groupe VIII (constitué de triades), ont des valences multiples. Leurs propriétés sont très semblables ; on les appelle éléments de transition.
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Les éléments du groupe 0 terminent chacune des périodes et constituent la famille des gaz rares. Leur grande stabilité et leur inertie chimique s’expliquent par le fait que leurs sous-couches sont complètes (configuration externe : ns2np6).
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