Classification périodique des élèments
Produits et matériel :
Sodium - Potassium - Magnésium en ruban - Aluminium en poudre - Alumine - Silicium - Phosphore Rouge - Soufre - Dichlore - Dibrome - Diiode - Tétrachlorure de Carbone - Solution de Dibrome dans CCl4 (ou dans l’hexane)- Solution de Diiode dans CCl4 (ou dans l’hexane)- Permanganate de Potassium Solide - Solution diluée acidifiée de KMnO4 - Papier pH - Bouteille de Dioxygène - Bouteille de Méthane - Bouteille d'Ethylène - Cyclohexene - Hexane (ou Heptane) - Phénolphtaléine - Acide Chlorhydrique Concentré - Appareil Générateur de Dichlore - Cuve à eau - Cuve à eau salée - Eprouvettes à gaz (4) - Montages pour Combustions (Flacon + Bouchon + Fil de Fer + Tet à combustion) (6) - Tubes à essais (6) - Portoir - Tube à dégagement pour tube à essais - Petits bouchons pour tube à essais (4) - Montage pour sublimation (Becher 150 ml + Rondelle de liège + Tube à essais) - Classification Périodique des Eléments -
Introduction :
La classification périodique des éléments contient à elle seule pratiquement toute la chimie. Cette affirmation n'est pas beaucoup exagérée, car beaucoup de propriétés chimiques (formation des ions, molécules formées entre deux éléments, polarités des liaisons etc.), sont prévisibles à la seule connaissance de la position des éléments concernés dans la classification. Nous allons brièvement présenter la classification périodique et sa construction logique. Nous présenterons ensuite quelques expériences illustrant la notion de famille chimique (ou groupe), deux familles seront étudiées, celle des alcalins et celle des halogènes. Nous montrerons que deux membres d'une même famille présentent des propriétés chimiques semblables. Nous examinerons ensuite l'évolution des propriétés chimique sur une ligne de la classification (ou période). La réaction de combustion nous servira de fil rouge, elle offre de multiples avantages : facile à réaliser, spectaculaire, au programme du secondaire, elle permet de plus de distinguer simplement les métaux des non-métaux par l'acidité ou la basicité des oxydes formés.
I) Présentation de la classification :
Présenter brièvement une classification périodique. Montrer sa construction logique. Les éléments sont classés par ordre de leur numéro atomique. Chaque ligne correspond au remplissage d'une couche électronique, et la règle de Klechkowsky est suivie :
1s(H,He)
2s(Li,Be) 2p (B,C,N,O,F,Ne)
3s(Na,Mg) 3p (Al,Si,P,S,Cl,Ar)
4s(K,Ca) 3d(Sc,Ti,V,Cr,Mn,Fe,Co,Ni,Cu,Zn) 4p(Ga,Ge,As,Se,Br,Kr)
Faire ainsi apparaître les blocs s, p, d et f en montrant que le nombre d'éléments contenu dans chaque bloc correspond au nombre d'électrons qu'on peut mettre dans les orbitales correspondantes. Une conséquence importante de ce classement est que les éléments d'une même colonne ont la même couche de valence, et présenteront par conséquent des propriétés chimiques proches.
Présenter la famille des gaz nobles, les alcalins, les halogènes et les métaux de transition. Enfin on pourra faire apparaître le bloc des métaux et celui des non-métaux avec à la frontière les semi-conducteurs Si, Ge, As, Sb. Donner rapidement la règle de l’octet qui veut qu’un atome cherche toujours à acquérir la configuration électronique du gaz rare le plus proche de lui dans la classification. Utiliser cette règle pour prévoir les ions les plus stables de quelques éléments.
II) Similitudes des propriétés dans une colonne :
1) Les alcalins : sodium et potassium
a) Réaction du sodium et du potassium métalliques avec l'eau
Remplir un cristallisoir (le plus large possible), ou tout simplement un évier, d'eau du robinet. Ajouter un peu de phénolphtaléine puis jeter un petit morceau de sodium dans l'eau. Le sodium s'enflamme et se met à tourbillonner dans le récipient. Sa trajectoire est matérialisée par l'apparition d'un sillage rose-violacé. Des bulles gazeuses sont visibles autour du morceau de sodium. Faire la même expérience avec le potassium, la réaction est plus vive, on voit le potassium brûler. Il est préférable pour ces deux réactions de couvrir le récipient d'une vitre pour éviter toutes projections.
b) Combustion du sodium et du potassium dans le dichlore : (SOUS LA HOTTE)
Remplir un flacon à col large de dichlore. Essayer d'avoir un flacon aussi sec que possible pour éviter la réaction avec l'eau. Dans un têt à combustion fixé sur un bouchon introduire un morceau de sodium, l'enflammer au bec Bunsen (flamme bleue bien pointue) ou mieux avec un petit chalumeau type "butagaz". Le morceau de sodium doit avoir préalablement été bien gratté et essuyé pour présenter un aspect métallique gris brillant. Dans la flamme le sodium fond et forme une boule sphérique, la flamme se colore en jaune. Introduire le têt à combustion dans le flacon de dichlore. On observe une combustion vive avec une flamme bien jaune. Si on a de la chance (flacon bien sec et parois suffisamment froides) on peut observer la cristallisation du NaCl formé sur les parois du flacon. Procéder de manière identique avec le potassium, la flamme sera lilas (mauve). La réaction étant beaucoup plus facile qu'avec le sodium, il n'est généralement pas nécessaire d'enflammer préalablement le potassium dans l'air. Essayer la combustion directe sans chauffage préalable. En général la combustion n'est pas totale, le chlorure de sodium ou de potassium produit forme en effet une carapace protectrice qui empêche la réaction de se poursuivre. On peut éviter ce problème si le bouchon utilisé comporte un trou permettant d'introduire une baguette de verre pour pouvoir gratter le métal pendant sa combustion. Cela n'est pas du tout indispensable, mais il faut avoir présent à l'esprit le fait que le flacon après expérience contient toujours beaucoup de dichlore. Si on désire le déboucher pour montrer le chlorure formé il vaut mieux travailler sous une hotte.
c) Combustion du sodium et du potassium dans le dioxygène :
Remplir un flacon de dioxygène et procéder de façon identique. On observe la formation de fumées blanches d'oxyde. Montrer que l'oxyde est basique par ajout d'eau pour le dissoudre puis ajout de phénolphtaléine qui se colorera en rose violacé. Procéder de manière identique avec le potassium.
Remarque :
Les oxydes des alcalins ont une formule du type A2O. En réalité seul le lithium donne l'oxyde Li2O, avec le sodium on obtient le peroxyde Na2O2, les autres alcalins (K, Rb et Cs) donnent des super oxydes de formule AO2.
d) Test de la couleur de flamme (spectre des alcalins) :
Tremper une spatule préalablement chauffée dans la flamme d’un bec Bunsen (Flamme " incolore ") dans une solution contenant l’ion Na+ ou l’ion K+. Quand on remêt la spatule dans la flamme, celle-ci se colore en jaune pour l’élément Sodium et en lilas (mauve) pour l’élément Potassium.
2) Les halogènes : dichlore, dibrome et diiode :
a) Analogies et différences d'aspect physico-chimique :
Leur formule est du même type X2. Ils donnent des ions du type X- tous les trois. Leurs composés hydrogénés sont du type HX et sont tous trois des acides.
Le dichlore est gazeux, le dibrome est liquide mais extrêmement volatil, le diiode est solide mais se sublime très facilement. Montrer un flacon de chacun d'eux. Le dichlore est un gaz vert, le dibrome un liquide rouge toujours surmonté de vapeurs nettement visible (placer éventuellement le flacon dans un bain d'eau chaude). Le diiode est un solide violet-noir, procéder à sa sublimation. Prendre un becher de 150 ml, le coiffer d'une rondelle de liège de diamètre adapté percée en son centre d'un trou dans lequel on entrera un tube à essais. Introduire de l'eau glacée dans le tube à essais. Mettre quelques cristaux de diiode au fond du becher puis chauffer doucement celui-ci. Un nuage de vapeurs violettes se forme, le diiode se recristallise sur le tube froid, on obtient de très beaux cristaux que l'on montrera en sortant délicatement la rondelle de liège.
b) Réaction avec les alcalins : (SOUS LA HOTTE)
La réaction du sodium et du potassium avec le dichlore à été réalisée précédemment. La réaction du potassium avec le dibrome liquide est aussi possible, mais relativement délicate à réaliser. Introduire un tout petit morceau de potassium dans un becher, surmonter le becher d'un grand entonnoir fixé par une pince la tige vers le haut. Dans la tige de l'entonnoir introduire la pointe d'une pipette Pasteur contenant un peu de dibrome liquide. Faire couler une goutte ou deux (pas plus !) de dibrome dans le becher. Il se produit une explosion quand le dibrome entre en contact avec le potassium. Dans les même conditions le sodium ne réagit pas. L'entonnoir sert de protection.
c) Réaction avec les alcènes :
* Bromation du cyclohéxène :
Dans un tube à essais verser un peu de cyclohexene puis rajouter petit à petit une solution de dibrome dans CCl4, celle ci se décolore instantanément.
Remarque : CCl4 présentant une toxicité relativement élevée on pourra si on le désire le remplacer par l’hexane par exemple.
** Chloration de l'éthylène : (SOUS LA HOTTE)
Sur une cuve à eau salée remplir une éprouvette à gaz d'un mélange de dichlore et d'éthylène (1/2 - 1/2). Rapidement on constate une montée de l'eau salée dans l'éprouvette et l'apparition de gouttelettes huileuses sur les parois.
*** Conclusion :
On observe dans les deux cas une réaction d'addition. Dichlore et dibrome réagissent de façon similaire avec les alcènes.
d) Réaction de substitution avec les alcanes :
* Bromation de l'hexane (ou de l'heptane):
Dans un tube à essais introduire un peu de solution de dibrome dans le tétrachlorure de carbone et de l'hexane. On bouche le tube et on laisse à la lumière du soleil (lampe si insuffisant). Au bout d'un moment, la solution se décolore. Faire aussi un témoin qui sera laissé à l'obscurité. Quand la décoloration a été obtenue, ouvrir le tube et présenter un papier pH humide. Celui-ci rougit, ce qui traduit la formation d’un gaz acide. On peut aussi mettre un papier pH humide coincé par le bouchon dès le début de l’expérience. Montrer ensuite la formation d'ions bromures. Pour cela, ajouter 1 ml d'eau au mélange réactionnel et bien agiter. Les ions bromures passent dans la phase aqueuse. Prélever un peu de phase aqueuse à la pipette Pasteur et y ajouter un peu de solution de AgNO3. La formation lente d'un précipité caractérise les ions bromures formés. Le témoin à l'obscurité ne donne aucune réaction ce qui montre que le processus est photochimique. Le gaz acide formé est HBr, il ya eu substitution de H par Br.
** Chloration du méthane (ou propane ou butane) : (SOUS LA HOTTE)
Sous la hotte remplir une éprouvette à gaz d'un mélange (1/2,1/2) de dichlore et d'alcane gazeux. Faire, là aussi, un témoin qui sera laissé à l'obscurité. Au bout de quelques minutes on observe la montée de l'eau dans l'éprouvette et la formation de gouttelettes huileuses sur les parois. Dans cette réaction, les gaz sont remplacés par des produits liquides (CH2Cl2 , CHCl3 et CCl4 dans le cas du méthane) qui forment les gouttelettes huileuses. Le volume diminuant, l'eau monte. Montrer que le témoin n'a pas subi la réaction. Le processus est ici aussi photochimique, la réaction n’est rapide et spectaculaire que si la lumière ambiante est conséquente, s’il n’y a pas beaucoup de soleil éclairer fortement avec une lampe.
*** Conclusion :
Dans les deux cas on observe une réaction de substitution radicalaire par un processus photochimique. Cela montre encore la similitude des propriétés chimiques des halogènes.
e) Composés interhalogènés / formation de ICl :
Dans un tube à essais introduire des cristaux de permanganate de potassium puis de l'acide chlorhydrique concentré. Il se forme un dégagement gazeux vert de dichlore. Surmonter le tube à essais d'un tube à dégagement et faire barboter dans une solution peu concentrée de diiode dans le tétrachlorure de carbone. La coloration rose au départ vire rapidement au jaune. Il se forme un mélange de ICl, ICl2 et ICl3. Cette réaction montre qu'on peut substituer un halogène à un autre, mais aussi que Cl est plus électronégatif que I, Cl2 oxyde I2. ICl est polarisé I+ et Cl-.
III) Evolution des propriétés chimiques dans une ligne :
On va réaliser la combustion dans le dioxygène et/ou dans l'air des éléments Na, Mg, Al, P, et S. On notera en particulier l'évolution des propriétés acide ou basique des oxydes formés. Un des critères de reconnaissance des métaux est qu'ils donnent des oxydes basiques alors que les non-métaux donnent des oxydes acides.
1) Combustion du sodium dans le dioxygène : (Voir plus haut)
2) Combustion du magnésium dans l'air puis le dioxygène :
Remplir préalablement sur cuve à eau un flacon de dioxygène en laissant un peu d'eau au fond du flacon. Sur un fil de fer fixé sur plaquette de bois ou rondelle de liège attacher un morceau de ruban de magnésium. L'enflammer au bec Bunsen, il brûle très rapidement dans l'air avec production d'une intense lumière blanche. Plonger le fil de fer dans le flacon de dioxygène. La lumière devient éblouissante et on observe la formation d'épaisses fumées blanches de magnésie MgO. Agiter le flacon pour montrer la solubilité dans l'eau, puis ajouter un peu de phénolphtaléine pour montrer la basicité de l'oxyde. Cette réaction était autrefois utilisée dans les flashes photo. La magnésie est utilisée par les gymnastes pour assurer leur prise à la barre fixe.
3) Combustion de l'aluminium dans l'air :
Saupoudrer de la poudre fine d'aluminium au dessus d'un bec Bunsen, on observe un petit feu d'artifice très spectaculaire. L'alumine Al2O3 formée protège l'aluminium d'une oxydation plus poussée. Ce fait explique l'utilisation de casseroles en aluminium "inoxydables". L'alumine est un oxyde amphotère.(On peut éventuellement montrer sa solubilité plus importante en milieu basique qu'en milieu acide.)
4) Combustion du phosphore dans le dioxygène :
Remplir préalablement sur cuve à eau un flacon de dioxygène en laissant un peu d'eau au fond du flacon. Sur un fil de fer fixé sur plaquette de bois ou rondelle de liège attacher un têt à combustion dans lequel on introduira un morceau de phosphore. La manipulation du phosphore blanc très inflammable nécessite des précautions. Le manipuler avec une pince et pas avec les doigts. Enflammer le phosphore à l'air puis le plonger dans le dioxygène. on observe la formation de fumées blanches de P4O10. Agiter puis montrer l'acidité de la solution obtenue en mesurant son pH au papier pH. (Il est aussi possible d'introduire un morceau de phosphore blanc dans le dioxygène et de l'enflammer ensuite grâce à une baguette de fer chauffée au rouge qu'on introduira dans le flacon.)
5) Combustion du soufre dans le dioxygène :
Remplir préalablement sur cuve à eau un flacon de dioxygène en laissant un peu d'eau au fond du flacon. Sur un fil de fer fixé sur plaquette de bois ou rondelle de liège attacher un têt à combustion dans lequel on introduira du soufre en poudre. Enflammer celui-ci à l'air, il brûle avec une petite flamme bleue et donne une impression de caramélisation, il se forme un gaz d'odeur piquante. Plonger le têt à combustion dans le dioxygène. On observe une flamme vive de couleur bleue. Il se forme des fumées blanches. Quand la flamme s'éteint, sortir le têt et le plonger dans l'eau pour éteindre le soufre qui continue à brûler dans l'air. Boucher le plus hermétiquement possible l'ouverture du flacon avec la paume de la main et agiter fortement. Le dioxyde de soufre formé est très soluble dans l'eau et il se produit une forte aspiration (effet ventouse). Lâcher le flacon, il doit tenir tout seul grâce à la pression atmosphérique. Demander le silence puis enlever la paume de la main progressivement, l'air en remplissant le flacon produit un chuintement caractéristique. Prendre le pH de la solution obtenue au papier pH, on trouve un pH très acide. Enfin, verser une solution de permanganate dans la solution, il y a décoloration immédiate. Les fumées blanches observées au départ ne sont pas solubles dans l'eau, il s'agit de trioxyde de soufre sous forme de trimère solide (SO3)3.
6) Conclusion :
Cette série d'expériences montre que l'on passe graduellement d'éléments au caractère métallique très marqué (Na, K, Mg, Al) à des éléments non-métaux caractérisés (P,S et Cl). L'aspect seul des élément le montre déjà (aspect gris brillant pour les 4 premiers, aspect vitreux pour le silicium, solides amorphes pour le phosphore et le soufre, gaz pour le chlore). Mais cela est manifeste quand on examine les propriétés acido-basiques des oxydes formés.
La frontière n'est tout de même pas très franche : Al2O3 est amphotère.