6. Descriptive inorganic chemistry: modern periodic table, periodicity and s-block

# 6. Descriptive inorganic chemistry: modern periodic table, periodicity and s-block ## Objectifs et prérequis **Objectifs** : À la fin de ce chapitre, l'élève sera capable de : - Décrire la structure du tableau périodique à forme longue, y compris les périodes, les groupes, les métaux, les non-métaux et les métalloïdes. - Expliquer la périodicité des propriétés physiques (point de fusion, point d'ébullition, rayon atomique, énergie d'ionisation, affinité électronique, électronégativité, densité) sur les périodes 2 et 3. - Interpréter et tracer les tendances de l'énergie d'ionisation première sur les périodes 2 et 3. - Décrire les relations périodiques entre les oxydes, les chlorures et les hydrides des éléments des périodes 2 et 3. - Décrire la structure, les propriétés physiques, le test à la flamme et le nombre d'oxydation des éléments du bloc s. - Expliquer les réactions des éléments du bloc s avec l'eau, les non-métaux et les acides. - Décrire les composés ioniques du bloc s, leur solubilité (carbonates, sulfates, halures, hydroxides) et leur stabilité thermique. - Définir et expliquer la relation diagonale, avec des exemples concrets. **Prérequis** : Notions de structure atomique (protons, neutrons, électrons, couches électroniques), configuration électronique de base, différences entre métaux et non-métaux, notion d'ion et de composé ionique. --- ## Introduction Le tableau périodique des éléments est l'outil fondamental de la chimie inorganique. Il organise les éléments selon leur numéro atomique et révèle des régularités dans leurs propriétés chimiques et physiques, appelées périodicité. Ce chapitre explore d'abord la structure du tableau périodique moderne, puis examine en détail les tendances de propriétés sur les périodes 2 et 3, avant de se concentrer sur les éléments du bloc s (groupes 1 et 2), leurs réactions, leurs composés et les relations diagonales qui apparaissent entre certains éléments du bloc s et du bloc p. --- ## I. The long form of the periodic table : Brief historical background, periods, groups, metals, non-metals, and metalloids Le tableau périodique à forme longue, développé à partir des travaux de Mendeleev et affiné par Moseley (qui introduit le numéro atomique comme critère de classement), organise les éléments en 7 périodes (lignes horizontales) et 18 groupes (colonnes verticales). Les éléments sont classés par numéro atomique croissant. > **Définition** : Une période est une ligne horizontale du tableau périodique représentant le remplissage successif d'une couche électronique principale. Un groupe est une colonne verticale regroupant des éléments ayant la même configuration électronique de valence et donc des propriétés chimiques similaires. Les éléments sont broadly classés en trois catégories : - **Métaux** : situés à gauche et au centre du tableau, ils sont généralement brillants, malléables, ductiles, bons conducteurs de chaleur et d'électricité, et ont tendance à perdre des électrons pour former des cations. - **Non-métaux** : situés à droite du tableau, ils sont souvent ternes, fragiles, mauvais conducteurs, et ont tendance à gagner ou partager des électrons pour former des anions ou des composés covalents. - **Métalloïdes** : situés le long de la ligne en escalier entre métaux et non-métaux (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At), ils présentent des propriétés intermédiaires. Dans la période 2 : Li, Be (métaux), B (métalloïde), C, N, O, F, Ne (non-métaux). Dans la période 3 : Na, Mg (métaux), Al (métalloïde selon certaines classifications, souvent considéré comme métal pauvre), Si (métalloïde), P, S, Cl, Ar (non-métaux). **Exemple résolu** : Identifier la catégorie de l'élément ayant le numéro atomique 14. Solution : Le numéro atomique 14 correspond au silicium (Si). Il se trouve dans la période 3, groupe 14, le long de la ligne des métalloïdes. Donc, Si est un métalloïde. **Exercice d'application** : 1. À quel groupe et quelle période appartient l'élément de numéro atomique 9 ? Réponse : Fluor (F), période 2, groupe 17 → non-métal. 2. Pourquoi le bore (B) est-il classé comme métalloïde ? Réponse : Il se trouve à la frontière entre métaux et non-métaux, présente une conductivité électrique intermédiaire et forme des composés covalents tout en ayant un caractère métallique limité. --- ## II. Periodicity of physical properties across period 2 (From Li to Ne) Nous examinons la variation des propriétés physiques du lithium au néon. - **Rayon atomique** : diminue de Li à Ne. Raison : augmentation de la charge nucléaire effective ($Z_{eff}$) sans augmentation significative du nombre de couches électroniques, attirant davantage les électrons vers le noyau. - **Énergie d'ionisation première** : augmente généralement de Li à Ne, avec une légère baisse au bore (en raison de l'effet de répulsion dans l'orbital 2p) et à l'oxygène (répulsion entre deux électrons dans le même orbital 2p). - **Affinité électronique** : augmente (devient plus négative) de Li à Cl, mais les gaz rares ont une affinité électronique proche de zéro ou positive (peu tendance à gagner un électron). - **Électronégativité** : augmente de Li à F (Ne n'a pas d'électronégativité définie car il ne forme pratiquement pas de composés). - **Point de fusion et d'ébullition** : augmentent de Li à C (en raison de la force des liaisons covalentes dans le réseau de diamant), puis diminuent fortement de N à Ne (substances moléculaires faibles avec seules forces de van der Waals). - **Densité** : augmente généralement de Li à Ne, mais avec des variations liées à la structure cristalline. > **Règle** : Dans une période, le rayon atomique diminue de gauche à droite en raison de l'augmentation de $Z_{eff}$. **Tableau récapitulatif des tendances dans la période 2** : | Élément | Li | Be | B | C | N | O | F | Ne | |---------|----|----|---|---|---|---|---|----| | Rayon atomique (pm) | 152 | 112 | 85 | 70 | 65 | 60 | 50 | 38 | | Énergie d'ionisation première (kJ/mol) | 520 | 899 | 801 | 1086 | 1402 | 1314 | 1681 | 2080 | | Affinité électronique (kJ/mol) | 60 | <0 | 27 | 122 | 0 | 141 | 328 | <0 | | Électronégativité (Pauling) | 0,98 | 1,57 | 2,04 | 2,55 | 3,04 | 3,44 | 3,98 | — | | Point de fusion (°C) | 180 | 1287 | 2076 | 3550 | -210 | -218 | -220 | -249 | | Densité (g/cm³) | 0,53 | 1,85 | 2,34 | 2,26 | 0,81 | 1,43 | 1,70 | 0,90 | **Exemple résolu** : Expliquer pourquoi l'énergie d'ionisation première du bore est inférieure à celle du béryllium. Solution : Le béryllium a une configuration électronique $[He] 2s^2$ (couche 2s pleine, stable). Le bore a $[He] 2s^2 2p^1$ ; l'électron retiré provient de l'orbital 2p, plus éloigné du noyau et mieux bouclé que le 2s, donc plus facile à enlever malgré une charge nucléaire plus élevée. **Exercice d'application** : 1. Prédire lequel de l'oxygène ou du fluor a la plus haute électronégativité. Justifier. Réponse : Le fluor (3,98 > 3,44) car il a une charge nucléaire plus élevée et un rayon atomique plus petit, attirant davantage les électrons de liaison. 2. Pourquoi le point de fusion du carbone est-il exceptionnellement élevé dans la période 2 ? Réponse : Le carbone forme un réseau covalent tridimensionnel (diamant) avec des liaisons C-C fortes, nécessitant beaucoup d'énergie pour être rompu. --- ## III. Periodicity of physical properties across period 3 (From Na to Ar) Même logique que pour la période 2, mais avec la couche 3n en cours de remplissage. - **Rayon atomique** : diminue de Na à Ar. - **Énergie d'ionisation première** : augmente généralement de Na à Ar, avec une baisse légère à l'aluminium (passage de 3s² à 3s²3p¹, électron plus facile à enlever) et au soufre (répulsion dans l'orbital 3p). - **Affnité électronique** : augmente de Na à Cl, Ar ayant une affinité électronique proche de zéro. - **Électronégativité** : augmente de Na à Cl. - **Point de fusion et d'ébullition** : augmentent de Na à Si (liaisons métalliques puis covalentes réseau), puis diminuent de P à Ar (substances moléculaires : P₄, S₈, Cl₂, Ar). - **Densité** : augmente généralement de Na à Ar. > **Règle** : L'énergie d'ionisation première augmente généralement dans une période en raison de l'augmentation de $Z_{eff}$, mais des exceptions existent dû à la stabilité des sous-couches (s², p³) ou à la répulsion électronique. **Tableau récapitulatif des tendances dans la période 3** : | Élément | Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar | |---------|----|----|----|----|---|---|----|----| | Rayon atomique (pm) | 186 | 160 | 143 | 117 | 110 | 104 | 99 | 94 | | Énergie d'ionisation première (kJ/mol) | 496 | 738 | 578 | 786 | 1012 | 1000 | 1251 | 1520 | | Affinité électronique (kJ/mol) | 53 | <0 | 42 | 134 | 72 | 200 | 349 | <0 | | Électronégativité (Pauling) | 0,93 | 1,31 | 1,61 | 1,90 | 2,19 | 2,58 | 3,16 | — | | Point de fusion (°C) | 98 | 650 | 660 | 1414 | 44 | 115 | -101 | -189 | | Densité (g/cm³) | 0,97 | 1,74 | 2,70 | 2,33 | 1,82 | 2,07 | 3,21 | 1,78 | **Exemple résolu** : Expliquer pourquoi l'énergie d'ionisation première de l'aluminium est inférieure à celle du magnésium. Solution : Le magnésium a une configuration $[Ne] 3s^2$ (couche 3s pleine, stable). L'aluminium a $[Ne] 3s^2 3p^1$ ; l'électron retiré provient de l'orbital 3p, plus énergétique et moins pénétrant que le 3s, donc plus facile à enlever malgré Z plus élevé. **Exercice d'application** : 1. Pourquoi le point de fusion du silicium est-il beaucoup plus élevé que celui du phosphore ? Réponse : Le Si forme un réseau covalent similaire au diamant (liaisons Si-Si fortes), tandis que le P existe sous forme de molécules P₄ avec seules forces de van der Waals entre molécules. 2. Prédire la tendance de la densité de Na à Ar et expliquer une anomalie éventuelle. Réponse : La densité augmente globalement, mais l'aluminium est moins dense que le silicium malgré un Z plus élevé car le Si a une structure covalente compacte (diamantique) tandis que l'Al a une structure métallique moins dense. --- ## IV. Periodicity of First ionisation energy across periods 2 and 3 (Li to Ar). Graph and explanation of trend. Nous traçons l'énergie d'ionisation première (E₁) en fonction du numéro atomique de Li (Z=3) à Ar (Z=18). La courbe montre une augmentation générale, avec des baisses périodiques : - Après les gaz nobles (He, Ne) : baisse brutale car l'électron suivant entre dans une nouvelle couche (plus éloigné, mieux bouclé). - Après les métaux alcalino-terreux (Be, Mg) : baisse car l'électron suivant entre dans un orbital p (plus énergétique que s). - Après l'azote et le phosphore : légère baisse car l'électron suivant subit une répulsion dans un orbital p déjà demi-rempli (p³ → p⁴). > **Règle** : Les exceptions à l'augmentation de E₁ dans une période sont dues à la stabilité des configurations électroniques (s², p³, d⁵, f⁷) ou à la répulsion électronique dans les orbitales dégénérées. **Graphique conceptuel** (description) : Un graphique en points ou en ligne montrerait : - Pic à He, Ne (gaz nobles). - Creux après Be, Mg (passage s² → s²p¹). - Léger creux après N, P (p³ → p⁴, répulsion). - Augmentation globale de gauche à droite. **Exemple résolu** : Prédire l'ordre croissant de l'énergie d'ionisation première pour : B, C, N, O. Solution : B (801) < C (1086) < O (1314) < N (1402). Explication : malgré l'augmentation générale de Z, O a une répulsion entre deux électrons dans le même orbital 2p, rendant l'enlèvement légèrement plus facile que pour N (2p³, stabilité par demi-remplissage). **Exercice d'application** : 1. Expliquer pourquoi l'énergie d'ionisation première du soufre est légèrement inférieure à celle du phosphore. Réponse : Le phosphore a une configuration 3p³ (demi-remplissage, stabilité supplémentaire). Le soufre est 3p⁴ ; l'électron retiré subit moins de répulsion car on passe d'une configuration appariée à non appariée, mais globalement, la suppression d'un électron apparié dans une orbitale déjà occupée nécessite moins d'énergie qu'à partir d'une demi-remplissage stable. 2. Tracer mentalement la courbe de E₁ de Li à Ar et indiquer où se trouvent les minimums locaux. Réponse : Minimums locaux après Be (B), après Mg (Al), et légers après N (O) et P (S). --- ## V. Periodic relationships amongst the oxides of periods 2 and 3 (From Li to Ar) Nous examinons la nature (acide, basique, amphotère) et la formule des oxydes des éléments des périodes 2 et 3. **Période 2** : - Li₂O : basique (réagit avec l'eau pour donner LiOH, forte base). - BeO : amphotère (réagit avec acides et bases). - B₂O₃ : acide faible (forme de l'acide borique avec l'eau). - CO₂ : acide (forme H₂CO₃). - N₂O₅ : acide fort (forme HNO₃). - OF₂ : oxyde d'oxygène, pas typique (mais O forme surtout des oxydes avec des métaux). - Ne₂O : n'existe pas (gaz rare). **Période 3** : - Na₂O : fortement basique. - MgO : basique (faiblement soluble, mais réagit avec acides). - Al₂O₃ : amphotère. - SiO₂ : acide faible (ne réagit pas avec l'eau, mais avec bases fortes comme NaOH pour donner silicates). - P₄O₁₀ : fortement acide (forme H₃PO₄). - SO₃ : fortement acide (forme H₂SO₄). - Cl₂O₇ : fortement acide (forme HClO₄). - Ar₂O : n'existe pas. > **Règle** : En allant de gauche à droite dans une période, l'oxyde passe de basique à amphotère puis à acide. Cette tendance reflète le caractère métallique décroissant et le caractère non-métallique croissant des éléments. **Tableau récapitulatif** : | Élément | Oxyde | Nature | Réaction avec eau | Réaction avec acide/base | |---------|-------|--------|-------------------|--------------------------| | Li | Li₂O | Basique | Li₂O + H₂O → 2LiOH | + acide → sel + H₂O | | Be | BeO | Amphotère | Peu soluble | + acide → Be²⁺ + H₂O ; + base → [Be(OH)₄]²⁻ | | B | B₂O₃ | Acide | B₂O₃ + 3H₂O → 2H₃BO₃ | + base → borate | | C | CO₂ | Acide | CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ | + base → carbonate/bicarbonate | | N | N₂O₅ | Acide | N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃ | + base → nitrate | | O | — | — | — | — | | F | OF₂ | Neutre (pas acide/base typique) | Hydrolyse lente | — | | Ne | — | — | — | — | | Na | Na₂O | Basique | Na₂O + H₂O → 2NaOH | + acide → sel + H₂O | | Mg | MgO | Basique | MgO + H₂O → Mg(OH)₂ (lent) | + acide → sel + H₂O | | Al | Al₂O₃ | Amphotère | Insoluble | + acide → Al³⁺ + H₂O ; + base → [Al(OH)₄]⁻ | | Si | SiO₂ | Acide | Insoluble dans l'eau | + base chaude → silicate | | P | P₄O₁₀ | Acide | P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄ | + base → phosphate | | S | SO₃ | Acide | SO₃ + H₂O → H₂SO₄ | + base → sulfate | | Cl | Cl₂O₇ | Acide | Cl₂O₇ + H₂O → 2HClO₄ | + base → perchlorate | | Ar | — | — | — | — | **Exemple résolu** : Prédire la nature de l'oxyde de l'aluminium et justifier. Solution : Al₂O₃ est amphotère car l'aluminium est un métalloïde (ou métal pauvre) avec une électronégativité intermédiaire (~1,61), permettant à son oxyde de réagir autant avec des acides qu'avec des bases. **Exercice d'application** : 1. Pourquoi le dioxyde de carbone est-il considéré comme un oxyde acide alors qu'il ne contient pas d'hydrogène ? Réponse : Il réagit avec l'eau pour former un acide (H₂CO₃), donc il est l'anhydride de cet acide. 2. Comparer la réaction de MgO et Al₂O₃ avec une base forte comme NaOH chaud. Réponse : MgO ne réagit pas (pas amphotère), tandis que Al₂O₃ réagit : Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]. --- ## VI. Periodic relationships amongst the chlorides of periods 2 and 3 (From Li to Ar) Nous examinons la nature (ionique vs covalente), la solubilité et l'hydrolyse des chlorures. **Période 2** : - LiCl : ionique, soluble dans l'eau, pas d'hydrolyse (cation petit mais charge +1, polarisation faible). - BeCl₂ : covalent (en raison de la haute charge densité de Be²⁺), soluble dans les solvants organiques, hydrolyse facilement : BeCl₂ + 2H₂O → Be(OH)₂ + 2HCl. - BCl₃ : covalent, liquide, hydrolyse violemment : BCl₃ + 3H₂O → B(OH)₃ + 3HCl. - CCl₄ : covalent, insoluble dans l'eau, pas d'hydrolyse (liaisons C-Cl fortes, pas de site d'attaque pour H₂O). - NCl₃ : covalent, jaune, explosif, hydrolyse lentement : NCl₃ + 3H₂O → NH₃ + 3HOCl. - OCl₂ : covalent, hydrolyse : OCl₂ + H₂O → 2HCl + ½O₂ (instable). - FCl : existe mais instable. - NeCl : n'existe pas. **Période 3** : - NaCl : ionique, fortement soluble, pas d'hydrolyse. - MgCl₂ : ionique, soluble, légère hydrolysis possible à cause de la petite taille de Mg²⁺ (mais généralement considérée comme non hydrolyse). - AlCl₃ : covalent (en raison de la haute charge d'Al³⁺), sublime, hydrolyse violemment : AlCl₃ + 3H₂O → Al(OH)₃ + 3HCl. - SiCl₄ : covalent, liquide, hydrolyse facilement : SiCl₄ + 2H₂O → SiO₂ + 4HCl. - PCl₃ : covalent, liquide, hydrolyse : PCl₃ + 3H₂O → H₃PO₃ + 3HCl. - PCl₅ : covalent, solide, hydrolyse : PCl₅ + 4H₂O → H₃PO₄ + 5HCl. - S₂Cl₂ : covalent, liquide, hydrolyse : S₂Cl₂ + 2H₂O → SO₂ + 4HCl + ⅛S₈ (ou similaire). - Cl₂ : élémentaire, pas un chlorure typique. - ArCl : n'existe pas. > **Règle** : En allant de gauche à droite dans une période, les chlorures passent de ioniques à covalents en raison de l'augmentation de la charge du cation et de la diminution de sa taille, augmentant sa puissance polarisante sur l'anion chlorure (règle de Fajans). Les chlorures covalents des éléments fortement électropositifs (comme Si, P, S) hydrolyse facilement car l'eau attaque l'atome central électrophile. **Tableau récapitulatif** : | Élément | Chlorure | Liaison | Solubilité dans l'eau | Hydrolyse | |---------|----------|---------|------------------------|-----------| | Li | LiCl | Ionique | Soluble | Non | | Be | BeCl₂ | Covalent | Soluble (eau, alcool) | Oui | | B | BCl₃ | Covalent | Réagit | Oui (violente) | | C | CCl₄ | Covalent | Insoluble | Non | | N | NCl₃ | Covalent | Légèrement soluble | Oui (lente) | | O | OCl₂ | Covalent | Réagit | Oui | | F | — | — | — | — | | Ne | — | — | — | — | | Na | NaCl | Ionique | Très soluble | Non | | Mg | MgCl₂ | Ionique | Très soluble | Très faible | | Al | AlCl₃ | Covalent | Réagit | Oui (violente) | | Si | SiCl₄ | Covalent | Réagit | Oui (facile) | | P | PCl₃/PCl₅ | Covalent | Réagit | Oui | | S | S₂Cl₂ | Covalent | Réagit | Oui | | Cl | Cl₂ | Covalent | Faible | Non (élémentaire) | | Ar | — | — | — | — | **Exemple résolu** : Expliquer pourquoi BeCl₂ est covalent alors que MgCl₂ est ionique. Solution : Be²⁺ a un rayon ionique très petit (~45 pm) et une charge +2, donnant une densité de charge élevée qui polarise fortement l'anion Cl⁻, entraînant un partage d'électrons (liaison covalente). Mg²⁺ est plus grand (~72 pm), donc moindre polarisation, liaison plus ionique. **Exercice d'application** : 1. Prédire si SiCl₄ hydrolyse dans l'eau et écrire l'équation. Réponse : Oui, SiCl₄ + 2H₂O → SiO₂ + 4HCl. Le silicium est électrophile en raison de ses liaisons Si-Cl polarisées et de ses orbitales d vides pouvant accepter des électrons de l'eau. 2. Pourquoi CCl₄ n'hydrolyse pas alors que SiCl₄ le fait ? Réponse : Le carbone n'a pas d'orbitales d bajas énergétiques disponibles pour accepter un paire d'électrons de l'eau (pas d'expansion de couche), tandis que le silicium peut utiliser ses orbitales 3d pour former un intermédiaire pentacoordiné lors de l'attaque nucléophile de H₂O. --- ## VII. Periodic relationships amongst the hydrides of periods 2 and 3 (From Li to Ar) Nous examinons la stabilité, la liaison et les propriétés des hydrides. **Période 2** : - LiH : ionique (hydride, H⁻), solide, réagit avec l'eau : LiH + H₂O → LiOH + H₂. - BeH₂ : covalent (polymère), instable, décompose facilement. - BH₃ : existe sous forme de diborane (B₂H₆), covalent, électron-deficient, réagit violemment avec l'air et l'eau. - CH₄ : covalent, très stable, neutre, insoluble dans l'eau. - NH₃ : covalent, liquide, fortement associé par liaisons hydrogène, base faible. - H₂O : covalent, liquide, fortement associé, amphotère. - HF : covalent, gaz, fortement associé par liaisons hydrogène, acide faible. - NeH : n'existe pas de façon stable. **Période 3** : - NaH : ionique (hydride), solide, réagit avec l'eau : NaH + H₂O → NaOH + H₂. - MgH₂ : ionique (mais avec caractère covalent), solide, réagit avec l'eau : MgH₂ + 2H₂O → Mg(OH)₂ + 2H₂. - AlH₃ : existe sous forme de tétrahydroaluminate de lithium (LiAlH₄) en solution, mais AlH₃ pur est instable, polymère, covalent. - SiH₄ (silane) : covalent, gaz, pyrophorique (s'enflamme à l'air), moins stable que CH₄. - PH₃ (phosphine) : covalent, gaz, toxique, odeur désagréable, moins basique que NH₃. - H₂S : covalent, gaz, odeur d'œuf pourri, acide faible. - HCl : covalent, gaz, fortement soluble dans l'eau, acide fort. - ArH : n'existe pas. > **Règle** : Les hydrides des métaux alcalins et alcalino-terreux sont ioniques (hydrides réels, contenant H⁻). Ceux des éléments du bloc p sont covalents. En descendant dans un groupe, la stabilité thermique des hydrides covalents diminue (ex : NH₃ > PH₃ > AsH₃ > SbH₃ > BiH₃ en termes de facilité de décomposition). La basicité des hydrides de l'azote et du phosphore diminue dans le groupe : NH₃ est une base plus forte que PH₃ car l'azote est plus électronégatif, concentrant davantage la charge négative sur lui-même, rendant le proton plus disponible pour accepter un H⁺ (en fait, c'est la disponibilité de la paire isolée sur N qui fait sa basicité ; elle est plus élevée sur N que sur P car l'orbital 2p est plus petit et moins diffus que 3p, donc la paire est plus localisée et plus disponible pour un proton). **Tableau récapitulatif** : | Élément | Hydride | Type de liaison | Stabilite | Réaction avec eau | Propriété notable | |---------|---------|-----------------|-----------|-------------------|-------------------| | Li | LiH | Ionique | Stable solide | LiH + H₂O → LiOH + H₂ | Base forte (H⁻) | | Be | BeH₂ | Covalent | Faible | Décomposition | Polymerisé | | B | B₂H₆ | Covalent | Instable | Hydrolyse violemme | Électron-deficient | | C | CH₄ | Covalent | Très stable | Aucun | Neutre, GES | | N | NH₃ | Covalent | Stable | Faible acide/base | Base faible, liaisons H | | O | H₂O | Covalent | Très stable | Auto-ionisation | Amphotère, liaisons H | | F | HF | Covalent | Stable | Forte acide faible | Liaisons H très fortes | | Ne | — | — | — | — | — | | Na | NaH | Ionique | Stable solide | NaH + H₂O → NaOH + H₂ | Base forte | | Mg | MgH₂ | Ionique/covalent | Modérée | MgH₂ + 2H₂O → Mg(OH)₂ + 2H₂ | Moins réactif que NaH | | Al | AlH₃ | Covalent (polymère) | Instable | Hydrolyse | Utilisé comme réducteur (LiAlH₄) | | Si | SiH₄ | Covalent | Faible (pyrophorique) | Hydrolyse lente | Gaz inflammable | | P | PH₃ | Covalent | Faible | Légère hydrolysis | Toxique, odeur | | S | H₂S | Covalent | Stable | Acide faible | Odeur d'œuf pourri | | Cl | HCl | Covalent | Très stable | Forte acide | Très soluble | | Ar | — | — | — | — | — | **Exemple résolu** : Expliquer pourquoi l'ammoniac (NH₃) est plus basique que la phosphine (PH₃). Solution : Bien que le phosphore soit moins électronégatif que l'azote, la basicité dépend de la disponibilité de la paire isolée sur l'atome central. Sur l'azote (2p), la paire est plus localisée dans un orbital plus petit et moins diffus, donc plus disponible pour former un lien dative avec un proton. Sur le phosphore (3p), l'orbital est plus grand et plus diffus, la paire est moins disponible, donc PH₃ est une base plus faible que NH₃. **Exercice d'application** : 1. Prédire laquelle de PH₃ ou AsH₃ est moins stable thermiquement et justifier. Réponse : AsH₃ est moins stable que PH₃ car en descendant dans le groupe, la liaison E-H devient plus faible (moins bonne recouvrement orbital due à des orbitales plus grandes et plus diffuses), donc plus facile à rompre. 2. Pourquoi le silane (SiH₄) s'enflamme à l'air alors que le méthane (CH₄) nécessite une étincelle ? Réponse : La liaison Si-H est plus faible que la liaison C-H, et le silicium peut former des intermédiaires stabilisés par des orbitales d, facilitant l'oxydation. De plus, SiH₄ réagit avec l'oxygène à basse température via un mécanisme radicalaire plus facile à initier. --- ## VIII. Introduction of s-block : Structure, Physical properties and flame test and Oxidation number Le bloc s comprend les groupes 1 (métaux alcalins) et 2 (métaux alcalino-terreux). Leur configuration électronique se termine par ns¹ ou ns². > **Définition** : Les éléments du bloc s sont ceux dont la dernière électron ajouté occupe un orbital s. Ils ont tendance à perdre leurs électrons de valence pour former des cations M⁺ (groupe 1) ou M²⁺ (groupe 2). **Structure électronique** : - Groupe 1 : [Gaz noble] ns¹ → forme M⁺. - Groupe 2 : [Gaz noble] ns² → forme M²⁺. **Propriétés physiques** : - Métaux brillants, mous (surtout groupe 1), points de fusion et d'ébullition relativement bas (surtout pour le groupe 1), bonne conductivité thermique et électrique. - Densité faible pour le groupe 1 (Li, Na, K flottent sur l'eau), augmente dans le groupe. - Rayon atomique augmente dans le groupe (ajout de couches électroniques). - Énergie d'ionisation première diminue dans le groupe (électron de valence plus éloigné, mieux bouclé). **Test à la flamme** : Les ions du bloc s donnent une coloration caractéristique de la flamme due à l'excitation électronique suivie d'émission de lumière lorsqu'ils retournent à l'état fondamental. - Li⁺ : rouge carmin - Na⁺ : jaune intense - K⁺ : violet lilas - Ca²⁺ : rouge brique - Sr²⁺ : rouge cramoisi - Ba²⁺ : vert pâle - Ra²⁺ : rose > **Règle** : La couleur de la flamme résulte de la transition électronique spécifique à chaque ion, correspondant à l'énergie d'un photon dans le domaine visible. **Nombre d'oxydation** : Toujours +1 pour les métaux alcalins, +2 pour les métaux alcalino-terreux dans leurs composés (rarement d'autres états, sauf dans des cas exceptionnels comme les composés sous-oxydés ou les électrides). **Exemple résolu** : Prédire la couleur de la flamme du strontium et expliquer brièvement. Solution : Le Sr²⁺ donne une flamme rouge cramoisi. Cela est dû à l'excitation d'un électron de Sr²⁺ (configuration [Kr] 5s⁰, mais l'ion formé à partir du métal a des électrons excités provenant des niveaux 5p, 4d, etc.) suivi d'émission de lumière dans le rouge lors du retour à l'état fondamental. **Exercice d'application** : 1. Pourquoi le test à la flamme du potassium est-il viole lilas alors que celui du sodium est jaune intense ? Réponse : Les transitions électroniques dans K⁺ impliquent des différences d'énergie correspondant à des photons dans le violet et le lilas (longueurs d'onde plus courtes que le jaune), tandis que pour Na⁺, la transition dominante (3p → 3s) émet à ~589 nm (jaune). 2. Un composé inconnu donne une flamme rouge carmin. Quel ion du bloc s est probablement présent ? Réponse : Li⁺ (rouge carmin est caractéristique du lithium). ---