La classification périodique des éléments et son impact sur by cometjunkie46

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									IUFM de l'Académie de Montpellier 1. SITE DE MONTPELLIER

PLP2 Math – Sciences Année scolaire 1999 - 2000

La classification périodique des éléments et son impact sur le cours de chimie de CAP Employé de Pharmacie.
1.1. Xuan-Yen VIRIEUX, née NGUYEN-THANH

Tuteur : Madame Danielle GABEN Assesseur :

Première année de CAP Employé de Pharmacie Section Professionnelle du Lycée Mas de Tesse Montpellier

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Résumé : Les élèves de CAP Employé de Pharmacie doivent avoir de bonnes bases de chimie. Une critique souvent entendue sur cette matière est qu'il faut tout apprendre par cœur. Il faut changer cette vision et donc privilégier la compréhension de la structure imposée en montrant toute sa logique. Dans cette optique, une leçon sur la classification périodique est proposée au niveau de seconde CAP, précédée d'un aperçu historique et suivie d'une analyse critique.

Abstract : The students in the CAP level for pharmacy worker must have a good basic level in chemistry. "Everything must be learned by heart" is one criticism often heard about chemistry. Teachers have to change this vision by giving a greater place to the understanding of the imposed structure, clearly showing the whole logic in it. Keeping that in mind, a lesson about the periodic law is proposed at the CAP level, preceded by a historical review, and followed by a critical analysis.

Mots clefs : N N N N N N Math-sciences, Chimie, Classification périodique des éléments, Historique, Leçon, CAP.

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Réservé au jury

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Sommaire
1. Introduction 2. Programme de chimie de CAP Employé de Pharmacie 2.1. Programme 2.2. Consignes générales élémentaires de sécurité 3. Aperçu historique 3.1. Explosion du nombre d'éléments connus au XIXe siècle 3.2. Essais de classification 3.3. La classification périodique des éléments de Mendeleiev , 3.4. Les améliorations 3.5. L'interprétation physique du tableau périodique 3.6. Intérêt de la classification périodique 4. Proposition de leçon "La Classification Périodique" 4.1. Préparation 4.2. Leçon 4.3. Progression suivie 4.4. Production d'élèves
4.4.1. Contrôle proposé 4.4.2. Résultats obtenus

4.5. Analyse et modifications de la leçon proposée
4.5.1. Analyse du contrôle 4.5.2. Modifications de la leçon

5. La classification périodique dans la suite du cours de chimie 5.1. Structure des ions 5.2. Structure des molécules 5.3. La réaction chimique : son équation 6. Conclusion Annexe 1 : Réaction du sodium dans l'eau Annexe 2 : Copies d'élèves

4 Annexe 3 : Bibliographie

Je tiens à remercier Madame Danielle GABEN, mon tuteur de mémoire, ainsi que toute l'équipe de professeurs de math-sciences de la section professionnelle du lycée Mas de Tesse, Madame Christine BAHUET, Messieurs Ludovic PROUTEAU, Michel CADENET, Olivier MISS, pour tous leurs bons conseils et leur bonne humeur. Je remercie également Messieurs les Inspecteurs Hubert MAILLOL et André PONGE, pour leur formation en didactique à l'IUFM.

1. Introduction................................................................................................................................................6 2. Programme de chimie de CAP Employé de Pharmacie..........................................................................7 2.1. Programme...........................................................................................................................................7 2.2. Consignes générales élémentaires de sécurité .....................................................................................7 3. Aperçu historique.......................................................................................................................................7 3.1. Explosion du nombre d'éléments connus au XIXe siècle.......................................................................7 3.2. Essais de classification ........................................................................................................................8 3.3. La classification périodique des éléments de Mendeleiev , ..................................................................9 3.4. Les améliorations ..............................................................................................................................11 3.5. L'interprétation physique du tableau périodique ..............................................................................12 3.6. Intérêt de la classification périodique ...............................................................................................15 4. Proposition de leçon "La Classification Périodique"............................................................................16 4.1. Préparation ........................................................................................................................................16 4.2. Leçon ..................................................................................................................................................17 4.3. Progression suivie ..............................................................................................................................24 4.4. Production d'élèves ............................................................................................................................25 4.4.1. Contrôle proposé.........................................................................................................................25 4.4.2. Résultats obtenus ........................................................................................................................25 4.5. Analyse et modifications de la leçon proposée...................................................................................26 4.5.1. Analyse du contrôle ....................................................................................................................26 4.5.2. Modifications de la leçon............................................................................................................27 5. La classification périodique dans la suite du cours de chimie ..............................................................28 5.1. Structure des ions ...............................................................................................................................28 5.2. Structure des molécules......................................................................................................................28 5.3. La réaction chimique : son équation ..................................................................................................29

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6. Conclusion.................................................................................................................................................29 Annexe 1 : Réaction du sodium avec l'eau................................................................................................... 25 Annexe 2 : Copies d'élèves .......................................................................................................................... 26 Annexe 3 : Bibliographie ............................................................................................................................. 32

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2. INTRODUCTION
Les élèves du CAP Employé de Pharmacie continuent en général leurs études vers le Brevet de Préparateur en Pharmacie. Ils seront donc amenés à manipuler les produits chimiques puisque les médicaments sont des produits chimiques. Il faut donc qu'ils sachent suivre des consignes de sécurité et les comprendre. Ceci implique d'avoir de bonnes bases en chimie : la sécurité ne se maîtrise que si on la comprend. C'est dans cette optique qu'ont été construits les programmes de chimie de cette filière de CAP. On a trop tendance à considérer la chimie comme une matière difficile et rébarbative, où il n’y a "rien à comprendre", mais à apprendre par cœur. Pour faire aimer la chimie aux élèves, il faut essayer de leur faire comprendre qu'il s'agit d'une construction scientifique, logique et structurée, au même titre que les mathématiques. Il est donc préférable de privilégier la compréhension plutôt que la mémorisation brute. Pour cela, il faut tenter de faire comprendre l'utilité de l'apprentissage, ainsi que la nécessité d'une certaine forme d'apprentissage : il faut donc relier le plus souvent possible le cours de chimie à l'enseignement professionnel, et montrer que la structure imposée dans l'apprentissage répond à une certaine logique. Les chimistes ont ressenti le besoin à un certain moment de classer les connaissances accumulées, de les organiser, de manière à mieux se comprendre à l'intérieur de leur communauté, et de manière à approfondir leurs connaissances. Par là même, il devient également possible aux non spécialistes d'utiliser ces connaissances. Dans cette optique, la classification périodique est un bon exemple de construction logique, même si elle n'est pas forcément évidente puisque son élaboration s'est faite historiquement sur une cinquantaine d'années. Elle tient également une place charnière dans le cours de chimie. Son utilisation permet de comprendre la structure et la formation des ions, celles des molécules, ainsi que la logique de la réaction chimique. Une bonne compréhension de la classification périodique permet alors d'avoir un autre regard sur l'ensemble du cours de chimie de CAP. Ce mémoire comporte quatre parties principales. La première partie expose le programme de chimie des deux années de CAP Employé de Pharmacie. Le deuxième chapitre est un aperçu historique de l'élaboration de la classification périodique. Ensuite, la troisième partie propose une leçon sur la classification adaptée au niveau CAP. Elle est suivie d'une analyse critique. L'impact de la compréhension de la classification est enfin abordée dans la quatrième partie.

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3. PROGRAMME DE CHIMIE DE CAP EMPLOYE DE PHARMACIE
3.1. Programme [1] Les études porteront sur des produits couramment rencontrés en pharmacie. Les dangers éventuellement présentés par leur manipulation et les règles de sécurité à observer seront connus. 1. Chimie générale 
 Structure de la matière. Mélanges, corps purs simples et composés. 
 Éléments. Atomes, molécules, ions, électrons. 
 Notation chimique. Équation de réaction. 
 Valence et liaisons 
 Ionisations : ions simples, composés ioniques, électrolytes. 
 Acides et bases. Propriétés générales. Notions élémentaires sur le pH. 
 Oxydants et réducteurs. 2. Chimie organique 
 Généralités. Analyse organique élémentaire qualitative. Tétravalence du carbone. 
 Monographies de quelques composés organiques simples. Notions de fonction. Méthane, éthylène, benzène, éthanol, acide éthanoïque, méthanal, propanone. 3.2. Consignes générales élémentaires de sécurité Connaître la signification des pictogrammes rencontrés sur les produits chimiques, savoir dans quelles conditions les stocker, savoir quelles précautions prendre pour les manipuler. Port de la blouse obligatoire lors de manipulations, port de lunettes de protection et de gants si nécessaire. Tenue du plan de travail et du matériel en parfait état de propreté.

4. APERÇU HISTORIQUE
4.1. Explosion du nombre d'éléments connus au XIXe siècle La notion d'élément chimique, brique élémentaire dans la construction de toute substance, remonte au XVIIIe siècle avec les travaux de Lavoisier (1740-1794). Il rechercha la composition de l'air et de l'eau, et donna donc à "élémentaire" le sens d'indécomposable : «Si nous attachons au nom d’élément ou de principes des corps l’idée du dernier terme auquel parvient l’analyse, toutes les substances que nous n’avons encore pu décomposer par aucun moyen, sont pour nous des éléments; non pas que nous puissions assurer que ces corps que nous regardons comme simples, ne soient pas eux-mêmes composés de deux ou même d’un plus grand nombre de principes, mais puisque ces principes ne se séparent jamais, ou plutôt puisque nous n’avons aucun moyen de les séparer, ils agissent à notre égard à la manière des

8 corps simples, et nous ne devons les supposer composés qu’au moment où l’expérience et l’observation nous en auront fourni la preuve.» [2] En révisant également la nomenclature utilisée en chimie, Lavoisier a ouvert la voie à l'étude de la décomposition des corps, puisqu'il préconisait de nommer les substances composées à partir des corps simples (c'est-à-dire des éléments) qui le constituaient. Au fur et à mesure des progrès des techniques d'analyse, les chimistes allaient isoler un nombre toujours plus grand d'éléments. À l'époque de Lavoisier, on en répertoriait 33, mais aussi bien des corps simples comme l'oxygène, l'azote ou l'hydrogène, que des corps composés non décomposables encore comme la chaux, la magnésie, l'alumine… Berzélius en 1814 en compte 34, et Gmelin en recense 52 quarante ans plus tard. La découverte de la spectroscopie d'émission en 1859 par Kirchhoff et Bunsen permet alors de détecter les éléments dans des mélanges complexes, même à l'état de traces. Aux alentours de 1870, 65 éléments étaient connus. Cette explosion du nombre d'éléments chimiques connus a poussé de nombreux chimistes à tenter d'élaborer un système cohérent de classification, de manière à regrouper la diversité observée. 4.2. Essais de classification [3,4,5] Dès 1839, Döbereiner regroupa certains éléments en triades : trois éléments de propriétés chimiques voisines, dont le poids équivalent de l’un est égal à la demi-somme de ceux des deux autres (comme le chlore, le brome et l’iode, ou le lithium, le sodium et le potassium). Vers 1850, on connaissait une vingtaine de triades, et de nombreux chimistes ont suivi cette voie, comme Gmelin, von Pettenkofer, Dumas, Gladstone. Thénard, quant à lui, classa les métaux suivant leur comportement chimique : les métaux nobles, inoxydables (or, platine), les métaux très oxydables à température ordinaire, et deux groupes intermédiaires. Ce n'est qu'en 1863 qu'apparaît la notion de périodicité dans les classifications proposées. Beguyer de Chancourtois plaça les éléments par ordre croissant de poids atomique sur une hélice s’enroulant autour d’un cylindre. Les éléments disposés sur une même génératrice du cylindre différaient de 16 unités en poids atomique, et possédaient des propriétés analogues. En 1865, Newlands proposa une classification où les éléments sont classés par ordre croissant de poids atomique. Il remarqua que les éléments de propriétés semblables se retrouvaient lorsqu'on augmentait de 7 leur poids atomique : d'où sa définition de la loi des octaves. Cependant, Newlands ne laissant pas de case vide, certaines associations d'éléments "similaires" étaient assez malheureuses. En 1864, Meyer publia un système de 28 éléments : en vertical, les poids atomiques augmentaient d'environ la même valeur à chaque fois, tandis qu'en horizontal la valence des éléments changeaient de +4 à –2 (voir Figure 1). Vers 1869, Meyer préparait un tableau plus complet en 16 colonnes.

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Valence 4

Valence 3

Valence 2

Valence 1

Valence 1

Valence 2

Li
m.a. = 7,03 dif. = 16,02

Be
(m.a. = 9,3 ?) dif. = 14,7

C
m.a. = 12,0 dif. = 16,5

N
m.a. = 14,04 dif. = 19,96

O
m.a. = 16,00 dif. = 16,07

F
m.a. = 19,00 dif. = 16,46

Na
m.a. =23,05 dif. = 16,08

Mg
m.a. = 24,0 dif. = 16,0

Si
m.a. = 28,5 dif. = 44,55

P
m.a. = 31,0 dif. = 44,0

S
m.a. = 32,07 dif. = 46,7

Cl
m.a. = 35,46 dif. = 44,51

K
m.a. = 39,13 dif. = 46,3

Ca
m.a. =40,0 dif. = 47,6

As
dif. = 44,55 m.a. = 75,0 (89,1 / 2) dif. = 45,6

Se
m.a. = 78,8 dif. = 49,5

Br
m.a. = 79,97 dif. = 46,8

Rb
m.a. = 85,4 dif. = 47,6

Sr
m.a. = 87,6 dif. = 49,5

Sn
m.a. = 117,6 dif. = 89,4

Sb
m.a. = 120,6 dif. = 2 K 43,7

Te
m.a. = 128,3

I
m.a. = 126,8

Cs
m.a. = 133,0

Ba
m.a. = 137,1

Pb
m.a. = 207,0

Bi
m.a. = 208,0
Figure 1 : Système de classification de 28 éléments publié par Meyer en 1864
[5]

.

m.a. = masse atomique ; dif. = différence de masse atomique entre deux éléments se suivant dans une même colonne.

4.3. La classification périodique des éléments de Mendeleiev [3,4,5,6] En 1869, Mendeleiev publia un premier tableau (voir Figure 2), où les 63 éléments connus étaient classés verticalement, en 6 groupes. Les éléments avec des propriétés chimiques analogues se retrouvaient sur une même horizontale. Il résolut un des problèmes sur lequel ont buté ses prédécesseurs en supposant que les deux premières périodes étaient courtes (7 éléments) et qu'elles étaient suivies de longues périodes de 17 éléments. Il n'hésita pas non plus à laisser des places vides, et à inverser la position du tellure et de l'iode pour rétablir l'harmonie de sa classification. En 1871, Mendeleïev publie un tableau amélioré, très proche de sa forme actuelle (voir Figure 3). Certaines de ces masses ont été modifiées depuis 1869 et l’article contient également la prédiction des propriétés des éléments manquants qu’il appelle "ekabore", "ekaaluminium" et "ekasilicium". Il souligne en outre qu’on peut prévoir l’existence d’une longue série de terres rares. Les découvertes ultérieures du gallium (1875), du scandium (1879) et du germanium (1887) s’identifiant aux trois éléments ci-dessus apporteront une éclatante justification de ses prédictions, jusque dans le détail des propriétés physico-chimiques de ces éléments (voir Figure 4).

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I

II

III

IV
Ti (m.a.=50) V (m.a.=51) Cr (m.a. = 52) Mn (m.a.=55) Fe (m.a.=56) Ni, Co (m.a.=59) Cu (m.a.=63,4) Zn (m.a.=65,2) ? (m.a.=68) ? (m.a.=70) As (m.a.=75) Se (m.a.=79,4) Br (m.a.=80) Rb (m.a.=85,4) Sr (m.a.=87,6) Ce (m.a.=92) La (m.a.=94) Di (m.a.=92) Th (m.a.=118 ,)

V
Zr (m.a.=90) Nb (m.a.=94) Mo (m.a.=96) Rh (m.a.=104,4) Ru (m.a.=104,4) Pd (m.a.=106,6) Ag (m.a.=108) Cd (m.a.=112) Ur (m.a.=116) Sb (m.a.=118) Sn (m.a.=122) Te (m.a.=128 ?) I (m.a.=127) Cs (m.a.=133) Ba (m.a.=137)

VI
? (m.a.=180) Ta (m.a.=182) W (m.a.=186) Pt (m.a.=197,4) Ir (m.a.=198) Os (m.a.=199) Hg (m.a.=200) Au (m.a.=197 ?) Bi (m.a.=210)

H (m.a.=1) Be (m.a.=9,4) B (m.a.=11) C (m.a.=12) N (m.a.=14) O (m.a.=16) F (m.a.=19) Na (m.a.=23) Mg (m.a.=24) Al (m.a.=27,4) Si (m.a.=28) P (m.a.=31) S (m.a.=32) Cl (m.a.=35,5) K (m.a.=39) Ca (m.a.=40) ? (m.a.=45) ? Er (m.a.=56) ? Yt (m.a.=60) ? In (m.a.=75,6)

Li (m.a.=7)

Tl (m.a.=204) Pb (m.a.=207)

Figure 2 : Premier système de classification publié par Mendeleiev en 1869 .

[4]

Groupe I Serie R2O 1 2 3 4 5 6 H Li Na K Cu Rb Ag Cs Au 12

Groupe II RO Be Mg Ca Zn Sr Cd Ba

Groupe III

Groupe IV RH4 RO2 C Si Ti
ekasilicium

Groupe V RH3 R2O5 N P V As Nb Sb

Groupe VI RH2 RO3 O S Cr Se Mo Te

Groupe VII RH R2O7 F Cl Mn Br
ekamanganese

Groupe VIII

R2O3 B Al ekabore
ekaaluminium

RO4

Fe Ni Ru Pd

Co Cu Rh Ag

?Y In ? Di

Zr Sn ? Ce

I

? Er Hg Tl

? La Pb Th

Ta Bi

W

Os Pt

Ir Au

U
[5]

Figure 3 : Tableau publié par Mendeleiev en 1871

.

11 Masse atomique 68 69,9 Densité 5,9 5,9 Température de fusion Faible 30 °C Formules oxydes M2O3 Ga2O3 Formules sels MX3 GaX3

Ekaaluminium métal Gallium métal

Figure 4 : Similitudes des propriétés du gallium avec celles prédites pour l'ekaaluminium par [4] Mendeleiev .

La véritable signification de ces prédictions est soulignée par Mendeleiev [5] : "Aucune loi naturelle n'a d'importance scientifique à moins qu'elle ne soulève des questions qui peuvent trouver leur réponse dans l'expérience… C'est pourquoi je propose d'examiner comment la loi périodique peut s'appliquer à la détermination d'éléments jusqu'à présent inconnus."

Comme toute découverte scientifique, il faut souligner que le tableau périodique proposé par Mendeleiev n'aurait jamais pu voir le jour s'il n'y avait pas eu les travaux de nombreux autres chimistes. Le premier d'entre eux est Lavoisier, qui a clarifié la notion d'élément chimique, puis tous ceux qui ont contribué pendant un siècle à améliorer les méthodes d'analyses, à découvrir de nouveaux éléments et à étudier leurs propriétés : Scheele (chlore), Courtois (iode), Balard (brome), Vauquelin (chrome), Wöhler (béryllium, aluminium), Davy (potassium, sodium, calcium, strontium, magnésium, baryum), Berzelius (sélénium, thorium, silicium, zirconium, tantale), Gay-Lussac et Thenard (bore), Kirchhoff et Bunsen (césium, rubidium). L’établissement de la classification périodique exigeait également la connaissance des poids atomiques des éléments, ce qui a été possible en utilisant l’hypothèse d’Avogadro ou la loi de Dulong et Petit liant les chaleurs spécifiques aux poids atomiques. Enfin, Mendeleïev assiste, en 1860, au premier Congrès international de chimistes, à Karlsruhe, où un effort spécial d’unification des notations et conventions est effectué. La question des poids moléculaires (ou atomiques) est également abordée. L’influence de ce congrès sur la future découverte de la loi périodique est indéniable. Toutes ces contributions plus ou moins directes n'enlèvent rien au mérite de Mendeleiev. Son trait de génie a été de laisser des cases vides et à positionner les éléments connus suivant leurs analogies de propriétés chimiques, osant même modifier l'ordre des poids atomiques (la liste des poids atomiques et des valences dont il disposait comportait effectivement de nombreuses erreurs), et faire des prédictions sur des éléments encore inconnus. 4.4. Les améliorations [5,6,7] Le rythme des découvertes fut alors assez régulier : un nouvel élément en moyenne tous les deux ans et demi. La plus récente accélération eut lieu de 1940 à 1952 avec la synthèse de 8 éléments, dits transuraniens, de numéro atomique 93 à 100. Les derniers éléments en date à avoir été créés sont les éléments 116 et 118 en juin 1999.

12 À l'époque, les nouveaux éléments découverts comme les gaz rares de l’air, en 1894 (Lord Rayleigh et Ramsay) et les éléments synthétisés artificiellement par réaction nucléaire vinrent peu à peu se ranger dans des cases vides ou allonger le tableau périodique, sans que jamais sa conception ne soit remise en question.

En 1912-1914, Moseley démontra une relation entre la fréquence 3 des rayons X caractéristiques, émis par de nombreux éléments, et un nombre entier Z propre à chaque élément, le numéro atomique : 3 = k Z2, k étant un coefficient de proportionnalité. Il fit également remarquer que les numéros atomiques augmentent dans le même ordre que les poids atomiques, à certaines exceptions près, comme le tellure (Z = 52, m.a. = 127,6) et l'iode (Z = 53, m.a. = 126,9), ce qui donna raison à l'inversion de ces deux éléments opérée par Mendeleiev au vu de leurs propriétés chimiques. Moseley observa des lacunes dans la séquences des fréquences des rayons X et prédit comme Mendeleiev la découverte de nouveaux éléments qui devaient remplir les cases laissées vides. À la suite de ces travaux, la loi périodique a été modifiée et énonce que les propriétés des éléments varient périodiquement en fonction de leur numéro atomique.

Le numéro atomique correspond au nombre de protons contenus dans le noyau de l'atome, ainsi qu'au nombre d'électrons autour du noyau. La découverte des isotopes permit d’établir que le numéro atomique est la véritable caractéristique de l’élément chimique. Les isotopes d’un même élément, qui ont le même numéro atomique, possèdent en effet des propriétés chimiques identiques en dépit de leurs poids atomiques différents. Chaque case du tableau de Mendeleïev est depuis lors considérée comme occupée par une pléiade d’isotopes, stables ou radioactifs. 4.5. L'interprétation physique du tableau périodique [6,8,9] Cinquante ans après l'élaboration empirique du tableau périodique par Mendeleiev, Bohr donna en 1922 son interprétation d’après la structure électronique des atomes. C'est le mode de distribution des électrons sur les divers niveaux énergétiques entourant le noyau qui permet de comprendre l'origine de la périodicité des propriétés chimiques. Lorsque l'on passe d'une case du tableau périodique à une autre suivant l'horizontale, le numéro atomique augmente d'une unité, ce qui signifie qu'à chaque fois, on "ajoute" un proton dans le noyau de l'atome considéré, et qu'on "ajoute" également un électron pour assurer la neutralité atomique. Chaque électron a une certaine probabilité de se trouver sur une des orbitales de l'atome, suivant les 4 nombres quantiques qui le caractérisent : N n, le nombre quantique principal, définit la grandeur de l'orbitale : plus n est grand, plus l'électron est éloigné du noyau. Chaque couche peut accueillir au maximum 2n2 électrons, ce qui correspond à 2 pour n = 1, 8 pour n = 2, 18 pour n = 3, etc.

13 N l, le nombre quantique azimutal (ou encore nombre quantique de moment angulaire) précise la forme de l'orbitale. Pour chaque valeur de n, l peut prendre les valeurs entières comprises entre 0 et n-1 que l'on désigne alors pour des raisons historiques par les lettres s, p, d, f… Par exemple, l'état 3d correspond à n = 3 et l = 2. Le nombre maximal d’électrons pouvant occuper une sous-couche l est donné par 2K(2l + 1), soit 2, 6, 10, 14 électrons pour les sous-couches s, p, d, f, respectivement. ml, le nombre quantique magnétique, détermine l'orientation spatiale d'une orbitale. Il ne peut avoir que les valeurs l, l-1, …, 1, 0, -1, …, -(l-1), -l. ms, le nombre quantique de spin, désigne l'état de spin de l'électron, selon sa rotation dans un sens ou dans l'autre. Le nombre quantique de spin peut prendre deux valeurs possibles, + ½ ou - ½.

N N

Les Z électrons d'un élément remplissent les couches électroniques en commençant par celles de niveau énergétique le plus bas. L'ordre de remplissage est alors le suivant : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p. On peut remarquer que l'ordre général est suivant les n croissants, puis les l croissants, sauf pour les sous-couches d et f. On constate que les structures électroniques correspondant à une stabilité accrue sont celles qui correspondent à la saturation des sous-couches s et p. Ce sont les configurations à 8 électrons périphériques (2 électrons s et 6 électrons p) pour lesquelles apparaît une absence de réactivité chimique. Les éléments correspondants sont les gaz rares (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), et l’hélium (He), qui, avec 2 électrons, a la première couche n = 1 saturée. Les électrons mobilisables pour une réaction chimique sont ceux qui sont situés au-delà de la dernière configuration à 8 électrons. Chaque ligne ou période de la classification correspond donc à un nombre quantique principal n. Elle se termine par un élément de la famille des gaz inertes, de configuration générale ns2np6, ce qui correspond au remplissage total des orbitales s et p. On définit ainsi sept périodes de longueurs inégales comportant respectivement 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32 éléments (voir Figure 5). Les électrons qui occupent la couche la plus externe, c'est-à-dire le niveau énergétique le plus élevé, sont appelés des électrons de valence. Ce sont eux qui sont les moins liés au noyau et donc les plus facilement mobilisables lors d'une réaction chimique. On comprend donc alors pourquoi les éléments placés sur une même colonne, de configuration électronique similaire, présentent des propriétés chimiques analogues. Mais, en raison de l’existence de couches et de sous-couches électroniques, les électrons ainsi ajoutés ne jouent pas tous le même rôle ; les électrons s et p ont un rôle dominant dans les propriétés physiques et l’établissement de liaisons chimiques. Les électrons d, qui appartiennent toujours à une sous-couche plus interne, ont un rôle déjà moins important et les électrons f, très internes, ne participent que très peu aux relations d’un atome avec l’extérieur (surtout en ce qui concerne la sous-couche 4f).

14
Figure 5 : Configurations électroniques dans le tableau périodique
[6]

.

15

Il s’ensuit que l’évolution des propriétés, d’un élément à l’autre, est forte si on ajoute un électron s ou p, plus faible si c’est un électron d, et encore plus faible si c’est un électron f. Par conséquent, les éléments ayant le même nombre d’électrons s et p présentent des analogies marquées (groupes verticaux), ceux qui ne diffèrent que par le nombre d’électrons d forment des séries horizontales (métaux de transition) au sein desquelles les propriétés évoluent peu, et les éléments correspondant à un nombre croissant d’électrons f ont des propriétés extrêmement voisines (lanthanides). Il est possible de représenter le tableau périodique sous forme de blocs, montrant le type d'orbitales qui se remplissent (voir Figure 6).

Bloc s Bloc p Bloc d Métaux de transition Éléments des groupes principaux
Alcalino-terreux

Bloc f Métaux de transition interne
Figure 6 : Représentation de la classification : les grandes familles d'éléments correspondent au [9] remplissage de différents types d'orbitales .

4.6. Intérêt de la classification périodique [9] Grâce au tableau périodique, il est possible de prédire la charge de nombreux ions. En effet, les éléments de la famille des gaz inertes ayant une configuration électronique particulièrement stable, les éléments qui les suivent dans le tableau périodique auront tendance à perdre un (ou plusieurs) électron(s). Par exemple, le sodium perd facilement un électron pour former l'ion sodium Na+, de configuration électronique très stable puisque identique à celle du néon. De la même manière, les éléments qui précèdent un gaz inerte auront tendance à gagner un (ou plusieurs) électron(s), comme le chlore qui forme facilement l'ion chlorure Cl-. Il est également possible d'utiliser le tableau périodique lors de la formation de liaisons covalente entre deux atomes. En effet, chaque atome a alors la possibilité d'acquérir la configuration électronique externe, à huit électrons, extrêmement stable, des gaz inertes. Ainsi, à partir de la position dans le tableau périodique de l'élément silicium, par exemple, on peut prévoir qu'il formera 4 liaisons covalentes simples.

16 Il est à noter cependant que ces utilisations du tableau périodique ne sont valables que pour les éléments des blocs s et p, les éléments des blocs d et f ayant des comportements particuliers. Un autre grand intérêt de la classification périodique provient de l’existence de lois simples reliant les propriétés physico-chimiques d’un élément à sa place dans le tableau de Mendeleïev. On peut citer le rayon atomique, le potentiel d'ionisation, ou l'électronégativité.

5. PROPOSITION DE LEÇON "LA CLASSIFICATION PERIODIQUE"
Ayant quelques repères historiques et le fondement théorique de la classification périodique des éléments, il s'agit maintenant de préparer et d'adapter une leçon pour le public concerné, c'est-à-dire des élèves de première année de CAP Employé de Pharmacie. Après avoir fait ce cours en classe, quelques productions d'élèves seront analysées pour apporter des modifications au cours proposé. 5.1. Préparation Pour adapter le contenu de la leçon à la classe, il faut fixer les objectifs à atteindre pour l'élève. Il n'est pas question de faire des élèves de CAP de bons théoriciens, mais de bons praticiens. Il ne s'agit pas d'apprendre la classification périodique, mais plutôt de savoir l'utiliser. Il est donc mauvais de demander aux élèves d'apprendre par cœur les premières lignes, grâce parfois à des phrases mnémotechniques peut-être amusantes mais qui encombrent la mémoire inutilement. Il serait préférable qu'ils comprennent la logique de la construction de la classification, pour qu'ensuite, en repérant la position d'un élément dans la classification, ils soient capables de déduire, le cas échéant, la formule ionique associée ou le nombre de liaisons de covalence simples que peut former l'atome. Ceci constituerait l'objectif final à atteindre. N N N N Pour y parvenir, les objectifs intermédiaires seraient donc les suivants : savoir donner la configuration électronique d'un atome à partir de son numéro atomique, savoir alors le placer dans la classification, savoir déduire la configuration électronique d'un atome à partir de sa position dans la classification, connaître des notions sur les principales familles d'éléments (alcalins, halogènes, gaz inertes).

À ce niveau d'étude, il est préférable de n'aborder que les trois premières lignes du tableau périodique, ceci d'autant plus que les principaux éléments rencontrés y sont inclus. N Les prérequis nécessaires à l'assimilation de cette leçon sont les suivants : notion d'élément chimique, avec leur symbole chimique associé,

17 N constitution des atomes (noyau formé de protons et de neutrons, électrons gravitant autour, symbole
A Z

X ).

Pour privilégier la compréhension plutôt que la mémorisation, il semble judicieux de montrer comment ces connaissances ont été construites, comment les chimistes les ont structurées pour qu'elles aient finalement la forme d'un tableau. C'est pourquoi j'ai choisi de commencer la leçon par une petite introduction historique. Même si la vérité historique est un peu mise à mal, il me semble que la logique qui a entouré la construction du tableau est préservée. La partie suivante traite de la configuration électronique des atomes, présentée comme la justification théorique, au niveau atomique, de ce que l'on a pu observer qualitativement au niveau macroscopique. Elle aborde la représentation de Bohr, qui a l'important mérite d'être très visuelle et imagée, la représentation par niveau énergétique et la représentation de Lewis, très utile pour construire des molécules par la suite. Vient ensuite la partie spécifique à la classification périodique, avec sa reconstruction en connaissant les configurations électroniques des atomes, sa lecture c'est-à-dire son interprétation, et enfin l'étude de quelques familles particulières : les gaz rares, qui vont permettre d'introduire la règle de l'octet, les halogènes et les alcalins, qui vont amener la notion d'ions. Les leçons qui suivront directement dans la progression cette leçon sur la classification auront pour thème son utilisation : il s'agit de comprendre la structure des ions et celle des molécules. 5.2. Leçon I. Introduction historique La notion claire d'élément chimique n'est apparue qu'à la fin du 18ème siècle avec Lavoisier. En 1814, seuls 34 éléments étaient connus, en 1855, 52 sont recensés, et vers 1870, on en compte 65, sachant qu'aujourd'hui on en connaît 118, dont 92 sont naturels. Vers 1850, le nombre d'éléments connus devenant de plus en plus important, on a cherché à les classer, d'autant plus que l'on s’est aperçu que certains présentaient des caractéristiques communes. Le classement permet d'organiser les connaissances. Question aux élèves : Mais quel critère prendre pour les classer ? En 1869, un chimiste russe, Mendeleiev eut l’idée de disposer les éléments par ordre croissant de masse atomique (historiquement, car en fait il est plus juste de les classer par numéro atomique Z). En faisant cela, il remarqua que les propriétés chimiques évoluent régulièrement d’un élément à l’autre pour subir brusquement une modification nette, à partir de laquelle les éléments qui suivent ont à nouveau des propriétés analogues à celles des éléments de la série précédente.

18 Par exemple, voici la suite d'éléments suivants déjà classés par numéro atomique croissant, avec une de leurs caractéristiques importantes : He 2 gaz inerte Li 3 metal tres reactif Be 4 metal reactif
(a)

B 5

C 6

N 7

O 8

F 9 gaz tres reactif

Ne 10 gaz inerte

Na Mg 11 metal tres reactif 12 metal reactif

Al 13

Si 14

P 15

S 16

Cl 17 gaz tres reactif

Ar 18 gaz inerte

Pour illustrer ce propos, il est possible de montrer des photographies montrant les analogies de comportements de plusieurs éléments d'une même colonne (voir Figure 7), mais également de montrer la similitude des réactions de morceaux de sodium et de lithium avec de l'eau. Comme le laboratoire ne disposait pas de lithium, seule la réaction avec le sodium a pu être conduite devant les élèves (pour plus de détail sur cette manipulation, voir Annexe 1).

(b) Figure 7 : de gauche à droite, (a) iode, brome et chlore, trois membres de la famille des halogènes ; (b) argon, néon, hélium, trois membres de la famille des gaz inertes soumis à l'action [10] d'une décharge électrique .

Sachant que la liste des éléments continue, comment les classer de manière plus compacte, en prenant en compte les similitudes de propriétés ? On remarque que les mêmes propriétés reviennent périodiquement, tous les huit éléments. On regroupe dans une même colonne les éléments ayant des propriétés similaires : il faut aller à la ligne à chaque fois qu'on retrouve la même propriété qu'au premier élément (on commence le tableau par le lithium Li sur la deuxième ligne du tableau, et on placera l'hélium He correctement après avoir tout complété : on verra par la suite pourquoi). On obtient donc un tableau à l'allure suivante :

19

He Li Na metal tres reactif Be Mg metal reactif Nom de la couche B Al C Si N P O S F Cl gaz tres reactif Ne Ar gaz inerte

L’idée forte est donc la disposition périodique des éléments par ordre croissant des numéros atomiques Z. À l'époque, en 1869, on ne connaissait pas tous les éléments. Mendeleiev s’était rendu compte que pour respecter la périodicité, il fallait laisser des cases vides dans la classification. C’est ainsi qu’il a pu prédire l’existence et les propriétés de l’élément gallium (positionné au dessous de l'aluminium), découvert 6 ans plus tard. II. Configuration électronique de l’atome Nous avons vu comment classer qualitativement les éléments (métal très réactif, métal réactif, …). Nous allons maintenant voir au niveau atomique ce qui justifie cette classification. Rappel : Les atomes sont constitués d’un noyau et d’un nuage électronique, ce nuage contenant un ou plusieurs électrons. Les électrons sont en mouvement incessant et rapide mais ils restent cependant au voisinage du noyau. II.1. Règles de répartition Les électrons d’un atome sont répartis en couches autour du noyau. Ce ne sont pas vraiment des couches comme si on pelait une orange, mais cela signifie que certains groupes d'électrons sont plus proches du noyau que d'autres groupes. N La première couche, la plus proche du noyau, est appelée la couche K, elle ne peut contenir que 2 électrons au maximum. N La deuxième couche est la couche L, elle peut contenir 8 électrons au maximum. N La troisième couche est la couche M, elle peut contenir 18 électrons au maximum, mais nous nous limiterons au remplissage de 8 électrons seulement. N Et cela continue.
Numéro de la couche électronique Nombre d’électrons maximum

1ière (la plus proche du noyau) 2ème 3ème

K L M

2 8 18

20 Pour connaître la structure ou configuration électronique d’un atome donné, c’est-à-dire la répartition de ses électrons sur les différentes couches, il faut savoir que les couches sont remplies suivant certaines règles. Règle de construction : les électrons remplissent les couches en commençant par la couche la plus proche du noyau (K). Lorsqu’elle est totalement remplie, les électrons se placent sur la couche immédiatement supérieure (2ème couche, L), et ainsi de suite. Exemple de l'atome d'hydrogène H, de numéro atomique Z = 1 (1 électron à placer sur les couches électroniques) : Représentation de Bohr noyau couche K couche L couche M

On trouve également la notation K1 : 1 électron sur la couche K. On appelle couche externe la dernière couche électronique occupée par des électrons : dans le cas de l'hydrogène, la couche externe est la couche K. Exemple de l'atome de carbone C, de numéro atomique Z = 6 (6 électrons à placer sur les couches électroniques) : noyau couche K couche L couche M

Ou K2L4 : 2 électrons sur la couche K, 4 électrons sur la couche L. La couche externe dans le cas du carbone est la couche L. La position des électrons sur une même couche n'a pas d'importance, mais il vaut mieux les placer aux quatre coins cardinaux pour pouvoir mieux les compter. Cela servira par la suite également. Autres exemples à chercher par les élèves et corrigés au tableau : Al (Z = 13), O (Z = 8), S (Z = 16). II.2. Niveaux énergétiques - Représentation de Lewis Les noyaux sont chargés positivement et les électrons négativement.

21 On peut considérer que plus les couches sont proches du noyau, plus leurs électrons sont attirés par les protons, c’est-à-dire plus ils sont liés aux protons. Au contraire, plus les couches sont éloignées du noyaux, moins leurs électrons "voient" les protons du noyau : les électrons de la couche externe sont plus libres que les électrons de l’intérieur, on peut plus facilement les ajouter ou les enlever. On dit que les électrons de la couche interne sont à un niveau d'énergie plus faible que les électrons de la couche externe : les électrons de la couche interne ont moins d'énergie pour se libérer et partir. Couche N 4ème niveau Couche M 3ème niveau Couche L 2ème niveau Niveau énergétique le plus faible Électrons les moins libres Niveau énergétique le plus fort Électrons les plus libres

Couche K 1er niveau Noyau

Exemples de représentation par niveau énergétiques : L'atome d'aluminium Z = 13 L'atome de carbone Z = 6 Couche M Couche L Couche K

Couche L Couche K

On remplit les niveaux énergétiques de la même façon que les couches électroniques, c'est-à-dire en commençant par la couche K, avec les électrons les moins libres. Sur une même couche, on les regroupe par paire, l'un sur l'autre : cependant il faut finir de remplir la première ligne pour commencer à pouvoir former des paires. Des paires d'électrons s'appellent des doublets d'électrons. Autres exemples à chercher par les élèves et corrigés au tableau : H (Z = 1), O (Z = 8), S (Z = 16). Les électrons de la couche externe sont les plus libres de l'atome. Ce sont donc eux qui vont pouvoir s'échanger entre deux atomes lors d'une réaction chimique. Les électrons de la couche externe sont les plus importants lors d'une réaction chimique. D'où une autre représentation de l'atome, la représentation de Lewis : on écrit le symbole de l'élément "entouré" de la dernière couche électronique : les doublets d'électrons sont représentés par des traits, les électrons seuls, ou célibataires par des points.

22 Exemple de la représentation de Lewis : Pour un atome de carbone, Pour un atome d'oxygène

C O

Autres exemples à chercher par les élèves et corrigés au tableau : H (Z = 1), Al (Z = 13), S (Z = 16). III. Classification périodique des éléments III.1. Activité Le professeur distribue à chaque élève 18 cartes présentant chacune un élément, de l'hydrogène (Z = 1) à l'argon (Z = 18), et placées dans le désordre. Une des possibilités de présentation serait la suivante :
Béryllium Z=4

Chaque carte comporte le nom de l'élément, son numéro atomique Z, son symbole au centre, et les trois cases énergétiques des couches K, L, et M. Dans un premier temps, l'élève va retrouver la configuration électronique de chaque atome . Il doit compléter la représentation par niveaux énergétiques à partir du numéro atomique. Puis il complète le symbole de manière à obtenir la représentation de Lewis de l'atome.

Be M L K

Dans un deuxième temps, l'élève va classer ses cartes, de manière à reconstituer une partie du tableau périodique. Rappel des données (si possible par un des élèves) : Classement des éléments par ordre croissant de numéro atomique Z. On place dans une même colonne les éléments qui ont des propriétés chimiques analogues : or, on sait maintenant que lors d'une réaction chimique, les électrons de la couche externe sont les plus importants. Nous allons donc "aller à la ligne" à chaque fois que nous rencontrerons un élément ayant la même représentation de Lewis que le premier élément placé : il aura en effet des propriétés chimiques analogues. On peut alors faire remarquer les caractéristiques de chaque ligne, et les caractéristiques de chaque colonne : Dans la classification périodique des éléments, chaque période ou ligne correspond au remplissage complet d’une couche électronique. Chaque colonne regroupe des éléments qui ont le même nombre d'électrons sur leur couche externe : ils ont des caractéristiques communes et ils forment des familles.

23 Application : retrouver la place du fluor (Z = 9). Pour cela il faut donc trouver la configuration électronique du fluor (représentation par niveaux énergétiques), K2L7. La dernière couche est L, donc l'élément fluor se trouve sur la 2ème ligne du tableau. Il y a 7 électrons sur cette dernière couche, donc il est dans la 7ème colonne. III.2. Lecture du tableau périodique (activité) Le professeur peut donner la correction à l'aide de ses propres cartes au rétroprojecteur. Les cartes sont collées sur le cahier et le tableau périodique complet est distribué. Il faut alors expliquer que les éléments des métaux de transition et des métaux de transition interne sont intercalés dans la classification car on remplit alors des sous-couches. Pour l'instant, il suffit de savoir comment sont classés les premiers éléments de la classification. D'après la place des éléments dans le tableau périodique, il faut savoir déduire sa configuration électronique. Par exemple : le lithium, 1ère colonne, 2ème ligne. 1ère colonne Æ il a 1 électron sur sa couche externe, 2ème ligne Æ les 2 premières couches électroniques sont occupées : la première est totalement remplie (couche interne) avec 2 électrons, la deuxième est partiellement occupée (1 électron sur sa couche externe). Conclusion : la configuration électronique du lithium est K2L1. Autres exemples : C, Cl, Na, Ca, Al, P. III.3. Étude de quelques familles a) Gaz inertes, gaz rares ou gaz nobles Les éléments de la dernière colonne forment des corps purs gazeux, très peu réactifs : d'où leur nom de gaz inertes ou gaz nobles. Ils se trouvent en faible proportion dans l'air, d'où également le nom de gaz rares. Ils sont constitués d'un seul atome, qui ne se lie pratiquement jamais à d'autres atomes. D'après leur position dans la classification, ces atomes ont la couche externe totalement remplie : He et pour les autres G . Un atome est particulièrement stable lorsque sa couche électronique externe est totalement remplie à 2 électrons pour la première couche et à 8 électrons pour les autres (on emploiera le terme d'octet). b) Halogènes La famille des corps purs constitués des éléments de l'avant dernière colonne s'appelle les halogènes. Ils se trouvent sous forme de molécule diatomique (Cl2, F2, Br2). D'après leur position dans la classification, ces atomes n'ont pas la couche externe totalement remplie : il leur manque 1 électron pour qu'elle soit complète ( X z ). Ils sont très réactifs, et ils s'associent entre autres très facilement avec les corps purs de la famille des alcalins (première colonne).

24 c) Alcalins D'après leur position dans la classification, les atomes de la première colonne n'ont pas la couche externe totalement remplie : il leur manque 7 électrons pour qu'elle soit complète. Leur configuration électronique est du type M z . Mais on peut le voir d'une autre façon : ils ont 1 électron en trop pour que la couche externe soit complète ("c'est plus facile de faire bouger 1 seul électron que 7"). Ils sont très réactifs, et ils s'associent entre autres très facilement avec les corps purs de la famille des halogènes (avant-dernière colonne). 5.3. Progression suivie Partie de la leçon
I. Introduction historique

Activité en classe Questions aux élèves Manipulation Synthèse orale et écrite

Temps 15 minutes 10 minutes 5 minutes

II. Configuration électronique de l’atome II.1. Règles de répartition Exemples

II.2. Niveaux énergétiques Représentation de Lewis Exemples

Exposé des règles 1ers exemples : Explications au tableau puis, recherche par les élèves seuls et correction au tableau par un élève Exposé des données 1ers exemples : Explications au tableau puis, recherche par les élèves seuls et correction au tableau par un élève Synthèse et rappels Recherche par les élèves, Synthèse écrite Questions aux élèves Exposé des familles

5 minutes 5 minutes 20 minutes

15 minutes 5 minutes 30 minutes

III. Classification périodique des éléments III.1. Activité III.2. Lecture du tableau périodique (activité) III.3. Étude de quelques familles Contrôle

5 minutes 30 minutes 20 minutes 20 minutes 50 minutes

25 5.4. Production d'élèves 5.4.1. Contrôle proposé Exercice 1 : (4 points) Comment sont placés les éléments dans le tableau périodique ? Quelle est la caractéristique commune des éléments placés dans une même colonne ? Quelle est la caractéristique commune des éléments placés sur une même ligne ou période ? Quels sont les électrons les plus importants lors d'une réaction chimique ?

a) b) c) d)

Exercice 2 : (3 points) a) Quel est le nom de la famille regroupant les éléments de la dernière colonne (huitième colonne ou groupe 0)? Citer un élément de cette famille avec son symbole chimique. b) Quel est le nom de la famille regroupant les éléments de l'avant-dernière colonne (septième colonne ou groupe VII) ? Citer un élément de cette famille avec son symbole chimique. c) Quel est le nom de la famille regroupant les éléments de la première colonne (groupe I) ? Citer un élément de cette famille avec son symbole chimique. Exercice 3 : (2 points) a) Combien d'électrons possède un élément de la troisième colonne dans sa couche externe ? b) Dans quelles conditions un atome est-il particulièrement stable ? Exercice 4 : (5 points) Le numéro atomique du magnésium est Z = 12. a) Donner sa configuration électronique par la représentation de Bohr, par niveau énergétique, et par la représentation de Lewis. b) Placer alors le magnésium dans la classification périodique (numéro de ligne, numéro de colonne). Exercice 5 : (6 points) Voici l'isotope le plus abondant de l'oxygène :
16 8

O

a) Calculer le nombre de protons, d'électrons et de neutrons. b) Donner sa configuration électronique par la représentation de Bohr, par niveau énergétique, et par la représentation de Lewis. c) Placer alors l'oxygène dans la classification périodique (numéro de ligne, numéro de colonne). 5.4.2. Résultats obtenus
Notes Effectifs
]0 ; 2,5] ]2,5 ; 5] ]5 ; 7,5] ]7,5 ; 10] ]10 ; 12,5] ]12,5 ; 15] ]15 ; 17,5] ]17,5 20]

Total

2

0

2

5

3

1

2

0

15

La moyenne de la classe est 9,7. La moins bonne note est 0,5/20. La meilleure note est 17/20. Le tiers des élèves se situe dans la tranche ]7,5 ; 10].

26 Les exercices 1 et 2 sont des questions de cours qui reviennent assez souvent dans les examens de CAP. La plupart ont su répondre à l'exercice 1, souvent avec des imprécisions de langage, ce qui leur a été un peu dommageable. Pour l'exercice 2, les élèves ont souvent confondu les noms des familles. En ce qui concerne l'exercice 3, la question a) en a dérouté beaucoup, alors que la question b) a bien été réussie. Pour les exercices 4 et 5, la plupart des élèves n'ont pas su donner la configuration électronique correcte du magnésium et de l'oxygène. Si, à partir d'une configuration électronique fausse, la place dans la classification était logiquement trouvée, un certain nombre de points ont été attribués. De nombreux élèves ont également été gênés par le symbole
16 8

O , alors que nous l'avions vu à la leçon précédente. Une élève a appris par cœur

les premières lignes de la classification. Les copies de trois élèves sont placées en Annexe 2. 5.5. Analyse et modifications de la leçon proposée 5.5.1. Analyse du contrôle Les résultats du contrôle étant le seul retour fiable que le professeur puisse avoir des acquisitions des élèves, il est nécessaire de bien les analyser. En ce qui concerne les questions de cours, les résultats sont satisfaisants, mais il faut peutêtre plus insister en cours sur la précision des définitions : chaque mot compte. Voici l'exemple d'une réponse souvent rencontrée : "les éléments sont classés dans l'ordre des numéros atomiques". Cela ne suffit malheureusement pas à une définition complète, car l'ordre peut être croissant ou décroissant. Ce genre d'erreur peut être supprimée si le professeur, avec l'expérience, insiste bien sur le mot "croissant" lorsqu'il donne la définition. Il n'est pas anormal que les noms des trois familles étudiées, les alcalins, les halogènes et les gaz inertes, ne soient pas encore acquis, puisque c'est la première fois que les élèves rencontrent ces termes. C'est au cours de l'année, lorsqu'ils reverront les éléments de ces familles, que l'apprentissage se fera. La plupart des élèves n'ont pas su répondre à la question " Combien d'électrons possède un élément de la troisième colonne dans sa couche externe ?". Ceci est certainement dû au fait que le paragraphe "III.2. Lecture du tableau périodique" a été essentiellement traité à l'oral. En effet, je n'ai pas jugé utile de faire prendre des notes, puisque les généralités ont été notées dans le paragraphe précédent, et que les réponses orales aux questions de lecture étaient rapides et justes, et provenaient de nombreux élèves. Il est donc préférable que les élèves aient également une synthèse écrite, qui reste, même si cela paraît redondant au premier abord. Il faut remarquer également que certains élèves (2 sur 15) ont confondu les lignes et les colonnes. Il est dommage que je n'ai pas prévu ce type d'erreur, car il est facile de faire

27 l'analogie avec les colonnes rencontrées en architecture pour avoir un moyen de se rappeler que les colonnes sont "debout". Les résultats du contrôle montrent qu'il est essentiel de maîtriser la configuration électronique pour savoir placer un élément dans la classification périodique ou pour déduire la configuration électronique (au moins de la couche externe) à partir de la place de l'élément dans la classification. Il aurait été préférable de construire un contrôle avec plus de questions indépendantes, par exemple de demander seulement la configuration électronique à partir du numéro atomique, et de demander séparément la place de l'élément dans le tableau à partir d'une configuration électronique donnée. Cela permet de bien distinguer à quels endroits les élèves ont des difficultés, et où ils ont bien assimilé la leçon. Il n'était peut-être pas judicieux non plus de mélanger les acquisitions de la leçon précédente ( 16 O ), et celles de la leçon en 8 cours, alors que le contrôle n'est pas présenté comme un contrôle de révision. Il aurait été utile, pour que les élèves se rendent bien compte de ce qu'ils savent faire seuls, de donner quelques exercices à faire à la maison et les corriger avant le contrôle. 5.5.2. Modifications de la leçon Il aurait été possible de traiter la configuration électronique des atomes en même temps que leur constitution, ou du moins avant la leçon sur la classification. Sa connaissance aurait alors été placée en prérequis et non en objectif à atteindre. Ceci aurait peut-être permis de mieux centrer la leçon "La classification périodique des éléments" sur la classification ellemême. À mon sens, la configuration électronique était tellement indissociable de la classification que cette séparation était impensable au premier abord. Du point de vue de l'élève, il est peut-être préférable d'avoir une succession de petites leçons, plutôt qu'une grande leçon. Pour introduire la leçon, on aurait également pu donner aux élèves quelques éléments et certaines de leurs propriétés (numéro atomique, état physique, densité, couleur, réactivité chimique …), et leur dire "Vous vous retrouvez à peu près dans la même situation que les chimistes de la fin du XIXe siècle. Comment feriez-vous pour classer ces éléments ?" Il faudrait peut-être auparavant repérer les redoublants qui auraient quelques souvenirs et leur demander de ne pas intervenir trop tôt pour ne pas casser la réflexion de la classe. En ce qui concerne l'activité de reconstruction de la classification avec des cartes, j'avais choisi d'abord de faire trouver les configurations électroniques, puis de les classer par numéro atomique croissant. Il est peut-être préférable faire l'inverse, c'est-à-dire classer puis donner les configurations. En effet, les élèves s'apercevront mieux du remplissage progressif des couches suivant les lignes de la classification et du passage à une autre ligne lors du remplissage complet d'une couche. Ils verront également mieux que les éléments d'une même colonne possèdent le même nombre d'électrons sur leur couche externe. Il n'est pas non plus inutile d'insister sur la précision du vocabulaire utilisé dans les définitions, sur la différence entre ligne et colonne, et de faire noter sur le cahier ce qui se dit à l'oral : certains élèves pensent avoir compris ou certains n'osent pas dire qu'ils n'ont pas

28 compris. À l'écrit, les idées sont peut-être plus claires, et en tout cas elles restent sur un support. Il serait également intéressant de faire un rappel sur les isotopes, vus lors de la leçon sur la structure des atomes : les isotopes d'un même élément se placent dans une même case du tableau périodique, d'où leur nom d'isotope, du grec "isos" égal, et "topos" place.

6. LA CLASSIFICATION PERIODIQUE DANS LA SUITE DU COURS DE CHIMIE
La bonne compréhension de la classification périodique permet de mieux assimiler les leçons rencontrées dans la suite du cours de chimie de CAP Employé de Pharmacie. C'est le cas notamment pour la structure et la formation des ions et des molécules. 6.1. Structure des ions L'exposé des trois grandes familles d'éléments dans la classification (les alcalins, halogènes et gaz inertes) a permis d'introduire la notion de stabilité particulière pour les éléments ayant leur dernière couche électronique complètement remplie. Il apparaît donc logique pour les élèves que les autres éléments "essayent" d'acquérir cette stabilité en captant ou en perdant un ou plusieurs électrons. Ainsi, la formation des ions est logiquement expliquée aux élèves. Elle est donc a priori mieux retenue. L'essentiel qu'il reste alors à apprendre par cœur est tout le vocabulaire et la nomenclature sur les ions exigibles à ce niveau. Mais l'acquisition de ce vocabulaire se renforce également à l'usage, au fil des leçons. Capter ou perdre plusieurs électrons est plus difficile que d'en capter ou d'en perdre un seul. Ainsi, à cause de leur position dans la classification périodique, certains éléments forment très facilement des anions ou des cations (halogènes et alcalins), alors que d'autres n'en forment pas (l'élément carbone par exemple). Ces derniers vont plutôt se stabiliser autrement, c'est-à-dire par la formation de liaisons covalentes. 6.2. Structure des molécules Dans cette leçon, il faut montrer que les atomes ne s'associent pas entre eux de manière aléatoire pour former des molécules, mais avec une certaine logique, logique qui découle directement de la configuration électronique des atomes, et donc de leur place dans la classification. Pourquoi en effet, la molécule d'eau a-t-elle pour formule H2O et non pas HO ou HO2 ? En montrant qu'il suffit ici encore d'appliquer une règle du jeu, la règle de l'octet, pour construire des molécules, les élèves arriveront plus facilement à considérer la chimie comme une construction logique que comme un amas de connaissances à apprendre par cœur.

29 6.3. La réaction chimique : son équation Une fois que l'élève a compris qu'un atome (ou qu'un ion) n'est pas stabilisé s'il n'a pas le nombre adéquat de liaisons covalentes (ou de charges), il peut mieux saisir l'essentiel de la réaction chimique : lorsqu'une liaison est rompue, il faut qu'elle soit remplacée. La classification périodique doit être utilisée le plus souvent possible dans ces leçons, pour déterminer directement la charge ionique d'un ion, le nombre de liaisons covalentes simples qu'un atome forme, ou simplement le numéro atomique d'un élément. Il faut entretenir les connaissances, et faire sentir le lien étroit qui existe entre les différentes leçons du cours de chimie.

7. CONCLUSION
Au lieu de faire tout de suite appliquer mécaniquement les règles, simples en définitive, qui régissent la classification, il a semblé intéressant de mettre un instant l'élève dans la peau d'un chimiste du 19ème siècle, en lui faisant reconstruire le début du tableau périodique. Il participe ainsi plus activement à son apprentissage, et cela fait un peu travailler sa logique et son jugement. La plupart des élèves s'est d'ailleurs volontiers prêtée au jeu qui les a intrigués. Si cela a pu éveiller leur attention, il est probable qu'ils s'en souviendront. Ce que l'on retient durablement est ce qu'on comprend et qu'on utilise assez couramment. Il y a déjà assez de choses à connaître par cœur comme du vocabulaire ou de la nomenclature pour ne pas s'encombrer la mémoire avec la classification périodique. Il serait intéressant de savoir quels sont les souvenirs de la classification qui restent à l'élève qui a appris le tableau par cœur, même quinze jours après le contrôle. Certains finissent effectivement par le connaître par cœur, mais c'est à force de l'utiliser. En ce qui concerne la classification périodique des éléments, l'important n'est pas de la connaître par cœur, mais de savoir l'utiliser. La chimie n'est donc pas une matière rébarbative, où tout doit être appris par cœur. Il s'agit d'une science, construction logique et rationnelle. La classification périodique est un bel exemple de structure logique, et de plus, elle est la clef de la compréhension de nombreuses notions en chimie, comme la formation des ions et des molécules, ou comme la réaction chimique, ce qui laisse ensuite la porte grande ouverte à toute la chimie organique.

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ANNEXE 1 : REACTION DU SODIUM AVEC L'EAU
Matériel : Un cristallisoir rempli d'eau Une grille de protection Une spatule, des gants, des lunettes de protection Un morceau de sodium Quelques gouttes de phénolphtaléine Un bécher avec de l'éthanol. Morceau de sodium avec un dégagement gazeux et coloration rose Eau + phénolphtaléine Un morceau de sodium est introduit dans le cristallisoir rempli d'eau et auquel on a rajouté quelques gouttes de phénolphtaléine. On observe un dégagement gazeux et l'eau se colore localement en rose. 2 Na + 2 H2O H2 + 2 Na+ + 2 OH-

Schéma :

Le dégagement gazeux est dû à la formation d'hydrogène. La coloration en rose de l'eau est due au virage de l'indicateur coloré, la phénolphtaléine, en présence de l'espèce basique OH-. Le sodium métal est transformé en cation Na+.

Précautions à prendre : La réaction est exothermique. Ainsi, si la concentration en hydrogène est trop importante (trop gros morceau de sodium par exemple), celui-ci s'enflamme spontanément, et peut donner lieu à des projections. Il est donc important de calibrer les morceaux de sodium, et de prévoir une protection à poser sur le cristallisoir en cas de flamme, la grille ne protégeant que des projections. Les ustensiles ayant été en contact avec le sodium doivent être rincés à l'éthanol qui détruit le sodium résiduel : ceci évite un contact accidentel avec l'eau lors du nettoyage et donc le risque d'inflammation. Il s'agit du même type de réaction qu'avec l'eau, mais dans ce cas, la cinétique est plus lente.

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ANNEXE 2 : COPIES D'ELEVES

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ANNEXE 3 : BIBLIOGRAPHIE
Certificat d’aptitude professionnelle employé en pharmacie, Ministère de l’Éducation Nationale, de l’Enseignement Supérieur, de la Recherche et de l’Insertion Professionnelle, collection : horaires / objectifs / programmes / instructions, réédition 1995, Centre National de Documentation Pédagogique
2 3 4 1

Encyclopædia Universalis 1995, article "éléments chimiques" par R. ALLEAU. Encyclopædia Universalis 1995, article "Mendeleiev".

B. WOJTKOWIAK, Histoire de la Chimie, p. 129, Petite Collection d'Histoire des Sciences, Lavoisier Tec et Doc, 1988.
5

G. GORIN, "Mendeleev and Moseley : the principal discoverers of the Periodic Law", Journal of Chemical Education, 1996, vol. 73, p. 490-493.
6

P. DEPOVERE, La classification périodique des éléments : la merveille fondamentale de l'Univers, DeBoeck Université, 1999. M. LEFORT, "Les derniers éléments de Mendéleiev", Sciences et Avenir Hors - série n°99, décembre 1994 / janvier 1995, p. 22.
8 9 7

Encyclopædia Universalis 1995, article "périodique (classification)" par R. BIMBOT. Mc QUARRIE, ROCK, Chimie Générale, De Boeck Université, 3ième édition, 1992.

Mc QUARRIE, ROCK, Chimie Générale, De Boeck Université, 3ième édition, 1992, p.77 et 81.

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