Éléments du tableau périodique | Entités chimiques stables et ions - Physique-Chimie Seconde

• Lignes (périodes) : rangées horizontales
• Colonnes (groupes) : rangées verticales
• Classification : métaux, non-métaux, gaz nobles

• Les périodes sont les rangées horizontales
• Il y a 7 périodes dans le tableau moderne
• Le numéro de période = nombre de couches électroniques
• Exemple : Hydrogène (période 1), Sodium (période 3)

• Les groupes sont les rangées verticales
• Il y a 18 groupes dans le tableau moderne
• Les éléments d'un même groupe ont des propriétés chimiques similaires
• Le numéro de groupe = nombre d'électrons de valence (pour les groupes principaux)

• Solides à température ambiante (sauf le mercure)
• Bonne conductivité électrique et thermique
• Surface brillante
• Ductiles et malléables
• Tendance à former des cations

• Solides, liquides ou gaz à température ambiante
• Mauvais conducteurs d'électricité et de chaleur
• Surface terne
• Fragiles (solides)
• Tendance à former des anions

• Élément chimiquement inertes
• Très peu réactifs
• Configuration électronique stable
• État gazeux à température ambiante
• Structure électronique complète

• 1 électron de valence
• Très réactifs
• Réagissent violemment avec l'eau
• Forme des cations +1
• Exemples : Lithium, Sodium, Potassium

• 2 électrons de valence
• Moins réactifs que les alcalins
• Forme des cations +2
• Exemples : Béryllium, Magnésium, Calcium

• 7 électrons de valence
• Très réactifs
• Tendance à former des anions -1
• Exemples : Fluor, Chlore, Brome

• 8 électrons de valence (sauf Hélium: 2)
• Très peu réactifs
• Structure électronique stable
• Exemples : Hélium, Néon, Argon

Dans une période : le rayon diminue de gauche à droite

→ Le nombre de protons augmente, l'attraction noyau-électrons augmente

Dans un groupe : le rayon augmente de haut en bas

→ Le nombre de couches électroniques augmente

Dans une période : l'électronégativité augmente de gauche à droite

→ Le noyau attire plus fortement les électrons

Dans un groupe : l'électronégativité diminue de haut en bas

→ Les électrons sont plus éloignés du noyau

Dans une période : l'énergie d'ionisation augmente de gauche à droite

→ Il devient plus difficile d'arracher un électron

Dans un groupe : l'énergie d'ionisation diminue de haut en bas

→ Les électrons sont plus éloignés du noyau

• Élément le plus abondant dans l'univers
• Z = 1, A = 1
• Peut former des liaisons covalentes
• Unique dans le tableau (groupe 1 mais non métal)

• Base de la chimie organique
• Z = 6
• Peut former 4 liaisons covalentes
• Existe sous différentes formes (graphite, diamant)

• Essentiel pour la vie
• Z = 8
• Deuxième élément le plus abondant sur Terre
• Forme des liaisons polaires

• Métal de transition important
• Z = 26
• Utilisé dans les constructions
• Composant de l'hémoglobine

Configuration électronique de Z=17 : (K)²(L)⁸(M)⁷

3 couches électroniques → élément en période 3

7 électrons de valence → élément en groupe 17

Élément Z=17 : Chlore (Cl)

Chlore appartient à la famille des halogènes (groupe 17)

(K)²(L)⁸(M)⁷

Le chlore a tendance à gagner 1 électron pour avoir 8 électrons de valence

Ion formé : Cl⁻

• Les métaux perdent des électrons pour former des cations
• Les alcalins perdent 1 électron → cations +1
• Les alcalino-terreux perdent 2 électrons → cations +2
• Exemple : Na → Na⁺ + e⁻

• Les non-métaux gagnent des électrons pour former des anions
• Les halogènes gagnent 1 électron → anions -1
• Les chalcogènes gagnent 2 électrons → anions -2
• Exemple : Cl + e⁻ → Cl⁻

Les atomes tendent à acquérir une configuration électronique stable.

Ils cherchent à avoir 8 électrons de valence (ou 2 pour H et He).

Cela explique pourquoi les ions se forment et leur charge.

Configuration : (K)²(L)⁸(M)¹

1 électron de valence → tend à le perdre

Ion formé : Na⁺

Configuration : (K)²(L)⁸(M)⁷

7 électrons de valence → tend à en gagner 1

Ion formé : Cl⁻

Configuration : (K)²(L)⁸(M)⁸(N)²

2 électrons de valence → tend à les perdre

Ion formé : Ca²⁺

Configuration : (K)²(L)⁶

6 électrons de valence → tend à en gagner 2

Ion formé : O²⁻

• Prédire les propriétés d'un élément inconnu
• Prédire les types de liaisons possibles
• Prédire la réactivité chimique
• Prédire les ions que formeront les éléments

• Identification des éléments dans les étoiles
• Développement de nouveaux matériaux
• Recherche en médecine et pharmacologie
• Étude des réactions chimiques

• Sélection des éléments pour les semi-conducteurs
• Choix des catalyseurs pour les réactions
• Matériaux pour les batteries et écrans
• Alliages pour l'aviation et l'automobile

Élément A (Z=19) : période 4, groupe 1 → Potassium (K)

Élément B (Z=16) : période 3, groupe 16 → Soufre (S)

K (Z=19) : (K)²(L)⁸(M)⁸(N)¹

S (Z=16) : (K)²(L)⁸(M)⁶

K tend à perdre 1 électron → K⁺

S tend à gagner 2 électrons → S²⁻

Entre un métal (K) et un non-métal (S) → liaison ionique

Pour être électriquement neutre : 2K⁺ + S²⁻ → K₂S

Le composé formé est le sulfure de potassium

• 1 Classé par numéro atomique croissant
• 2 Périodes = lignes horizontales
• 3 Groupes = colonnes verticales

• Métaux : bons conducteurs, ductiles, malléables
• Non-métaux : mauvais conducteurs, fragiles
• Gaz nobles : inertes, très peu réactifs

• Métaux alcalins (groupe 1) : 1 électron de valence
• Métaux alcalino-terreux (groupe 2) : 2 électrons de valence
• Halogènes (groupe 17) : 7 électrons de valence
• Gaz nobles (groupe 18) : 8 électrons de valence

• Les atomes tendent à avoir 8 électrons de valence
• Les métaux perdent des électrons → cations
• Les non-métaux gagnent des électrons → anions
• Cela permet de prédire les formules chimiques