Notions de Période et de Groupe dans le Tableau Périodique

Une période est une ligne horizontale du tableau périodique des éléments.

Elle correspond à un niveau d'énergie principal (n) dans la configuration électronique.

Les éléments d'une même période ont le même nombre de couches électroniques.

Le numéro de la période est égal au nombre de couches électroniques.

• Période 1 : n = 1 (2 éléments - H et He)
• Période 2 : n = 2 (8 éléments - Li à Ne)
• Période 3 : n = 3 (8 éléments - Na à Ar)
• Période 4 : n = 4 (18 éléments - K à Kr)
• Période 5 : n = 5 (18 éléments - Rb à Xe)
• Période 6 : n = 6 (32 éléments - Cs à Rn)

• Le numéro atomique Z augmente de gauche à droite
• Le nombre d'électrons de valence augmente de gauche à droite
• La taille atomique diminue de gauche à droite
• L'électronégativité augmente de gauche à droite
• Les propriétés chimiques changent progressivement

Un groupe est une colonne verticale du tableau périodique des éléments.

Les éléments d'un même groupe ont la même configuration électronique externe.

Le numéro du groupe indique le nombre d'électrons de valence (sauf pour les éléments de transition).

Les éléments d'un même groupe ont des propriétés chimiques similaires.

• Groupe 1 : Alcalins (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - 1 électron de valence
• Groupe 2 : Alcalino-terreux (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) - 2 électrons de valence
• Groupe 17 : Halogènes (F, Cl, Br, I, At) - 7 électrons de valence
• Groupe 18 : Gaz nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) - 8 électrons de valence (sauf He)

• Le numéro atomique Z augmente de haut en bas
• Le nombre d'électrons de valence est constant
• La taille atomique augmente de haut en bas
• L'électronégativité diminue de haut en bas
• Les propriétés chimiques sont similaires mais varient avec Z

Le numéro de la période correspond au nombre de couches électroniques occupées dans la configuration électronique.

Exemples :

• Hydrogène (Z=1) : 1s¹ → période 1
• Lithium (Z=3) : [He] 2s¹ → période 2
• Sodium (Z=11) : [Ne] 3s¹ → période 3
• Potassium (Z=19) : [Ar] 4s¹ → période 4

Pour les éléments des blocs s et p, le numéro du groupe correspond au nombre d'électrons de valence.

Exemples :

• Carbone (Z=6) : [He] 2s² 2p² → 4 électrons de valence → groupe 14
• Oxygène (Z=8) : [He] 2s² 2p⁴ → 6 électrons de valence → groupe 16
• Fluor (Z=9) : [He] 2s² 2p⁵ → 7 électrons de valence → groupe 17
• Néon (Z=10) : [He] 2s² 2p⁶ → 8 électrons de valence → groupe 18

Pour le soufre (Z=16) : [Ne] 3s² 3p⁴ → 6 électrons de valence → groupe 16, période 3

Pour le calcium (Z=20) : [Ar] 4s² → 2 électrons de valence → groupe 2, période 4

Pour le chlore (Z=17) : [Ne] 3s² 3p⁵ → 7 électrons de valence → groupe 17, période 3

Pour le phosphore (Z=15) : [Ne] 3s² 3p³ → 5 électrons de valence → groupe 15, période 3

• Rayon atomique : diminue de gauche à droite dans une période, augmente de haut en bas dans un groupe
• Électronégativité : augmente de gauche à droite dans une période, diminue de haut en bas dans un groupe
• Énergie d'ionisation : augmente de gauche à droite dans une période, diminue de haut en bas dans un groupe
• Réactivité : varie selon la position dans le tableau

De Na à Cl, dans la 3e période :

• Rayon atomique : Na > Mg > Al > Si > P > S > Cl
• Électronégativité : Na < Mg < Al < Si < P < S < Cl
• Énergie d'ionisation : Na < Mg < Al < Si < P < S < Cl
• Réactivité : Na très réactif, Cl très réactif, Ar inerte

De Li à Cs :

• Rayon atomique : Li < Na < K < Rb < Cs
• Électronégativité : Li > Na > K > Rb > Cs
• Énergie d'ionisation : Li > Na > K > Rb > Cs
• Réactivité : Li < Na < K < Rb < Cs (augmente)

a) Oxygène (Z=8) : [He] 2s² 2p⁴

→ Période 2 (n=2), Groupe 16 (6 électrons de valence)

b) Aluminium (Z=13) : [Ne] 3s² 3p¹

→ Période 3 (n=3), Groupe 13 (3 électrons de valence)

c) Potassium (Z=19) : [Ar] 4s¹

→ Période 4 (n=4), Groupe 1 (1 électron de valence)

d) Soufre (Z=16) : [Ne] 3s² 3p⁴

→ Période 3 (n=3), Groupe 16 (6 électrons de valence)

a) 3e période, groupe 16 → Soufre (S)

b) 2e période, groupe 1 → Lithium (Li)

c) 4e période, groupe 2 → Calcium (Ca)

d) 1e période, groupe 18 → Hélium (He)

Ordre croissant de rayon atomique : Si < Al < Mg < Na

Justification : dans une même période, le rayon atomique diminue de gauche à droite. Cela s'explique par le fait que dans une période, le nombre de couches est constant, mais le numéro atomique Z augmente. L'attraction entre le noyau et les électrons de valence est plus forte pour les éléments à droite du tableau, donc le rayon atomique est plus petit.

a) Azote (Z=7) : [He] 2s² 2p³ → Période 2, Groupe 15

b) Calcium (Z=20) : [Ar] 4s² → Période 4, Groupe 2

c) Fluor (Z=9) : [He] 2s² 2p⁵ → Période 2, Groupe 17

d) Magnésium (Z=12) : [Ne] 3s² → Période 3, Groupe 2

Connaître la position d'un élément dans le tableau périodique permet de prédire :

• Sa réactivité chimique
• Ses états d'oxydation possibles
• Les types de liaisons qu'il peut former
• Sa tendance à former des cations ou des anions

Exemple : les alcalins (groupe 1) sont très réactifs et forment des cations +1.

On peut prédire les réactions en fonction de la position dans le tableau :

• Les halogènes (groupe 17) sont des oxydants forts
• Les gaz nobles (groupe 18) sont inertes
• Les alcalino-terreux (groupe 2) forment des cations +2
• Les métaux de transition ont des propriétés variées

La position dans le tableau permet de comprendre :

• Les propriétés métalliques ou non métalliques
• La conductivité électrique
• La ductilité et la malléabilité
• La dureté des matériaux

Exemple : les métaux sont situés à gauche du tableau, les non-métaux à droite.

Pour les éléments de transition, la relation entre numéro du groupe et électrons de valence est plus complexe :

• Les électrons de valence incluent les orbitales d
• Le numéro du groupe ne correspond pas toujours au nombre d'électrons de valence
• Exemple : Fer (Fe, Z=26) : [Ar] 4s² 3d⁶ → groupe 8 mais configuration plus complexe
• Les propriétés varient plus irrégulièrement

Les lanthanides et actinides sont des éléments avec des électrons f :

• Ils sont souvent regroupés en bas du tableau
• Leurs propriétés sont très similaires entre eux
• Les configurations électroniques sont complexes
• Exemples : cérium (Ce), uranium (U), plutonium (Pu)

• Certaines configurations électroniques sont plus stables
• Exemple : Cr (Z=24) a la configuration [Ar] 4s¹ 3d⁵ au lieu de [Ar] 4s² 3d⁴
• Exemple : Cu (Z=29) a la configuration [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ au lieu de [Ar] 4s² 3d⁹
• Les configurations d⁵ et d¹⁰ sont particulièrement stables

• Période : ligne horizontale du tableau périodique
• Groupe : colonne verticale du tableau périodique
• Période = nombre de couches électroniques
• Groupe = nombre d'électrons de valence (sauf éléments de transition)

• Configuration électronique : nX^y (n = période)
• Électrons de valence : déterminent le groupe
• Exemple : [Ne] 3s² 3p⁴ → période 3, groupe 16
• Exemple : [Ar] 4s¹ → période 4, groupe 1

• Dans une période : rayon diminue, électronégativité augmente
• Dans un groupe : rayon augmente, électronégativité diminue
• Propriétés chimiques similaires dans un groupe
• Propriétés variant progressivement dans une période