Éléments du tableau périodique | Physique-Chimie Seconde | 10 Exercices corrigés

Concepts & Exercices

\(Z(X) = \text{nombre de protons} = \text{nombre d'électrons dans l'atome neutre}\)

Numéro atomique

Configuration électronique

\(K^2L^8M^n...\)

Répartition des électrons par couches

Groupe

Colonne → propriétés chimiques

Même nombre d'électrons de valence

Période

Ligne → taille atomique

Même nombre de couches électroniques

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Définition : Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z.

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Classement : Les éléments sont classés par numéro atomique croissant.

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Périodicité : Les propriétés chimiques varient régulièrement.

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Famille : Les éléments d'une même colonne ont des propriétés similaires.

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Conseil : Le groupe indique le nombre d'électrons de valence

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Attention : La configuration électronique détermine les propriétés

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Astuce : Les métaux sont à gauche, non-métaux à droite

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Méthode : Utiliser la configuration électronique pour prédire les ions

Exercice 1

Identifier le groupe et la période de l'oxygène (Z=8)

Exercice 2

Donner la configuration électronique du néon (Z=10)

Exercice 3

Prévoir l'ion stable formé par le lithium (Z=3)

Exercice 4

Identifier les halogènes dans la deuxième période

Exercice 5

Expliquer pourquoi les gaz nobles sont inertes

Exercice 6

Comparer les tailles atomiques de Na et Cl

Exercice 7

Classer les éléments Li, Na, K par réactivité croissante

Exercice 8

Identifier les métaux alcalins dans la troisième période

Exercice 9

Expliquer la formation de l'ion chlorure Cl⁻

Exercice 10

Prédire la charge de l'ion formé par le magnésium (Z=12)

Corrigé : Exercices 1 à 5

1 Groupe et période de l'oxygène

Définition :

Groupe : Colonne du tableau périodique, indique les électrons de valence

Période : Ligne du tableau périodique, indique le nombre de couches

Méthode :

Déterminer la configuration électronique de l'atome
Identifier le nombre d'électrons de valence (groupe)
Identifier le nombre de couches occupées (période)

Étape 1 : Numéro atomique

Z = 8 → 8 protons, 8 électrons dans l'atome neutre

Étape 2 : Configuration électronique

Oxygène : K²L⁶

2 électrons sur la couche K (n=1)

6 électrons sur la couche L (n=2)

Étape 3 : Identification du groupe

6 électrons de valence → Groupe 16 (ou VI)

Étape 4 : Identification de la période

2 couches occupées → Période 2

Réponse finale :

L'oxygène (Z=8) appartient au groupe 16 et à la période 2

Règles appliquées :

• Groupe = électrons de valence

• Période = numéro de la couche externe

• Oxygène : non-métal, forme l'ion O²⁻

2 Configuration électronique du néon

Définition :

Configuration électronique : Répartition des électrons sur les différentes couches

Étape 1 : Numéro atomique

Z = 10 → 10 protons, 10 électrons dans l'atome neutre

Étape 2 : Remplissage des couches

Couche K (n=1) : maximum 2 électrons

Couche L (n=2) : maximum 8 électrons

Étape 3 : Distribution des électrons

K : 2 électrons

L : 8 électrons (10 - 2 = 8)

Étape 4 : Écriture de la configuration

Néon : K²L⁸

Étape 5 : Propriétés

Couche externe complète → gaz noble, chimiquement stable

Réponse finale :

La configuration électronique du néon (Z=10) est K²L⁸

Règles appliquées :

• Capacité des couches : K(2), L(8), M(18)

• Gaz noble : Couche externe complète

• Inertie chimique : Structure électronique stable

3 Ion stable du lithium

Définition :

Ion stable : Formé quand l'atome atteint une structure électronique stable

Étape 1 : Numéro atomique

Z = 3 → 3 protons, 3 électrons dans l'atome neutre

Étape 2 : Configuration électronique

Lithium : K²L¹

2 électrons sur la couche K

1 électron sur la couche L

Étape 3 : Formation d'ion

Pour atteindre la structure stable de l'hélium (K²), le lithium perd 1 électron

Étape 4 : Charge de l'ion

3 protons (+3) - 2 électrons (-2) = +1

L'ion formé est Li⁺

Étape 5 : Configuration de l'ion

Li⁺ : K² (comme l'hélium)

Réponse finale :

L'ion stable formé par le lithium est Li⁺ avec la configuration K²

Règles appliquées :

• Métaux alcalins : Perdent 1 électron → charge +1

• Stabilité : Atteindre structure de gaz noble

• Configuration finale : Identique au gaz noble précédent

4 Halogènes de la deuxième période

Définition :

Halogènes : Éléments du groupe 17 (ou VII), 7 électrons de valence

Étape 1 : Identification de la période

Période 2 → Z = 3 à Z = 10

Étape 2 : Groupe des halogènes

Groupe 17 → Colonne 17 du tableau périodique

Étape 3 : Recherche dans la période 2

Seul le fluor (F) se trouve dans la période 2

Z = 9, configuration : K²L⁷

Étape 4 : Propriétés du fluor

7 électrons de valence → très réactif

Gagne 1 électron → forme F⁻

Étape 5 : Autres halogènes

Cl (période 3), Br (période 4), I (période 5), At (période 6)

Réponse finale :

Le seul halogène dans la deuxième période est le fluor (F)

Règles appliquées :

• Halogènes : Groupe 17, 7 électrons de valence

• Réactivité : Gagnent 1 électron → charge -1

• Position : Avant les gaz nobles dans le tableau

5 Inertie des gaz nobles

Définition :

Gaz nobles : Éléments du groupe 18 (ou VIII), couche externe complète

Étape 1 : Structure électronique

He : K² (2 électrons)

Ne : K²L⁸ (8 électrons)

Ar : K²L⁸M⁸ (8 électrons sur la couche externe)

Étape 2 : Stabilité électronique

Couche de valence complète → configuration stable

Aucun besoin de gagner ou perdre des électrons

Étape 3 : Énergie d'ionisation

Très élevée → difficile d'enlever des électrons

Étape 4 : Affinité électronique

Quasi nulle → aucune tendance à capter des électrons

Étape 5 : Conséquence chimique

Très peu réactifs → inertes chimiquement

Réponse finale :

Les gaz nobles sont inertes car leur couche externe est complète, donnant une structure électronique stable

Règles appliquées :

• Stabilité : Couche externe complète (2 ou 8 électrons)

• Inertie : Pas de tendance à former des ions

• Exception : Certains gaz nobles peuvent réagir sous conditions extrêmes

Corrigé : Exercices 6 à 10

6 Comparaison taille Na vs Cl

Définition :

Taille atomique : Dépend du nombre de couches et de la charge nucléaire

Étape 1 : Positions dans le tableau

Na : période 3, groupe 1 (à gauche)

Cl : période 3, groupe 17 (à droite)

Étape 2 : Configuration électronique

Na : K²L⁸M¹ (3 couches)

Cl : K²L⁸M⁷ (3 couches)

Étape 3 : Charges nucléaires

Na : Z = 11 (11 protons)

Cl : Z = 17 (17 protons)

Étape 4 : Effet de la charge nucléaire

Dans une même période, plus Z augmente, plus le rayon diminue

Les électrons sont attirés plus fortement par le noyau

Étape 5 : Conclusion

Na est plus gros que Cl

Rayon atomique : Na > Cl

Réponse finale :

L'atome de sodium (Na) est plus gros que l'atome de chlore (Cl) car dans une même période, le rayon diminue de gauche à droite

Règles appliquées :

• Période : Rayon ↓ de gauche à droite

• Groupe : Rayon ↑ de haut en bas

• Charge nucléaire : Plus Z, plus attraction, plus petit rayon

7 Réactivité des alcalins Li, Na, K

Définition :

Réactivité des métaux alcalins : Augmente avec la taille atomique

Étape 1 : Positions dans le tableau

Li : période 2, groupe 1

Na : période 3, groupe 1

K : période 4, groupe 1

Étape 2 : Configurations électroniques

Li : K²L¹

Na : K²L⁸M¹

K : K²L⁸M⁸N¹

Étape 3 : Distance électron de valence-noyau

Li : 1 couche entre électron et noyau

Na : 2 couches entre électron et noyau

K : 3 couches entre électron et noyau

Étape 4 : Effet d'écran

Plus d'électrons internes → meilleur effet d'écran

Électron de valence moins attiré par le noyau

Étape 5 : Énergie d'ionisation

Li : EI = 520 kJ/mol

Na : EI = 496 kJ/mol

K : EI = 419 kJ/mol

Réponse finale :

Classement par réactivité croissante : Li < Na < K

La réactivité des métaux alcalins augmente de haut en bas dans le groupe

Règles appliquées :

• Réactivité : Augmente dans le groupe

• Énergie d'ionisation : Diminue de haut en bas

• Effet d'écran : Plus d'électrons internes = + facile à retirer électron de valence

8 Métaux alcalins période 3

Définition :

Métaux alcalins : Éléments du groupe 1, 1 électron de valence

Étape 1 : Définition du groupe 1

Métaux alcalins : groupe 1 du tableau périodique

1 électron de valence

Étape 2 : Identification de la période 3

Période 3 → éléments avec 3 couches électroniques

Étape 3 : Recherche dans la période 3

Seul le sodium (Na) appartient au groupe 1 dans la période 3

Z = 11, configuration : K²L⁸M¹

Étape 4 : Autres alcalins

Li (période 2), K (période 4), Rb (période 5), Cs (période 6), Fr (période 7)

Étape 5 : Propriétés du sodium

Métal mou, argenté

Réagit vivement avec l'eau

Forme l'ion Na⁺

Réponse finale :

Le seul métal alcalin dans la troisième période est le sodium (Na)

Règles appliquées :

• Métaux alcalins : Groupe 1, 1 électron de valence

• Réactivité : Très réactifs, perdent 1 électron

• État naturel : Ne se trouvent jamais purs dans la nature

9 Formation de l'ion chlorure

Définition :

Ion monoatomique : Atome chargé électriquement par gain ou perte d'électrons

Étape 1 : Numéro atomique

Z = 17 → 17 protons, 17 électrons dans l'atome neutre

Étape 2 : Configuration électronique

Chlore : K²L⁸M⁷

7 électrons de valence

Étape 3 : Objectif de stabilité

Pour atteindre la structure du gaz noble suivant (argon), le chlore gagne 1 électron

Étape 4 : Formation de l'ion

17 protons (+17) + 18 électrons (-18) = -1

L'ion formé est Cl⁻

Étape 5 : Configuration finale

Cl⁻ : K²L⁸M⁸ (comme l'argon)

Réponse finale :

L'ion chlorure Cl⁻ se forme quand l'atome de chlore gagne 1 électron pour obtenir une structure électronique stable

Règles appliquées :

• Halogènes : Gagnent 1 électron → charge -1

Stabilité : Atteindre configuration de gaz noble

• Électronégativité : Halogènes très électronégatifs

10 Charge de l'ion magnésium

Définition :

Électrons de valence : Déterminent la charge de l'ion stable

Étape 1 : Numéro atomique

Z = 12 → 12 protons, 12 électrons dans l'atome neutre

Étape 2 : Configuration électronique

Magnésium : K²L⁸M²

2 électrons de valence sur la couche M

Étape 3 : Objectif de stabilité

Pour atteindre la structure du gaz noble précédent (néon), Mg perd 2 électrons

Étape 4 : Calcul de la charge

12 protons (+12) - 10 électrons (-10) = +2

L'ion formé est Mg²⁺

Étape 5 : Configuration finale

Mg²⁺ : K²L⁸ (comme le néon)

Étape 6 : Généralisation

Métaux alcalino-terreux (groupe 2) forment des ions 2+

Réponse finale :

L'ion formé par le magnésium a une charge de +2 : Mg²⁺

Règles appliquées :

• Métaux alcalino-terreux : Groupe 2 → ions 2+

• Stabilité : Atteindre configuration du gaz noble précédent

• Électrons perdus : Égaux au numéro du groupe pour les métaux

Éléments du tableau périodiqueClassification et propriétés chimiques

Éléments du tableau périodique
Classification et propriétés chimiques