Karamö, le prof virtuelLeçon 5 sur 22
Relation entre la classification périodique et la structure de l'atome
Je sais expliquer la place d'un élément dans le tableau périodique par la répartition de ses électrons, et en déduire sa famille, sa valence et l'ion qu'il peut former.
- 50 min
- 5 exercices corrigés
- 2 schémas
- QCM de 5 questions
À la fin de la leçon, tu sauras :
- Relier le numéro de la période au nombre de couches électroniques occupées
- Relier le numéro du groupe au nombre d'électrons périphériques
- Expliquer pourquoi les éléments d'une même famille se ressemblent et pourquoi les gaz rares sont stables (règles du duet et de l'octet)
- Prévoir l'ion formé par un élément et expliquer sa valence
Avant de commencer : La structure de l'atome (répartition des électrons sur les couches K, L, M, N) ; le tableau périodique des 20 premiers éléments ; la valence.
1Je découvre
Kadiatou, élève de 9e à Kankan, a recopié dans son cahier le tableau périodique des 20 premiers éléments. Sur une autre page, elle a écrit la répartition électronique de chaque atome : H : K1, Li : K2 L1, Na : K2 L8 M1, K : K2 L8 M8 N1…
En comparant les deux pages, elle remarque une chose étonnante : l'hydrogène, le lithium, le sodium et le potassium, tous dans la colonne I, ont chacun un seul électron sur leur dernière couche. Et le lithium, dans la 2ᵉ ligne, a 2 couches ; le sodium, dans la 3ᵉ ligne, en a 3.
Est-ce un hasard ? Son professeur, Monsieur Camara, sourit : « Non, Kadiatou. Tu viens de découvrir la clé du tableau périodique. »
Quel lien y a-t-il entre la place d'un élément dans le tableau et la structure électronique de son atome ?
2Je comprends
1. La période et le nombre de couches
Écrivons la répartition électronique des éléments de la 2ᵉ et de la 3ᵉ période.
| 2ᵉ période | Li | Be | B | C | N | O | F | Ne |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Répartition | K2L1 | K2L2 | K2L3 | K2L4 | K2L5 | K2L6 | K2L7 | K2L8 |
| 3ᵉ période | Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Répartition | K2L8M1 | K2L8M2 | K2L8M3 | K2L8M4 | K2L8M5 | K2L8M6 | K2L8M7 | K2L8M8 |
Tous les éléments de la 2ᵉ période ont 2 couches occupées (K et L). Tous ceux de la 3ᵉ période en ont 3 (K, L, M). H et He (1ʳᵉ période) n'ont que la couche K ; K et Ca (4ᵉ période) ont 4 couches.
Le numéro de la période est égal au nombre de couches électroniques occupées.
Le long d'une période, on passe d'un élément au suivant en ajoutant un électron sur la couche externe. Une période se termine quand la couche externe est pleine (2 électrons pour K, 8 pour L et pour M ici).
2. Le groupe et le nombre d'électrons périphériques
Dans les tableaux ci-dessus, Li et Na ont 1 électron périphérique : ils sont dans la colonne I. C et Si en ont 4 : colonne IV. F et Cl en ont 7 : colonne VII.
Le numéro du groupe (de I à VII) est égal au nombre d'électrons de la couche externe. Les gaz rares (colonne VIII) ont une couche externe pleine : 8 électrons (sauf l'hélium, qui en a 2 sur la couche K).
- Numéro atomique Z
- Numéro de la période (ligne)
- Numéro du groupe I à VII (colonne)
- Même famille
- Nombre d'électrons (et de protons)
- Nombre de couches occupées
- Nombre d'électrons périphériques
- Même nombre d'électrons périphériques
3. Pourquoi les éléments d'une famille se ressemblent
Les réactions chimiques mettent en jeu surtout les électrons de la couche externe. Deux éléments qui ont le même nombre d'électrons périphériques réagissent donc de la même façon : ils ont des propriétés chimiques voisines. C'est exactement ce qu'avait observé Mendeleïev sans connaître les électrons.
- Alcalins (Li, Na, K) : 1 électron périphérique.
- Alcalino-terreux (Be, Mg, Ca) : 2 électrons périphériques.
- Halogènes (F, Cl) : 7 électrons périphériques.
- Gaz rares (Ne, Ar) : 8 électrons périphériques ; He : 2.
4. La stabilité des gaz rares : duet et octet
Les gaz rares ne réagissent presque avec rien : leur structure électronique est très stable. Leur couche externe est saturée :
- 2 électrons pour l'hélium (couche K) : c'est un duet ;
- 8 électrons pour le néon et l'argon : c'est un octet.
Les autres atomes tendent à acquérir la structure du gaz rare le plus proche dans le tableau. C'est la règle du duet (pour les atomes proches de l'hélium : H, Li, Be) et la règle de l'octet (pour les autres).
5. Former des ions
Pour obtenir la structure d'un gaz rare, un atome peut perdre ou gagner des électrons. Il devient alors un ion, c'est-à-dire un atome qui porte une charge électrique.
- Les métaux (à gauche, 1 à 3 électrons périphériques) perdent ces électrons : ils forment des ions positifs (cations).
- Les non-métaux des colonnes VI et VII gagnent des électrons pour compléter l'octet : ils forment des ions négatifs (anions).
| Colonne | I | II | III | VI | VII |
|---|---|---|---|---|---|
| Électrons périphériques | 1 | 2 | 3 | 6 | 7 |
| L'atome… | perd 1 e⁻ | perd 2 e⁻ | perd 3 e⁻ | gagne 2 e⁻ | gagne 1 e⁻ |
| Ion formé (exemple) | Na^+ | Mg2+ | Al3+ | O2- | Cl^- |
Exemple
Expliquer la formation de l'ion sodium Na⁺.
- Sodium : Z = 11, répartition K² L⁸ M¹. Il a 1 électron périphérique.
- Le gaz rare le plus proche est le néon : K² L⁸.
- En perdant son électron M, l'atome prend la structure du néon.
- Il garde 11 protons mais n'a plus que 10 électrons : charge 11 − 10 = +1. C'est l'ion Na⁺ (K² L⁸).
Exemple
Expliquer la formation de l'ion chlorure Cl⁻.
- Chlore : Z = 17, répartition K² L⁸ M⁷. Il a 7 électrons périphériques.
- Le gaz rare le plus proche est l'argon : K² L⁸ M⁸.
- En gagnant 1 électron, l'atome complète son octet.
- Il a 17 protons et 18 électrons : charge 17 − 18 = −1. C'est l'ion Cl⁻ (K² L⁸ M⁸).
Le sel de cuisine, le chlorure de sodium NaCl, est formé d'ions Na⁺ et Cl⁻.
6. Comprendre enfin la valence
La valence vue dans la leçon précédente s'explique par les électrons périphériques :
- pour les colonnes I à IV : valence = nombre d'électrons périphériques (Na : 1 ; Mg : 2 ; Al : 3 ; C : 4) ;
- pour les colonnes V à VII : valence = 8 − nombre d'électrons périphériques : c'est le nombre d'électrons qui manquent pour avoir l'octet (N : 8 − 5 = 3 ; O : 8 − 6 = 2 ; Cl : 8 − 7 = 1) ;
- pour les gaz rares : valence 0, ils n'ont besoin de rien.
L'hydrogène (K1) n'a besoin que d'un électron pour avoir le duet de l'hélium : sa valence est 1.
Méthode
Pour relier structure électronique et position d'un élément :
- J'écris la répartition électronique de l'atome à partir de Z.
- Le nombre de couches occupées donne la période.
- Le nombre d'électrons de la couche externe donne le groupe (colonne VIII si la couche externe est pleine).
- J'en déduis la famille, la valence, et l'ion probable (perte d'électrons si 1 à 3 électrons périphériques, gain si 6 ou 7).
- 1Z = 12 : l'atome a 12 électrons.
- 2Répartition : K² L⁸ M² ; 3 couches occupées, 2 électrons périphériques.
- 3Position : 3ᵉ période, groupe II : c'est le magnésium, un alcalino-terreux.
- 4Valence 2 ; il perd 2 électrons pour avoir la structure du néon : ion Mg²⁺.
3Je retiens
Je retiens
Numéro de la période = nombre de couches électroniques occupées.
Numéro du groupe (I à VII) = nombre d'électrons périphériques ; groupe VIII : couche externe pleine.
Même colonne = même nombre d'électrons périphériques = propriétés chimiques voisines.
Gaz rares : couche externe saturée (duet pour He, octet pour Ne et Ar) : très stables.
Règles du duet et de l'octet : les atomes tendent à prendre la structure du gaz rare le plus proche.
Métaux (1 à 3 électrons périphériques) : perdent des électrons → ions positifs (Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺).
Non-métaux des colonnes VI et VII : gagnent des électrons → ions négatifs (O²⁻, Cl⁻).
Valence = nombre d'électrons périphériques (groupes I à IV), ou 8 moins ce nombre (groupes V à VII).
4Erreurs fréquentes
- Confondre les deux règles : la PÉRIODE donne le nombre de COUCHES ; le GROUPE donne le nombre d'électrons PÉRIPHÉRIQUES.
- Changer le nombre de protons quand un ion se forme : un ion garde son noyau ; seuls les électrons changent.
- Se tromper de signe : perdre des électrons (négatifs) rend l'ion POSITIF ; en gagner le rend NÉGATIF.
- Dire que l'hélium est dans le groupe II parce qu'il a 2 électrons : sa couche K est pleine, c'est un gaz rare (groupe VIII).
5Je m’exerce
1Exercice 1
Recopie et complète : « Le numéro de la période d'un élément est égal au nombre de … de son atome. Le numéro de son groupe est égal au nombre d'électrons … . Les éléments d'une même colonne ont des propriétés … . »
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« Le numéro de la période d'un élément est égal au nombre de couches électroniques occupées de son atome. Le numéro de son groupe est égal au nombre d'électrons périphériques (de la couche externe). Les éléments d'une même colonne ont des propriétés chimiques voisines. »
2Exercice 2
Pour les atomes suivants, écris la répartition électronique, puis déduis-en la période et le groupe : bore (Z = 5), phosphore (Z = 15), argon (Z = 18), calcium (Z = 20).
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- Bore : K2 L3 ; 2 couches : 2ᵉ période ; 3 électrons périphériques : groupe III.
- Phosphore : K2 L8 M5 ; 3ᵉ période ; groupe V.
- Argon : K2 L8 M8 ; 3ᵉ période ; couche externe pleine : groupe VIII (gaz rare).
- Calcium : K2 L8 M8 N2 ; 4ᵉ période ; groupe II.
3Exercice 3
Un atome a pour répartition électronique K2 L8 M3.
a) Quel est son numéro atomique ?
b) Donne sa période et son groupe. Identifie-le.
c) Quel ion forme-t-il ? Justifie avec la règle de l'octet.
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a) Z = 2 + 8 + 3 = 13.
b) 3 couches : 3ᵉ période ; 3 électrons périphériques : groupe III. C'est l'aluminium, Al.
c) Il perd ses 3 électrons périphériques pour avoir la structure du néon (K2 L8, octet). Il garde 13 protons et a 10 électrons : charge 13 - 10 = +3. C'est l'ion Al3+.
4Exercice 4
Explique la formation de l'ion oxyde O2- à partir de l'atome d'oxygène (Z = 8). Donne le nombre de protons et d'électrons de l'ion et le gaz rare dont il a la structure.
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L'oxygène a la répartition K2 L6 : 6 électrons périphériques. Il lui manque 2 électrons pour avoir l'octet. En gagnant 2 électrons, il prend la structure K2 L8, celle du néon. L'ion a 8 protons et 8 + 2 = 10 électrons : charge 8 - 10 = -2. C'est l'ion O2-.
5Exercice 5
(Type examen) On considère les éléments fluor (Z = 9), sodium (Z = 11), soufre (Z = 16) et potassium (Z = 19).
a) Écris la répartition électronique de chaque atome.
b) Lesquels appartiennent à la même famille ? Justifie à partir de la structure électronique.
c) Donne la valence de chacun de ces éléments.
d) Écris la formule de l'ion que forme chacun d'eux.
e) Écris la formule du fluorure de potassium et du sulfure de sodium.
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a) F : K2 L7 ; Na : K2 L8 M1 ; S : K2 L8 M6 ; K : K2 L8 M8 N1.
b) Na et K ont tous les deux 1 électron périphérique : ils sont dans le groupe I, famille des alcalins.
c) F : 8 - 7 = 1 ; Na : 1 ; S : 8 - 6 = 2 ; K : 1.
d) F gagne 1 électron : F^-. Na perd 1 électron : Na^+. S gagne 2 électrons : S2-. K perd 1 électron : K^+.
e) Fluorure de potassium : K (1) et F (1) : KF. Sulfure de sodium : Na (1) et S (2) : Na2S.
Cherche d’abord seul, sur ton cahier, puis ouvre le corrigé pour comparer.
6Je vérifie
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