Ouvre n'importe quel laboratoire, n'importe quel manuel de chimie dans le monde : tu y trouveras toujours le même grand tableau, affiché au mur. Ce tableau périodique range les 118 éléments chimiques connus selon un ordre si logique qu'il permet, rien qu'en regardant la position d'un élément, de deviner à l'avance beaucoup de ses propriétés — sans même l'avoir jamais touché.
Au collège, tu as déjà croisé ce tableau : tu savais y repérer un symbole, y lire un numéro atomique. Cette année, tu vas comprendre pourquoi il est construit ainsi, et surtout apprendre à t'en servir comme d'un véritable outil de prévision : deviner la formule d'un ion, comparer la réactivité de deux éléments, anticiper le nombre de liaisons qu'un atome peut former — tout cela avant même d'ouvrir un livre de données.
Dans ce chapitre, tu vas apprendre à situer un élément et en déduire sa famille, à prévoir la valence d'un élément grâce à sa position, et à comparer la réactivité de deux éléments d'une même colonne. Trois compétences simples, qui reposent toutes sur une seule idée : la position dans le tableau reflète directement la structure électronique de l'atome.
1Construction du tableau
1.1 Un peu d'histoire : Mendeleïev
Au début du XIXe siècle, les chimistes accumulent les éléments découverts sans grand ordre. Quelques tentatives de classement voient le jour : en 1817, le chimiste allemand Döbereiner remarque que certains éléments se regroupent par trois (« triades ») aux propriétés voisines ; en 1865, l'Anglais Newlands propose une « loi des octaves », observant qu'une propriété semble se répéter tous les huit éléments — mais son idée, présentée devant la Société de chimie de Londres, est accueillie avec ironie et rejetée.
En 1869, le chimiste russe Dmitri Ivanovitch Mendeleïev range les 63 éléments alors connus par masse atomique croissante, en colonnes regroupant les propriétés chimiques semblables. Son audace : là où l'ordre se brise, il n'hésite pas à laisser des cases vides, convaincu que des éléments encore inconnus viendront un jour les occuper.
Il va plus loin : il prédit les propriétés précises de trois éléments manquants, qu'il nomme provisoirement eka-bore, eka-aluminium et eka-silicium (« eka » signifie « un » en sanskrit). Le pari est vérifié de son vivant : le gallium est découvert en 1875, le scandium en 1879, le germanium en 1886 — et leurs masses volumiques, leurs masses atomiques collent presque exactement aux valeurs annoncées par Mendeleïev quinze ans plus tôt. Ce succès transforme un simple classement en véritable outil scientifique : un tableau capable de prédire ce qu'on n'a pas encore observé.
1.2 Le principe de construction actuel
Le numéro atomique d'un élément est le nombre de protons contenus dans le noyau de ses atomes. C'est lui, et lui seul, qui identifie un élément chimique.
Le tableau moderne — dû notamment au travail ultérieur du physicien Henry Moseley, qui établit en 1913 l'ordre exact des éléments par leur numéro atomique plutôt que par leur masse — obéit à une règle de construction d'une grande simplicité.
- Les éléments sont rangés par numéro atomique croissant, de gauche à droite puis de haut en bas.
- Chaque ligne (appelée période) correspond aux atomes dont les électrons occupent le même nombre de couches électroniques.
- Chaque colonne regroupe les atomes qui ont le même nombre d'électrons sur leur couche externe (couche de valence) : ce sont eux qui gouvernent les propriétés chimiques.
C'est cette dernière règle qui donne au tableau toute sa puissance : deux éléments d'une même colonne ont beau avoir des tailles d'atome très différentes, ils réagissent de façon semblable, car leur couche externe est organisée de la même manière.
Le sodium a pour numéro atomique . Ses 11 électrons se répartissent sur les couches , , selon la règle vue en classe de troisième : . Trois couches occupées : le sodium se trouve donc à la 3e période. Sa couche externe porte 1 électron : il se trouve dans la 1re colonne.
Le chlore a pour numéro atomique , de structure électronique . Trois couches occupées : 3e période. Sa couche externe porte 7 électrons : 17e colonne.
Ne confonds pas période (une ligne, liée au nombre de couches) et famille (une colonne, liée au nombre d'électrons de valence). C'est l'erreur la plus fréquente en début d'année : « 3e ligne » ne veut rien dire sur la réactivité chimique, alors que « 1re colonne » en dit énormément.
2Périodes et familles
2.1 Qu'est-ce qu'une période ?
Une période est une ligne du tableau périodique. Tous les atomes d'une même période ont le même nombre de couches électroniques occupées.
En Seconde, tu utilises une version simplifiée du tableau, limitée aux trois premières périodes (voir la Figure 1) :
- 1re période : une seule couche — deux éléments seulement, l'hydrogène et l'hélium .
- 2e période : couches et — du lithium au néon , huit éléments.
- 3e période : couches , et — du sodium à l'argon , huit éléments.
2.2 Qu'est-ce qu'une famille chimique ?
Une famille chimique (ou groupe) est une colonne du tableau périodique. Les éléments d'une même famille ont le même nombre d'électrons de valence et présentent des propriétés chimiques voisines.
Le tableau complet compte 18 colonnes, numérotées de 1 à 18. Pour les périodes 2 et 3, les colonnes 3 à 12 restent vides : elles correspondent aux métaux de transition, qui n'apparaissent qu'à partir de la 4e période et sont hors programme de Seconde. C'est pourquoi le tableau simplifié ci-dessous laisse un grand « trou » au centre des deuxième et troisième lignes.
2.3 Lire une classification fournie
On dispose presque toujours, en Seconde, d'un extrait de classification déjà imprimé (sur le sujet d'un contrôle, dans le livre). Trois réflexes suffisent :
- Repérer la ligne de l'élément → cela donne son nombre de couches électroniques occupées.
- Repérer la colonne de l'élément → cela donne son nombre d'électrons de valence, donc sa famille chimique.
- Comparer avec les éléments voisins de la même colonne → ils partagent les mêmes propriétés chimiques principales.
Le magnésium () est donné à la 3e période, colonne 2. Sans rien calculer d'autre : trois couches occupées, 2 électrons de valence. On peut déjà prévoir qu'il appartient à la même famille que le béryllium (2e période, colonne 2) — la famille des alcalino-terreux — et qu'il formera un ion de charge , par analogie avec le béryllium.
L'hydrogène est placé en colonne 1 par convention d'écriture électronique (1 électron de valence), mais ce n'est pas un alcalin : c'est un non-métal, gazeux, aux propriétés très différentes du sodium ou du potassium. Sa position en colonne 1 est un cas particulier à connaître.
3Alcalins, halogènes, gaz nobles
Trois colonnes du tableau méritent une attention particulière : elles rassemblent des familles aux propriétés si marquées, si reconnaissables, qu'on les cite en exemple dans le monde entier. Regarde la Figure 2 : deux familles voisines, aux comportements pourtant opposés.
3.1 Les alcalins (colonne 1)
Les alcalins forment la famille de la colonne 1 du tableau, à l'exception de l'hydrogène. Elle regroupe, entre autres, le lithium , le sodium et le potassium .
- Ce sont des métaux mous (on peut les couper au couteau), brillants, mais qui ternissent en quelques secondes à l'air libre.
- Ils possèdent tous 1 seul électron de valence, qu'ils cèdent très facilement : ils forment donc des ions de charge (, , ).
- Ils réagissent violemment avec l'eau, en dégageant du dihydrogène : c'est cette réaction spectaculaire qui les rend célèbres.
Le sodium () a pour structure électronique . Son unique électron sur la couche est loin du noyau et peu retenu : l'atome s'en débarrasse facilement pour former l'ion , de structure , bien plus stable. C'est cette facilité à perdre un électron qui rend le sodium aussi réactif.
Les alcalins purs ne se manipulent jamais à mains nues en classe : on les conserve sous huile, car ils réagissent même avec l'humidité de l'air. Autre piège : ne dis jamais « métal alcalin » pour l'hydrogène — malgré sa position en colonne 1, ce n'est pas un métal.
3.2 Les halogènes (colonne 17)
Les halogènes forment la famille de la colonne 17. Elle regroupe le fluor , le chlore , le brome et le diiode . Le mot vient du grec halos (le sel) et gennan (engendrer) : « qui engendre des sels ».
- Ce sont des non-métaux très réactifs, existant à l'état naturel sous forme de molécules diatomiques (, …), jamais d'atomes isolés.
- Ils possèdent tous 7 électrons de valence, et il ne leur en manque qu'un seul pour saturer leur couche externe : ils captent donc très facilement un électron, formant des ions de charge (, …).
- Ils réagissent avec la plupart des métaux pour former des sels, comme le chlorure de sodium , le sel de cuisine.
Le chlore () a pour structure . Il lui manque un seul électron sur la couche pour atteindre 8. En captant un électron, il forme l'ion chlorure , de structure , très stable — c'est exactement la structure de l'argon.
3.3 Les gaz nobles (colonne 18) et leur stabilité
Les gaz nobles (ou gaz rares) forment la famille de la colonne 18 : hélium , néon , argon … Leur couche de valence est saturée (2 électrons pour , 8 pour les suivants).
Une couche de valence saturée est une configuration électronique de très basse énergie, donc particulièrement stable. Les gaz nobles n'ont ni intérêt à céder, ni à capter d'électron : ils sont chimiquement quasi inertes, ne réagissent avec presque aucun autre élément, et existent à l'état d'atomes isolés (et non de molécules).
En 1894, le chimiste écossais William Ramsay et le physicien Lord Rayleigh remarquent un écart infime entre la masse de l'azote extrait de l'air et celle de l'azote produit chimiquement. En isolant la différence, ils découvrent un gaz totalement nouveau, qui ne réagit avec rien : ils le nomment argon, du grec argos, « paresseux ». Ramsay poursuit ses recherches et isole en quelques années l'hélium, le néon, le krypton puis le xénon — une famille entière de gaz jusque-là invisibles aux chimistes, précisément parce qu'ils ne participent à aucune réaction. Ramsay reçoit le prix Nobel de chimie en 1904 pour cette découverte, qui vient combler exactement la dernière colonne du tableau de Mendeleïev.
Cette stabilité des gaz nobles n'est pas un simple fait à retenir : c'est le moteur de toute la réactivité chimique des autres éléments, qui « cherchent » à obtenir, par perte, gain ou mise en commun d'électrons, une structure électronique de gaz noble. Tu approfondiras cette idée, essentielle, à la section 6.
4Évolution des propriétés
4.1 Évolution au sein d'une période
Parcours une période de gauche à droite : le numéro atomique augmente d'une case à l'autre, donc le nombre de protons dans le noyau augmente aussi. Ce noyau, de plus en plus chargé positivement, attire de plus en plus fortement les électrons de la couche externe — alors même que ceux-ci restent sur la même couche (la période ne change pas).
Le long d'une période, de la gauche vers la droite :
- la taille des atomes diminue (le noyau retient plus fort les électrons) ;
- le caractère métallique diminue : les colonnes de gauche sont des métaux (alcalins, alcalino-terreux), les colonnes de droite sont des non-métaux (halogènes) puis des gaz nobles.
Sur la 3e période, le sodium (colonne 1) est un métal très réactif, le silicium (colonne 14) est un solide dur peu réactif, et le chlore (colonne 17) est un non-métal très réactif. Le caractère métallique décroît bien de vers .
4.2 Évolution au sein d'une colonne
Descends maintenant une colonne : le nombre d'électrons de valence reste identique (même famille), mais le nombre de couches occupées augmente. La couche de valence est donc de plus en plus éloignée du noyau — et de plus en plus mal retenue par lui.
En descendant une colonne : la taille des atomes augmente (une couche de plus). L'effet sur la réactivité dépend du sens dans lequel l'atome échange des électrons :
- pour les alcalins (qui cèdent un électron) : plus la couche de valence est loin du noyau, plus il est facile de céder l'électron → réactivité croissante en descendant.
- pour les halogènes (qui captent un électron) : plus la couche de valence est loin du noyau, moins le noyau attire bien un électron supplémentaire → réactivité décroissante en descendant.
« Plus est grand, plus l'élément est réactif » est faux en général : cela dépend entièrement de la famille. Le francium (alcalin, ) est extrêmement réactif, tandis que le radon (gaz noble, , voisin immédiat !) est quasiment inerte. Compare toujours des éléments de la même colonne pour raisonner sur la réactivité.
Le lithium (2e période) et le sodium (3e période) sont tous deux des alcalins. Le sodium, dont l'électron de valence occupe une couche plus éloignée du noyau, le cède plus facilement que le lithium : le sodium est plus réactif que le lithium face à l'eau, ce que confirme l'expérience (réaction plus vive, parfois avec inflammation).
5Électronégativité
5.1 Qu'est-ce que l'électronégativité ?
L'électronégativité d'un élément mesure sa capacité à attirer vers lui les électrons d'une liaison chimique qu'il partage avec un autre atome. C'est une grandeur sans unité, notée (« chi »), classée sur une échelle appelée échelle de Pauling.
En 1932, le chimiste américain Linus Pauling propose la première échelle numérique d'électronégativité, en comparant l'énergie réelle des liaisons entre deux éléments différents à celle qu'on attendrait si les deux atomes partageaient équitablement les électrons. Plus l'écart est grand, plus l'un des deux atomes « triche » en attirant les électrons vers lui. Cette échelle, encore utilisée aujourd'hui, vaut à Pauling le prix Nobel de chimie en 1954 — puis le prix Nobel de la paix en 1962, faisant de lui l'une des seules personnes à avoir reçu deux prix Nobel non partagés.
Sur cette échelle, le fluor est l'élément le plus électronégatif de tout le tableau (), suivi de l'oxygène (), de l'azote et du chlore (). À l'inverse, les alcalins les plus lourds, comme le césium (), sont parmi les moins électronégatifs.
5.2 Évolution de l'électronégativité dans le tableau
- Le long d'une période, de gauche à droite : l'électronégativité augmente (le noyau, de plus en plus chargé, attire de plus en plus fort les électrons partagés).
- Le long d'une colonne, de haut en bas : l'électronégativité diminue (la couche de valence s'éloigne du noyau).
L'élément le plus électronégatif se trouve donc en haut à droite du tableau (hors gaz nobles) : c'est le fluor.
Entre l'oxygène (2e période, colonne 16) et le soufre (3e période, colonne 16), lequel est le plus électronégatif ? Même colonne : c'est l'élément de la période la plus basse qui est le moins électronégatif. étant en dessous de , on prévoit — ce que confirment les tables : et .
Les gaz nobles ne sont pas comparés sur l'échelle d'électronégativité : ne formant quasiment aucune liaison, la notion n'a pas vraiment de sens pour eux. Ne les cite jamais comme « éléments les plus/moins électronégatifs ».
6Prévision des formules
6.1 Règles du duet et de l'octet
Un atome respecte la règle du duet lorsque sa couche externe porte 2 électrons (cas des éléments proches de l'hélium). Il respecte la règle de l'octet lorsque sa couche externe porte 8 électrons (cas de tous les autres gaz nobles).
Au cours d'une transformation chimique, les atomes (autres que les gaz nobles) évoluent — en perdant, en gagnant ou en mettant en commun des électrons — de façon à acquérir la structure électronique du gaz noble le plus proche dans la classification : duet pour les éléments voisins de l'hélium, octet pour tous les autres.
Pourquoi une couche saturée est-elle si stable ? Sans entrer dans le détail (vu en physique quantique après le lycée), on peut retenir l'idée suivante : une couche électronique incomplète laisse un « déséquilibre » — l'atome peut encore accueillir ou libérer un électron pour baisser son énergie. Une couche complète, au contraire, ne laisse plus aucune place ni aucun électron « en trop » : il n'existe alors plus de réarrangement qui abaisserait encore l'énergie de l'atome. C'est cet état de plus basse énergie disponible qui définit la stabilité chimique.
6.2 Prévoir la charge d'un ion
- Écrire la structure électronique de l'atome et compter ses électrons de valence.
- Repérer le gaz noble le plus proche dans la classification (celui de la période précédente ou de la même période).
- En déduire le nombre d'électrons à perdre (s'il y en a moins de 4 sur la couche externe) ou à gagner (s'il y en a plus de 4) pour retrouver cette structure — ce nombre donne la charge de l'ion.
Sodium :
- () : 1 électron de valence
- doncperte de 1 électron pour retrouver , structure du néon
- ⇒
Magnésium :
- () : 2 électrons de valence
- doncperte de 2 électrons pour retrouver
- ⇒
Chlore :
- () : 7 électrons de valence
- doncgain de 1 électron pour atteindre , structure de l'argon
- ⇒
Oxygène :
- () : 6 électrons de valence
- doncgain de 2 électrons pour atteindre , structure du néon
- ⇒
Ne confonds pas la charge d'un ion (colonnes 1, 2, 16, 17 essentiellement, liaison ionique) et le nombre de liaisons covalentes (colonnes 14, 15, 16, 17 avec H, C, N, O, liaison covalente). Ce sont deux façons différentes, pour un atome, d'atteindre le duet ou l'octet : en échangeant complètement des électrons (ions) ou en les mettant en commun (liaisons covalentes).
6.3 Prévoir le nombre de liaisons (H, C, N, O)
Un atome non métallique (hors gaz nobles) forme, par mise en commun d'électrons, le nombre de liaisons covalentes qui lui manque pour atteindre l'octet (ou le duet pour l'hydrogène) :
avec l'exception de l'hydrogène, qui ne forme toujours qu'une seule liaison (il vise le duet, ).
- : 1 électron de valence, vise le duet liaison
- : 4 électrons de valence liaisons
- : 5 électrons de valence liaisons
- : 6 électrons de valence liaisons
Ces nombres expliquent les formules que tu rencontreras sans cesse en chimie organique : le méthane (le carbone forme bien 4 liaisons, chacune avec un hydrogène qui n'en forme qu'une), l'ammoniac (l'azote forme 3 liaisons), l'eau (l'oxygène forme 2 liaisons) et le chlorure d'hydrogène (le chlore, comme tout halogène, ne forme qu'une seule liaison : ).
On relie les atomes entre eux jusqu'à ce que chacun ait exactement le nombre de liaisons prévu par sa colonne, aucune de plus, aucune de moins. C'est une vérification puissante : si une formule proposée ne respecte pas ces nombres, elle est fausse.
Fiche mémo
- Tableau : lignes = périodes (nombre de couches), colonnes = familles (nombre d'électrons de valence), rangement par croissant.
- Alcalins (colonne 1, sauf H) : 1 e⁻ de valence, très réactifs, forment des ions .
- Halogènes (colonne 17) : 7 e⁻ de valence, très réactifs, forment des ions .
- Gaz nobles (colonne 18) : couche de valence saturée (duet ou octet), chimiquement inertes.
- Au sein d'une période (→) : taille atomique et caractère métallique diminuent, électronégativité augmente.
- Au sein d'une colonne (↓) : taille atomique augmente, électronégativité diminue ; réactivité des alcalins augmente, celle des halogènes diminue.
- Électronégativité : capacité à attirer les électrons d'une liaison ; maximale en haut à droite du tableau (fluor).
- Règle du duet : 2 e⁻ sur la couche externe (éléments proches de l'hélium).
- Règle de l'octet : 8 e⁻ sur la couche externe (tous les autres gaz nobles).
- Charge d'un ion : nombre d'électrons perdus (colonnes 1, 2 → ion positif) ou gagnés (colonnes 16, 17 → ion négatif) pour atteindre duet/octet.
- À connaître : , , , .
- Nombre de liaisons covalentes (électrons de valence), sauf qui forme toujours 1 liaison : –1, –4, –3, –2.
7Exercices corrigés
Retrouve dans ces exercices les trois compétences du chapitre : situer un élément, prévoir sa valence, comparer la réactivité de deux éléments d'une même famille. Prends le temps de rédiger tes justifications comme dans les corrigés.
Le soufre a pour numéro atomique . Donne sa structure électronique, sa période et sa colonne.
Voir le corrigé détaillé
- électrons à répartir
- ⇒
Trois couches occupées : le soufre est en 3e période. Sa couche externe porte 6 électrons : il est en colonne 16 (même famille que l'oxygène).
Donne la structure électronique de l'aluminium (), son nombre d'électrons de valence, sa période et sa colonne.
Voir le corrigé détaillé
- ⇒
3 électrons de valence, 3 couches occupées : 3e période, colonne 13.
Parmi ces éléments donnés avec leur position, indique lesquels sont des alcalins, des halogènes ou des gaz nobles : lithium (période 2, colonne 1) ; fluor (période 2, colonne 17) ; néon (période 2, colonne 18) ; magnésium (période 3, colonne 2) ; chlore (période 3, colonne 17) ; argon (période 3, colonne 18).
Voir le corrigé détaillé
Alcalins (colonne 1) : lithium. Halogènes (colonne 17) : fluor, chlore. Gaz nobles (colonne 18) : néon, argon. Le magnésium (colonne 2) n'appartient à aucune de ces trois familles : c'est un alcalino-terreux.
Le potassium () a pour structure . Quel ion forme-t-il ? Justifie et écris l'équation de formation.
Voir le corrigé détaillé
- 1 électron de valence sur colonne 1, alcalin
- doncperte de 1 électron pour retrouver , structure de l'argon
- ⇒
Le soufre (, structure ) est un non-métal. Combien de liaisons covalentes peut-il former ?
Voir le corrigé détaillé
- 6 électrons de valence
- ⇒nombre de liaisons
- liaisons
C'est bien ce qu'on observe dans le sulfure d'hydrogène , où le soufre forme exactement 2 liaisons, chacune avec un hydrogène.
Le potassium (période 4, colonne 1) et le sodium (période 3, colonne 1) sont deux alcalins. Lequel réagit le plus vite avec l'eau ? Justifie.
Voir le corrigé détaillé
Le potassium et le sodium appartiennent à la même colonne : ils ont tous deux 1 électron de valence. Le potassium, situé une période plus bas, a son électron de valence sur une couche plus éloignée du noyau : le noyau le retient moins bien, donc le potassium le cède plus facilement. Le potassium est donc plus réactif que le sodium face à l'eau — c'est bien ce qu'observent les chimistes en laboratoire.
Sans utiliser de table de valeurs, compare l'électronégativité de l'azote (période 2, colonne 15) et du phosphore (période 3, colonne 15).
Voir le corrigé détaillé
et sont dans la même colonne. Le long d'une colonne, l'électronégativité diminue quand on descend. L'azote, situé au-dessus du phosphore, est donc plus électronégatif : . Les tables confirment : et .
Un ion possède la structure électronique et porte une charge . Identifie l'élément d'origine , sa position dans le tableau, et écris l'équation de formation de l'ion.
Voir le corrigé détaillé
- l'ion compte électrons
- charge : l'atome neutre avait électrons
- ⇒ : c'est le soufre
- structure de l'atome : 3e période, colonne 16
- ⇒
Justifie, à l'aide des nombres de liaisons du carbone et du chlore, la formule du tétrachlorométhane .
Voir le corrigé détaillé
Le carbone (4 électrons de valence) forme liaisons. Le chlore (7 électrons de valence) ne forme que liaison. En entourant un atome de carbone de 4 atomes de chlore, le carbone utilise exactement ses 4 liaisons disponibles, et chaque chlore n'en utilise qu'une seule : la formule respecte parfaitement les deux règles.
Le calcium a pour numéro atomique , de structure électronique .
- Donne la période, la colonne et la famille chimique du calcium.
- Le calcium réagit-il plus ou moins facilement que le magnésium (colonne 2, période 3) ? Justifie.
- Quel ion forme le calcium ? Écris l'équation de formation et donne la structure électronique de cet ion.
Voir le corrigé détaillé
1. Quatre couches occupées (, , , ) : 4e période. La couche externe porte 2 électrons : colonne 2, famille des alcalino-terreux (comme le béryllium et le magnésium).
2. Le calcium et le magnésium sont dans la même colonne. Le calcium, plus bas, a ses électrons de valence plus éloignés du noyau : ils sont moins bien retenus. Le calcium est donc plus réactif que le magnésium.
3.
- 2 électrons de valence sur
- doncperte de 2 électrons pour retrouver , structure de l'argon
- ⇒
Explique pourquoi le fluor est l'élément le plus réactif de la famille des halogènes.
- Donne la structure électronique du fluor () et celle du chlore () ; précise leur nombre d'électrons de valence.
- Compare la distance entre la couche de valence et le noyau pour ces deux éléments.
- Rédige une phrase de conclusion complète expliquant pourquoi le fluor capte plus facilement un électron que le chlore.
Voir le corrigé détaillé
1.
- () : 7 électrons de valence, couche
- () : 7 électrons de valence, couche
2. La couche de valence du fluor (, 2e couche) est plus proche du noyau que celle du chlore (, 3e couche).
3. Le noyau du fluor attire donc plus fortement un électron supplémentaire que celui du chlore : le fluor capte un électron plus facilement, ce qui en fait l'halogène le plus réactif — et le plus électronégatif de tout le tableau ().
L'ion magnésium a pour formule et l'ion chlorure . Détermine la formule du chlorure de magnésium, composé électriquement neutre.
- Rappelle la charge apportée par un ion et par un ion .
- En notant le nombre d'ions et le nombre d'ions , écris la condition de neutralité électrique avec le plus petit couple possible.
- Donne la formule du chlorure de magnésium.
Voir le corrigé détaillé
1. Un ion apporte la charge ; un ion apporte la charge .
2.
- neutralité :
- ⇒
- plus petit couple d'entiers non nuls
- ⇒,
3. Il faut donc 1 ion pour 2 ions : le chlorure de magnésium a pour formule .
L'eau potable à Dakar. La Sénégalaise Des Eaux désinfecte l'eau distribuée à Dakar avec du dichlore , un halogène.
- Donne la position du chlore (période, colonne) et son nombre d'électrons de valence.
- Après désinfection, il reste dans l'eau de petites quantités d'ions chlorure . Cet ion a-t-il une structure électronique stable ? Justifie.
- Écris l'équation traduisant le passage d'un atome de chlore à l'ion chlorure.
Voir le corrigé détaillé
1. Le chlore () est en 3e période, colonne 17, avec 7 électrons de valence.
2. L'ion a pour structure , identique à celle de l'argon : sa couche externe est saturée (octet), donc stable. C'est justement pour cette raison que l'ion chlorure, présent naturellement dans le sel et dans notre organisme, n'est pas dangereux aux faibles concentrations utilisées pour la désinfection.
3.
Eau dure à Ndjamena et Abéché. Au Tchad, l'eau de certains puits, notamment autour de Ndjamena et d'Abéché, contient des ions magnésium et calcium en quantité, ce qui la rend « dure » (elle mousse mal avec le savon).
- Donne la position du magnésium () et du calcium () dans le tableau ; quelle est leur famille chimique commune ?
- À l'aide de la structure électronique du magnésium, explique pourquoi il forme un ion de charge et non ou .
- Lequel des deux, magnésium ou calcium, réagit le plus vite avec l'eau ? Justifie.
Voir le corrigé détaillé
1. Le magnésium () est en 3e période, colonne 2. Le calcium () est en 4e période, colonne 2. Tous deux sont des alcalino-terreux.
2.
- porte 2 électrons de valence
- en perdant ces 2 électrons, il retrouve , structure du néonperdre 1 seul électron laisserait 1 e⁻ sur M : pas d'octet ; en perdre 3 est impossible, il n'y en a que 2
- ⇒
3. Même colonne : le calcium, plus bas, a ses électrons de valence plus loin du noyau, donc moins bien retenus. Le calcium réagit plus vite que le magnésium.
Batteries solaires à Abidjan. Un technicien installe à Abidjan des batteries au lithium pour un petit système solaire domestique. Le lithium () est un alcalin.
- Donne la structure électronique du lithium et sa position dans le tableau.
- Pourquoi le lithium ne se trouve-t-il jamais, dans la nature, à l'état d'atome isolé, mais toujours sous forme d'ion combiné à d'autres éléments ?
- Pour une autre application, le technicien a besoin d'un métal alcalin moins réactif que le lithium, plus facile à manipuler sans risque. Doit-il choisir un alcalin situé au-dessus ou en dessous du lithium dans la colonne 1 ? Cite un exemple si possible.
Voir le corrigé détaillé
1. () : , 2e période, colonne 1.
2. Avec 1 seul électron de valence, l'atome de lithium est instable : il tend toujours à le céder pour atteindre la structure stable de l'hélium. C'est pourquoi on ne le trouve dans la nature que sous forme d'ion , par exemple dans des sels dissous.
3. Dans une colonne, la réactivité des alcalins augmente vers le bas. Un alcalin moins réactif que le lithium se trouve donc au-dessus de lui dans la classification — mais aucun élément n'existe au-dessus du lithium en colonne 1, hormis l'hydrogène, qui n'est pas un métal alcalin. En toute rigueur, le lithium est donc déjà le moins réactif de tous les alcalins usuels : c'est justement pour cela qu'on peut le manipuler avec plus de précautions simples que le sodium ou le potassium, bien plus dangereux au contact de l'eau.