Fiche de révision : Familles et propriétés périodiques

📋 Plan du Cours

1. Constituants et masses atomiques
2. Notation atomique et espèces ioniques
3. Isotopes et nombres nucléaires
4. Nombres quantiques et orbitales
5. Configuration et remplissage électroniques
6. Organisation du tableau périodique
7. Familles chimiques et configurations électroniques
8. Métaux et non-métaux
9. Électronégativité et affinité électronique
10. Ionisation et charge nucléaire effective
11. Transitions électroniques et spectres
12. Rayons atomique et ionique

📖 1. Constituants et masses atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Unité de masse atomique : L’unité de masse atomique, notée u, correspond au douzième de la masse d’un atome de carbone 12 et vaut environ 1,66 × 10⁻²⁷ kg, soit 1,66 × 10⁻²⁴ g.
• Nombre d’Avogadro : Le nombre d’Avogadro est le nombre d’entités contenues dans une mole et vaut environ 6,02 × 10²³ mol⁻¹.

★ À maîtriser

• L’atome est constitué d’un noyau contenant des protons et des neutrons, autour duquel gravitent des électrons.

Compléments

• La charge de l’électron est −1,6 × 10⁻¹⁹ C et sa masse est 0,91 × 10⁻³⁰ kg.

• La charge du proton est +1,6 × 10⁻¹⁹ C et sa masse est 1,672 × 10⁻²⁷ kg.

• Le neutron est électriquement neutre et sa masse est 1,675 × 10⁻²⁷ kg, très proche de celle du proton.

• Le produit numérique du nombre d’Avogadro par l’unité de masse atomique vaut 1 g·mol⁻¹.

📖 2. Notation atomique et espèces ioniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Numéro atomique : Le numéro atomique Z désigne le nombre de protons de l’atome.
• Nombre de masse : Le nombre de masse A correspond au nombre total de nucléons et vérifie A = N + Z, où N est le nombre de neutrons et Z celui des protons.
• Ion monoatomique : Un ion monoatomique est un atome qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons.

📝 Points essentiels

📌 La perte d’électrons forme un cation, tandis que le gain d’électrons forme un anion.

• La formation d’un ion monoatomique ne modifie pas le noyau : les nombres de protons et de neutrons restent inchangés.

💡 Astuce mémo

L’ion change d’électrons, pas le noyau.

📖 3. Isotopes et nombres nucléaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Isotopes : Les isotopes d’un élément sont des nucléides qui possèdent le même nombre de protons, mais des nombres de neutrons différents.

📝 Points essentiels

• Le carbone possède notamment les isotopes ¹²₆C, ¹³₆C et ¹⁴₆C.

• Les isotopes de l’hydrogène présentés sont ¹₁H, ²₁D (deutérium) et ³₁T (tritium).

💡 Astuce mémo

Même Z, neutrons différents.

📖 4. Nombres quantiques et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Le nombre quantique principal n définit la couche électronique et vérifie n ≥ 1 ; les couches K, L et M correspondent respectivement à n = 1, 2 et 3.
• Nombre quantique secondaire : Le nombre quantique secondaire ℓ définit la forme et la symétrie de l’orbitale atomique et vérifie 0 ≤ ℓ ≤ n − 1.
• Nombre quantique de spin : Le nombre quantique de spin de l’électron vaut +½ ou −½, représenté respectivement par ↑ ou ↓.

★ À maîtriser

• La description quantique des électrons s’appuie sur la résolution de l’équation de Schrödinger et caractérise chaque électron par quatre nombres quantiques : n, ℓ, mₗ et s.

Compléments

📌 Le modèle de Bohr vise surtout l’atome d’hydrogène et les ions hydrogénoïdes, mais il est insuffisant pour décrire les atomes de numéro atomique supérieur.

• Le nombre quantique magnétique mₗ vérifie −ℓ ≤ mₗ ≤ +ℓ et repère une orbitale parmi les 2ℓ + 1 cases quantiques d’une sous-couche donnée.

📖 5. Configuration et remplissage électroniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrons de valence : Les électrons de valence sont les électrons situés sur la dernière couche électronique occupée.

★ À maîtriser

• Les capacités maximales des sous-couches sont :

  • s : 2 électrons
  • p : 6 électrons
  • d : 10 électrons
  • f : 14 électrons

• La règle de Klechkowsky impose de remplir les orbitales de plus basse énergie avant celles de plus haute énergie.

• Selon le principe d’exclusion de Pauli, une orbitale ne peut contenir au maximum que deux électrons, qui doivent avoir des spins opposés.

• Selon la règle de Hund, les orbitales de même énergie reçoivent d’abord chacune un électron de même spin avant qu’un électron supplémentaire ne s’apparie dans une orbitale.

Compléments

• L’ordre de remplissage donné commence par 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p et 5s.

• L’argon, de numéro atomique Z = 18, possède 8 électrons de valence.

💡 Astuce mémo

Énergie croissante, cases d’abord simples, puis appariement.

📖 6. Organisation du tableau périodique

🔑 Notions clés & Définitions

• Tableau périodique : Le tableau périodique représente les éléments chimiques classés par numéro atomique croissant et organisés selon leur configuration électronique, qui sous-tend leurs propriétés chimiques.

★ À maîtriser

📌 Dans le tableau périodique, les éléments d’une même période ont le même nombre quantique principal n, tandis que ceux d’un même groupe ont une configuration électronique externe analogue.

Compléments

• Le tableau périodique est divisé en quatre blocs : s, p, d et f.

• Le tableau présente les vingt premiers éléments par numéro atomique croissant : H, He, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, K et Ca.

• Le tableau associe les groupes 1 à 18 aux configurations externes indiquées pour les blocs s, d et p, notamment ns¹ et ns² pour les deux premiers groupes et ns²np¹ à ns²np⁶ pour les groupes 13 à 18.

📖 7. Familles chimiques et configurations électroniques

★ À maîtriser

• Les alcalins de la colonne 1 ont une configuration externe ns¹, forment des cations monovalents comme Na⁺ et K⁺, et leurs oxydes sont basiques, par exemple Na₂O + H₂O → 2NaOH.

• Les alcalino-terreux de la colonne 2 ont une configuration externe ns², forment des cations bivalents comme Mg²⁺ et Ca²⁺, et leurs oxydes sont basiques, par exemple CaO + H₂O → Ca(OH)₂.

• Les métaux de transition des colonnes 3 à 12 ont une configuration externe (n−1)dˣ, ns² (ns¹ ou ns⁰), avec 1 ≤ x ≤ 10, et peuvent former des cations de valences multiples comme Fe²⁺, Fe³⁺, Cu⁺ et Cu²⁺.

• Les chalcogènes de la colonne 16 ont une configuration externe ns²np⁴, forment des anions bivalents comme O²⁻ et S²⁻, et leurs oxydes sont acides, comme l’illustre SO₃ + H₂O → H₂SO₄.

Compléments

• La famille du bore, en colonne 13, possède la configuration électronique externe ns²np¹.

• La famille du carbone, en colonne 14, possède la configuration externe ns²np² et forme principalement des liaisons covalentes.

• La famille de l’azote, en colonne 15, possède la configuration externe ns²np³ et forme principalement des liaisons covalentes.

• Les halogènes de la colonne 17 ont une configuration externe ns²np⁵ et forment des anions monovalents comme F⁻, Cl⁻ et Br⁻.

• Les éléments de la colonne 18 sont les gaz rares, aussi appelés gaz nobles ou gaz stables.

📖 8. Métaux et non-métaux

★ À maîtriser

• Les métaux occupent les blocs s, d et f ainsi qu’une moitié du bloc p, et sont généralement solides à température ambiante, bons conducteurs de chaleur et d’électricité.

• Les non-métaux occupent la seconde moitié du bloc p et sont solides ou gazeux à 25 °C, mauvais conducteurs de chaleur et isolants électriques.

Compléments

• Le mercure (Hg) est l’exception métallique liquide à température ambiante.

• Le dibrome Br₂ est l’exception non métallique liquide à 25 °C.

• Le carbone est isolant sous forme de diamant et conducteur sous forme de graphite.

💡 Astuce mémo

Métaux conducteurs, non-métaux isolants

📖 9. Électronégativité et affinité électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : La capacité d’un atome à attirer les électrons vers lui et se représente par les échelles de Pauling et de Mulliken.
• Affinité électronique : L’énergie requise pour extraire un électron d’un ion négatif gazeux selon A⁻(g) ⟶ A(g) + e⁻, et correspond à l’attraction de l’atome pour son électron supplémentaire.

★ À maîtriser

• Dans une même famille, l’électronégativité diminue quand le numéro atomique Z augmente.

• Dans une même période, l’électronégativité augmente quand le numéro atomique Z augmente.

Compléments

• Une affinité électronique positive signifie qu’il faut fournir de l’énergie pour retirer l’électron de l’ion, tandis qu’une affinité négative indique que l’ion négatif isolé est instable.

• Dans une même famille, l’affinité électronique diminue quand Z augmente, tandis que dans une même période elle augmente quand Z augmente.

📖 10. Ionisation et charge nucléaire effective

🔑 Notions clés & Définitions

• Première énergie d’ionisation : L’énergie minimale nécessaire pour arracher un électron à l’atome neutre selon E(g) ⟶ E⁺(g) + e⁻.

★ À maîtriser

• Dans une même famille, l’énergie d’ionisation diminue quand Z augmente, tandis que dans une même période elle augmente quand Z augmente.

📐 Formule - La charge nucléaire effective est donnée par $Z_{\mathrm{eff}}=Z-\sum_i\sigma_i$, où σᵢ représente l’écran électronique.

Compléments

📐 Formule - L’énergie d’un électron au niveau n est $E_n=-13{,}6\times\frac{Z_{\mathrm{eff}}^2}{n'^2}\ \mathrm{eV}$, où n′ est le nombre quantique apparent introduit par Slater.

• Les valeurs de n′ correspondant à n = 1, 2, 3 et 4 sont respectivement 1, 2, 3 et 3,7.

• Le calcul présenté pour l’azote (Z = 7) donne une première énergie d’ionisation I₁ = 12,94 eV.

💡 Astuce mémo

Écran électronique accru → charge nucléaire effective diminuée

📖 11. Transitions électroniques et spectres

★ À maîtriser

• Lors d’une transition électronique, le passage de l’état fondamental vers un état excité correspond à une absorption d’énergie, tandis que le passage inverse correspond à une émission de photon.

📐 Formule - La variation d’énergie d’une transition vérifie $\Delta E=|E_f-E_i|=h\nu=\frac{hc}{\lambda}$ et donc $\lambda=\frac{hc}{\Delta E}$.

Compléments

• La constante de Planck vaut 6,63 × 10⁻³⁴ J·s et la vitesse de la lumière dans le vide vaut 3 × 10⁸ m/s.

• La conversion donnée est 1 eV = 1,6 × 10⁻¹⁹ J.

📐 Formule - Le nombre d’onde σ est l’inverse de la longueur d’onde λ, soit $\sigma=\frac{1}{\lambda}$.

📐 Formule - Pour l’atome d’hydrogène, la longueur d’onde en nanomètres est donnée par $\lambda\ (\mathrm{nm})=\frac{1243}{\Delta E}$.

• Dans l’exemple de la transition 3 → 2 de l’hydrogène, la longueur d’onde est de 658 nm et la raie appartient à la série de Balmer, dans le visible.

• La série de Lyman correspond à l’ultraviolet, la série de Balmer au visible et la série de Paschen à l’infrarouge.

💡 Astuce mémo

Absorption : montée d’énergie ; émission : descente d’énergie

📖 12. Rayons atomique et ionique

🔑 Notions clés & Définitions

• Rayon atomique : Dans une même famille, le rayon atomique augmente quand Z augmente, tandis que dans une même période il diminue quand Z augmente.

★ À maîtriser

📌 Pour un élément, le rayon ionique d’un anion est supérieur au rayon atomique, tandis que celui d’un cation est inférieur au rayon atomique.

Compléments

• Dans la série isoélectronique S²⁻, Cl⁻, K⁺ et Ca²⁺, le rayon ionique diminue quand Z augmente.

💡 Astuce mémo

Anion plus grand, cation plus petit que l’atome