Configuration électronique, tableau périodique et propriétés

Le tableau périodique ressemble à l'étagère d'une bibliothèque : chaque ligne est une période et chaque colonne est un groupe, comme le montre la figure.

Expliquer ce que les configurations électroniques des éléments d'un même groupe ont en commun et quelle information le numéro de la période donne sur la configuration d'un élément.

L'aluminium des canettes de soda a pour configuration électronique $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^1$.

1. a) Dans quelle période du tableau se trouve-t-il ? (Indice : repérer la couche la plus élevée qui contient des électrons.)
2. b) Combien d'électrons de valence possède-t-il ?
3. c) L'aluminium est dans le groupe $13$ : quelle relation observe-t-on entre ce numéro de groupe et les électrons de valence ?

Un élément se trouve dans la période $2$ et possède $4$ électrons de valence.

1. a) Écrire sa configuration électronique.
2. b) De quel élément s'agit-il ?
3. c) Dans quel groupe du tableau est-il situé ?

Le tableau périodique classe les éléments par numéro atomique $Z$ croissant. Expliquer pourquoi cet ordre coïncide avec l'ordre dans lequel les orbitales se remplissent, sachant que chaque élément a un proton (et, s'il est neutre, un électron) de plus que le précédent.

Le lithium ($Z = 3$) et le sodium ($Z = 11$) sont des métaux alcalins si réactifs qu'au laboratoire on les conserve immergés dans l'huile, pour qu'ils ne soient pas en contact avec l'air.

1. a) Écrire la configuration électronique de chacun.
2. b) Indiquer ce que leurs couches de valence ont en commun et dans quel groupe du tableau ils se trouvent.

Le fluor ($Z = 9$) de certains dentifrices et le chlore ($Z = 17$) des piscines appartiennent au groupe $17$, celui des halogènes.

1. a) Écrire les configurations électroniques des deux éléments.
2. b) Expliquer, à partir de celles-ci, pourquoi ils appartiennent au même groupe.

L'hélium ($Z = 2$) qui refroidit les aimants des appareils d'IRM des hôpitaux et l'argon ($Z = 18$) qui remplit les ampoules à filament appartiennent au groupe $18$, celui des gaz nobles.

1. a) Écrire les configurations électroniques des deux gaz.
2. b) Qu'ont de particulier leurs dernières couches ?
3. c) Relier cette particularité au fait que les gaz nobles forment très peu de composés.

Dans le tableau périodique, les métaux sont situés à gauche et les non-métaux à droite, comme le montre la figure.

Pour chacun de ces éléments, indiquer s'il s'agit d'un métal ou d'un non-métal et s'il perd ou gagne plus facilement des électrons :

1. a) le sodium, du groupe $1$ ;
2. b) le chlore, du groupe $17$.

Les têtes des allumettes contiennent du soufre, dont la configuration électronique est $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^4$.

1. a) Déduire dans quelle période et dans quel groupe du tableau se trouve le soufre.
2. b) Combien d'électrons lui manquent pour compléter sa dernière couche ?
3. c) Prévoir quel ion il formera et indiquer sa charge.

Un élément est situé dans le groupe $2$ et dans la période $3$ du tableau périodique.

1. a) Écrire sa configuration électronique.
2. b) De quel élément s'agit-il ? (Indice : il brûle avec une lumière blanche très intense et est utilisé dans les feux de Bengale et les feux d'artifice.)
3. c) Prévoir l'ion qu'il forme facilement et écrire son symbole avec la charge correspondante.

L'aluminium (groupe $13$) et le chlore (groupe $17$) forment le composé $\text{AlCl}_3$, présent dans certains antitranspirants.

1. a) Prévoir l'ion que forme chaque élément, en le justifiant à partir de ses électrons de valence.
2. b) À l'aide des charges de ces ions, justifier pourquoi la formule est $\text{AlCl}_3$ et non $\text{AlCl}$.

Un élément X a pour configuration électronique $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^1$.

1. a) L'identifier à l'aide du tableau périodique et en déduire sa période et son groupe.
2. b) Est-ce un métal ou un non-métal ? Quel ion formera-t-il facilement ?
3. c) Prévoir la formule du composé qu'il forme avec l'oxygène, qui donne des ions $\text{O}^{2-}$, et la justifier.

Le plâtre des murs contient un élément X dont l'ion $\text{X}^{2+}$ est isoélectronique de l'argon ($Z = 18$).

1. a) Calculer le numéro atomique de X et l'identifier à l'aide du tableau périodique.
2. b) En déduire son groupe et sa période.
3. c) Prévoir s'il s'agit d'un métal réactif et justifier ce qui arriverait à un petit morceau de X que l'on laisserait tomber dans l'eau (le comparer au sodium).

Le néon ne forme jamais de composés chimiques, mais le sodium et le chlore se combinent facilement pour donner le sel de cuisine, $\text{NaCl}$.

1. a) Écrire les configurations électroniques des trois éléments ($Z$ : Ne = 10, Na = 11, Cl = 17).
2. b) Expliquer pourquoi le néon « n'a pas besoin » de réagir.
3. c) Expliquer pourquoi le sodium et le chlore « ont besoin » l'un de l'autre pour acquérir la configuration d'un gaz noble.

Lors d'une expérience en classe, on laisse tomber de petits morceaux de lithium, de sodium et de potassium dans l'eau : le lithium produit lentement des bulles, le sodium se déplace rapidement à la surface et le potassium brûle avec une flamme violette.

1. a) Classer les trois métaux du moins réactif au plus réactif.
2. b) Expliquer ce classement en tenant compte de la distance entre l'électron de valence et le noyau dans chaque atome et de la facilité avec laquelle on peut l'arracher.

Deux éléments inconnus ont pour numéros atomiques $Z = 3$ et $Z = 19$.

1. a) Écrire leurs configurations électroniques.
2. b) Déduire s'ils appartiennent au même groupe et indiquer lequel.
3. c) Prévoir une propriété chimique qu'ils partagent.

Dans le groupe des alcalins, la réactivité augmente quand on descend : le potassium réagit avec l'eau beaucoup plus violemment que le lithium. Dans le groupe des halogènes, c'est exactement l'inverse : le fluor est le plus réactif et, quand on descend dans le groupe, la réactivité diminue, comme le montre la figure.

Expliquer les deux tendances avec une même idée : ce que chaque famille doit faire avec les électrons (les perdre ou les gagner) pour acquérir la configuration d'un gaz noble et à quelle distance du noyau se trouve sa couche de valence.

Le lithium, le sodium et le potassium se ressemblent beaucoup, et il en va de même pour le fluor, le chlore et le brome.

1. a) Écrire les configurations électroniques du Li ($Z = 3$), du Na ($Z = 11$) et du K ($Z = 19$) et indiquer ce qui se répète dans leurs couches de valence.
2. b) Expliquer, à partir de cette répétition, pourquoi les propriétés chimiques des éléments se répètent périodiquement lorsqu'on parcourt le tableau.

Défi du thème. Comment le nuage électronique des atomes conditionne-t-il les propriétés des matériaux que nous utilisons tous les jours ? Relier la structure atomique au monde macroscopique en suivant ces étapes :

1. Configuration et périodicité : Choisir deux métaux domestiques courants : l'aluminium (papier d'aluminium) et le cuivre (fil électrique). Écrire leurs configurations électroniques à l'état fondamental, les situer dans le tableau périodique (groupe et période) et identifier leurs électrons de valence.

2. Mesure à la maison et incertitude : Prendre une feuille rectangulaire de papier d'aluminium. Mesurer sa longueur et sa largeur avec une règle ($\pm 0,1\text{ cm}$) et sa masse avec une balance de cuisine ($\pm 1\text{ g}$). Avec l'épaisseur commerciale habituelle ($0,0016\text{ cm}$, que vous considérerez comme exacte), calculer le volume et la masse volumique expérimentale avec son incertitude ($\rho \pm \Delta\rho$).

3. Traitement de données officielles : Consulter sur le site de référence WebElements ou NIST le rayon atomique et la masse volumique des éléments de la période 3 (de $Na$ à $Ar$). Construire un tableau de données et tracer le graphique « Rayon atomique en fonction de la masse volumique ».

4. Proposition argumentée : Rédiger un compte rendu bref dans lequel vous reliez le graphique à la charge nucléaire effective ($Z^*$) et à l'effet d'écran ($Z^*$ est la charge que « ressent » un électron externe : les protons du noyau moins l'effet d'écran des électrons internes ; elle augmente le long de la période car il y a plus de protons avec les mêmes couches internes), en comparant votre masse volumique expérimentale du $Al$ avec la tendance périodique.

Seront évalués :

• La déduction correcte des configurations électroniques et de la position dans le tableau périodique.

• La précision des mesures faites à la maison, l'expression rigoureuse des incertitudes et la qualité du graphique.

• L'argumentation scientifique reliant la structure atomique aux tendances macroscopiques.

Le sodium et le chlore appartiennent à la période $3$, mais l'atome de sodium est nettement plus gros que celui de chlore, comme le montre la figure.

1. a) Écrire les configurations électroniques des deux éléments et vérifier que leurs électrons de valence occupent la même couche.
2. b) Expliquer pourquoi l'atome de chlore est plus petit, en comparant dans chaque cas le nombre de protons qui attirent cette couche d'électrons.

Lorsqu'on descend dans le groupe des alcalins (lithium, sodium, potassium), les atomes sont de plus en plus gros, comme le montre la figure.

1. a) Écrire les configurations électroniques des trois éléments ($Z$ : Li = 3, Na = 11, K = 19).
2. b) Expliquer, en observant le nombre de couches occupées, pourquoi le rayon atomique augmente quand on descend dans le groupe.

Classer par rayon atomique croissant les atomes de fluor ($Z = 9$), de chlore ($Z = 17$) et de brome ($Z = 35$). Justifier la réponse en raisonnant sur le nombre de couches électroniques occupées par chaque atome (le fluor remplit jusqu'à la couche $2$, le chlore jusqu'à la $3$ et le brome jusqu'à la $4$).

Cinq éléments des périodes $2$, $3$ et $4$ ont des rayons atomiques approximatifs de $0,064$ ; $0,099$ ; $0,155$ ; $0,190$ et $0,235\ \text{nm}$. Il s'agit du fluor, du chlore, du lithium, du sodium et du potassium, mais on ne sait pas lequel est lequel.

1. a) Associer chaque rayon à son élément en raisonnant avec les deux tendances périodiques (comment le rayon évolue le long d'une période et en descendant dans un groupe).
2. b) Classer les cinq éléments par numéro atomique croissant et expliquer comment les deux tendances se combinent lorsqu'on parcourt le tableau.

Le rayon de l'atome de sodium est d'environ $0,190\ \text{nm}$, alors que celui de son ion $\text{Na}^+$ n'est que de $0,098\ \text{nm}$. En revanche, l'atome de chlore mesure $0,099\ \text{nm}$ et son ion $\text{Cl}^-$ mesure $0,181\ \text{nm}$, comme le montre la figure.

1. a) Indiquer comment change la taille de chaque élément lorsqu'il devient un ion.
2. b) Expliquer les deux variations en comparant le nombre de protons et d'électrons avant et après la formation des ions (on peut s'aider des configurations électroniques).

Les ions $\text{N}^{3-}$, $\text{O}^{2-}$, $\text{F}^{-}$, $\text{Na}^{+}$ et $\text{Mg}^{2+}$ ont tous la même configuration électronique, comme le montre la figure.

1. a) Écrire cette configuration.
2. b) Pourtant, leurs rayons sont différents : $0,065$ ; $0,098$ ; $0,133$ ; $0,140$ et $0,171\ \text{nm}$ (ils sont dans le désordre). Associer chaque rayon à l'ion correspondant et expliquer le critère utilisé, en tenant compte du fait que tous ont $10$ électrons mais un nombre différent de protons dans le noyau.