Mots clés : Cours de chimie seconde, classification périodique, gaz nobles, formule électronique d'un atome, cortège électronique, ions, atomes, les trois premières périodes, la famille des gaz nobles, les ions monoatomiques Règle du duet, Règle de l'octet, ...

QCM sous forme de tableau 01 QCM sous forme de tableau 02 QCM 01 Questy pour s'auto-évaluer QCM 02 Questy pour s'auto-évaluer

 

I- Le cortège électronique. (en relation avec le TP Chimie N° 02 Classification périodique)

1)- Couches électroniques.

-     Les électrons d’un atome ou d‘un ion se répartissent en couches.

-   Chaque couche est caractérisé par son numéro n (appelé nombre quantique).

-     Chaque couche électronique est représentée par une lettre.

-     Pour les atomes des éléments tels que 1 ≤ Z ≤ 18, les couches électroniques qui peuvent être occupées sont les couches K, L, M.

-     Les électrons de la première couche (K) sont les plus proches du noyau et plus liés à lui.

-     À la dernière couche qui porte des électrons, on donne le nom de couche externe. 

-     Elle contient les électrons les moins liés au noyau : que l’on nomme les électrons périphériques.

2)- Règles de remplissage.

-     Principe de Pauli :

-     chaque couche ne peut contenir qu’un nombre limité d’électrons.

-     La couche de rang n ne peut contenir que 2 n² électrons.

-     Ainsi la couche K ne peut contenir au plus que : 2 électrons.

-     La couche L, 8 électrons,

-     Et la couche M, 18 électrons (en seconde, on se limite à 8 électrons sur la couche M).

-     Les électrons de l’atome remplissent progressivement les différentes couches électroniques.

-     Une couche électronique est saturée lorsqu’elle contient son nombre maximal d’électrons.

-     Les électrons se placent d’abord dans la couche K,

-     Puis quand celle-ci est saturée à 2 électrons, ils remplissent la couche L.

-     Quand la couche L est saturée à 8 électrons, ils remplissent la couche M.

-     L’état de l’atome obtenu en utilisant ce principe de remplissage est appelé : l’état fondamental.

3)- Structure électronique d’un atome ou d’un ion.

-     Pour donner la structure électronique d’un atome, il faut répartir ses électrons sur les couches K, L, M.

-     Exemple :

-   Le magnésium Mg de numéro atomique Z = 12 peut donner des ions Mg ²⁺.

-   Donner la structure électronique de l’atome et de l’ion :

-     Pour l’atome Mg : K ² L ⁸ M ², la couche externe est la couche L.

-   pour l’ion Mg ²⁺ : K ² L ⁸, la couche externe est la couche M.

-     Remarques :

-   Ce sont les électrons de la couche électronique externe qui déterminent la construction des édifices chimiques. 

-     Ils sont responsables de la réactivité chimique d’un élément.

II- Les structures électroniques stables.

1)- Les gaz nobles.

-     De façon générale, les atomes des éléments restent rarement isolés :

-     Ils peuvent former des molécules ou des cristaux ioniques.

-     Ils peuvent participer à des réactions chimiques, former des ions, des molécules.

-     À l’état naturel, les éléments tels que l’hélium He, le néon Ne, l’argon Ar, le krypton Kr,..existent à l’état atomique. 

-     Ils ne participent quasiment pas à des réactions chimiques, ne forment pas de molécules ou d’ions.

-     On les appelle les gaz nobles ou les gaz rares.

-   Ce sont des gaz monoatomiques.

-     Ils sont gazeux dans les conditions ordinaires de température et de pression.

-     Structure électroniques des premiers gaz nobles :

-     Cette stabilité chimique  est liée au fait que leur dernière couche électronique (couche électronique externe) est saturée (pleine).

-     Exemple : la couche électronique externe de l’hélium He contient 2 électrons (couche K qui est saturée à 2 électrons).

-     Les autres gaz rares possèdent 8 électrons sur leur couche électronique externe.

-     On parle de structure en DUET : atome ou ion qui possède 2 électrons sur sa couche électronique externe K.

-     Et de structure en OCTET : atome ou ion qui possède 8 électrons sur sa couche électronique externe.

2)- Règles du DUET et de OCTET.

-      Ces règles ont été énoncées par Gilbert LEWIS (1875 – 1946) en 1916.

-   Chimiste américain, LEWIS a énoncé les règles permettant d’établir la structure électronique des atomes.

-   En 1916, il propose le modèle de la liaison de covalence et la règle de l’octet.

-   Il est également l’auteur d’une théorie des acides et des bases.

-        Remarque :

-        Pour satisfaire à ces règles, les atomes disposent de 2 moyens :

-        Soit par un transfert d’électrons entre deux atomes différents pour donner des ions,

-        Soit par la mise en commun d’électrons entre différents atomes pour donner des molécules.

3)- Les ions monoatomiques.

-        Lorsqu’ils forment des ions, certains atomes gagent ou perdent un ou plusieurs électrons afin de  posséder  2 électrons ou 8 électrons sur leur couche électronique externe.(de manière à respecter la règle du DUET ou de l’OCTET)

-        Exemples :

-     Remarque :

-     En perdant x électrons pour acquérir une structure électronique externe en DUET ou en OCTET, un atome A donne un cation A^{x +}.

-     En gagnant x électrons pour acquérir une structure électronique externe en DUET ou en OCTET, un atome A donne un anion A^{x –}.

III- Structure de la classification périodique.

1)- Description et principe.

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-     La classification périodique comporte 18 colonnes et 7 lignes ou périodes.

-     Les éléments sont classés par numéro atomique Z croissant.

-     On retrouve dans la classification périodique le remplissage progressif des couches électroniques.

-     Les éléments dont les atomes ont le même nombre d’électrons sur la couche électronique externe sont disposés dans une même colonne et constituent une famille chimique.

-     Les éléments chimiques d’une même famille possèdent des propriétés chimiques voisines.

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2)- Les trois premières périodes.

-     La première période est formée de l’élément hydrogène et de l’élément hélium.

-   Elle correspond au remplissage de la couche K.

-   Elle comprend deux éléments.

-     La deuxième période est constituée de huit éléments (lithium, béryllium – 10 cases vides – bore, carbone, azote, oxygène, fluor et néon).

-   Elle correspond au remplissage de la couche L.

-     La troisième période commence par le sodium et le magnésium – 10 cases vides – puis continue avec l’aluminium, le silicium, le phosphore, le soufre, le chlore et l’argon.

-   Elle correspond au remplissage de la couche M.

-   Elle est constituée de huit éléments chimiques.

-     La quatrième et la cinquième couche comportent 18 éléments.

3)- Étude de quelques familles.

a)-  La famille des métaux alcalins.

-     À l’exception de l’hydrogène, les éléments de la première colonne constituent le groupe des alcalins.

-     Ils ont la même structure électronique externe.

-   Ils possèdent 1 électron sur la couche électronique externe.

-     Les corps simples correspondant à ces éléments sont appelés les métaux alcalins.

-     Ce sont des corps mous, légers à l’éclat métallique, très réactifs chimiquement.

-     Ils sont oxydés par le dioxygène de l’air.

-   Il faut les conserver dans le pétrole, à l’abri de l’air.

b)-  La famille des halogènes.

-     Les éléments de la 17^ième colonne constituent la famille des Halogènes. 

-   Ces éléments possèdent la même structure électronique externe à 7 électrons.

-        Ils existent sous la forme de molécules diatomiques :

-        Le difluor, le dichlore (gaz jaune-vert), le dibrome (liquide jaune-orangé), le diiode (solide violet foncé).

-        Ils donnent des ions : F ^–; Cl ^– ; Br ^–; I ^–

4)- La famille des gaz nobles.

-        Ce sont les éléments de la dernière colonne.

-        L’Hélium mis à part, ils possèdent une structure externe à huit électrons appelée octet d’électrons.

-       Ils possèdent une grande stabilité chimique.

-   Ce sont des gaz monoatomiques, on les appelle les gaz rares.

5)- Charge de quelques ions monoatomiques.

-     Pour respecter la règle du DUET ou de l’OCTET, les atomes peuvent gagner ou perdre des électrons.

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-     Pour cette étude, on peut utiliser la classification périodique réduite.

-     Le nombre d’électrons de la couche externe se déduit du numéro de la colonne de la classification périodique à laquelle il appartient.

-     Exemples :

-   L’atome de magnésium Mg et l’atome d’oxygène O.

-     L’élément magnésium est situé dans la colonne 2.

-   L’atome de magnésium possède 2 e^– sur sa couche électronique externe.

-     L’ion monoatomique correspondant est l’ion magnésium Mg²⁺ : il provient d’un atome de magnésium ayant perdu 2 e^–.

-     L’élément oxygène est situé dans la colonne 16 (ou colonne 6 de la classification périodique réduite).

-   L’atome d’oxygène possède 6 e^– sur sa couche électronique externe.

-     L’ion monoatomique correspondant est l’ion oxygène O ^{2 –} : il provient d’un atome d’oxygène ayant gagné 2 e^– (8 – 6 = 2)

-     Conclusion :

-     La charge des ions monoatomiques se déduit de leur place dans la classification périodique.

-     Les atomes des colonnes 1, 2, 13 de la classification ont 1, 2, 3 électrons sur leurs couches électroniques externes.

-   Ils peuvent les perdre pour donner des cations de formule :

-     M⁺ ; M^{2 +} ; M^{3 +}.

-     Les atomes des colonnes 15, 16, 17 de la classification ont 5, 6, 7 électrons sur leurs couches électroniques externes.

-   Ils peuvent gagner 3, 2, 1 électrons pour donner des anions de formule :

-     A^{3 –}  ; A^{2 –} ; A^–.

IV- Applications.

1)- QCM.

2)- Exercices. Exercices : énoncé avec correction

a)-  Exercice 1 : établir la formule électronique d’atomes.

b)-  Exercice 2 : établir la formule électronique d’ions.

c)-  Exercice 6 : Classer les éléments.

d)-  Exercice 9 : Exploiter les propriétés d’une famille.

e)-  Exercice 16 : Tableau périodique.