À propos de cette page
Ce cours de spécialité physique-chimie en première sur « Le tableau périodique des éléments » suit le programme officiel de spécialité physique-chimie de première. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Histoire et construction du tableau périodique, Structure du tableau : périodes et familles, Configuration électronique des atomes, Électrons de valence et position dans le tableau. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de première à réussir en spécialité physique-chimie.
Au programme
1 · Histoire et construction du tableau périodique
2 · Structure du tableau : périodes et familles
3 · Configuration électronique des atomes
4 · Électrons de valence et position dans le tableau
5 · Familles chimiques et propriétés périodiques
6 · Rayon atomique, énergie d'ionisation et électronégativité
7 · Ions et tableau périodique
1Histoire et construction du tableau périodique
La classification périodique des éléments est l'un des outils les plus fondamentaux de la chimie. Sa construction est le fruit de travaux accumulés sur plus d'un siècle.
Définition. Le tableau périodique des éléments (ou classification de Mendeleïev) est un tableau qui organise les éléments chimiques selon leur numéro atomique $Z$ croissant, de sorte que des éléments aux propriétés similaires se retrouvent dans la même colonne.
En 1869, le chimiste russe Dmitri Mendeleïev publie la première version d'un tableau classant les 63 éléments alors connus par masse atomique croissante. Il remarque une périodicité des propriétés chimiques et physiques. Là où la masse croissante ne respecte pas la périodicité, il inverse l'ordre et laisse des cases vides pour des éléments encore inconnus (gallium Ga, germanium Ge…), dont il prédit les propriétés. Leurs découvertes ultérieures confirment brillamment sa démarche.
Au XXe siècle, avec la découverte du noyau atomique et du numéro atomique $Z$ (nombre de protons), le classement est affiné : on classe désormais par $Z$ croissant, ce qui résout les rares inversions de Mendeleïev. Le tableau actuel comporte 118 éléments.
Astuce. Pour retenir la logique : Mendeleïev classait par masse, le tableau moderne classe par numéro atomique $Z$. C'est ce $Z$ qui détermine l'identité chimique d'un élément.
2Structure du tableau : périodes et familles
Le tableau périodique est structuré en lignes horizontales appelées périodes et en colonnes verticales appelées familles (ou groupes).
Définition — Période. Une période est une ligne horizontale du tableau. Tous les éléments d'une même période ont le même nombre de couches électroniques occupées. La 1re période contient 2 éléments (H et He), la 2e et la 3e en contiennent chacune 8, et ainsi de suite.
Définition — Famille (ou groupe). Une famille est une colonne verticale du tableau. Les éléments d'une même famille possèdent le même nombre d'électrons de valence et présentent des propriétés chimiques analogues.
Le tableau comporte 18 colonnes numérotées de 1 à 18 (notation IUPAC), et 7 périodes (lignes numérotées de 1 à 7). Certaines familles portent des noms particuliers :
| Famille (colonne) | Nom | Exemples | Caractéristique |
|---|
| Colonne 1 (sauf H) | Métaux alcalins | Li, Na, K | 1 électron de valence, très réactifs |
| Colonne 2 | Métaux alcalino-terreux | Be, Mg, Ca | 2 électrons de valence |
| Colonnes 3–12 | Métaux de transition | Fe, Cu, Zn | Sous-couches d incomplètes (hors programme détaillé) |
| Colonne 17 | Halogènes | F, Cl, Br, I | 7 électrons de valence, très électronégatifs |
| Colonne 18 | Gaz nobles (inertes) | He, Ne, Ar | 8 électrons de valence (sauf He : 2), stables |
3Configuration électronique des atomes
La configuration électronique décrit comment les électrons se répartissent dans les couches (ou niveaux d'énergie) d'un atome à l'état fondamental. En Spécialité Physique-Chimie 1re, on utilise le modèle des couches K, L, M.
Définition. Les couches électroniques sont numérotées $n = 1, 2, 3, …$ et portent les lettres K, L, M… Chaque couche peut accueillir au maximum $2n^2$ électrons :
• Couche K ($n=1$) : max 2 électrons
• Couche L ($n=2$) : max 8 électrons
• Couche M ($n=3$) : max 18 électrons (mais 8 en première approche)
Règle de remplissage : on remplit les couches dans l'ordre croissant de $n$, en commençant par la couche K, jusqu'à avoir placé tous les électrons (dont le nombre est égal à $Z$ pour un atome neutre).
Exemple. Carbone : $Z = 6$, donc 6 électrons.
Couche K : 2 électrons → Couche L : 4 électrons restants.
Configuration : $(K)^2(L)^4$, souvent notée $2.4$.
Exemple. Chlore : $Z = 17$, donc 17 électrons.
Couche K : 2 → Couche L : 8 → Couche M : $17 - 2 - 8 = 7$ électrons.
Configuration : $(K)^2(L)^8(M)^7$, notée $2.8.7$.
Attention ! La couche M peut accueillir jusqu'à 18 électrons au total, mais elle est considérée comme complète (et la couche suivante commence à se remplir) après 8 électrons pour les éléments des 3 premières périodes courantes du programme de 1re.
4Électrons de valence et position dans le tableau
Le lien entre configuration électronique et position dans le tableau périodique est fondamental.
Définition — Électrons de valence. Les électrons de valence sont les électrons de la dernière couche occupée (couche externe). Ce sont eux qui interviennent dans les réactions chimiques et la formation des liaisons.
La position d'un élément dans le tableau se déduit directement de sa configuration électronique :
- La période correspond au numéro $n$ de la couche externe (couche de valence).
- La famille (pour les blocs s et p, colonnes 1, 2, 13–18) correspond au nombre d'électrons de valence.
Exemple. Le phosphore P a $Z = 15$, configuration $2.8.5$.
• Couche externe = M ($n = 3$) → 3e période
• 5 électrons de valence → colonne 15 (groupe VA ou 15)
Exemple. Le magnésium Mg a $Z = 12$, configuration $2.8.2$.
• Couche externe = M ($n = 3$) → 3e période
• 2 électrons de valence → colonne 2 (alcalino-terreux)
Astuce — Méthode.
1. Écrire la configuration électronique en remplissant K, L, M dans l'ordre.
2. Compter le numéro de la dernière couche → numéro de la période.
3. Compter les électrons de cette couche → numéro de colonne (familles principales).
5Familles chimiques et propriétés périodiques
Les éléments d'une même famille (colonne) ont le même nombre d'électrons de valence et présentent des propriétés chimiques très similaires. C'est le cœur de la périodicité.
Les halogènes (colonne 17) : F, Cl, Br, I ont tous 7 électrons de valence. Ils réagissent facilement pour former des ions $X^-$ (anion halogénure) en gagnant un électron, et ils forment des molécules diatomiques $X_2$ à l'état pur. Leur réactivité diminue de F à I.
Les métaux alcalins (colonne 1) : Li, Na, K ont un seul électron de valence. Ils forment facilement l'ion $M^+$ et réagissent vigoureusement avec l'eau. Leur réactivité augmente de Li à K.
Les gaz nobles (colonne 18) : He, Ne, Ar ont leur couche externe complète (8 électrons, sauf He : 2). Ils sont chimiquement inertes et servent de référence à la règle du duet/octet.
Règle de l'octet (et du duet). Les atomes tendent à adopter la configuration électronique du gaz noble le plus proche (8 électrons en couche externe, ou 2 pour les éléments de la 1re période). Cela explique la formation d'ions et de liaisons covalentes.
Attention ! La règle de l'octet a des exceptions (H suit la règle du duet, certains atomes peuvent dépasser l'octet), mais elle s'applique très bien pour les éléments des 2e et 3e périodes du programme de 1re.
6Rayon atomique, énergie d'ionisation et électronégativité
Plusieurs grandeurs physiques varient de façon périodique dans le tableau. Ces tendances sont directement reliées à la structure électronique.
Rayon atomique $r$ :
- Augmente de haut en bas dans une famille : chaque nouvelle période ajoute une couche électronique.
- Diminue de gauche à droite dans une période : $Z$ augmente, les électrons sont plus attirés par le noyau.
Énergie de première ionisation $E_i$ : énergie minimale pour arracher un électron d'un atome gazeux à l'état fondamental. $\mathrm{X_{(g)}} \rightarrow \mathrm{X^+_{(g)}} + e^-$
- Augmente de gauche à droite dans une période (atome plus petit, noyau attire mieux les électrons).
- Diminue de haut en bas dans une famille (l'électron de valence est plus éloigné du noyau).
Électronégativité $\chi$ (chi) : capacité d'un atome à attirer vers lui les électrons dans une liaison chimique (échelle de Pauling).
- Augmente de gauche à droite et de bas en haut dans le tableau.
- Le fluor F est l'élément le plus électronégatif ($\chi = 4{,}0$).
Astuce — Tendances à retenir. Dans le tableau : rayon ↗ vers le bas et vers la gauche ; électronégativité et énergie d'ionisation ↗ vers le haut et vers la droite.
7Ions et tableau périodique
La formation des ions est directement liée à la configuration électronique et à la position dans le tableau.
Définition — Ion. Un ion est un atome (ou groupe d'atomes) qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Un cation a perdu des électrons (charge positive) ; un anion a gagné des électrons (charge négative).
Les atomes forment des ions stables en tentant d'atteindre la configuration d'un gaz noble (règle de l'octet/duet).
| Famille | Élément | Configuration | Ion stable | Configuration de l'ion |
|---|
| 1 (alcalins) | Na ($Z=11$) | $2.8.1$ | $\mathrm{Na}^+$ | $2.8$ (= Ne) |
| 2 (alcalino-terreux) | Mg ($Z=12$) | $2.8.2$ | $\mathrm{Mg}^{2+}$ | $2.8$ (= Ne) |
| 16 | O ($Z=8$) | $2.6$ | $\mathrm{O}^{2-}$ | $2.8$ (= Ne) |
| 17 (halogènes) | Cl ($Z=17$) | $2.8.7$ | $\mathrm{Cl}^-$ | $2.8.8$ (= Ar) |
| 13 | Al ($Z=13$) | $2.8.3$ | $\mathrm{Al}^{3+}$ | $2.8$ (= Ne) |
Exemple — Méthode. L'ion $\mathrm{Ca}^{2+}$ : le calcium a $Z = 20$, configuration $2.8.8.2$. En perdant 2 électrons, il obtient $2.8.8$ (= Ar). Son ion est $\mathrm{Ca}^{2+}$.
Attention ! Pour les métaux de transition (colonnes 3 à 12), la règle de l'octet ne s'applique pas simplement : ils peuvent former plusieurs ions stables (ex. $\mathrm{Fe}^{2+}$ et $\mathrm{Fe}^{3+}$). Cela sort du cadre du programme de 1re.
★À retenir
À retenir — Tableau périodique :
• Le tableau classe les 118 éléments par numéro atomique $Z$ croissant, en 7 périodes (lignes) et 18 familles (colonnes).
• La configuration électronique donne la répartition des électrons : K($n=1$, max 2), L($n=2$, max 8), M($n=3$, max 8 en 1re approx).
• Les électrons de valence (couche externe) déterminent la famille et les propriétés chimiques.
• La période = numéro de la dernière couche occupée ; la colonne (familles principales) = nombre d'électrons de valence.
• Les atomes forment des ions stables en atteignant la configuration du gaz noble le plus proche (règle de l'octet / duet).
• Tendances : rayon ↗ vers le bas et vers la gauche ; électronégativité et $E_i$ ↗ vers le haut et vers la droite.