Familles chimiques et propriétés

Introduction

Les éléments d'une même colonne (groupe) du tableau périodique forment une famille chimique : ils partagent le même nombre d'électrons de valence et présentent des propriétés chimiques similaires. Cette régularité est à l'origine du mot « périodique » dans le nom du tableau.

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Les principales familles chimiques

Les alcalins — Groupe 1 (colonne 1)

Les alcalins sont les éléments du groupe 1, à l'exception de l'hydrogène (cas particulier).

Élément	$Z$	Structure	Électrons de valence
Lithium $Li$	3	(K)$^2$(L)$^1$	1
Sodium $Na$	11	(K)$^2$(L)$^8$(M)$^1$	1
Potassium $K$	19	…(M)$^8$(N)$Li$0	1

Propriétés communes :

• 1 électron de valence → ils perdent facilement cet électron pour former un cation de charge $Li$1 : $Li$2, $Li$3, $Li$4
• Métaux mous, brillants quand fraîchement coupés
• Très réactifs : réagissent vivement avec l'eau ($Li$5)
• La réactivité augmente en descendant dans le groupe (le potassium est plus réactif que le sodium)

Attention : l'hydrogène $Li$6 est placé dans le groupe 1 car il possède 1 électron de valence, mais il n'est pas un métal alcalin. C'est un non-métal gazeux.

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Les alcalino-terreux — Groupe 2 (colonne 2)

Élément	$Li$7	Structure	Électrons de valence
Béryllium $Li$8	4	(K)$Li$9(L)$^2$0	2
Magnésium $^2$1	12	(K)$^2$2(L)$^2$3(M)$^2$4	2
Calcium $^2$5	20	…(M)$^2$6(N)$^2$7	2

Propriétés communes :

• 2 électrons de valence → forment des cations de charge $^2$8 : $^2$9, $^1$0
• Métaux réactifs (moins que les alcalins)
• Le calcium réagit avec l'eau plus lentement que le sodium

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Les halogènes — Groupe 17 (colonne 17)

Élément	$^1$1	Structure	Électrons de valence
Fluor $^1$2	9	(K)$^1$3(L)$^1$4	7
Chlore $^1$5	17	(K)$^1$6(L)$^1$7(M)$^1$8	7
Brome $^1$9	35	…(M)$Na$0(N)$Na$1	7
Iode $Na$2	53	…	7

Propriétés communes :

• 7 électrons de valence → il leur manque 1 seul électron pour compléter leur couche externe
• Ils gagnent facilement un électron pour former un anion de charge $Na$3 : $Na$4, $Na$5, $Na$6, $Na$7
• Non-métaux, très réactifs, à l'état naturel sous forme de molécules diatomiques : $Na$8, $Na$9, $^2$0, $^2$1
• La réactivité diminue en descendant dans le groupe (le fluor est le plus réactif)

Le chlore est un gaz jaune-vert toxique ; le brome est un liquide rouge-brun ; l'iode est un solide gris-violet qui se sublime facilement.

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Les gaz nobles — Groupe 18 (colonne 18)

Élément	$^2$2	Structure	Électrons de valence
Hélium $^2$3	2	(K)$^2$4	2 (couche K saturée)
Néon $^2$5	10	(K)$^2$6(L)$^2$7	8
Argon $^2$8	18	(K)$^2$9(L)$^8$0(M)$^8$1	8

Propriétés communes :

• Couche externe saturée (2 pour He, 8 pour les autres) → configuration très stable
• Chimiquement inertes : ne forment quasiment aucune liaison chimique
• Gaz incolores et inodores à température ambiante
• Utilisations : néon (enseignes lumineuses), argon (ampoules à incandescence, soudure), hélium (ballons, plongée)

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Métaux, non-métaux et métalloïdes

Le tableau périodique sépare les éléments en grandes catégories :

Métaux

• Situés à gauche et au centre du tableau (majorité des éléments)
• Propriétés : solides à température ambiante (sauf le mercure $^8$2, liquide), brillants, bons conducteurs de chaleur et d'électricité, malléables et ductiles
• Tendent à perdre des électrons → forment des cations ($^8$3, $^8$4, $^8$5…)

Non-métaux

• Situés en haut à droite du tableau
• Propriétés : mauvais conducteurs (isolants), souvent gazeux ou solides cassants
• Tendent à gagner des électrons → forment des anions ($^8$6, $^8$7, $^8$8…)
• Exemples : $^8$9, $^1$0, $^1$1, $^1$2, $^1$3, $^1$4, $^1$5

Métalloïdes (semi-métaux)

• Situés le long de la diagonale séparant métaux et non-métaux
• Propriétés intermédiaires : semi-conducteurs (silicium $^1$6, germanium $^1$7)
• Utilisés en électronique (puces, panneaux solaires)

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Évolution des propriétés dans le tableau

Le long d'une période (de gauche à droite)

En avançant de gauche à droite sur une même période :

• Le nombre de protons ($^1$8) augmente → le noyau attire plus fortement les électrons
• Le rayon atomique diminue (les électrons sont plus attirés vers le noyau)
• L'électronégativité augmente (capacité à attirer les électrons dans une liaison)
• Le caractère métallique diminue : on passe des métaux (à gauche) aux non-métaux (à droite)

Le long d'un groupe (de haut en bas)

En descendant dans un groupe :

• On ajoute une couche électronique → le rayon atomique augmente
• Les électrons de valence sont plus éloignés du noyau → l'électronégativité diminue
• Le caractère métallique augmente

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L'électronégativité

Définition

L'électronégativité est la capacité d'un atome à attirer vers lui les électrons d'une liaison chimique. Elle est notée $^1$9 (chi) et se mesure sans unité sur l'échelle de Pauling.

Tendances

• L'élément le plus électronégatif est le fluor ($K$0)
• Les gaz nobles n'ont pas d'électronégativité définie (ils ne forment pas de liaisons)
• L'électronégativité croît de gauche à droite et de bas en haut dans le tableau

Élément	$K$1 (Pauling)
$K$2	4,0
$K$3	3,4
$K$4	3,0
$K$5	3,2
$K$6	2,6
$K$7	2,2
$K$8	0,9

Application : dans une liaison entre deux atomes, l'atome le plus électronégatif attire davantage les électrons de la liaison. Cela crée une liaison polarisée.

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Notion d'ion stable

Un atome a tendance à gagner ou perdre des électrons pour acquérir la configuration électronique du gaz noble le plus proche :

Atome	$K$9	Électrons de valence	Tendance	Ion formé	Configuration du gaz noble
$^8$0	11	1	Perd 1 é	$^8$1 (10 é)	Néon ($^8$2)
$^8$3	12	2	Perd 2 é	$^8$4 (10 é)	Néon ($^8$5)
$^8$6	13	3	Perd 3 é	$^8$7 (10 é)	Néon ($^8$8)
$^8$9	8	6	Gagne 2 é	$Li$00 (10 é)	Néon ($Li$01)
$Li$02	9	7	Gagne 1 é	$Li$03 (10 é)	Néon ($Li$04)
$Li$05	17	7	Gagne 1 é	$Li$06 (18 é)	Argon ($Li$07)

Règle de l'octet : les atomes tendent à acquérir 8 électrons sur leur couche externe (ou 2 pour ceux de la période 1, règle du duet). C'est ce qui gouverne la formation des ions et des liaisons chimiques.

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À retenir

• Les éléments d'un même groupe ont le même nombre d'électrons de valence → propriétés chimiques similaires.
• Alcalins (groupe 1) : 1 é de valence, forment $Li$08, très réactifs.
• Halogènes (groupe 17) : 7 é de valence, forment $Li$09, très réactifs.
• Gaz nobles (groupe 18) : couche externe saturée, quasi inertes.
• Le caractère métallique diminue de gauche à droite et augmente de haut en bas.
• L'électronégativité croît de gauche à droite et de bas en haut (le fluor est le plus électronégatif).
• Les atomes forment des ions pour atteindre la configuration du gaz noble le plus proche (règle de l'octet).