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.

---

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)$^1$	1

Propriétés communes :

• 1 électron de valence → ils perdent facilement cet électron pour former un cation de charge $+1$ : $Li^+$, $Na^+$, $K^+$
• Métaux mous, brillants quand fraîchement coupés
• Très réactifs : réagissent vivement avec l'eau ($2Na + 2H_2O \to 2NaOH + H_2$)
• La réactivité augmente en descendant dans le groupe (le potassium est plus réactif que le sodium)

Attention : l'hydrogène $H$ 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.

---

Les alcalino-terreux — Groupe 2 (colonne 2)

Élément	$Z$	Structure	Électrons de valence
Béryllium $Be$	4	(K)$^2$(L)$^2$	2
Magnésium $Mg$	12	(K)$^2$(L)$^8$(M)$^2$	2
Calcium $Ca$	20	…(M)$^8$(N)$^2$	2

Propriétés communes :

• 2 électrons de valence → forment des cations de charge $+2$ : $Mg^{2+}$, $Ca^{2+}$
• Métaux réactifs (moins que les alcalins)
• Le calcium réagit avec l'eau plus lentement que le sodium

---

Les halogènes — Groupe 17 (colonne 17)

Élément	$Z$	Structure	Électrons de valence
Fluor $F$	9	(K)$^2$(L)$^7$	7
Chlore $Cl$	17	(K)$^2$(L)$^8$(M)$^7$	7
Brome $Br$	35	…(M)$^{18}$(N)$^7$	7
Iode $I$	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 $-1$ : $F^-$, $Cl^-$, $Br^-$, $I^-$
• Non-métaux, très réactifs, à l'état naturel sous forme de molécules diatomiques : $F_2$, $Cl_2$, $Br_2$, $I_2$
• 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.

---

Les gaz nobles — Groupe 18 (colonne 18)

Élément	$Z$	Structure	Électrons de valence
Hélium $He$	2	(K)$^2$	2 (couche K saturée)
Néon $Ne$	10	(K)$^2$(L)$^8$	8
Argon $Ar$	18	(K)$^2$(L)$^8$(M)$^8$	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)

---

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 $Hg$, liquide), brillants, bons conducteurs de chaleur et d'électricité, malléables et ductiles
• Tendent à perdre des électrons → forment des cations ($Na^+$, $Fe^{2+}$, $Al^{3+}$…)

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 ($Cl^-$, $O^{2-}$, $S^{2-}$…)
• Exemples : $C$, $N$, $O$, $F$, $Cl$, $S$, $P$

Métalloïdes (semi-métaux)

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

---

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 ($Z$) 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

---

L'électronégativité

Définition

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

Tendances

• L'élément le plus électronégatif est le fluor ($\chi = 4{,}0$)
• 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	$\chi$ (Pauling)
$F$	4,0
$O$	3,4
$N$	3,0
$Cl$	3,2
$C$	2,6
$H$	2,2
$Na$	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.

---

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	$Z$	Électrons de valence	Tendance	Ion formé	Configuration du gaz noble
$Na$	11	1	Perd 1 é	$Na^+$ (10 é)	Néon ($Ne$)
$Mg$	12	2	Perd 2 é	$Mg^{2+}$ (10 é)	Néon ($Ne$)
$Al$	13	3	Perd 3 é	$Al^{3+}$ (10 é)	Néon ($Ne$)
$O$	8	6	Gagne 2 é	$O^{2-}$ (10 é)	Néon ($Ne$)
$F$	9	7	Gagne 1 é	$F^-$ (10 é)	Néon ($Ne$)
$Cl$	17	7	Gagne 1 é	$Cl^-$ (18 é)	Argon ($Ar$)

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.

---

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 $X^+$, très réactifs.
• Halogènes (groupe 17) : 7 é de valence, forment $X^-$, 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).