Chimie · Écoles d'ingénieurs — FST — MIP / MIPC / BCG

Structure de l'atome et classification périodique

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

1. Description de l'atome et nombres quantiques

L'atome est constitué d'un noyau ( $Z$ protons et $N$ neutrons) et d'électrons. L'état d'un électron est défini par quatre nombres quantiques :

Nombre quantique principal $n$ ( $n \geq 1$ ) : définit la couche électronique et l'énergie.
Nombre quantique secondaire $l$ ( $0 \leq l \leq n-1$ ) : définit la forme de l'orbitale ( $l=0 \rightarrow s$ , $l=1 \rightarrow p$ , $l=2 \rightarrow d$ , $l=3 \rightarrow f$ ).
Nombre quantique magnétique $m_l$ ( $-l \leq m_l \leq +l$ ) : définit l'orientation spatiale.
Nombre quantique de spin $m_s$ ( $m_s = \pm 1/2$ ) : définit le sens de rotation de l'électron sur lui-même.

2. Règles de remplissage

Principe d'exclusion de Pauli : Deux électrons d'un même atome ne peuvent avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. Une orbitale contient au maximum 2 électrons de spins opposés.
Règle de Klechkowski : Le remplissage se fait par ordre d'énergie croissante ( $n+l$ croissant). Ordre : $1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s...$
Règle de Hund : Pour des orbitales de même énergie (dégénérées), les électrons occupent le maximum d'orbitales avec des spins parallèles avant de s'apparier.

3. Classification périodique

Le tableau périodique moderne (Mendeleïev) classe les éléments par numéro atomique $Z$ croissant :

Périodes (lignes) : correspondent au nombre quantique $n$ le plus élevé.
Groupes (colonnes) : les éléments d'une même colonne ont la même configuration électronique externe.
Blocs : $s$ (colonnes 1-2), $p$ (colonnes 13-18), $d$ (métaux de transition), $f$ (lanthanides/actinides).

4. Évolution des propriétés périodiques

Rayon atomique ( $R$ ) : Diminue le long d'une période (augmentation de $Z_{eff}$ ), augmente le long d'une colonne (augmentation de $n$ ).
Énergie d'ionisation ( $E_i$ ) et Électronégativité ( $\chi$ ) : Augmentent le long d'une période, diminuent le long d'une colonne.

Méthodes à maîtriser

Établir la configuration électronique d'un atome ou d'un ion ( $Z$ donné).
Déterminer la position (période, groupe, bloc) à partir de la configuration.
Identifier les électrons de valence (ceux après le gaz rare, incluant la sous-couche $d$ si elle est incomplète).
Comparer le caractère acide/basique ou métallique de deux éléments.

Exemples corrigés

Fer ( $Z=26$ ) : $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^6$ . Bloc $d$ , Période 4, Groupe 8.
Ion $Cl^-$ ( $Z=17$ ) : $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$ (Structure stable de l'Argon).

Erreurs fréquentes

Inverser l'ordre $4s$ et $3d$ lors du remplissage (Klechkowski impose $4s$ avant $3d$ ).
Oublier les exceptions de stabilité : Chrome ( $Z=24$ : $4s^1 3d^5$ ) et Cuivre ( $Z=29$ : $4s^1 3d^{10}$ ).
Confondre le nombre d'électrons de valence pour les métaux de transition (il faut compter $ns$ et $(n-1)d$ ).

L'essentiel du cours

1. Description de l'atome et nombres quantiques

L'atome est constitué d'un noyau ($Z$ protons et $N$ neutrons) et d'électrons. L'état d'un électron est défini par quatre nombres quantiques :

Nombre quantique principal $n$ ($n \geq 1$) : définit la couche électronique et l'énergie.
Nombre quantique secondaire $l$ ($0 \leq l \leq n-1$) : définit la forme de l'orbitale ($l=0 \rightarrow s$, $l=1 \rightarrow p$, $l=2 \rightarrow d$, $l=3 \rightarrow f$).
Nombre quantique magnétique $m_l$ ($-l \leq m_l \leq +l$) : définit l'orientation spatiale.
Nombre quantique de spin $m_s$ ($m_s = \pm 1/2$) : définit le sens de rotation de l'électron sur lui-même.

2. Règles de remplissage

Principe d'exclusion de Pauli : Deux électrons d'un même atome ne peuvent avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. Une orbitale contient au maximum 2 électrons de spins opposés.
Règle de Klechkowski : Le remplissage se fait par ordre d'énergie croissante ($n+l$ croissant). Ordre : $1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s...$
Règle de Hund : Pour des orbitales de même énergie (dégénérées), les électrons occupent le maximum d'orbitales avec des spins parallèles avant de s'apparier.

3. Classification périodique

Le tableau périodique moderne (Mendeleïev) classe les éléments par numéro atomique $Z$ croissant :

Périodes (lignes) : correspondent au nombre quantique $n$ le plus élevé.
Groupes (colonnes) : les éléments d'une même colonne ont la même configuration électronique externe.
Blocs : $s$ (colonnes 1-2), $p$ (colonnes 13-18), $d$ (métaux de transition), $f$ (lanthanides/actinides).

4. Évolution des propriétés périodiques

Rayon atomique ($R$) : Diminue le long d'une période (augmentation de $Z_{eff}$), augmente le long d'une colonne (augmentation de $n$).
Énergie d'ionisation ($E_i$) et Électronégativité ($\chi$) : Augmentent le long d'une période, diminuent le long d'une colonne.

Méthodes à maîtriser

Établir la configuration électronique d'un atome ou d'un ion ($Z$ donné).
Déterminer la position (période, groupe, bloc) à partir de la configuration.
Identifier les électrons de valence (ceux après le gaz rare, incluant la sous-couche $d$ si elle est incomplète).
Comparer le caractère acide/basique ou métallique de deux éléments.

Exemples corrigés

Fer ($Z=26$) : $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^6$. Bloc $d$, Période 4, Groupe 8.
Ion $Cl^-$ ($Z=17$) : $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$ (Structure stable de l'Argon).

Erreurs fréquentes

Inverser l'ordre $4s$ et $3d$ lors du remplissage (Klechkowski impose $4s$ avant $3d$).
Oublier les exceptions de stabilité : Chrome ($Z=24$ : $4s^1 3d^5$) et Cuivre ($Z=29$ : $4s^1 3d^{10}$).
Confondre le nombre d'électrons de valence pour les métaux de transition (il faut compter $ns$ et $(n-1)d$).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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Défi flash : 4 questions

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🎯 Structure de l'atome et classification périodique

1/4

Quel ensemble de nombres quantiques $(n, l, m_l, m_s)$ est impossible pour un électron ?

❓ Questions fréquentes

Chno hiya l-farq bin l-couche o l-sous-couche o l-orbitale?

C'est une question de précision hiérarchique :

La couche : Définie par $n$ (ex: $n=2$ est la couche L). C'est le niveau d'énergie principal.
La sous-couche : Définie par $l$ à l'intérieur d'une couche (ex: $2s$ et $2p$ ).
L'orbitale : C'est la "case quantique" précise définie par $m_l$ . Une sous-couche $p$ ( $l=1$ ) contient 3 orbitales ( $m_l = -1, 0, 1$ ).

💡 À retenir : Une couche contient des sous-couches, qui contiennent des orbitales, qui accueillent au max 2 électrons.

C'est une question de précision hiérarchique :

La couche : Définie par $n$ (ex: $n=2$ est la couche L). C'est le niveau d'énergie principal.
La sous-couche : Définie par $l$ à l'intérieur d'une couche (ex: $2s$ et $2p$).
L'orbitale : C'est la "case quantique" précise définie par $m_l$. Une sous-couche $p$ ($l=1$) contient 3 orbitales ($m_l = -1, 0, 1$).

💡 À retenir : Une couche contient des sous-couches, qui contiennent des orbitales, qui accueillent au max 2 électrons.

Kifach n3ref l-blassa dyal l-3onsor f l-jadwal ghir mn Z?

Il faut suivre ces étapes :

Écris la configuration électronique complète (ex: $Z=11 \rightarrow 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$ ).
Période : C'est la valeur maximale de $n$ (ici $n=3$ , donc 3ème période).
Bloc : C'est la dernière sous-couche en cours de remplissage (ici bloc $s$ ).
Groupe : Regarde les électrons de valence. Pour le bloc $s$ , le nombre d'électrons donne la colonne (ici 1ère colonne, groupe 1).

💡 À retenir : La configuration électronique est la "carte d'identité" de l'élément.

Il faut suivre ces étapes :

Écris la configuration électronique complète (ex: $Z=11 \rightarrow 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$).
Période : C'est la valeur maximale de $n$ (ici $n=3$, donc 3ème période).
Bloc : C'est la dernière sous-couche en cours de remplissage (ici bloc $s$).
Groupe : Regarde les électrons de valence. Pour le bloc $s$, le nombre d'électrons donne la colonne (ici 1ère colonne, groupe 1).

💡 À retenir : La configuration électronique est la "carte d'identité" de l'élément.

3lach l-énergie d'ionisation kat-zad mnin kan-mchiw mn l-issar l-limen f l-période?

C'est dû à la charge effective du noyau :

Dans une même période, le nombre de couches ( $n$ ) reste le même.
Le nombre de protons ( $Z$ ) augmente, donc le noyau attire plus fortement les électrons.
Le rayon diminue et l'attraction noyau-électron devient très forte.
Il faut donc fournir plus d'énergie pour arracher un électron.

💡 À retenir : Plus l'atome est petit et son noyau "positif", plus il est difficile d'enlever un électron.

C'est dû à la charge effective du noyau :

Dans une même période, le nombre de couches ($n$) reste le même.
Le nombre de protons ($Z$) augmente, donc le noyau attire plus fortement les électrons.
Le rayon diminue et l'attraction noyau-électron devient très forte.
Il faut donc fournir plus d'énergie pour arracher un électron.

💡 À retenir : Plus l'atome est petit et son noyau "positif", plus il est difficile d'enlever un électron.

Qu'est-ce qu'un électron célibataire et comment le trouver ?

Un électron est dit célibataire (ou non apparié) lorsqu'il occupe seul une orbitale atomique (une case quantique).

Écrire la configuration électronique.
Représenter les cases quantiques de la dernière sous-couche.
Appliquer la règle de Hund : placer un électron par case avant de les doubler. Exemple : Azote ( $Z=7$ ) : $2p^3$ . On place 1 électron dans chacune des 3 cases $p$ . Il y a 3 électrons célibataires.

💡 À retenir : Les électrons célibataires déterminent souvent les propriétés magnétiques et la réactivité.

Un électron est dit célibataire (ou non apparié) lorsqu'il occupe seul une orbitale atomique (une case quantique).

Écrire la configuration électronique.
Représenter les cases quantiques de la dernière sous-couche.
Appliquer la règle de Hund : placer un électron par case avant de les doubler. Exemple : Azote ($Z=7$) : $2p^3$. On place 1 électron dans chacune des 3 cases $p$. Il y a 3 électrons célibataires.

💡 À retenir : Les électrons célibataires déterminent souvent les propriétés magnétiques et la réactivité.

Pourquoi le Chrome (Z=24) ne suit-il pas la règle de Klechkowski ?

Selon Klechkowski, on attendrait $[Ar] 4s^2 3d^4$ . Cependant, la configuration réelle est $[Ar] 4s^1 3d^5$ .

Une sous-couche $d$ à demi-remplie ( $d^5$ ) ou totalement remplie ( $d^{10}$ ) est plus stable énergétiquement.
Un électron de la $4s$ "saute" vers la $3d$ pour atteindre cette stabilité.

💡 À retenir : La nature privilégie la symétrie et la stabilité des sous-couches demi-pleines ou pleines.

Selon Klechkowski, on attendrait $[Ar] 4s^2 3d^4$. Cependant, la configuration réelle est $[Ar] 4s^1 3d^5$.

Une sous-couche $d$ à demi-remplie ($d^5$) ou totalement remplie ($d^{10}$) est plus stable énergétiquement.
Un électron de la $4s$ "saute" vers la $3d$ pour atteindre cette stabilité.

💡 À retenir : La nature privilégie la symétrie et la stabilité des sous-couches demi-pleines ou pleines.

Quelle est la différence entre l'électronégativité et l'affinité électronique ?

L'électronégativité ( $\chi$ ) : C'est la tendance d'un atome à attirer le doublet d'une liaison chimique vers lui.
L'affinité électronique ( $AE$ ) : C'est l'énergie échangée lorsqu'un atome isolé capte un électron pour devenir un anion.

💡 À retenir : L'électronégativité concerne les atomes liés, l'affinité concerne les atomes isolés.

L'électronégativité ($\chi$) : C'est la tendance d'un atome à attirer le doublet d'une liaison chimique vers lui.
L'affinité électronique ($AE$) : C'est l'énergie échangée lorsqu'un atome isolé capte un électron pour devenir un anion.

💡 À retenir : L'électronégativité concerne les atomes liés, l'affinité concerne les atomes isolés.

Kifach n7seb l-3adad dyal l-iliktronat d l-valence f les métaux de transition?

Pour les éléments du bloc $d$ (métaux de transition) :

On prend les électrons de la couche la plus externe ( $ns$ ).
On y ajoute les électrons de la sous-couche $(n-1)d$ en cours de remplissage. Exemple : Scandium ( $Z=21$ ) : $[Ar] 4s^2 3d^1$ . Valence = $2+1 = 3$ électrons.

💡 À retenir : Pour le bloc $d$ , la valence inclut $ns$ et $(n-1)d$ .

Pour les éléments du bloc $d$ (métaux de transition) :

On prend les électrons de la couche la plus externe ($ns$).
On y ajoute les électrons de la sous-couche $(n-1)d$ en cours de remplissage. Exemple : Scandium ($Z=21$) : $[Ar] 4s^2 3d^1$. Valence = $2+1 = 3$ électrons.

💡 À retenir : Pour le bloc $d$, la valence inclut $ns$ et $(n-1)d$.

Comment varie le rayon ionique par rapport au rayon atomique ?

Cation ( $X^+$ ) : Le rayon diminue toujours ( $R_{cation} < R_{atome}$ ) car on perd des électrons, l'attraction du noyau augmente et parfois on perd une couche entière.
Anion ( $X^-$ ) : Le rayon augmente toujours ( $R_{anion} > R_{atome}$ ) car l'ajout d'électrons augmente les répulsions inter-électroniques, ce qui "gonfle" le nuage électronique.

💡 À retenir : Les "plus" sont plus petits, les "moins" sont plus gros.

Cation ($X^+$) : Le rayon diminue toujours ($R_{cation} < R_{atome}$) car on perd des électrons, l'attraction du noyau augmente et parfois on perd une couche entière.
Anion ($X^-$) : Le rayon augmente toujours ($R_{anion} > R_{atome}$) car l'ajout d'électrons augmente les répulsions inter-électroniques, ce qui "gonfle" le nuage électronique.

💡 À retenir : Les "plus" sont plus petits, les "moins" sont plus gros.

Qu'est-ce que des espèces isoélectroniques ?

Ce sont des atomes ou des ions qui possèdent exactement le même nombre d'électrons et donc la même configuration électronique. Exemple : $O^{2-}$ , $F^-$ , $Ne$ , $Na^+$ , $Mg^{2+}$ ont tous 10 électrons ( $1s^2 2s^2 2p^6$ ).

💡 À retenir : Même configuration ne veut pas dire même taille (le rayon dépend de $Z$ ).

Ce sont des atomes ou des ions qui possèdent exactement le même nombre d'électrons et donc la même configuration électronique. Exemple : $O^{2-}$, $F^-$, $Ne$, $Na^+$, $Mg^{2+}$ ont tous 10 électrons ($1s^2 2s^2 2p^6$).

💡 À retenir : Même configuration ne veut pas dire même taille (le rayon dépend de $Z$).

Peut-on avoir n=3, l=3 ?

Non, c'est impossible.

La règle mathématique pour le nombre quantique secondaire est $0 \leq l \leq n-1$ .
Si $n=3$ , les valeurs possibles de $l$ sont 0, 1 et 2 (sous-couches $3s, 3p, 3d$ ).
La sous-couche $3f$ n'existe pas.

💡 À retenir : $l$ est toujours strictement inférieur à $n$ .

Non, c'est impossible.

La règle mathématique pour le nombre quantique secondaire est $0 \leq l \leq n-1$.
Si $n=3$, les valeurs possibles de $l$ sont 0, 1 et 2 (sous-couches $3s, 3p, 3d$).
La sous-couche $3f$ n'existe pas.

💡 À retenir : $l$ est toujours strictement inférieur à $n$.

Comment déterminer le nombre de protons, neutrons et électrons d'un ion ?

Soit l'ion $^{A}_{Z}X^{q}$ :

Protons : C'est toujours $Z$ .
Neutrons : C'est $A - Z$ .
Électrons : C'est $Z - q$ (où $q$ est la charge avec son signe). Exemple : $^{56}_{26}Fe^{3+}$ : 26 protons, $56-26=30$ neutrons, $26-(+3)=23$ électrons.

💡 À retenir : Seul le nombre d'électrons change lors de la formation d'un ion.

Soit l'ion $^{A}_{Z}X^{q}$ :

Protons : C'est toujours $Z$.
Neutrons : C'est $A - Z$.
Électrons : C'est $Z - q$ (où $q$ est la charge avec son signe). Exemple : $^{56}_{26}Fe^{3+}$ : 26 protons, $56-26=30$ neutrons, $26-(+3)=23$ électrons.

💡 À retenir : Seul le nombre d'électrons change lors de la formation d'un ion.

C'est quoi la charge effective du noyau (Z{eff}) ?

C'est la charge réelle ressentie par un électron externe, en tenant compte de l'effet d'écran des électrons internes.

Les électrons entre le noyau et l'électron de valence font "écran" (bouclier).
$Z_{eff} = Z - \sigma$ (où $\sigma$ est la constante d'écran).
Plus $Z_{eff}$ est grand, plus l'électron est lié.

💡 À retenir : $Z_{eff}$ explique pourquoi les propriétés varient de façon régulière dans le tableau.

C'est la charge réelle ressentie par un électron externe, en tenant compte de l'effet d'écran des électrons internes.

Les électrons entre le noyau et l'électron de valence font "écran" (bouclier).
$Z_{eff} = Z - \sigma$ (où $\sigma$ est la constante d'écran).
Plus $Z_{eff}$ est grand, plus l'électron est lié.

💡 À retenir : $Z_{eff}$ explique pourquoi les propriétés varient de façon régulière dans le tableau.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

Exercice 1 : Configuration et position (Niveau Facile) On considère l'élément Phosphore ( $P$ ) situé dans la 3ème période et appartenant au groupe 15 (ou groupe V.A) de la classification périodique.

Déterminer la configuration électronique de l'atome de phosphore dans son état fondamental.
En déduire son numéro atomique $Z$ .
Donner les quatre nombres quantiques du dernier électron ayant rempli la configuration (en suivant les règles de remplissage).
Combien d'électrons de valence possède cet atome ?

Exercice 1

Exercice 1 : Configuration et position (Niveau Facile) On considère l'élément Phosphore ($P$) situé dans la 3ème période et appartenant au groupe 15 (ou groupe V.A) de la classification périodique.

Déterminer la configuration électronique de l'atome de phosphore dans son état fondamental.
En déduire son numéro atomique $Z$.
Donner les quatre nombres quantiques du dernier électron ayant rempli la configuration (en suivant les règles de remplissage).
Combien d'électrons de valence possède cet atome ?

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Exercice 2

Exercice 2 : Éléments de transition et Ions (Niveau Moyen) Le Fer ( $Fe$ ) est un métal de transition de numéro atomique $Z=26$ .

Établir la configuration électronique du Fer.
Déterminer sa position exacte dans le tableau périodique (Période, Bloc, Groupe).
Le fer peut former deux ions stables : $Fe^{2+}$ et $Fe^{3+}$ . Écrire la configuration électronique de ces deux ions.
Justifier laquelle de ces deux formes ioniques est la plus stable en se basant sur les sous-couches électroniques.

Exercice 2

Exercice 2 : Éléments de transition et Ions (Niveau Moyen) Le Fer ($Fe$) est un métal de transition de numéro atomique $Z=26$.

Établir la configuration électronique du Fer.
Déterminer sa position exacte dans le tableau périodique (Période, Bloc, Groupe).
Le fer peut former deux ions stables : $Fe^{2+}$ et $Fe^{3+}$. Écrire la configuration électronique de ces deux ions.
Justifier laquelle de ces deux formes ioniques est la plus stable en se basant sur les sous-couches électroniques.

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Exercice 3

Exercice 3 : Propriétés périodiques (Niveau Examen) On considère les éléments suivants : $_{11}Na$ , $_{12}Mg$ , $_{19}K$ .

Classer ces éléments par ordre croissant de leur rayon atomique. Justifier.
Classer ces éléments par ordre croissant de leur première énergie d'ionisation ( $E_{i1}$ ). Justifier.
Lequel de ces éléments est le plus électronégatif ?
Comparer le rayon ionique de $Na^+$ avec le rayon atomique de $Na$ .

Exercice 3

Exercice 3 : Propriétés périodiques (Niveau Examen) On considère les éléments suivants : ${11}Na$, ${12}Mg$, $_{19}K$.

Classer ces éléments par ordre croissant de leur rayon atomique. Justifier.
Classer ces éléments par ordre croissant de leur première énergie d'ionisation ($E_{i1}$). Justifier.
Lequel de ces éléments est le plus électronégatif ?
Comparer le rayon ionique de $Na^+$ avec le rayon atomique de $Na$.

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