L. Ouksel 1

Cours de chimie Générale

Première Année SNV 2020-2021

L. Ouksel 2

Chapitre I : Configuration électronique de l’atome

I.1. Nombres quantiques et orbitales atomiques

On peut expliquer la quantification de l’énergie avec le modèle quantique de l’atome.

Pour une fonction d’onde ψ (orbitale atomique) elle fait intervenir quatre nombres appelés

nombres quantiques qui caractérisent l’état d’un électron qui sont : n, l, m, s.

I.1.1. Nombre quantique principal (n)

C'est un nombre entier positif, il définit la couche électronique. Les couches sont

désignées par un symbole tel qu’ils sont représentées sur le tableau ci-dessous.

Tableau I.1 : les valeurs de n et couche correspondante.

Valeurs de n 1 2 3 4 5 6 7

Couche K L M N O P Q

I.1.2. Nombre quantique secondaire ou azimutal (l)

Il peut prendre toutes les valeurs comprises entre 0 et n-1 (0 ≤ l ≤ n-1). Ce nombre entier

caractérise la sous-couche (ou le sous niveau) occupée par l'électron. Il définit la forme du

volume dans lequel se trouve l'électron, c'est-à-dire la géométrie des orbitales.

Tableau I.2 : les valeurs de l et sous couche correspondante. Valeurs de l 0 1 2 3 4 Sous couche s p d f g

I.1.3. Nombre quantique magnétique (m)

Ce nombre définit le nombre d'orientations dans l'espace que peut prendre l'électron

lorsqu'il est soumis à l'action d'un champ magnétique. Il caractérise la case quantique occupée

par l’électron, il peut prendre toutes les valeurs entre - l ≤ m ≤ +l, il y a 2l + 1 valeurs de m.

Pour symboliser les différentes formes de l’orbitale, on utilise une case quantique

représentée par un rectangle.

Il y’a autant de rectangles qu'il y a de valeurs possibles de m.

I.1.4. Le nombre de spin (s)

Diverses expériences montrent que l’électron possède un moment magnétique

intrinsèque et donc un moment cinétique propre spins de valeur 1/2. On postule donc qu’il

existe une valeur maximale, de la projection de s sur l’axe OZ qu'on appelle nombre quantique

ms ou nombre de spin qui ne peut prendre que deux valeurs +1/2 et -1/2 (figure I.1).

L. Ouksel 3

Figure I.1 : Moment cinétique de l’électron et projection de s sur l’axe OZ.

On représente symboliquement ce nombre de spin par :

Une flèche vers le haut ( ) : un électron dans l’état de spin +1/2

Une flèche vers le bas ( ) : un électron dans l’état de spin – 1/2

L’orbitale S :

n=1, l=0, m=0, S On représente cette orbitale par une case rectangulaire.

(s = +1/2 ou -1/2) donc l’orbitale S contient au maximum 2e- .Couche K (2e-)

L’orbitale P :

l = 1, m = (-1, 0, 1) P (max 6e-) elle a deux lobes sur l’axe des x (m = -1, Px), deux lobes sur

l’axe des y (m = 0, Py), deux lobes sur l’axe des z (m = 1, Pz). Couche L (8e-).

L’orbitale d :

Elle a 4 lobes sous forme de fleur, il y’a cinq formes.

l = 2, m = (-2,-1, 0, 1,2) d (max 10 e-)

L’orbitale f :

l = 3, m = (-3,-2,-1, 0, 1, 2,3) f (max 14 e-).

Figure I.2 : Représentation graphique des O.A (s, p, d et f).

I.2. Les principales lois de remplissages des cases quantiques

Le remplissage des cases quantique s’effectue à l’aide des règles suivantes :

I.2 .1. Principe d’exclusion de Pauli

L. Ouksel 4

Deux électrons d’un même atome ne peuvent avoir leurs quatre nombres quantiques

identiques n, l, m et s. Dans une même case quantique n, l, m sont fixés. On ne peut placer que

deux électrons au maximum avec leur nombre quantique de spins opposés.

I.2 .2. Principe de stabilité

L’état fondamental de l’atome représente l’état le plus stable de l’électron, donc les

électrons vont commencer par occuper les niveaux d’énergie les plus bas à la limite des places

vacantes.

I.2 .3. Règle de Hund

Les orbitales (cases) d’une même sous couche correspondent au même niveau

énergétique, les électrons se répartissent dans ces cases d’abord à raison d’un électron par

orbitale puis en doublet à défaut de cases. 2n2 est le nombre maximal d’électron pouvant se

répartir sur toutes les sous couches de la couche n.

I.2.4. Règle de Klechkowski

L’énergie des orbitales atomiques (OA) croit avec (n + l). La configuration la plus stable

est celle de plus basse énergie. On l’obtient en suivant les deux règles suivantes :

a) selon (n + l) croissant.

b) si (n + l) est identique, l’OA dont le n est le plus petit sera remplie la première.

Figure I.3 : Représentation schématique de la règle de Klechkowski

L. Ouksel 5

Figure I.3 : Principaux blocs du tableau périodique.

On voit clairement que ce tableau respecte l’ordre des sous-couches selon la règle de

Klechkowski: 1s / 2s 2p / 3s 3p / 4s 3d 4p / 5s 4d 5p / 6s 4f 5d 6p / 7s 5f 6d 7p

L'ordre de remplissage des sous couches quantiques est alors :

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Dans la très grande majorité des cas, il suffit de suivre la règle de Klechkowski pour

obtenir cette configuration. Il existe toutefois des exceptions.

Exemple1 :

Soit à établir la configuration électronique de l'élément de Z = 53.

Ordre de remplissage selon Klechkowski :

1 s2, 2 s2, 2 p6, 3s2, 3 p6, 4 s2, 3 d10, 4p6, 5 s2, 4 d10, 5 p5

Il est nécessaire de remettre les diverses couches et sous-couches dans leur ordre naturel par

valeur croissantes de n :

1 s2, 2 s2, 2 p6, 3s2, 3p6, 3 d10, 4 s2, 4p6, 4 d10, 5 s2, 5 p5 K2, L8, M18, N18, O7.

Exemple 2 :

Soit à établir la configuration électronique de l'élément de Z = 37.

Ordre de remplissage selon Klechkowski :

1 s2, 2 s2, 2 p6, 3s2, 3 p6, 4 s2, 3 d10, 4p6, 5 s1

Soit une fois remis dans l’ordre croissant de n :

1 s2, 2 s2, 2 p6, 3s2, 3 p6, 3 d10 ,4 s2, 4p6, 5 s1

NB : la sous couches d à moitié remplie ou complétement remplie est plus stable.

Si la sous couche S comprend 2e- avec 4e- ou 9e- dans la sous couche d, un électron de la sous

couche S passe à la sous couche d, dans ce cas d deviens plus stable.

Exemple 3:

Cu (Z=29): 1s2 /2s2 2p6 /3s2 3 p 6 /4s2 3d9 3d104s1

Cr (Z=24): 1s2 /2s2 2p6 /3s2 3p6 / 4s2 3d4 3d5 4s1

L. Ouksel 6

I.3. Electrons de cœur et électrons de valence

La configuration électronique d'un élément constitue une description complète du

cortège électronique de celui-ci. En fait, il n'est pas nécessaire de l'écrire entièrement.

Si on prend un atome simple Z = 14 par exemple, on trouve :

1s2, 2s2, 2 p6, 3s2, 3p2 Ou K2, L8, M4

D'un point de vue purement chimique, la dernière couche occupée est primordiale car c'est

elle qui va fixer en priorité les propriétés chimiques de l'atome.

Les électrons de cette couche sont les plus éloignés du noyau de l'atome et donc plus

facile à arracher pour obtenir un cation par exemple.

Les réactions chimiques se font par interactions entre les nuages électroniques de deux

atomes différents, ces interactions se produiront entre les couches les plus externes de

ceux-ci et les couches internes y participeront beaucoup moins.

Tableau I.3 : les gaz rares et leur numéro atomique

Elément Symbole Z

Hélium He 2

Néon Ne 10

Argon Ar 18

Krypton Kr 36

Xénon Xe 54

Radon Rn 86

Pour décrire rapidement la configuration électronique d'un élément quelconque sans

avoir à écrire toutes les couches et sous-couches internes, on va écrire cette configuration sous

la forme condensée :

[Configuration du gaz rare] + Couches externes

Le gaz rare sera celui dont le numéro atomique est le plus près possible du numéro

atomique de l'élément considéré tout en lui restant inférieur.

Exemples :

Pour Z = 53 dont la configuration est : 1 s2, 2 s2, 2 p6, 3s2, 3 p6, 3 d10 ,4 s2, 4p6, 4 d10, 5 s2, 5 p5

On écrira plus simplement : (Kr) 4d10, 5s2, 5p5.

Pour Z = 88 on écrira : (Rn) 7s 2

L. Ouksel 7

𝑍

Exercices d’applications

Exercice 1 :

Pour tout élément 𝐴𝑋 le nombre de masse A=Z+N, N étant le nombre de neutrons. A partir de cette relation, retrouver le nombre de protons, de neutrons dans les éléments suivant :

𝑃𝑏82208 , 𝑃𝑏82

208 +2, 𝑃𝑏82208 +4, 𝑂8

16 , 𝑂816 -2, 𝑀𝑔12

24 +2, 𝐶𝑙1735 -, 𝐴𝑠35

75 , 𝐹𝑒2656 , 𝐹𝑒26

56 +3, 𝐶𝑒58140 .

L’ionisation des éléments touche seulement le nombre d’électrons.

Corrigé :

Exercice 2 :

Les séries suivantes de nombres quantiques caractérisant un électron sont-elles

possibles ou non ?

1) n=2 l=0 m=0 2) n=2 l=1 m=1 3) n=2 l=2 m=0

4) n=1 l=0 m=1 5) n=0 l=0 m=0

Corrigé :

1) Possible (2s). 2) Possible (2Pz). 3) Impossible. 4) Impossible. 5) Impossible n=1,2 ,3…

Exercice 3 :

Donner les valeurs des quatre nombres quantiques caractérisant chacun des électrons du Be

(Z=4).

Corrigé :

4Be (Z= 4) 1S22S2

Le Béryllium possède 4 électrons chaque électrons est caractérisé par quatre nombres

quantiques :

𝑒− : (1, 0, 0,1/2) 1

𝑒−: (1, 0, 0,-1/2) 2

𝑒−: (2, 0, 0,1/2) 3

𝑒−: (2, 0, 0,-1/2) 4

Exercice 4 :

Combien d’orbitales trouve-t-on dans le niveau 4 ?

Une orbitale est définie par n=4 et l=2 c’est une orbitale : 3p, 4p, 5d, 4d ?

Corrigé :

Si n=4 l = 1, 2, 3. (s, p, d, f) par conséquent, dans le niveau 4, nous avons 1 orbitale s, 3

orbitales p, 5 orbitales d et 7 orbitales f. Donc au total 16 orbitales pour le niveau n=4.

L’orbitale définie par n = 4 et l = 2 c’est l’orbitale 4d.

Eléments 𝑃𝑏82208 𝑃𝑏82

208 +2 𝑃𝑏82208 +4 𝑂8

16 𝑂−28

16 𝑀𝑔1224 +2 𝐶𝑙17

35 - 𝐴𝑠3575 𝐹𝑒26

56 𝐹𝑒2656 +3 𝐶𝑒58

140

Nombre de P 82 82 82 8 8 12 17 35 26 26 58

Nombre de N 126 126 126 8 8 12 18 40 30 30 82

L. Ouksel 8

Exercice 5 :

Dans lesquelles des paires suivantes les deux ions ont-ils exactement la même configuration

électronique ?

1)+, 𝐶𝑙− 2) 𝑁𝑎+, 𝐵𝑟− 3) 𝐿𝑖+, 𝐹− 4) 𝑆𝑟2+, 𝐵𝑟− 5) 𝑀𝑔+, 𝐹−

Corrigé :

Pour avoir la même configuration électronique, il faut posséder le même nombre d’électrons.

Les couples suivant n’ont pas le même nombre d’électrons :

2) Na+ (11-1) et Br-(35+1) 3) Li+, F- 5) Mg+, F-

Par contre les couples suivant ont le même nombre d’électrons donc la même configuration

électronique :

1) K+, Cl- 4) Sr2+, Br-

Exercice 6 :

Donner la configuration électronique des éléments suivants, en détaillant les cases quantiques

F(Z=9), F-1, K(Z=19), K+1, Mn(Z=25), Ge(Z=32).

Corrigé :

L. Ouksel 9

Chapitre II : Classification périodique des éléments

II.1. Description du tableau périodique de Mendeleïev

II.1.1. Lignes et périodes du tableau périodique

Les éléments chimiques sont classés selon Z croissant dans un tableau à 7 lignes

(périodes) et 18 colonnes (groupes et sous-groupes). Le tableau périodique est constitué de 4

blocs : S, P, d et f. Les éléments d’une même ligne horizontale constituent une période.

Tableau II.1 : Lignes et périodes du tableau périodique

Les éléments d’une même colonne ont la même couche externe, ils constituent un groupe

ou une famille. A Contient les éléments dont la couche externe est ns np.

Sous-groupe

B Contient les éléments dont la couche externe contient la sous couche d.

Les indices I, II, III… indiquent le nombre d’électrons sur la couche externe, appelés

(Électrons de valence).

II.1.2. Les principales familles (groupes) du tableau périodique

a) Famille des alcalins

Groupe IA Les éléments dont la couche externe est de type ns1.

b) Famille des alcalinoterreux

Groupe IIA Les éléments dont la couche externe est de type ns2.

c) Famille des chalcogènes

C’est les éléments de la colonne 16 ou groupe VIA

d) Famille des halogènes

Groupe VIIA Les éléments dont la couche externe est de type ns2np5.

e) Famille des gaz rares

Groupe VIIIA ou (0) Les éléments dont la couche externe est de type ns2np6.

L. Ouksel 10

f) Famille des éléments de transition

Les éléments dont la couche externe contient l’orbitale (d) incomplètement remplie.

g) Les triades

Groupe VIIIB Triade du Fer (Fe, Co, Ni).Triade du Palladium (Ru, Rh, Pd).Triade du platine

(Os, Ir, Pt).

h) Famille des terres rares

Comporte les Lanthanides et les Actinides.

II.2. Positionnement de l’élément dans le tableau périodique

Le positionnement de l’élément se fait à partir de la configuration de la couche externe.

Positionnement de l’élément veut dire son adresse exacte dans le tableau à savoir :

II.2.1. Période prend le plus grand (n) de la couche externe.

II.2.2. Groupe le nombre d’électrons de valence.

II.2.3. Sous-groupe A (électrons de valence s ou s et p). B (électrons de valence s et d)

II.2.4. Colonne est déterminée comme suit.

Groupe I II III IV V VI VII VIII VIII

S-G A B A B A B A B A B A B A B B A

Colonne 1 11 2 12 13 3 14 4 15 5 16 6 17 7 8 9 10 18

Exemple :

Donner la structure électronique en fonction des gaz rares et trouver la position des éléments

suivants :

II.3. Périodicité des propriétés des éléments

Les propriétés chimiques d’un élément dépendent essentiellement de la configuration

électronique de la couche externe.

L. Ouksel 11

II.3.1. Rayon atomique

C’est la distance entre le centre du noyau et l’électron de la couche externe ou c’est la

moitié de la distance entre deux atomes liés par une liaison simple.

a) Sur une même période : n est constant, de gauche à droite Z (nombre de proton dans le

noyau) augmente, la force d’attraction augmente donc les électrons seront plus attirés vers le

noyau ce qui fait diminuer le rayon atomique.

b) Sur une même colonne : de haut en bas de la même colonne, n augmente donc le nombre

de couche (orbitales) augmente, Z augmente, donc l’électron s’éloigne de plus en plus du noyau,

la force d’attraction du noyau va diminuer en plus de l’effet écran qui augmente avec le nombre

d’électrons internes ce qui fait que le rayon atomique va augmenter.

II.3.2 Energie d'ionisation (EI)

C'est l'énergie qu'il faut fournir pour arracher un électron à un atome (ou à un ion)

dans l'état fondamental et à l'état gazeux.

a) Sur une même période si Z augmente alors E.I augmente.

b) Sur une même colonne si Z augmente alors E.I diminue.

En comparant les énergies d’ionisations ; on trouve que : Ei1 < Ei2 < Ei3 < Ei4 <…

Ceci peut être expliqué que le premier électron à enlever est celui de la couche la plus externe,

donc le plus loin du noyau, plus on s’approche de ce dernier plus l’ionisation est difficile donc

Ei augmente.

II.3.3. Affinité électronique (A)

C’est le phénomène inverse de l’ionisation ; L'affinité électronique d'un atome X est

l'énergie dégagée lorsque cet atome capte un électron.

II.3.4 Electronégativité (χ)

C'est le pouvoir d'attirer un électron par un élément.

a) Sur une même période si Z augmente alors χ augmente (même variation que EI).

b) Sur un même groupe si Z augmente alors χ diminue (même variation que EI).

L. Ouksel 12

Exercice 1 :

Exercices d’applications

On donne les éléments de numéros atomiques suivants : Z=15, Z=20, Z=31, Z=51 et Z=53.

Pour chacun de ces éléments, déterminer :

1) La couche de valence.

2) La période et le groupe dans la classification périodique.

Corrigé :

Z = 15 : [Ne] 3S23P3 Couche de valence : 3S23P3, n = 3, 3éme période, 5e-, Groupe VA.

Z = 20 : [Ar] 4S2 Couche de valence : 4S2, n = 4, 4éme période, 2e-, Groupe IIA.

Z = 31 : [Ar] 4S23d104P1 Couche de valence : 4S24P1 n = 4, 4éme période, 3e-, Groupe IIA.

Z = 51 : [Kr] 5S24d105P3 Couche de valence : 5S25P3 n = 5, 5éme période, 5e-, Groupe. VA

Z = 53 : [Ne] 5S24d105P5 Couche de valence : 5S25P5 n = 5, 5éme période, 7e-, Groupe VIIA.

Exercice 2 :

Un élément a moins de18 électrons et possèdent deux électrons célibataires.

1) Quelles sont les configurations électroniques possibles correspondant à cet élément.

2) Quelle est la configuration de cet élément, sachant qu’il appartient au groupe de l’étain

Sn (Z=50) et à la période du lithium Li (Z=3).

Corrigé :

18e- et 2e- Célibataire. [He] 2S22P2 [He] 2S22P4 [Ne] 3S23P2 [Ne] 3S23P4

3Li : [He] 2S1, n = 2, 2éme période. 50Sn : [Kr] 5S24d105p2, 4e-, 4éme groupe.

X : [He] 2S22P2, 2éme période (Li), 4éme groupe (Sn), X = C

Exercice 3 :

Soient les éléments : 29Cu, 35Br, 42Mo et 54Xe.

1) Donner les structures électroniques de ces éléments.

2) Situer ces éléments dans le tableau périodique.

3) Quels sont parmi ces éléments, ceux de transition ?

4) Quel est l’élément inerte chimiquement ? Indiquer sa structure externe.

5) Donner les 4 nombres quantiques de l’électron célibataire du Cu et du Br.

6) Attribuer en expliquant les valeurs des énergies de première ionisation (Ei1) et des

électronégativités des éléments suivants : Cu, Br et Mo.

Ei1 7.7 11.8 7.2

χ 1.9 2.8 1.8

7) Un élément appartient à la sixième période et au groupe IVB. Quelle est sa structure. Donner son numéro atomique Z.

L. Ouksel 13

Corrigé

1) 2)

Eléments Configuration électronique Période G SG Colonne

29Cu [Ar] 3d104S1 4 I B 11

35Br [Ar] 3d104S24p5 4 VII A 17

42Mo [Kr] 4d55S1 5 VI B 6

54Xe [Kr] 4d109S25p6 5 VIII A 18

3) L’élément de transition est : Mo la sous-couche d incomplète.

4) L’élément le plus inerte chimiquement est le Xe (Z = 54) sa structure externe : 4d105S25p6

5) Les quatre nombres quantiques

Cu : [Ar] 3d104S1 (4, 0, 0, +1/2) ; Br : [Ar] 3d104S24p5 (4, 1, +1, +1/2)

6) La première énergie d’ionisation décroit le long d’une colonne

EI1 (Cu, Br) > 7,2

La première énergie d’ionisation croit le long d’une période

Ei1 (Br) > Ei1 (Cu) donc Ei1 (Br) > Ei1 (Cu) > Ei1 (Mo) 11,8 > 7,7 > 7,2

L’électronégativité χ suit la même loi que l’énergie d’ionisation.

χ (Br) > χ (Cu) > χ (Mo) 2,8 > 1,9 > 1,8

7) Structure externe 5d26S2 [Xe] 4f145d26S2 Z = 72

Exercice 4 :

1) Donner la structure électronique des éléments A, B, C et D sachant que :

A : Son dernier électron possède les valeurs des 4 nombre quantiques suivant (n=5,

l=1, m=0, s=+1/2).

B : Son numéro atomique Z=42.

C : Appartient au même groupe que A et se situe dans la 3éme période.

D4+ : A la même configuration que les gaz rares et se situe dans la 4éme période.

2) Situer les éléments A, B, C et D dans le tableau périodique.

3) Classer ces éléments selon leur énergie d’ionisation, leur électronégativité et leur

rayon atomique (par ordre croissant).

4) Les quels font partie des éléments de transition.

Corrigé :

1) A (5, 1, 0, +1/2) 5p2 parce que m = 0 A : [Kr] 4d105S25p2 B : Mo [Kr] 4d55S1

C appartient au même groupe que A et à la troisième période IVA

C : [Ne] 3S23P2 Z = 14 C = Si.

L. Ouksel 14

D+4: [Ar] 3d104S24p6 Z = 36 D+4 = Kr D (Z = 40) = Zr.

2)

Eléments Période G SG Colonne

50A 5 IV A 14

42B 5 VI B 6

40D 5 IV B 4

3) Même période : Z augmente donc Ei et χ augmentent et le rayon atomique diminue.

Même groupe : n augmente donc Ei et χ diminuent et le rayon atomique augmente.

A, B et D appartiennent à la cinquième période donc Ei(D) Ei(B) Ei(A)

C et D appartiennent au même groupe donc Ei(A) Ei(C).

Finalement Ei(D) Ei(B) Ei(A) Ei(C).

Même raisonnement pour χ : χ (D) χ (B) χ (A) χ (C).

Pour le rayon atomique r : r (D) > r (B) > r (A) > r (C).

4) B et D sont des éléments de transition.

Exercice 5 :

Soit les atomes et ions suivants : A, D, E, G et M avec :

1) L’élément A est le quatrième alcalin

2) L’atome D forme un ion plus stable D+2 qui a la même structure que le deuxième gaz

rare.

3) Les atomes E et G appartiennent à la même période que le brome Br et possèdent chacun

quatre électrons de valence et que la masse du E est supérieure à celle du G.

4) L’atome M est un halogène qui appartient à la même période que le cuivre Cu.

Trouver la configuration électronique de ces éléments.

Corrigé :

1) L’élément A est le quatrième alcalin, donc il s’agit de 37A : 36[Kr] 5S1.

L’hydrogène n’est pas un alcalin, les alcalins commence à partir de la deuxième période et

donc le premier alcalin correspond à n = 2.

2) L’ion le plus stable D+2 égale au deuxième gaz rare c’est le Néon Ne, ça veut dire que D

possède 12 électrons : [Ne] 3S2.

3) Les atomes F et G appartiennent à la même période que 35Br. 35Br : [Ne] 3S23d104p5. Donc

E et G appartiennent à la quatrième période. Comme ils possèdent chacun quatre électrons de

valence, on aura donc structures possibles [Ar] 4S23d2 ou [Ar] 4S23d104p2

L. Ouksel 15

Comme la masse de E est supérieur à celle de G et on sait que Z augmente avec la masse,

alors on attribue les configurations comme suit : 22G : [Ar] 4S23d2 et [Ar] 4S23d104p2.

4) L’atome M est l’halogène qui précède le 29Cu. 29Cu : [Ar] 3d104S1 appartient à la

Quatrième période. L’halogène qui précède le 29Cu doit appartenir automatiquement à

la troisième, l’halogène se termine toujours par ….nP5 ainsi : 17M [Ne] 3S2 3P5.

Exercice 6 :

1) Donner la configuration électronique des éléments suivants :

17Cl-, 11Na+, 37Rb, 29Cu, 42Mo, 15P-

2) Situer ces éléments dans le tableau périodique en indiquant : la période, le groupe et la

colonne

3) Indiquer l’ion le plus stable pour chacun de ces éléments en justifiant votre choix.

Corrigé :

1) Configuration électronique.

Eléments Configuration électronique de l’atome

Configuration électronique de l’ion

17Cl- [Ne] 3S23P5

[Ne] 3S23P6

11Na+ [Ne] 3S1

[He] 2S22P6

37Rb [Kr] 5S1

29Cu [Ar] 3d104S1

42Mo [Kr] 4d55S1

15P- [Ne] 3S23P3

[Ne] 3S23P4

2) Situation des éléments dans le tableau périodique.

Eléments Période G SG Colonne

17Cl- 3 VII A 17

11Na+ 3 I A 1

37Rb 5 I A 6

29Cu 4 I B 11

42Mo 5 VI B 6

15P- 3 V A 15

3) Ion le plus stable

Eléments Ion le plus stable Justification

17Cl- 17Cl-

[Ne] 3S23P6 Gaz rare

11Na+ 11Na+

[He] 2S22P6 Gaz rare

37Rb 37Rb+ [Kr] Gaz rare

29Cu 29Cu+ [Ar] 3d10 d10 très stable

42Mo 42Mo+ [Kr] 3d5 d5 très stable

15P- 15P

3- [Ne] 3S23P6 Gaz rare