Tableau périodique

Le tableau périodique , également connu sous le nom de tableau périodique des éléments ( chimiques ) , est un affichage tabulaire des éléments chimiques . Il est largement utilisé en chimie , en physique et dans d’autres sciences, et est généralement considéré comme une icône de la chimie. C’est une formulation graphique de la loi périodique, qui stipule que les propriétés des éléments chimiques présentent une dépendance périodique de leurs numéros atomiques .

Le tableau est divisé en quatre zones grossièrement rectangulaires appelées blocs . Les lignes du tableau sont appelées périodes et les colonnes sont appelées groupes . Les éléments du même groupe de colonnes du tableau périodique présentent des caractéristiques chimiques similaires. Les tendances parcourent le tableau périodique, avec un caractère non métallique (gardant leurs propres électrons) augmentant de gauche à droite sur une période, et de bas en haut à travers un groupe, et un caractère métallique (cédant des électrons à d’autres atomes) augmentant dans la direction opposée. La raison sous-jacente de ces tendances est la configuration électronique des atomes.

Le premier tableau périodique à devenir généralement accepté fut celui du chimiste russe Dmitri Mendeleïev en 1869 : il formula la loi périodique comme une dépendance des propriétés chimiques à la masse atomique. Parce que tous les éléments n’étaient pas alors connus, il y avait des lacunes dans son tableau périodique, et Mendeleev a utilisé avec succès la loi périodique pour prédire les propriétés de certains des éléments manquants . La loi périodique a été reconnue comme une découverte fondamentale à la fin du 19e siècle, et elle a été expliquée avec la découverte du numéro atomique et les travaux pionniers en mécanique quantique du début du 20e siècle qui ont éclairé la structure interne de l’atome. Avec la découverte de Glenn T. Seaborg en 1945 que les actinidesétaient en fait des blocs f plutôt que des éléments D-block, une forme reconnaissable et moderne de la table a été atteinte. Le tableau périodique et la loi sont désormais un élément central et indispensable de la chimie moderne.

Le tableau périodique continue d’évoluer avec les progrès de la science. Dans la nature, seuls les éléments jusqu’au numéro atomique 94 existent; pour aller plus loin, il a fallu synthétiser de nouveaux éléments en laboratoire. Aujourd’hui, tous les 118 premiers éléments sont connus, complétant les sept premières lignes du tableau, mais une caractérisation chimique est encore nécessaire pour les éléments les plus lourds afin de confirmer que leurs propriétés correspondent à leurs positions. On ne sait pas encore jusqu’où le tableau s’étendra au-delà de ces sept lignes et si les motifs de la partie connue du tableau se poursuivront dans cette région inconnue. Certaines discussions scientifiques se poursuivent également pour savoir si certains éléments sont correctement positionnés dans le tableau d’aujourd’hui. De nombreuses représentations alternativesde la loi périodique existent, et il y a une discussion quant à savoir s’il existe ou non une forme optimale du tableau périodique.

Aperçu

Structure atomique

Vues 3D de certaines orbitales atomiques de type hydrogène montrant la densité de probabilité et la phase (les orbitales g et supérieures ne sont pas représentées)

Les plus petits constituants de toute matière normale sont connus sous le nom d’ atomes . Les atomes sont extrêmement petits, mesurant environ un dix-milliardième de mètre de diamètre ; ainsi leur structure interne est régie par la mécanique quantique . ^[1] Les atomes sont constitués d’un petit noyau chargé positivement , composé de protons chargés positivement et de neutrons non chargés , entouré d’un nuage d’électrons chargés négativement ; les charges s’annulent, donc les atomes sont neutres. ^[2] Les électrons participent aux réactions chimiques , mais pas le noyau. ^[2]Lorsque les atomes participent à des réactions chimiques, ils peuvent gagner ou perdre des électrons pour former des ions chargés positivement ou négativement ; ou ils peuvent partager des électrons entre eux à la place. ^[3]

Les atomes peuvent être subdivisés en différents types en fonction du nombre de protons (et donc aussi d’électrons) qu’ils possèdent. ^[2] C’est ce qu’on appelle le numéro atomique , souvent symbolisé Z ^[4] car l’allemand pour le nombre est Zahl . A chaque numéro atomique distinct correspond donc une classe d’atomes : ces classes sont appelées les éléments chimiques . ^[5] Les éléments chimiques sont ce que le tableau périodique classe et organise. L’hydrogène est l’élément de numéro atomique 1 ; hélium , numéro atomique 2; lithium , numéro atomique 3; etc. Chacun de ces noms peut être encore abrégé par une ou deux lettressymbole chimique ; ceux pour l’hydrogène, l’hélium et le lithium sont respectivement H, He et Li. ^[6] Les neutrons n’affectent pas l’identité chimique de l’atome, mais affectent son poids. Les atomes avec le même nombre de protons mais des nombres différents de neutrons sont appelés isotopes du même élément chimique. ^[6] Les éléments naturels se présentent généralement sous forme de mélanges de différents isotopes ; puisque chaque isotope se produit généralement avec une abondance caractéristique, les éléments naturels ont des poids atomiques bien définis , définis comme la masse moyenne d’un atome naturel de cet élément. ^[7]

Aujourd’hui, 118 éléments sont connus, dont les 94 premiers sont connus pour se produire naturellement sur Terre à l’heure actuelle. ^[a] Sur les 94 éléments naturels, quatre-vingts ont un isotope stable ; trois autres ( bismuth , thorium et uranium ) subissent une désintégration radioactive , mais si lentement que de grandes quantités survivent à la formation de la Terre ; et onze autres se désintègrent assez rapidement pour que leur présence continue à l’état de traces repose principalement sur leur régénération constante en tant que produits intermédiaires de la désintégration du thorium et de l’uranium. ^[b] Les 83 éléments qui ont survécu à la formation de la Terre sont appelés primordiaux . Les 24 éléments artificiels connus sont radioactifs. ^[6]

Configuration électronique

Le tableau périodique est une description graphique de la loi périodique, ^[13] qui stipule que les propriétés et les structures atomiques des éléments chimiques sont une fonction périodique de leur numéro atomique . ^[14] Les éléments sont placés dans le tableau périodique par leurs configurations électroniques , ^[15] qui présentent des récurrences périodiques qui expliquent les tendances des propriétés à travers le tableau périodique. ^[16]

Un électron peut être considéré comme habitant une orbitale atomique , ce qui caractérise la probabilité qu’il puisse être trouvé dans une région particulière de l’atome. Leurs énergies sont quantifiées , c’est-à-dire qu’elles ne peuvent prendre que des valeurs discrètes. De plus, les électrons obéissent au principe d’exclusion de Pauli : des électrons différents doivent toujours être dans des états différents. Cela permet de classer les états possibles qu’un électron peut prendre dans différents niveaux d’énergie appelés coquilles, divisés en sous-couches individuelles, qui contiennent chacune un certain type d’orbite. Chaque orbitale peut contenir jusqu’à deux électrons : ils se distinguent par une quantité appelée spin , qui peut être montante ou descendante. ^{[17] [e]}Les électrons s’organisent dans l’atome de telle manière que l’énergie totale dont ils disposent est minimisée, de sorte qu’ils occupent les orbitales les plus énergétiques disponibles à moins que de l’énergie n’ait été fournie. ^[19] Seuls les électrons les plus externes (appelés électrons de valence ) ont suffisamment d’énergie pour se libérer du noyau et participer aux réactions chimiques avec d’autres atomes. Les autres sont appelés électrons de cœur . ^[20]

l → n ↓	0	1	2	3	4	5	6
Orbital	s	p	ré	F	g	h	je	Capacité de la coque ( 2n 2 ) [21]
1	1s	2
2	2s	2p	8
3	3s	3p	3d	18
4	4s	4p	4d	4f	32
5	5s	5p	5j	5f	5g	50
6	6s	6p	6d	6f	6g	6h	72
7	7s	7p	7j	7f	7g	7h	7i	98
Capacité de la sous-coque	2	6	dix	14	18	22	26

Les éléments sont connus avec jusqu’aux sept premiers obus occupés. La première coquille ne contient qu’une seule orbitale, une orbitale sphérique. Comme c’est le cas dans la première coquille, c’est ce qu’on appelle l’orbitale 1s. Celui-ci peut contenir jusqu’à deux électrons. La deuxième coquille contient de la même manière une orbitale 2s, mais elle contient également trois orbitales p en forme d’haltère, et peut donc remplir jusqu’à huit électrons (2 × 1 + 2 × 3 = 8). La troisième coquille contient une orbitale 3s, trois orbitales 3p et cinq orbitales 3d, et a donc une capacité de 2×1 + 2×3 + 2×5 = 18. La quatrième coquille contient une orbitale 4s, trois orbitales 4p, cinq orbitales 4d et sept orbitales 4f, conduisant ainsi à une capacité de 2 × 1 + 2 × 3 + 2 × 5 + 2 × 7 = 32. ^[22] Les coquilles supérieures contiennent plus de types d’orbitales qui continuent le modèle, mais ces types des orbitales ne sont pas remplies dans les éléments connus.^[23] Les types de sous-couches sont caractérisés par les nombres quantiques . Quatre nombres décrivent complètement un électron dans un atome : le nombre quantique principal n (la coquille), le nombre quantique azimutal l (le type orbital), le nombre quantique magnétique m _l (dans laquelle des orbitales d’un certain type il se trouve) , et le nombre quantique de spin s . ^[16]

L’ordre de remplissage des coques Ordre idéalisé de remplissage de la coque (le plus précis pour n ≲ 4 . )

La séquence dans laquelle les orbitales sont remplies est donnée par le principe d’Aufbau , également connu sous le nom de règle de Madelung ou de Klechkovsky. Les coquilles se chevauchent dans les énergies, créant une séquence qui va approximativement comme suit : ^[24]

1s ≪ 2s < 2p ≪ 3s < 3p ≪ 4s < 3d < 4p ≪ 5s < 4d < 5p ≪ 6s < 4f < 5d < 6p ≪ 7s < 5f < 6d < 7p ≪ …

Ici, le signe ≪ signifie “beaucoup moins que” par opposition à < signifiant juste “moins que”. ^[24] Formulé différemment, les électrons entrent dans les orbitales par ordre croissant de n + l , et si deux orbitales sont disponibles avec la même valeur de n + l , celle avec n inférieur est occupée en premier. ^{[23] [25]}

Les chevauchements deviennent assez proches au point où les orbitales d entrent dans l’image, ^[26] et l’ordre peut légèrement changer avec le numéro atomique ^[27] et la charge atomique. ^{[28] [d]}

En partant de l’atome le plus simple, cela nous permet de construire le tableau périodique un par un par ordre de numéro atomique, en considérant les cas d’atomes simples. Dans l’hydrogène , il n’y a qu’un seul électron, qui doit aller dans l’orbite 1 de plus basse énergie. Cette configuration s’écrit donc 1s ¹ . L’hélium ajoute un deuxième électron, qui passe également en 1 et remplit complètement la première coquille. ^[16]

Le troisième élément, le lithium , n’a plus de place dans la première coquille. Son troisième électron doit donc entrer dans la sous-couche 2s, donnant une configuration 1s ² 2s ^{1 .} L’électron 2s est le seul électron de valence du lithium, car l’orbitale 1s est maintenant trop proche du noyau pour participer chimiquement. La sous-couche 2s est complétée par l’élément suivant béryllium (1s ² 2s ² ). Les éléments suivants procèdent ensuite au remplissage des p-orbitales. Le bore (1s ² 2s ² 2p ¹ ) met son nouvel électron dans une orbitale 2p ; carbone (1s ² 2s ² 2p ²) remplit une seconde orbitale 2p ; et avec l’azote (1s ² 2s ² 2p ³ ) les trois orbitales 2p deviennent occupées individuellement. Ceci est cohérent avec la règle de Hund , qui stipule que les atomes préféreront occuper individuellement chaque orbitale du même type avant de les remplir avec le deuxième électron. Oxygène (1s ² 2s ² 2p ⁴ ), fluor (1s ² 2s ² 2p ⁵ ) et néon (1s ² 2s ² 2p ⁶) puis complétez les orbitales 2p déjà remplies individuellement ; le dernier d’entre eux remplit complètement la deuxième coquille. ^[16]

A partir de l’élément 11, le sodium , il n’y a plus de place dans la deuxième coquille, qui est désormais une coquille de noyau au même titre que la première. Ainsi, le onzième électron entre à la place dans l’orbite 3s. Le noyau 1s ² 2s ² 2p ⁶ est abrégé [Ne], car il est identique à la configuration électronique du néon : ainsi la configuration du sodium s’écrit [Ne] 3s ¹ . Le magnésium ([Ne] 3s ² ) termine cette orbitale 3s, et à partir de là les six éléments aluminium , silicium , phosphore , soufre , chlore et argonremplir les trois orbitales 3p ([Ne] 3s ² 3p ¹ à [Ne] 3s ² 3p ⁶ ). Cela crée une série analogue dans laquelle les structures de la coque externe du sodium à l’argon sont exactement analogues à celles du lithium au néon, et constitue la base de la périodicité chimique illustrée par le tableau périodique : ^[16] à des intervalles réguliers mais changeants de numéros atomiques, les propriétés des éléments chimiques se répètent approximativement. ^[13]

Les dix-huit premiers éléments peuvent ainsi être disposés comme le début d’un tableau périodique. Les éléments d’une même colonne ont le même nombre d’électrons externes et des configurations d’électrons externes analogues : ces colonnes sont appelées groupes. La seule exception est l’hélium, qui a deux électrons externes comme le béryllium et le magnésium, mais est placé avec du néon et de l’argon pour souligner que sa coque externe est pleine. Il y a huit colonnes dans ce fragment de tableau périodique, correspondant à au plus huit électrons externes. ^[3] Une ligne commence lorsqu’une nouvelle coquille commence à se remplir ; ces lignes sont appelées les périodes. ^[22] Enfin, la coloration illustre les blocs: les éléments du bloc s (colorés en rouge) remplissent les orbitales s, tandis que ceux du bloc p (colorés en jaune) remplissent les orbitales p. ^[22]

1H _	2 Il	2×1 = 2 éléments 1s 0p
3Li _	4 Soyez	5B _	6C _	7N _	8 O	9F _	10 Ne	2×(1+3) = 8 éléments 2s 2p
11 Na	12 mg	13 Al	14 Si	15P _	16 S	17 cl	18 Ar	2×(1+3) = 8 éléments 3s 3p

À partir de la rangée suivante, pour le potassium et le calcium , l’orbite 4s est la plus faible en énergie, et donc ils la remplissent. Le potassium ajoute un électron à la couche 4s ([Ar] 4s ¹ ), et le calcium la complète ensuite ([Ar] 4s ² ). Cependant, à partir du scandium , l’orbite 3d devient la prochaine plus élevée en énergie. Les orbitales 4s et 3d ont approximativement la même énergie et elles se font concurrence pour remplir les électrons, et donc l’occupation ne remplit pas tout à fait systématiquement les orbitales 3d une à la fois. L’ordre énergétique précis des 3d et 4s change le long de la rangée, et change également en fonction du nombre d’électrons retirés de l’atome. Par exemple, en raison de la répulsion entre les électrons 3d et ceux 4s, àchrome , le niveau d’énergie 4s devient légèrement supérieur à 3d, et il devient donc plus rentable d’avoir une configuration [Ar] 3d ⁵ 4s ¹ qu’une configuration [Ar] 3d ⁴ 4s ² . Une anomalie similaire se produit au cuivre . ^[16] Ce sont des violations de la règle Madelung. De telles anomalies n’ont cependant aucune signification chimique, ^[28] car les différentes configurations sont si proches en énergie les unes des autres ^[26] que la présence d’un atome à proximité peut modifier l’équilibre. ^[16] Le tableau périodique les ignore donc et ne considère que des configurations idéalisées. ^[15]

Au zinc , les orbitales 3d sont complètement remplies d’un total de dix électrons. Viennent ensuite les orbitales 4p complétant la rangée, qui se remplissent progressivement de gallium à krypton , d’une manière tout à fait analogue aux éléments P-block précédents. ^[16] A partir du gallium, les orbitales 3d font partie du noyau électronique et ne participent plus à la chimie. Les éléments des blocs s et p, qui remplissent leurs enveloppes externes, sont appelés éléments du groupe principal ; les éléments du bloc d (colorés en bleu ci-dessous), qui remplissent une coque interne, sont appelés éléments de transition (ou métaux de transition, car ce sont tous des métaux). ^[30]

Comme 5s se remplit avant 4d, qui se remplit avant 5p, la cinquième rangée a exactement la même structure que la quatrième (bien qu’il y ait encore quelques anomalies lors du remplissage des orbitales 4d). ^[22]

1H _

2 Il

2×1 = 2 éléments 1s 0d 0p

3Li _

4 Soyez

5B _

6C _

7N _

8 O

9F _

10 Ne

2×(1+3) = 8 éléments 2s 0d 2p

11 Na

12 mg

13 Al

14 Si

15P _

16 S

17 cl

18 Ar

2×(1+3) = 8 éléments 3s 0d 3p

19 000

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23V _

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28Ni _

29 Cu

30Zn _

31 Ga

32 Ge

33 Comme

34 Se

35 chambres

36 000 000

2×(1+3+5) = 18 éléments 4s 3d 4p

37 Rb

38 ans

39 ans

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 livres

47 ans

48 CD

49 po

50Sn _

51 Sb

52 te

53 je

54Xe _

2×(1+3+5) = 18 éléments 5s 4d 5p

La sixième ligne du tableau commence également par deux éléments du bloc s : le césium et le baryum . Après cela, les premiers éléments du bloc f (colorés en vert ci-dessous) commencent à apparaître, en commençant par le lanthane . Ceux-ci sont parfois appelés éléments de transition internes. ^[30] Comme il existe maintenant non seulement des sous-couches 4f mais aussi 5d et 6s à des énergies similaires, la concurrence se produit à nouveau avec de nombreuses configurations irrégulières ; ^[26] cela a donné lieu à un différend sur l’endroit exact où le bloc f est censé commencer, mais la plupart de ceux qui étudient la question conviennent qu’il commence au lanthane conformément au principe d’Aufbau. ^[31] Même si le lanthane ne remplit pas lui-même l’orbite 4f en raison de la répulsion entre les électrons,^[28] ses orbitales 4f ont une énergie suffisamment basse pour participer à la chimie. ^[32] À ytterbium , les sept orbitales 4f sont complètement remplies de quatorze électrons ; par la suite, une série de dix éléments de transition ( lutétium à travers le mercure ) suit, ^{[33] [34] [35]} et enfin six éléments du groupe principal ( thallium à travers le radon ) complètent la période. ^[36]

La septième rangée est également analogue à la sixième rangée : 7s se remplit, puis 5f, puis 6d et enfin 7p, avec quelques anomalies en cours de route. ^[22] Pendant très longtemps, la septième rangée était incomplète car la plupart de ses éléments n’existent pas dans la nature. Les éléments manquants au-delà de l’uranium ont commencé à être synthétisés en laboratoire en 1940, lors de la fabrication du neptunium. ^[37] La ​​rangée a été complétée par la synthèse de tennessine en 2010 ^[38] (le dernier élément oganesson avait déjà été réalisé en 2002), ^[39] et les derniers éléments de cette septième rangée ont été validés et nommés en 2016. ^{[ 40]}

1H _

2 Il

2×1 = 2 éléments 1s 0f 0d 0p

3Li _

4 Soyez

5B _

6C _

7N _

8 O

9F _

10 Ne

2×(1+3) = 8 éléments 2s 0f 0d 2p

11 Na

12 mg

13 Al

14 Si

15P _

16 S

17 cl

18 Ar

2×(1+3) = 8 éléments 3s 0f 0d 3p

19 000

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23V _

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28Ni _

29 Cu

30Zn _

31 Ga

32 Ge

33 Comme

34 Se

35 chambres

36 000 000

2×(1+3+5) = 18 éléments 4s 0f 3d 4p

37 Rb

38 ans

39 ans

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 livres

47 ans

48 CD

49 po

50Sn _

51 Sb

52 te

53 je

54Xe _

2×(1+3+5) = 18 éléments 5s 0f 4d 5p

55 Cs

56 Ba

57 La

58 ap . J.-C.

59 Pr

60 Nd

61 h

62 cm

63 UE

64 Gd

65 To

66 jours

67 heures

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

72 Hf

73 Ta

74W _

75 Re

76 Os

77 Ir

78 points

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Po

83 bis

84 Po

85 à

86 Rn

2×(1+3+5+7) = 32 éléments 6s 4f 5j 6p

87 Fr

88 Ra

89 Ac

90 ème

91 Pa

92U _

93 Np

94 PU

95 h

96 cm

97 av.

98 Cf

99 Es

100 FM

101 Md

102 Non

103 Lr

104 RF

105 db

106 Sg

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 D

111 Rg

112Cn _

113 Nh

114 florins

115 Mc

116 Niv.

117 T

118 Og

2×(1+3+5+7) = 32 éléments 7s 5f 6d 7p

Ceci complète le tableau périodique moderne, avec les sept lignes complètement remplies à pleine capacité. ^[40]

Le tableau suivant montre la configuration électronique d’un atome neutre en phase gazeuse de chaque élément. Différentes configurations peuvent être privilégiées dans différents environnements chimiques. ^[28] Les éléments du groupe principal ont des configurations d’électrons entièrement régulières ; les éléments de transition et de transition interne présentent vingt irrégularités dues à la compétition précitée entre sous-couches proches en niveau d’énergie. Pour les dix derniers éléments (109-118), les données expérimentales manquent ^[41] et des configurations calculées ont donc été présentées à la place. ^[42] Les sous-coquilles complètement remplies ont été grisées.

v t e Configurations électroniques des éléments chimiques (atomes gazeux neutres à l’état fondamental)
Groupe :	1	2	​	3	4	5	6	7	8	9	dix	11	12	13	14	15	16	17	18
1 s :	1 H 1	2 Il 2
[Il] 2s : 2p :	3 Li 1 –	4 Soyez 2 –	5 B 2 1	6 C 2 2	7 N 2 3	8 O 2 4	9 F 2 5	10 Ne 2 6
[Ne] 3s : 3p :	11 Na 1 –	12 mg 2 –	13 Al 2 1	14 Si 2 2	15 P 2 3	16 S 2 4	17 Cl 2 5	18 Ar 2 6
[Ar] 4s : 3d : 4p :	19 K 1 – –	20 Ca 2 – –	21 Sc 2 1 –	22 Ti 2 2 –	23 V 2 3 –	24 Cr 1 5 –	25 Mn 2 5 –	26 Fe 2 6 –	27 Co 2 7 –	28 Ni 2 8 –	29 Cu 1 10 –	30 Zn 2 10 –	31 Ga 2 10 1	32 Ge 2 10 2	33 Comme 2 10 3	34 Se 2 10 4	35 BR 2 10 5	36 Kr 2 10 6
[Kr] 5s : 4d : 5p :	37 Rb 1 – –	38 Sr 2 – –	39 O 2 1 –	40 Zr 2 2 –	41 Nb 1 4 –	42 Mo 1 5 –	43 Tc 2 5 –	44 Rue 1 7 –	45 Rh 1 8 –	46 Pd – 10 –	47 Ag 1 10 –	48 CD 2 10 –	49 Dans 2 10 1	50 Sn 2 10 2	51 Sb 2 10 3	52 Te 2 10 4	53 je 2 10 5	54 Xe 2 10 6
[Xe] 6s : 4f : 5d : 6p :	55 Cs 1 – – –	56 Ba 2 – – –	57 La 2 – 1 –	58 Ce 2 1 1 –	59 Pr 2 3 – –	60 Nd 2 4 – –	61 h 2 5 – –	62 Sm 2 6 – –	63 Eu 2 7 – –	64 Dieu 2 7 1 –	65 To 2 9 – –	66 jours 2 10 – –	67 Ho 2 11 – –	68 Er 2 12 – –	69 Tm 2 13 – –	70 Yb 2 14 – –	71 Lu 2 14 1 –	72 Hf 2 14 2 –	73 Ta 2 14 3 –	74 W 2 14 4 –	75 Ré 2 14 5 –	76 Os 2 14 6 –	77 Ir 2 14 7 –	78 Pt 1 14 9 –	79 Au 1 14 10 –	80 Hg 2 14 10 –	81 Tl 2 14 10 1	82 Pb 2 14 10 2	83 Bi 2 14 10 3	84 Po 2 14 10 4	85 À 2 14 10 5	86 Rn 2 14 10 6
[Rn] 7s : 5f : 6d : 7p :	87 Fr 1 – – –	88 Ra 2 – – –	89 Ac 2 – 1 –	90e 2 – 2 – _	91 Pa 2 2 1 –	92 U 2 3 1 –	93 Np 2 4 1 –	94 Pu 2 6 – –	95 h 2 7 – –	96 Cm 2 7 1 –	97 Bc 2 9 – –	98 Cf 2 10 – –	99 Es 2 11 – –	100 FM 2 12 – –	101 Mo 2 13 – –	102 Non 2 14 – –	103 Lr 2 14 – 1	104 Rf 2 14 2 –	105 Db 2 14 3 –	106 Sg 2 14 4 –	107 Bh 2 14 5 –	108 Hs 2 14 6 –	109 Mt 2 14 7 –	110 Ds 2 14 8 –	111 Rg 2 14 9 –	112 Cn 2 14 10 –	113 Nh 2 14 10 1	114 Fl 2 14 10 2	115 Mc 2 14 10 3	116 Niv 2 14 10 4	117 Ts 2 14 10 5	118 Og 2 14 10 6
bloc s bloc f d-bloc p-bloc

Formulaires de présentation

Pour des raisons d’espace, le tableau périodique est généralement présenté avec les éléments du bloc f découpés et placés en note de bas de page sous le corps principal du tableau, comme ci-dessous. ^{[3] [22] [43]}

• v
• t
• e

Tableau périodique

Grouper	1	2	3	4	5	6	7	8	9	dix	11	12	13	14	15	16	17	18
Hydrogène et métaux alcalins	Métaux alcalino-terreux	Pnictogènes	Chalcogènes	Halogènes	Gaz nobles
Période 1	Hydrogène1H​1.008	Hélium2Il​4.0026
2	Lithium3Li​6,94	Béryllium4Être​9.0122	Bore5B​10.81	Carbone6C​12.011	Azote7N​14.007	Oxygène8O​15.999	Fluor9F​18.998	NéondixNe​20.180
3	Sodium11N / A​22.990	Magnésium12mg​24.305	Aluminium13Al​26.982	Silicium14Si​28.085	Phosphore15P​30.974	Soufre16S​32.06	Chlore17CL​35.45	Argon18Ar​39,95
4	Potassium19K​39.098	Calcium20Californie​40.078	Scandium21Se​44.956	Titane22Ti​47.867	Vanadium23V​50.942	Chrome24Cr​51.996	Manganèse25Mn​54.938	Fer26Fe​55.845	Cobalt27Co​58.933	Nickel28Ni​58.693	Cuivre29Cu​63.546	Zinc30Zn​65,38	Gallium31Géorgie​69.723	Germanium32Ge​72.630	Arsenic33Comme​74.922	Sélénium34Se​78.971	Brome35BR​79.904	Krypton36Kr​83.798
5	Rubidium37Rb​85.468	Strontium38Sr​87,62	Yttrium39Oui​88.906	Zirconium40Zr​91.224	Niobium41Nb​92.906	Molybdène42mois​95,95	Technétium43TC​[97]	Ruthénium44Ru​101.07	Rhodié45Rh​102,91	Palladium46Pd​106,42	Argent47AG​107,87	Cadmium48CD​112.41	Indium49Dans​114,82	Étain50Sn​118,71	Antimoine51qn​121,76	Tellure52Te​127,60	Iode53je​126,90	Xénon54Xe​131.29
6	Césium55Cs​132,91	Baryum56Ba​137,33		Lutétium71Lu​174,97	Hafnium72Hf​178,49	Tantale73Ta​180,95	Tungstène74O​183,84	Rhénium75Concernant​186.21	Osmium76Os​190.23	Iridium77Ir​192.22	Platine78Pt​195.08	Or79Au​196,97	Mercure80Hg​200,59	Thallium81Tl​204.38	Mener82Pb​207.2	Bismuth83Bi​208,98	Polonium84Po​[209]	astate85À​[210]	Radon86Rn​[222]
7	francium87Ve​[223]	Radium88Ra​[226]		Lawrencium103G / D​[266]	Rutherfordium104RF​[267]	Dubnium105Db​[268]	Seaborgium106Sg​[269]	Bohrium107Bh​[270]	Hassium108Hs​[269]	Meitnerium109Mont​[278]	Darmstadtium110Ds​[281]	Roentgenium111Rg​[282]	copernic112CN​[285]	nihonium113Nh​[286]	Flerovium114FL​[289]	Moscovium115Mc​[290]	Livermorium116Niv​[293]	Tennessee117Ts​[294]	Oganesson118Og​[294]
	Lanthane57La​138,91	Cérium58Ce​140.12	Praséodyme59Pr​140,91	Néodyme60Sd​144.24	Prométhium61Après-midi​[145]	Samarium62Sm​150,36	Europium63UE​151,96	Gadolinium64Dieu​157,25	Terbium65Tb​158,93	Dysprosium66Dy​162,50	Holmium67Ho​164,93	Erbium68Euh​167.26	Thulium69Tm​168,93	Ytterbium70Yb​173.05
	Actinium89CA​[227]	Thorium90E​232.04	Protactinium91Pennsylvanie​231.04	Uranium92tu​238.03	Neptunium93Np​[237]	Plutonium94Pu​[244]	Américium95Un m​[243]	Curium96Cm​[247]	Berkélium97BK​[247]	Californie98Cf​[251]	Einsteinium99Es​[252]	fermium100FM​[257]	Mendélévium101Maryland​[258]	nobélium102Non​[259]

Primordial De la pourriture Synthétique La bordure montre l’occurrence naturelle de l’élément Masse atomique standard A _{r, std} (E) ^[44]

• Californie: 40.078 — Valeur courte formelle, arrondie (pas d’incertitude) ^[45]
• Po : [209] — nombre de masse de l’isotope le plus stable

bloc s

bloc f

d-bloc

p-bloc

Les deux formes représentent le même tableau périodique. ^[6] Le formulaire avec le bloc f inclus dans le corps principal est parfois appelé formulaire à 32 colonnes ^[6] ou formulaire long ; ^[46] la forme avec le bloc f découpé est parfois appelée forme à 18 colonnes ^[6] ou forme moyenne-longue. ^[46] Le formulaire à 32 colonnes a l’avantage de montrer tous les éléments dans leur ordre correct, mais il a l’inconvénient de nécessiter plus d’espace. ^[47]

Tous les tableaux périodiques montrent les symboles des éléments ; beaucoup fournissent également des informations supplémentaires sur les éléments, soit via un code couleur, soit sous forme de données dans les cellules. Le tableau ci-dessus montre les noms et les numéros atomiques des éléments, ainsi que leurs blocs, occurrences naturelles et poids atomiques standard . Pour les éléments à courte durée de vie sans Poids atomique standard, le nombre de masse de l’isotope connu le plus stable est utilisé à la place. D’autres tableaux peuvent inclure des propriétés telles que l’état de la matière, les points de fusion et d’ébullition, les densités, ainsi que fournir différentes classifications des éléments. ^[e]

Selon une convention de dénomination internationale, les groupes sont numérotés de 1 à 18 de la colonne la plus à gauche (les métaux alcalins) à la colonne la plus à droite (les gaz nobles). Les groupes de blocs f sont ignorés dans cette numérotation. ^[48] ​​Les groupes peuvent également être nommés par leur premier élément, par exemple le “groupe scandium” pour le groupe 3. ^[48] Auparavant, les groupes étaient connus par des chiffres romains . En Amérique, les chiffres romains étaient suivis soit d’un “A” si le groupe était dans le bloc s ou p , soit d’un “B” si le groupe était dans le bloc d . Les chiffres romains utilisés correspondent au dernier chiffre de la convention de dénomination actuelle (par exemple, les éléments du groupe 4 étaient le groupe IVB, et leles éléments du groupe 14 étaient du groupe IVA). En Europe, le lettrage était similaire, sauf que “A” était utilisé si le groupe était avant le groupe 10 et “B” était utilisé pour les groupes incluant et après le groupe 10. De plus, les groupes 8, 9 et 10 étaient traités. comme un groupe de taille triple, connu collectivement dans les deux notations sous le nom de groupe VIII. En 1988, le nouveau système de dénomination IUPAC a été mis en service et les anciens noms de groupe ont été obsolètes. ^[43]

• v
• t
• e

Groupes dans le tableau périodique

Groupe IUPAC	1 un	2	n / A	3b _	4	5	6	7	8	9	dix	11	12	13	14	15	16	17	18
Mendeleïev (I-VIII)	je un	II A	IIIB _	IVB _	VB _	VI B	VII B	VIII B	Je B	IIB _	IIIB _	IVB _	VB _	VI B	VII B	c
CAS (États-Unis, ABA)	IA	IIA	IIIB	IVB	VB	VIB	VIIB	VIIIB	IB	IIB	IIIA	TVA	Virginie	PASSANT PAR	VIIA	VIII A
ancien IUPAC (Europe, AB)	IA	IIA	IIIA	TVA	Virginie	PASSANT PAR	VIIA	VIII B	IB	IIB	IIIB	IVB	VB	VIB	VIIB	0
Nom trivial	H et métaux alcalins r	Métaux alcalino-terreux r	Métaux de monnaie d	Essais	Tétrels	Pnictogènes r	Chalcogènes r	Halogènes r	Gaz rares r
Nom par élément r	Groupe lithium	Groupe du béryllium	Groupe Scandium	Groupe Titane	Groupe vanadium	Groupe chrome	Groupe manganèse	Groupe de fer	Groupe Cobalt	Groupe Nickel	Groupe Cuivre	Groupe zinc	Groupe du bore	Groupe carbone	Groupe azote	Groupe oxygène	Groupe du fluor	Groupe Hélium ou Néon
Période 1	H	Il
Période 2	Li	Être	B	C	N	O	F	Ne
Période 3	N / A	mg	Al	Si	P	S	CL	Ar
Période 4	K	Californie	Se	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Géorgie	Ge	Comme	Se	BR	Kr
Période 5	Rb	Sr	Oui	Zr	Nb	mois	TC	Ru	Rh	Pd	AG	CD	Dans	Sn	qn	Te	je	Xe
Période 6	Cs	Ba	La–Yb	Lu	Hf	Ta	O	Concernant	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	À	Rn
Période 7	Ve	Ra	Ac–Non	G / D	RF	Db	Sg	Bh	Hs	Mont	Ds	Rg	CN	Nh	FL	Mc	Niv	Ts	Og

^un groupe 1 est composé d’hydrogène (H) et des métaux alcalins. Les éléments du groupe ont un électron s dans la couche électronique externe. L’hydrogène n’est pas considéré comme un métal alcalin car ce n’est pas un métal, bien qu’il leur soit plus analogue que tout autre groupe. Cela rend le groupe quelque peu exceptionnel. ^n/a N’a pas de numéro de groupe ^b La composition du groupe 3 n’est pas convenue entre les sources : voir Tableau périodique# Élément du groupe 3 et
. Les textes généraux de chimie inorganique placent généralement le scandium (Sc), l’yttrium (Y), le lanthane (La) et l’actinium (Ac) dans le groupe 3, de sorte que Ce – Lu et Th – Lr deviennent le bloc f entre les groupes 3 et 4. Cependant, les sources qui étudient la question placent généralement le scandium, l’yttrium, le lutétium (Lu) et le lawrencium (Lr) dans le groupe 3, comme indiqué ici. Certaines sources, y compris l’IUPAC, suivent actuellement un compromis qui place La – Lu et Ac – Lr comme lignes du bloc f, laissant les membres les plus lourds du groupe 3 ambigus. L’arrangement avec Sc, Y, Lu et Lr dans le groupe 3 a été recommandé par un rapport préliminaire de l’IUPAC de 2021 sur cette question. ^c
Le groupe 18, les gaz nobles, n’a pas été découvert au moment du tableau original de Mendeleïev. Plus tard (1902), Mendeleev a accepté la preuve de leur existence, et ils pourraient être placés dans un nouveau “groupe 0”, de manière cohérente et sans enfreindre le principe du tableau périodique. ^d Les auteurs divergent sur la question de savoir si le roentgenium (Rg) est considéré comme un métal monétaire. Il fait partie du groupe 11, comme les autres métaux de la monnaie, et devrait être chimiquement similaire à l’or. ^[49] D’autre part, étant extrêmement radioactif et de courte durée, il ne peut pas être utilisé pour la monnaie comme son nom l’indique, et sur cette base, il est parfois exclu. ^{[50] r} Nom du groupe tel que recommandé par l’IUPAC.

Tendances périodiques

Comme les réactions chimiques impliquent les électrons de valence, on peut s’attendre à ce que les éléments ^{[3] avec des configurations d’électrons externes similaires réagissent de manière similaire et forment des composés avec des proportions similaires d’éléments en eux. [51]} De tels éléments sont placés dans le même groupe, et il y a donc tendance à avoir des similitudes et des tendances claires dans le comportement chimique à mesure que l’on progresse dans un groupe. ^[52] Comme des configurations analogues reviennent à intervalles réguliers, les propriétés des éléments présentent donc des récurrences périodiques, d’où le nom de tableau périodique et de loi périodique. Ces récurrences périodiques ont été remarquées bien avant que la théorie sous-jacente qui les explique ne soit développée. ^{[53] [54]}

Par exemple, la valence d’un élément peut être définie soit comme le nombre d’atomes d’hydrogène qui peuvent se combiner avec lui pour former un hydrure binaire simple, soit comme le double du nombre d’atomes d’oxygène qui peuvent se combiner avec lui pour former un oxyde binaire simple ( c’est-à-dire pas un peroxyde ou un superoxyde ). Les valences des éléments du groupe principal sont directement liées au numéro de groupe : les hydrures des groupes principaux 1–2 et 13–17 suivent les formules MH, MH ₂ , MH ₃ , MH ₄ , MH ₃ , MH ₂ , et enfin MH. Les oxydes les plus élevés augmentent plutôt en valence, suivant les formules M ₂ O, MO, M ₂ O ₃ , MO₂ , M ₂ O ₅ , MO ₃ , M ₂ O ₇ . ^[f] La configuration électronique suggère une explication simple à partir du nombre d’électrons disponibles pour la liaison, ^[51] bien qu’une explication complète nécessite de considérer l’énergie qui serait libérée lors de la formation de composés avec différentes valences plutôt que de simplement considérer les configurations électroniques seules. ^[55] Aujourd’hui, la notion de valence a été étendue par celle de l’ état d’oxydation , qui est la charge formelle laissée sur un élément lorsque tous les autres éléments d’un composé ont été éliminés sous forme d’ions. ^[51]

Comme les éléments d’un même groupe partagent les mêmes configurations de valence, ils présentent généralement un comportement chimique similaire. Par exemple, les métaux alcalins du premier groupe ont tous un électron de valence, et forment une classe d’éléments très homogène : ce sont tous des métaux mous et réactifs. Cependant, de nombreux facteurs entrent en jeu et les groupes peuvent souvent être plutôt hétérogènes. Par exemple, les éléments stables du groupe 14 comprennent un non-métal ( le carbone ), deux semi-conducteurs ( le silicium et le germanium ) et deux métaux ( l’ étain et le plomb ). Ils sont néanmoins unis en ayant quatre électrons de valence. ^[56]

Rayon atomique

Tendance des rayons atomiques

Les rayons atomiques (la taille des atomes) diminuent généralement de gauche à droite le long des éléments du groupe principal, car la charge nucléaire augmente mais les électrons externes sont toujours dans la même coquille. Cependant, en descendant une colonne, les rayons augmentent généralement, car les électrons les plus externes se trouvent dans des couches supérieures qui sont donc plus éloignées du noyau. ^{[3] [57]}

Dans les éléments de transition, une coque interne se remplit, mais la taille de l’atome est toujours déterminée par les électrons externes. La charge nucléaire croissante à travers la série et le nombre accru d’électrons internes pour le blindage se compensent quelque peu, de sorte que la diminution du rayon est plus faible. ^[57] Les atomes 4p et 5d, venant immédiatement après l’introduction de nouveaux types de séries de transition, sont plus petits que prévu. ^[58]

Énergie d’ionisation

Graphique des premières énergies d’ionisation des éléments en électronvolts (prédictions utilisées pour les éléments 105-118)

La première énergie d’ionisation d’un atome est l’énergie nécessaire pour en retirer un électron. Cela varie avec le rayon atomique : l’énergie d’ionisation augmente de gauche à droite et de bas en haut, car les électrons qui sont plus proches du noyau sont retenus plus étroitement et sont plus difficiles à éliminer. L’énergie d’ionisation est donc minimisée au niveau du premier élément de chaque période – l’hydrogène et les métaux alcalins – puis augmente généralement jusqu’à ce qu’elle atteigne le gaz noble au bord droit de la période. ^[3] Il y a quelques exceptions à cette tendance, comme l’oxygène, où l’électron retiré est apparié et donc la répulsion interélectronique le rend plus facile à retirer que prévu. ^[59]

Dans la série de transition, les électrons externes sont préférentiellement perdus même si les orbitales internes se remplissent. Par exemple, dans la série 3d, les électrons 4s sont perdus en premier même si les orbitales 3d sont remplies. L’effet de blindage de l’ajout d’un électron 3d supplémentaire compense approximativement l’augmentation de la charge nucléaire, et donc les énergies d’ionisation restent pour la plupart constantes, bien qu’il y ait une petite augmentation, en particulier à la fin de chaque série de transition. ^[60]

Comme les atomes métalliques ont tendance à perdre des électrons dans les réactions chimiques, l’énergie d’ionisation est généralement corrélée à la réactivité chimique, bien que d’autres facteurs soient également impliqués. ^[60]

Affinité électronique

Tendance des affinités électroniques

La propriété opposée à l’énergie d’ionisation est l’ affinité électronique , qui est l’énergie libérée lors de l’ajout d’un électron à l’atome. ^[61] Un électron qui passe sera plus facilement attiré par un atome s’il ressent plus fortement l’attraction du noyau, et surtout s’il existe une orbitale externe partiellement remplie disponible qui peut l’accueillir. Par conséquent, l’affinité électronique a tendance à augmenter de bas en haut et de gauche à droite. L’exception est la dernière colonne, les gaz nobles, qui ont une coquille pleine et n’ont pas de place pour un autre électron. Cela donne aux halogènes de l’avant-dernière colonne les affinités électroniques les plus élevées. ^[3]

Certains atomes, comme les gaz nobles, n’ont aucune affinité électronique : ils ne peuvent pas former d’anions stables en phase gazeuse. ^[62] Les gaz nobles, ayant des énergies d’ionisation élevées et aucune affinité électronique, ont peu tendance à gagner ou à perdre des électrons et sont généralement non réactifs. ^[3]

Certaines exceptions aux tendances se produisent: l’oxygène et le fluor ont des affinités électroniques inférieures à leurs homologues plus lourds, le soufre et le chlore, car ce sont de petits atomes et, par conséquent, l’électron nouvellement ajouté subirait une répulsion significative par rapport à ceux déjà présents. Pour les éléments non métalliques, l’affinité électronique est également quelque peu corrélée à la réactivité, mais pas parfaitement car d’autres facteurs sont impliqués. Par exemple, le fluor a une affinité électronique inférieure à celle du chlore, mais il est plus réactif. ^[61]

Électronégativité

Une autre propriété importante des éléments est leur électronégativité . Les atomes peuvent former des liaisons covalentes entre eux en partageant des électrons par paires, créant un chevauchement d’orbitales de valence. Le degré auquel chaque atome attire la paire d’électrons partagée dépend de l’électronégativité de l’atome ^[63] – la tendance d’un atome à gagner ou à perdre des électrons. ^[3]L’atome le plus électronégatif aura tendance à attirer davantage la paire d’électrons, et le moins électronégatif (ou plus électropositif) l’attirera moins. Dans les cas extrêmes, l’électron peut être considéré comme étant passé complètement de l’atome le plus électropositif au plus électronégatif, bien qu’il s’agisse d’une simplification. La liaison lie alors deux ions, un positif (ayant renoncé à l’électron) et un négatif (l’ayant accepté), et est appelée liaison ionique . ^[3]

L’électronégativité dépend de la force avec laquelle le noyau peut attirer une paire d’électrons, et présente donc une variation similaire aux autres propriétés déjà discutées : l’électronégativité a tendance à baisser de haut en bas et à augmenter de gauche à droite. Les métaux alcalins et alcalino-terreux sont parmi les éléments les plus électropositifs, tandis que les chalcogènes, les halogènes et les gaz nobles sont parmi les plus électronégatifs. ^[63]

L’électronégativité est généralement mesurée sur l’échelle de Pauling, sur laquelle l’atome réactif le plus électronégatif ( le fluor ) reçoit une électronégativité de 4,0, et l’atome le moins électronégatif (le césium ) reçoit une électronégativité de 0,79. ^[3] (Théoriquement , le néon serait plus électronégatif que le fluor, mais l’échelle de Pauling ne peut pas mesurer son électronégativité car il ne forme pas de liaisons covalentes.) ^[64]

L’électronégativité d’un élément varie en fonction de l’identité et du nombre d’atomes auxquels il est lié, ainsi que du nombre d’électrons qu’il a déjà perdus : un atome devient plus électronégatif lorsqu’il a perdu plus d’électrons. ^[63] Cela fait parfois une grande différence : le plomb à l’état d’oxydation +2 a une électronégativité de 1,87 sur l’échelle de Pauling, tandis que le plomb à l’état d’oxydation +4 a une électronégativité de 2,33. ^[65]

Métallicité

Une substance simple est une substance formée d’atomes d’un élément chimique. Les substances simples des atomes les plus électronégatifs ont tendance à partager des électrons (former des liaisons covalentes) les unes avec les autres. Ils forment soit de petites molécules (comme l’hydrogène ou l’oxygène, dont les atomes se lient par paires) soit des structures géantes qui s’étirent indéfiniment (comme le carbone ou le silicium). Les gaz nobles restent simplement des atomes uniques, car ils ont déjà une coquille pleine. ^[3] Les substances composées de molécules discrètes ou d’atomes simples sont maintenues ensemble par des forces d’attraction plus faibles entre les molécules, telles que la force de dispersion de Londres : lorsque les électrons se déplacent dans les molécules, ils créent des déséquilibres momentanés de charge électrique, qui induisent des déséquilibres similaires sur les molécules voisines et créent mouvements synchronisés d’électrons à travers de nombreuses molécules voisines.^[66]

Les atomes les plus électropositifs, cependant, ont plutôt tendance à perdre des électrons, créant une “mer” d’électrons engloutissant les cations. ^[3] Les orbitales externes d’un atome se chevauchent pour partager des électrons avec tous ses voisins, créant une structure géante d’orbitales moléculaires s’étendant sur toute la structure. ^[67] Cette “mer” chargée négativement attire tous les ions et les maintient ensemble dans une liaison métallique . Les éléments formant de telles liaisons sont souvent appelés métaux ; ceux qui ne le sont pas sont souvent appelés non- métaux . ^[3] Certains éléments peuvent former plusieurs substances simples avec des structures différentes : on les appelle des allotropes . Par exemple, le diamant etle graphite sont deux allotropes du carbone. ^[56]

La métallicité d’un élément peut être prédite à partir des propriétés électroniques. Lorsque les orbitales atomiques se chevauchent lors d’une liaison métallique ou covalente, elles créent à la fois des orbitales moléculaires liantes et antiliantesde capacité égale, avec les orbitales antiliantes d’énergie plus élevée. Le caractère de liaison nette se produit lorsqu’il y a plus d’électrons dans les orbitales de liaison que dans les orbitales antiliantes. La liaison métallique est ainsi possible lorsque le nombre d’électrons délocalisés par chaque atome est inférieur au double du nombre d’orbitales contribuant au recouvrement. C’est le cas pour les éléments des groupes 1 à 13 ; ils ont également trop peu d’électrons de valence pour former des structures covalentes géantes où tous les atomes prennent des positions équivalentes, et donc presque tous se métallisent. Les exceptions sont l’hydrogène et le bore, qui ont une énergie d’ionisation trop élevée. L’hydrogène forme ainsi une molécule H ₂ covalente , et le bore forme une structure covalente géante basée sur l’icosaèdre B ₁₂groupes. Dans un métal, les orbitales de liaison et antiliaison ont des énergies qui se chevauchent, créant une seule bande à travers laquelle les électrons peuvent circuler librement, permettant la conduction électrique. ^[68]

Dans le groupe 14, les liaisons métalliques et covalentes deviennent possibles. Dans un cristal de diamant, les liaisons covalentes entre les atomes de carbone sont fortes, car ils ont un petit rayon atomique et donc le noyau a plus d’emprise sur les électrons. Par conséquent, les orbitales de liaison qui en résultent ont une énergie beaucoup plus faible que les orbitales antiliantes, et il n’y a pas de chevauchement, de sorte que la conduction électrique devient impossible : le carbone est un non-métal. Cependant, la liaison covalente devient plus faible pour les atomes plus gros, de sorte que le silicium et le germanium ont des bandes interdites plus petites et sont des semi- conducteurs : les électrons peuvent traverser l’espace lorsqu’ils sont excités thermiquement. Enfin, la bande interdite disparaît dans l’étain, de sorte que l’étain et le plomb deviennent des métaux. ^[68]

Les éléments des groupes 15 à 17 ont trop d’électrons pour former des molécules covalentes géantes qui s’étendent dans les trois dimensions. Pour les éléments plus légers, les liaisons dans les petites molécules diatomiques sont si fortes qu’une phase condensée est défavorisée : ainsi l’azote (N ₂ ), l’oxygène (O ₂ ), le phosphore blanc (P ₄ ), le soufre (S ₈ ), et le stable halogènes (F ₂ , Cl ₂ , Br ₂ et I ₂) forment facilement des molécules covalentes avec peu d’atomes. Les plus lourds ont tendance à former de longues chaînes (par exemple, le phosphore rouge, le sélénium gris, le tellure) ou des structures en couches (par exemple, le carbone sous forme de graphite, le phosphore noir, l’arsenic gris, l’antimoine gris, le bismuth) qui ne s’étendent que sur une ou deux plutôt que sur trois dimensions. Comme ces structures n’utilisent pas toutes leurs orbitales pour se lier, elles se retrouvent avec des bandes liantes, non liantes et antiliantes par ordre d’énergie croissante. Comme pour le groupe 14, les bandes interdites se rétrécissent pour les éléments les plus lourds et la libre circulation des électrons entre les chaînes ou les couches devient possible. Ainsi par exemple le phosphore noir, l’arsenic noir, le sélénium gris, le tellure et l’iode sont des semi-conducteurs ; l’arsenic gris, l’antimoine gris et le bismuth sont des semi- métaux(présentant une conduction quasi-métallique, avec un très petit chevauchement de bande); et le polonium et probablement l’astatine sont de vrais métaux. ^[68] Enfin, les éléments naturels du groupe 18 restent tous en tant qu’atomes individuels. ^{[68] [g]}

La ligne de démarcation entre les métaux et les non-métaux est à peu près diagonale du haut à gauche vers le bas à droite, la série de transition apparaissant à gauche de cette diagonale (car elles ont de nombreuses orbitales disponibles pour le chevauchement). Ceci est attendu, car la métallicité a tendance à être corrélée à l’électropositivité et à la volonté de perdre des électrons, qui augmente de droite à gauche et de haut en bas. Ainsi, les métaux sont beaucoup plus nombreux que les non-métaux. Les éléments proches de la limite sont difficiles à classer : ils ont tendance à avoir des propriétés intermédiaires entre celles des métaux et des non-métaux, et peuvent avoir certaines propriétés caractéristiques des deux. Ils sont souvent appelés semi-métaux ou métalloïdes . ^[3]Le terme “semi-métal” utilisé dans ce sens ne doit pas être confondu avec son sens physique strict lié à la structure de la bande : le bismuth est physiquement un semi-métal, mais est généralement considéré comme un métal par les chimistes. ^[70]

Le tableau suivant considère les allotropes les plus stables dans des conditions standard. Les éléments colorés en jaune forment des substances simples bien caractérisées par des liaisons métalliques. Les éléments colorés en bleu clair forment des structures covalentes géantes, tandis que ceux colorés en bleu foncé forment de petites molécules liées par covalence qui sont maintenues ensemble par des forces de van der Waals plus faibles . Les gaz nobles sont colorés en violet : leurs molécules sont des atomes uniques et aucune liaison covalente ne se produit. Les cases grisées correspondent à des éléments qui n’ont pas été préparés en quantités suffisantes pour que leurs allotropes les plus stables aient été ainsi caractérisés. Des considérations théoriques suggèrent que tous (ou du moins presque tous) ces éléments se métalliseraient s’ils pouvaient former des phases condensées, ^[68]bien que cela ait été remis en question pour le copernicium ^{[71] [72] [73] [74] [75]} et l’oganesson. ^{[76] [h]}

v t e Liaison de substances simples dans le tableau périodique
1	2	3	4	5	6	7	8	9	dix	11	12	13	14	15	16	17	18
Groupe →
↓ Période
1	H	Il
2	Li	Être	B	C	N	O	F	Ne
3	N / A	mg	Al	Si	P	S	CL	Ar
4	K	Californie	Se	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Géorgie	Ge	Comme	Se	BR	Kr
5	Rb	Sr	Oui	Zr	Nb	mois	TC	Ru	Rh	Pd	AG	CD	Dans	Sn	qn	Te	je	Xe
6	Cs	Ba	La	Ce	Pr	Sd	Après-midi	Sm	UE	Dieu	Tb	Dy	Ho	Euh	Tm	Yb	Lu	Hf	Ta	O	Concernant	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	À	Rn
7	Ve	Ra	CA	E	Pennsylvanie	tu	Np	Pu	Un m	Cm	BK	Cf	Es	FM	Maryland	Non	G / D	RF	Db	Sg	Bh	Hs	Mont	Ds	Rg	CN	Nh	FL	Mc	Niv	Ts	Og

Métallique Covalent géant Covalent moléculaire Atomes simples Inconnue La couleur de fond montre la liaison de substances simples dans le tableau périodique

• Le fer, un métal

• Le soufre, un non-métal

• L’arsenic, un élément souvent appelé semi-métal ou métalloïde

Généralement, les métaux sont brillants et denses. ^[3] Ils ont généralement des points de fusion et d’ébullition élevés en raison de la force de la liaison métallique, et sont souvent malléables et ductiles (facilement étirés et façonnés) car les atomes peuvent se déplacer les uns par rapport aux autres sans rompre la liaison métallique. ^[78] Ils conduisent l’électricité parce que leurs électrons sont libres de se déplacer dans les trois dimensions. De même, ils conduisent la chaleur, qui est transférée par les électrons sous forme d’énergie cinétique supplémentaire : ils se déplacent plus vite. Ces propriétés persistent à l’état liquide, car bien que la structure cristalline soit détruite lors de la fusion, les atomes se touchent toujours et la liaison métallique persiste, même si elle est affaiblie. ^[78] Les métaux ont tendance à être réactifs envers les non-métaux. ^[3]Quelques exceptions peuvent être trouvées à ces généralisations : par exemple, le manganèse, ^[79] l’arsenic, l’antimoine, ^[80] et le bismuth sont cassants ; ^[81] le chrome est extrêmement dur ; ^[82] le gallium, le rubidium, le césium et le mercure sont liquides à ou près de la température ambiante ; ^[i] et les métaux nobles comme l’or sont chimiquement très inertes. ^{[83] [84]}

Les non-métaux présentent des propriétés différentes. Ceux qui forment des cristaux covalents géants présentent des points de fusion et d’ébullition élevés, car il faut une énergie considérable pour surmonter les fortes liaisons covalentes. Ceux qui forment des molécules discrètes sont maintenus ensemble principalement par des forces de dispersion, qui sont plus facilement surmontées; ainsi, ils ont tendance à avoir des points de fusion et d’ébullition plus bas, ^[85] et beaucoup sont des liquides ou des gaz à température ambiante. ^[3] Les non-métaux ont souvent un aspect terne. Ils ont tendance à être réactifs vis-à-vis des métaux, à l’exception des gaz nobles, qui sont inertes vis-à-vis de la plupart des substances. ^[3] Ils sont cassants lorsqu’ils sont solides car leurs atomes sont fermement maintenus en place. Ils sont moins denses et conduisent mal l’électricité, ^[3] car il n’y a pas d’électrons mobiles.^[86] Près de la frontière, les bandes interdites sont petites et donc de nombreux éléments de cette région sont des semi-conducteurs. ^[86] Encore une fois, il y a des exceptions ; par exemple, le diamant a la conductivité thermique la plus élevée de tous les matériaux connus, supérieure à n’importe quel métal. ^[87]

Il est courant de désigner une classe de métalloïdes chevauchant la frontière entre les métaux et les non-métaux, car les éléments de cette région sont intermédiaires dans les propriétés physiques et chimiques. ^[3] Cependant, aucun consensus n’existe dans la littérature sur les éléments précis qui devraient être ainsi désignés. Lorsqu’une telle catégorie est utilisée, le bore, le silicium, le germanium, l’arsenic, l’antimoine et le tellure sont généralement inclus ; mais la plupart des sources incluent également d’autres éléments, sans accord sur les éléments supplémentaires à ajouter, et d’autres soustraient de cette liste à la place. ^[j] Par exemple, le tableau périodique utilisé par l’American Chemical Society inclut le polonium comme métalloïde, ^[88] mais celui utilisé par la Royal Society of Chemistry ne le fait pas, ^[89]et celle incluse dans l’ Encyclopædia Britannica ne fait pas du tout référence aux métalloïdes ou aux semi-métaux. ^{[90] [k]}

Autres manifestations de périodicité

Il existe d’autres relations dans le tableau périodique entre des éléments qui ne font pas partie du même groupe, comme les relations diagonales entre des éléments adjacents en diagonale (par exemple, le lithium et le magnésium). ^[92] Certaines similitudes peuvent également être trouvées entre les groupes principaux et les groupes de métaux de transition, ou entre les premiers actinides et les premiers métaux de transition, lorsque les éléments ont le même nombre d’électrons de valence. Ainsi, l’uranium ressemble quelque peu au chrome et au tungstène du groupe 6, ^[92] car tous les trois ont six électrons de valence. ^[93]

La première rangée de chaque bloc a tendance à montrer des propriétés plutôt distinctes des autres rangées, car la première orbitale de chaque type (1s, 2p, 3d, 4f, 5g, etc.) est nettement plus petite que ce à quoi on pourrait s’attendre. ^[94] Le degré de l’anomalie est le plus élevé pour le bloc s, modéré pour le bloc p et moins prononcé pour les blocs d et f. ^[92]Il existe également une différence paire-impaire entre les périodes (sauf dans le bloc s) qui est parfois appelée périodicité secondaire : les éléments des périodes paires ont des rayons atomiques plus petits et préfèrent perdre moins d’électrons, tandis que les éléments des périodes impaires (sauf le premier) diffèrent dans le sens opposé. Ainsi, de nombreuses propriétés dans le p-bloc montrent un zigzag plutôt qu’une tendance lisse le long du groupe. Par exemple, le phosphore et l’antimoine dans les périodes impaires du groupe 15 atteignent facilement l’état d’oxydation +5, tandis que l’azote, l’arsenic et le bismuth dans les périodes paires préfèrent rester à +3. ^{[92] [95]}

Mercure liquide coulant. Son état liquide à température ambiante est le résultat de la relativité restreinte.

Lorsque les noyaux atomiques deviennent hautement chargés, la relativité restreinte devient nécessaire pour évaluer l’effet du noyau sur le nuage d’électrons. Ces effets relativistes se traduisent par des éléments lourds ayant de plus en plus des propriétés différentes par rapport à leurs homologues plus légers dans le tableau périodique. Par exemple, les effets relativistes expliquent pourquoi l’or est doré et le mercure est liquide. ^{[96] [97]} Ces effets devraient devenir très forts à la fin de la septième période, conduisant potentiellement à un effondrement de la périodicité. ^[98] Les configurations électroniques et les propriétés chimiques ne sont clairement connues que jusqu’à l’élément 108 ( hassium), la caractérisation chimique des éléments les plus lourds reste donc un sujet de recherche actuel. ^[99]

De nombreuses autres propriétés physiques des éléments présentent des variations périodiques conformément à la loi périodique, telles que les points de fusion , les points d’ébullition , les chaleurs de fusion , les chaleurs de vaporisation , l’énergie d’atomisation , etc. Des variations périodiques similaires apparaissent pour les composés des éléments, que l’on peut observer en comparant les hydrures, les oxydes, les sulfures, les halogénures, etc. ^[63] Les propriétés chimiques sont plus difficiles à décrire quantitativement, mais présentent également leurs propres périodicités. Les exemples incluent la façon dont les états d’oxydation ont tendance à varier par étapes de 2 dans les éléments du groupe principal, mais par étapes de 1 pour les éléments de transition; la variation de l’ acide etpropriétés de base des éléments et de leurs composés; les stabilités des composés ; et des méthodes d’isolement des éléments. ^[51] La périodicité est et a été très largement utilisée pour prédire les propriétés de nouveaux éléments inconnus et de nouveaux composés, et est au cœur de la chimie moderne. ^[100]

Classement des éléments

Un tableau périodique codé par couleur pour montrer certains ensembles d’éléments similaires couramment utilisés. Les catégories et leurs limites diffèrent quelque peu d’une source à l’autre. ^[88]

Métaux alcalins Métaux alcalino-terreux Lanthanides Actinides Métaux de transition

Autres métaux Métalloïdes Autres non-métaux Halogènes gaz nobles

De nombreux termes ont été utilisés dans la littérature pour décrire des ensembles d’éléments qui se comportent de manière similaire. Les noms de groupe métal alcalin , métal alcalino-terreux , pnictogène , chalcogène , halogène et gaz rare sont reconnus par l’IUPAC ; les autres groupes peuvent être désignés par leur numéro, ou par leur premier élément (par exemple, le groupe 6 est le groupe chrome). ^[48] ​​Certains divisent les éléments du bloc p des groupes 13 à 16 par métallicité, ^{[90] [88]} bien qu’il n’y ait ni définition IUPAC ni consensus précis sur exactement quels éléments doivent être considérés comme des métaux, des non-métaux ou des semi-métaux (parfois appelés métalloïdes). ^{[90][88] [48]} Il n’y a pas non plus de consensus sur ce que les métaux succédant aux métaux de transition devraient être appelés, le métal post-transition et le métal pauvre étant parmi les possibilités ayant été utilisées. ^[l] Certaines monographies avancées excluent les éléments du groupe 12 des métaux de transition en raison de leurs propriétés chimiques parfois assez différentes, mais ce n’est pas une pratique universelle. ^[101]

Les lanthanides sont considérés comme les éléments La – Lu, qui sont tous très similaires les uns aux autres: historiquement, ils ne comprenaient que Ce – Lu, mais le lanthane est devenu inclus par l’usage courant. Les terres rares (ou métaux des terres rares) ajoutent du scandium et de l’yttrium aux lanthanides. ^[48] ​​De manière analogue, les actinides sont considérés comme les éléments Ac – Lr (historiquement Th – Lr), ^[48] bien que la variation des propriétés dans cet ensemble soit beaucoup plus grande que dans les lanthanides. ^[28] L’IUPAC recommande les noms de lanthanoïdes et d’ actinoïdes pour éviter toute ambiguïté, car le suffixe -ide désigne généralement un ion négatif ; cependant les lanthanideset les actinides restent courants. ^[48]

De nombreuses autres catégorisations existent et sont utilisées selon certaines disciplines. En astrophysique, un métal est défini comme tout élément de numéro atomique supérieur à 2, c’est-à-dire tout sauf l’hydrogène et l’hélium. ^[102] Le terme « semi-métal » a une définition différente en physique qu’en chimie : le bismuth est un semi-métal selon les définitions physiques, mais les chimistes le considèrent généralement comme un métal. ^[103] Quelques termes sont largement utilisés, mais sans définition très formelle, comme « métal lourd », qui a reçu un éventail de définitions si large qu’il a été critiqué comme étant « effectivement dénué de sens ». ^[104]

La portée des termes varie considérablement d’un auteur à l’autre. Par exemple, selon l’IUPAC, les gaz rares s’étendent pour inclure l’ensemble du groupe, y compris l’oganesson, élément superlourd très radioactif. ^[105] Cependant, parmi ceux qui se spécialisent dans les éléments superlourds, cela n’est pas souvent fait : dans ce cas, le « gaz noble » est généralement considéré comme impliquant le comportement non réactif des éléments plus légers du groupe. Étant donné que les calculs prédisent généralement que l’oganesson ne devrait pas être particulièrement inerte en raison d’effets relativistes, et peut même ne pas être un gaz à température ambiante s’il pouvait être produit en vrac, son statut de gaz noble est souvent remis en question dans ce contexte. ^[106]De plus, des variations nationales sont parfois rencontrées : au Japon, les métaux alcalino-terreux n’incluent souvent pas le béryllium et le magnésium car leur comportement est différent des métaux plus lourds du groupe 2. ^[107]

Histoire

Tableau périodique de Mendeleïev de 1869

En 1817, le physicien allemand Johann Wolfgang Döbereiner a commencé à formuler l’une des premières tentatives de classification des éléments. ^[108] En 1829, il a découvert qu’il pouvait former certains des éléments en groupes de trois, les membres de chaque groupe ayant des propriétés liées. Il a appelé ces groupes des triades . ^{[109] [110]} Le chlore, le brome et l’iode formaient une triade ; tout comme le calcium, le strontium et le baryum ; lithium, sodium et potassium; et le soufre, le sélénium et le tellure. Aujourd’hui, toutes ces triades font partie de groupes d’aujourd’hui. ^[111]Divers chimistes ont poursuivi ses travaux et ont pu identifier de plus en plus de relations entre de petits groupes d’éléments. Cependant, ils ne pouvaient pas construire un système qui les englobait tous. ^[112]

Le chimiste allemand Lothar Meyer a noté les séquences de propriétés chimiques et physiques similaires répétées à intervalles périodiques. Selon lui, si les poids atomiques étaient portés en ordonnées (c’est-à-dire verticalement) et les volumes atomiques en abscisses (c’est-à-dire horizontalement) – la courbe obtenait une série de maximums et de minimums – les éléments les plus électropositifs apparaîtraient aux sommets de la courbe dans l’ordre de leurs masses atomiques. En 1864, un de ses livres a été publié; il contenait une première version du tableau périodique contenant 28 éléments et classait les éléments en six familles selon leur valence— pour la première fois, les éléments ont été regroupés selon leur valence. Les travaux sur l’organisation des éléments par Poids atomique avaient jusqu’alors été entravés par des mesures imprécises des poids atomiques. ^[113] En 1868, il révise son tableau, mais cette révision ne sera publiée sous forme de brouillon qu’après sa mort. ^[114]

Tableau périodique de Mendeleïev de 1871

La percée définitive est venue du chimiste russe Dmitri Mendeleïev . Bien que d’autres chimistes (dont Meyer) aient trouvé d’autres versions du système périodique à peu près au même moment, Mendeleev était le plus dévoué au développement et à la défense de son système, et c’est son système qui a le plus impacté la communauté scientifique. ^[115] Le 17 février 1869 (le 1 mars 1869 dans le calendrier grégorien), Mendeleev a commencé à arranger les éléments et à les comparer par leurs poids atomiques. Il a commencé avec quelques éléments, et au cours de la journée, son système s’est développé jusqu’à englober la plupart des éléments connus. Après avoir trouvé un arrangement cohérent, son tableau imprimé parut en mai 1869 dans le journal de la Société chimique russe. ^[116]Dans certains cas, il semblait y avoir un élément manquant dans le système, et il prédit hardiment que cela signifiait que l’élément n’avait pas encore été découvert. En 1871, Mendeleev a publié un long article, y compris une forme mise à jour de son tableau, qui rendait explicites ses prédictions pour des éléments inconnus. Mendeleïev a prédit en détail les propriétés de trois de ces éléments inconnus : comme il leur manquerait des homologues plus lourds du bore, de l’aluminium et du silicium, il les a nommés eka-bore, eka-aluminium et eka-silicium (“eka” étant sanskrit pour “une”). ^{[116] [117] : 45}

Dmitri Mendeleïev

En 1875, le chimiste français Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran , travaillant sans connaître la prédiction de Mendeleïev, découvrit un nouvel élément dans un échantillon de minéral sphalérite et le nomma gallium. Il a isolé l’élément et a commencé à déterminer ses propriétés. Mendeleev, lisant la publication de Boisbaudran, a envoyé une lettre affirmant que le gallium était son eka-aluminium prédit. Bien que Lecoq de Boisbaudran ait d’abord été sceptique et soupçonné que Mendeleev essayait de s’attribuer le mérite de sa découverte, il a admis plus tard que Mendeleev avait raison. ^[118] En 1879, le chimiste suédois Lars Fredrik Nilson a découvert un nouvel élément, qu’il a nommé scandium : il s’est avéré être eka-bore. Eka-silicium a été découvert en 1886 par un chimiste allemandClemens Winkler , qui l’a nommé germanium. Les propriétés du gallium, du scandium et du germanium correspondaient à ce que Mendeleev avait prédit. ^[119] En 1889, Mendeleïev nota lors de la conférence Faraday à la Royal Institution de Londres qu’il ne s’était pas attendu à vivre assez longtemps « pour mentionner leur découverte à la Chemical Society of Great Britain comme une confirmation de l’exactitude et de la généralité du périodique droit”. ^[120] Même la découverte des gaz nobles à la fin du 19e siècle, que Mendeleev n’avait pas prédit, s’inscrivait parfaitement dans son schéma en tant que huitième groupe principal. ^[121]Cependant, Mendeleev a eu du mal à intégrer les lanthanides connus dans son schéma, car ils ne présentaient pas le changement périodique de valences que les autres éléments faisaient. Après de nombreuses recherches, le chimiste tchèque Bohuslav Brauner a suggéré en 1902 que les lanthanides pourraient tous être placés ensemble dans un groupe sur le tableau périodique. Il a nommé cela “l’hypothèse de l’astéroïde” par analogie astronomique : tout comme il y a une ceinture d’astéroïdes au lieu d’une seule planète entre Mars et Jupiter, la place sous l’yttrium était occupée par tous les lanthanides au lieu d’un seul élément. ^[46]

Henri Mosley

Après avoir sondé la structure interne de l’atome, le physicien hollandais amateur Antonius van den Broek a proposé en 1913 que la charge nucléaire déterminait le placement des éléments dans le tableau périodique. ^{[122] [123]} Le physicien néo-zélandais Ernest Rutherford a inventé le mot “numéro atomique” pour cette charge nucléaire. ^[124] Dans l’article publié de van der Broek, il a illustré le premier tableau périodique électronique montrant les éléments disposés selon le nombre de leurs électrons. ^[125] Rutherford a confirmé dans son article de 1914 que Bohr avait accepté le point de vue de van der Broek. ^[126]

Tableau périodique de van den Broek

La même année, le physicien anglais Henry Moseley utilisant la spectroscopie à rayons X a confirmé expérimentalement la proposition de van den Broek. Moseley a déterminé la valeur de la charge nucléaire de chaque élément de l’aluminium à l’ or et a montré que l’ordre de Mendeleev place en fait les éléments dans un ordre séquentiel par charge nucléaire. ^[127] La ​​charge nucléaire est identique au nombre de protons et détermine la valeur du numéro atomique ( Z) de chaque élément. L’utilisation du numéro atomique donne une séquence définitive basée sur des nombres entiers pour les éléments. Les recherches de Moseley ont immédiatement résolu les écarts entre le Poids atomique et les propriétés chimiques; il s’agissait de cas tels que le tellure et l’iode, où le numéro atomique augmente mais le Poids atomique diminue. ^[122] Bien que Moseley ait été bientôt tué dans la Première Guerre mondiale, le physicien suédois Manne Siegbahn a continué son travail jusqu’à l’ uranium et a établi que c’était l’élément avec le numéro atomique le plus élevé alors connu (92). ^[128] Sur la base des recherches de Moseley et Siegbahn, on savait également quels numéros atomiques correspondaient aux éléments manquants encore à trouver. ^[122]

Le physicien danois Niels Bohr a appliqué l’idée de quantification de Max Planck à l’atome. Il a conclu que les niveaux d’énergie des électrons étaient quantifiés : seul un ensemble discret d’états d’énergie stables était autorisé. Bohr a ensuite tenté de comprendre la périodicité à travers les configurations électroniques, supposant en 1913 que les électrons internes devraient être responsables des propriétés chimiques de l’élément. ^{[129] [130]} En 1913, il a produit le premier tableau périodique électronique basé sur un atome quantique. ^[131]

Bohr a appelé ses coquilles d’électrons des «anneaux» en 1913: les orbitales atomiques à l’intérieur des coquilles n’existaient pas à l’époque de son modèle planétaire. Bohr explique dans la partie 3 de son célèbre article de 1913 que le maximum d’électrons dans une coquille est de huit, en écrivant : « Nous voyons, en outre, qu’un anneau de n électrons ne peut pas tourner en un seul anneau autour d’un noyau de charge ne à moins que n < 8 .” Pour les atomes plus petits, les coquilles d’électrons seraient remplies comme suit : “les anneaux d’électrons ne se rejoindront que s’ils contiennent un nombre égal d’électrons ; et qu’en conséquence, le nombre d’électrons sur les anneaux intérieurs ne sera que de 2, 4, 8.” Cependant, dans les atomes plus gros, la coquille la plus interne contiendrait huit électrons: “d’autre part, le système périodique des éléments suggère fortement que déjà dans le néon N = 10, un anneau interne de huit électrons se produira.”^{[132] [133]}

Configurations électroniques de Bohr pour les éléments légers

Élément	Électrons par coquille
4	2,2
6	2,4
7	4,3
8	4,2,2
9	4,4,1
dix	8,2
11	8,2,1
16	8,4,2,2
18	8,8,2

Le premier à développer et corriger systématiquement les potentiels chimiques de la théorie atomique de Bohr fut Walther Kosselen 1914 et en 1916. Kossel a expliqué que dans le tableau périodique, de nouveaux éléments seraient créés à mesure que des électrons seraient ajoutés à la coque externe. Dans l’article de Kossel, il écrit : “Cela conduit à la conclusion que les électrons, qui sont ajoutés plus loin, devraient être placés dans des anneaux ou des coquilles concentriques, sur chacun desquels… seulement un certain nombre d’électrons – à savoir, huit dans notre Dès qu’un anneau ou une coquille est terminé, un nouveau doit être commencé pour l’élément suivant ; le nombre d’électrons, qui sont les plus facilement accessibles et se trouvent à la périphérie la plus externe, augmente à nouveau à partir de l’élément à l’élément et, par conséquent, dans la formation de chaque nouvelle coquille, la périodicité chimique se répète.” ^{[134] [135]}

Dans un article de 1919, Irving Langmuir a postulé l’existence de “cellules” que nous appelons maintenant orbitales, qui ne pouvaient chacune contenir que deux électrons chacune, et celles-ci étaient disposées en “couches équidistantes” que nous appelons maintenant coquilles. Il a fait une exception pour que la première coquille ne contienne que deux électrons. ^[136] Le chimiste Charles Rugeley Bury a suggéré en 1921 que huit et dix-huit électrons dans une coquille forment des configurations stables. Bury a proposé que les configurations électroniques dans les éléments de transition dépendaient des électrons de valence dans leur enveloppe externe. ^[137] Il a introduit le mot transition pour décrire les éléments maintenant connus sous le nom de métaux de transition ou éléments de transition.^[138]La théorie quantique a clarifié les métaux de transition et les lanthanides comme formant leurs propres groupes séparés, transitionnels entre les groupes principaux, bien que certains chimistes aient déjà proposé des tableaux les montrant de cette façon auparavant : le chimiste anglais Henry Bassett l’a fait en 1892, le chimiste danois Julius Thomsen en 1895 et le chimiste suisse Alfred Werner en 1905. Bohr a utilisé la forme de Thomsen dans sa conférence Nobel de 1922 ; La forme de Werner est très similaire à la forme moderne à 32 colonnes. ^[46]

Invité par Bohr, Wolfgang Pauli a abordé le problème des configurations d’électrons en 1923. Pauli a étendu le schéma de Bohr pour utiliser quatre nombres quantiques et a formulé son principe d’exclusion qui stipulait que deux électrons ne pouvaient pas avoir les mêmes quatre nombres quantiques. Cela expliquait les longueurs des périodes du tableau périodique (2, 8, 18 et 32), qui correspondaient au nombre d’électrons que chaque coquille pouvait occuper. ^[139] En 1925, Friedrich Hund arrive à des configurations proches des modernes. ^[140] Le principe d’Aufbau qui décrit les configurations électroniques des éléments a d’abord été observé empiriquement par Erwin Madelungen 1926 et publié en 1936. ^[23]

Glenn T.Seaborg

À ce moment-là, le pool d’éléments manquants, de l’hydrogène à l’uranium, s’était réduit à quatre : les éléments 43, 61, 85 et 87 manquaient toujours. L’élément 43 est finalement devenu le premier élément à être synthétisé artificiellement via des réactions nucléaires plutôt que découvert dans la nature. Il a été découvert en 1937 par les chimistes italiens Emilio Segrè et Carlo Perrier , qui ont nommé leur découverte technétium , d’après le mot grec signifiant “artificiel”. ^[141] Les éléments 61 ( prométhium ) et 85 ( astatine ) ont également été produits artificiellement ; l’élément 87 ( francium ) est devenu le dernier élément découvert dans la nature, par la chimiste française Marguerite Perey . ^[142][m] Les éléments au-delà de l’uranium ont également été découverts artificiellement, à commencer par la découverte du neptunium par Edwin McMillan et Philip Abelson en 1940(via le bombardement de l’uranium avec des neutrons). ^[37] Glenn T. Seaborg et son équipe du Lawrence Berkeley National Laboratory (LBNL) ont continué à découvrir des éléments transuraniens, en commençant par le plutonium , et ont découvert que contrairement à la pensée précédente, les éléments à partir de l’actinium étaient des congénères du bloc f des lanthanides plutôt que les métaux de transition du bloc d. ^[143] Bassett (1892), Werner (1905) et l’ingénieur français Charles Janet (1928) l’avaient déjà suggéré, mais leurs idées n’ont pas alors reçu une acceptation générale. ^[46] Seaborg les appelait ainsi les actinides. ^[143] Les éléments jusqu’à 101 ont été synthétisés soit par irradiation de neutrons ou de particules alpha, soit dans des explosions nucléaires dans les cas de 99 (einsteinium) et 100 (fermium). ^[37]

Une controverse importante a éclaté avec les éléments 102 à 106 dans les années 1960 et 1970, alors que la concurrence s’élevait entre l’équipe LBNL (maintenant dirigée par Albert Ghiorso ) et une équipe de scientifiques soviétiques de l’ Institut commun de recherche nucléaire (JINR) dirigée par Georgy Flyorov . Chaque équipe a revendiqué la découverte et, dans certains cas, chacune a proposé son propre nom pour l’élément, créant une controverse sur la dénomination des éléments qui a duré des décennies. Ces éléments ont été fabriqués par bombardement d’actinides avec des ions légers. ^[144] L’IUPAC a d’abord adopté une approche non interventionniste, préférant attendre et voir si un consensus serait à venir. Malheureusement, c’était aussi la hauteur de la guerre froide, et il est devenu clair après un certain temps que cela ne se produirait pas. En tant que tel, l’IUPAC et l’ Union internationale de physique pure et appliquée (IUPAP) ont créé un groupe de travail sur le transfert (TWG, le fermium étant l’élément 100) en 1985 pour définir des critères de découverte. ^[145] Après quelques autres controverses, ces éléments ont reçu leurs noms définitifs en 1997, y compris seaborgium (106) en l’honneur de Seaborg. ^[146]

Les critères du TWG ont été utilisés pour arbitrer les demandes ultérieures de découverte d’éléments émanant d’instituts de recherche en Allemagne ( GSI ), en Russie ( JINR ) et au Japon ( Riken ). ^[147] Actuellement, l’examen des demandes de découverte est effectué par un groupe de travail conjoint IUPAC/IUPAP . Une fois la priorité attribuée, les éléments ont été officiellement ajoutés au tableau périodique et les découvreurs ont été invités à proposer leurs noms. ^[6] En 2016, cela s’était produit pour tous les éléments jusqu’à 118, complétant ainsi les sept premières lignes du tableau périodique. ^{[6] [148]} Les découvertes d’éléments au-delà de 106 ont été rendues possibles par des techniques conçues par Yuri Oganessianau JINR : la fusion froide (bombardement de plomb et de bismuth par des ions lourds) a rendu possible les découvertes de 1981 à 2004 des éléments 107 à 112 au GSI et 113 à Riken, et il a dirigé l’équipe du JINR (en collaboration avec des scientifiques américains) pour découvrir éléments 114 à 118 par fusion à chaud (bombardement d’actinides par des ions calcium) en 1998-2010. ^{[149] [150]} L’élément le plus lourd connu, oganesson (118), est nommé en son honneur. L’élément 114 est nommé flerovium en l’honneur de son prédécesseur et mentor Flyorov. ^[150]

Pour célébrer le 150e anniversaire du tableau périodique, les Nations Unies ont déclaré l’année 2019 Année internationale du tableau périodique, célébrant “l’une des réalisations les plus importantes de la science”. ^[151] Aujourd’hui, le tableau périodique est parmi les icônes les plus reconnaissables de la chimie. ^[152] L’IUPAC est aujourd’hui impliquée dans de nombreux processus relatifs au tableau périodique : la reconnaissance et la dénomination de nouveaux éléments, la recommandation de numéros de groupe et de noms collectifs, la détermination des éléments appartenant au groupe 3 et la mise à jour des poids atomiques. ^[6]

Questions actuelles

Bien que le tableau périodique moderne soit aujourd’hui standard, certaines variations peuvent être trouvées dans la période 1 et le groupe 3. Des discussions sont en cours sur les emplacements des éléments pertinents. La controverse a à voir avec des compréhensions contradictoires de savoir si les propriétés chimiques ou électroniques devraient principalement décider du placement du tableau périodique, et des points de vue contradictoires sur la façon dont les preuves doivent être utilisées. ^[152] Un problème potentiel similaire a été soulevé par des enquêtes théoriques sur les éléments superlourds, dont les chimies peuvent ne pas correspondre à leur position actuelle sur le tableau périodique. ^[153]

Période 1

Habituellement, l’hydrogène est placé dans le groupe 1 et l’hélium dans le groupe 18 : c’est le placement trouvé sur le tableau périodique IUPAC. ^[6] Certaines variations peuvent être trouvées sur ces deux questions. ^[154]

Comme les métaux du groupe 1, l’hydrogène a un électron dans sa couche la plus externe ^[155] et perd généralement son seul électron dans les réactions chimiques. ^[156] Il a des propriétés chimiques semblables à celles des métaux, étant capable de déplacer certains métaux de leurs sels . ^[156] Mais l’hydrogène forme un gaz diatomique non métallique dans des conditions standard, contrairement aux métaux alcalins qui sont des métaux solides réactifs. Ceci et la formation d’ hydrures d’hydrogène , dans lesquels il gagne un électron, le rapprochent des propriétés des halogènes qui font de même. De plus, les deux halogènes les plus légers ( le fluor et le chlore ) sont gazeux comme l’hydrogène dans des conditions standard.^[156] L’hydrogène a donc des propriétés correspondant à la fois à celles des métaux alcalins et des halogènes, mais ne correspond parfaitement à aucun des deux groupes, et est donc difficile à situer par sa chimie. ^[156] Par conséquent, alors que le placement électronique de l’hydrogène dans le groupe 1 prédomine, certains arrangements plus rares montrent soit de l’hydrogène dans le groupe 17, ^[157] dupliquent l’hydrogène dans les deux groupes 1 et 17, ^{[158] [159]} ou le font flotter séparément de tous groupes. ^{[159] [160] [154]}

L’hélium est un gaz rare non réactif dans des conditions standard et possède une enveloppe externe complète : ces propriétés sont comme les gaz nobles du groupe 18, mais pas du tout comme les métaux alcalino-terreux réactifs du groupe 2. Par conséquent, l’hélium est presque universellement placé dans groupe 18 ^[6] auquel ses propriétés correspondent le mieux. ^[154] Cependant, l’hélium n’a que deux électrons externes dans son enveloppe externe, alors que les autres gaz nobles en ont huit ; et c’est un élément du bloc s, alors que tous les autres gaz nobles sont des éléments du bloc p. De plus, l’hélium solide cristallise dans une structure hexagonale compacte , qui correspond au béryllium et au magnésium du groupe 2, mais pas aux autres gaz nobles du groupe 18. ^[161] De cette manière, l’hélium correspond mieux aux métaux alcalino-terreux.^{[155] [154]} Par conséquent, les tables avec à la fois de l’hydrogène et de l’hélium flottant à l’extérieur de tous les groupes peuvent rarement être rencontrées. ^{[160] [154]} Quelques chimistes ont préconisé que le placement électronique dans le groupe 2 soit adopté pour l’hélium. ^{[162] [161] [163] [164] [165]} Les arguments en faveur de cela reposent souvent sur la tendance de l’anomalie de première rangée, car l’hélium en tant que premier élément s ² avant les métaux alcalino-terreux se distingue comme anormal d’une manière que l’hélium contrairement au premier gaz rare. ^[162]

Groupe 3

Sc, Y, Lu, Lr

Hydrogène

Hélium

Lithium

Béryllium

Bore

Carbone

Azote

Oxygène

Fluor

Néon

Sodium

Magnésium

Aluminium

Silicium

Phosphore

Soufre

Chlore

Argon

Potassium

Calcium

Scandium

Titane

Vanadium

Chrome

Manganèse

Fer

Cobalt

Nickel

Cuivre

Zinc

Gallium

Germanium

Arsenic

Sélénium

Brome

Krypton

Rubidium

Strontium

Yttrium

Zirconium

Niobium

Molybdène

Technétium

Ruthénium

Rhodié

Palladium

Argent

Cadmium

Indium

Étain

Antimoine

Tellure

Iode

Xénon

Césium

Baryum

Lanthane

Cérium

Praséodyme

Néodyme

Prométhium

Samarium

Europium

Gadolinium

Terbium

Dysprosium

Holmium

Erbium

Thulium

Ytterbium

Lutétium

Hafnium

Tantale

Tungstène

Rhénium

Osmium

Iridium

Platine

Or

Mercure (élément)

Thallium

Mener

Bismuth

Polonium

astate

Radon

francium

Radium

Actinium

Thorium

Protactinium

Uranium

Neptunium

Plutonium

Américium

Curium

Berkélium

Californie

Einsteinium

fermium

Mendélévium

nobélium

Lawrencium

Rutherfordium

Dubnium

Seaborgium

Bohrium

Hassium

Meitnerium

Darmstadtium

Roentgenium

copernic

nihonium

Flerovium

Moscovium

Livermorium

Tennessee

Oganesson

Sc, Y, La, Ac

Hydrogène

Hélium

Lithium

Béryllium

Bore

Carbone

Azote

Oxygène

Fluor

Néon

Sodium

Magnésium

Aluminium

Silicium

Phosphore

Soufre

Chlore

Argon

Potassium

Calcium

Scandium

Titane

Vanadium

Chrome

Manganèse

Fer

Cobalt

Nickel

Cuivre

Zinc

Gallium

Germanium

Arsenic

Sélénium

Brome

Krypton

Rubidium

Strontium

Yttrium

Zirconium

Niobium

Molybdène

Technétium

Ruthénium

Rhodié

Palladium

Argent

Cadmium

Indium

Étain

Antimoine

Tellure

Iode

Xénon

Césium

Baryum

Lanthane

Cérium

Praséodyme

Néodyme

Prométhium

Samarium

Europium

Gadolinium

Terbium

Dysprosium

Holmium

Erbium

Thulium

Ytterbium

Lutétium

Hafnium

Tantale

Tungstène

Rhénium

Osmium

Iridium

Platine

Or

Mercure (élément)

Thallium

Mener

Bismuth

Polonium

astate

Radon

francium

Radium

Actinium

Thorium

Protactinium

Uranium

Neptunium

Plutonium

Américium

Curium

Berkélium

Californie

Einsteinium

fermium

Mendélévium

nobélium

Lawrencium

Rutherfordium

Dubnium

Seaborgium

Bohrium

Hassium

Meitnerium

Darmstadtium

Roentgenium

copernic

nihonium

Flerovium

Moscovium

Livermorium

Tennessee

Oganesson

Les tableaux périodiques publiés montrent des variations concernant les membres les plus lourds du groupe 3, qui commence par le scandium et l’yttrium. ^[162] Ce sont le plus souvent du lanthane et de l’actinium, mais il existe de nombreux arguments physiques et chimiques selon lesquels ils devraient plutôt être du lutétium et du lawrencium. ^[166] Un compromis peut aussi parfois être trouvé, dans lequel les espaces sous l’yttrium sont laissés vides. Cela laisse ambigu si le groupe ne contient que du scandium et de l’yttrium, ^[167] ou s’il s’étend également pour inclure les trente lanthanides et actinides. ^[46]

Sc, Y

Hydrogène

Hélium

Lithium

Béryllium

Bore

Carbone

Azote

Oxygène

Fluor

Néon

Sodium

Magnésium

Aluminium

Silicium

Phosphore

Soufre

Chlore

Argon

Potassium

Calcium

Scandium

Titane

Vanadium

Chrome

Manganèse

Fer

Cobalt

Nickel

Cuivre

Zinc

Gallium

Germanium

Arsenic

Sélénium

Brome

Krypton

Rubidium

Strontium

Yttrium

Zirconium

Niobium

Molybdène

Technétium

Ruthénium

Rhodié

Palladium

Argent

Cadmium

Indium

Étain

Antimoine

Tellure

Iode

Xénon

Césium

Baryum

Lanthane

Cérium

Praséodyme

Néodyme

Prométhium

Samarium

Europium

Gadolinium

Terbium

Dysprosium

Holmium

Erbium

Thulium

Ytterbium

Lutétium

Hafnium

Tantale

Tungstène

Rhénium

Osmium

Iridium

Platine

Or

Mercure (élément)

Thallium

Mener

Bismuth

Polonium

astate

Radon

francium

Radium

Actinium

Thorium

Protactinium

Uranium

Neptunium

Plutonium

Américium

Curium

Berkélium

Californie

Einsteinium

fermium

Mendélévium

nobélium

Lawrencium

Rutherfordium

Dubnium

Seaborgium

Bohrium

Hassium

Meitnerium

Darmstadtium

Roentgenium

copernic

nihonium

Flerovium

Moscovium

Livermorium

Tennessee

Oganesson

Sc, Y, *, **

Hydrogène

Hélium

Lithium

Béryllium

Bore

Carbone

Azote

Oxygène

Fluor

Néon

Sodium

Magnésium

Aluminium

Silicium

Phosphore

Soufre

Chlore

Argon

Potassium

Calcium

Scandium

Titane

Vanadium

Chrome

Manganèse

Fer

Cobalt

Nickel

Cuivre

Zinc

Gallium

Germanium

Arsenic

Sélénium

Brome

Krypton

Rubidium

Strontium

Yttrium

Zirconium

Niobium

Molybdène

Technétium

Ruthénium

Rhodié

Palladium

Argent

Cadmium

Indium

Étain

Antimoine

Tellure

Iode

Xénon

Césium

Baryum

Lanthane

Cérium

Praséodyme

Néodyme

Prométhium

Samarium

Europium

Gadolinium

Terbium

Dysprosium

Holmium

Erbium

Thulium

Ytterbium

Lutétium

Hafnium

Tantale

Tungstène

Rhénium

Osmium

Iridium

Platine

Or

Mercure (élément)

Thallium

Mener

Bismuth

Polonium

astate

Radon

francium

Radium

Actinium

Thorium

Protactinium

Uranium

Neptunium

Plutonium

Américium

Curium

Berkélium

Californie

Einsteinium

fermium

Mendélévium

nobélium

Lawrencium

Rutherfordium

Dubnium

Seaborgium

Bohrium

Hassium

Meitnerium

Darmstadtium

Roentgenium

copernic

nihonium

Flerovium

Moscovium

Livermorium

Tennessee

Oganesson

Le lanthane a été initialement placé comme le premier des éléments 5d car sa configuration ([Xe]5d ¹ 6s ² ) ajoutait un électron d à l’élément précédent, le baryum ([Xe]6s ² ). Cela en a fait le troisième membre du groupe 3, suivi du cérium par le lutétium en tant que bloc f, qui a ensuite divisé le bloc d en deux. Pendant ce temps, sur la base des configurations connues à l’époque, on pensait que le lutétium ([Xe]4f ¹⁴ 5d ¹ 6s ² ) ajoutait l’électron 4f final à la configuration de l’ytterbium (on pensait alors être [Xe]4f ¹³ 5d ¹ 6s ²). Ainsi, le bloc d a été divisé en deux: après que le lanthane a rempli le premier électron d, le cérium en lutétium a suivi comme bloc f, avant que le bloc d ne reprenne avec le hafnium à travers le mercure. ^[166]

Mais en 1937, on découvrit que la configuration de l’ytterbium avait été déterminée par erreur, et était en fait [Xe]4f ¹⁴ 6s ² . Cela signifiait que la sous-coque 4f terminait le remplissage à l’ytterbium plutôt qu’au lutétium comme on le pensait auparavant. ^[162] Ainsi, en 1948, les physiciens soviétiques Lev Landau et Evgeny Lifshitz ont souligné dans leur cours de physique théorique que les nouvelles configurations suggéraient que le premier élément 5d était le lutétium et non le lanthane. ^{[162] [168]} Cela évite la scission du bloc d en laissant le bloc f (maintenant le lanthane à l’ytterbium) précéder le bloc d (le lutétium à travers le mercure) conformément au principe d’Aufbau.^[46] Un tel placement avait déjà été adopté par Werner en 1905 (bien que le lutétium n’ait pas encore été découvert) et par Janet en 1928. ^[46] L’apparition précoce d’un électron d dans le lanthane pourrait alors simplement être considérée comme un autre cas de une configuration anormale ; à l’appui de cet argument, la majorité des lanthanides et des actinides ont une configuration f ^x s ² plutôt qu’une configuration f ^{x -1} d ¹ s ² dans l’état fondamental, comme on pourrait s’y attendre si le bloc f commençait au lanthane et sa configuration n’étaient qu’une exception à la règle générale. ^{[169] [n]}Plusieurs physiciens et chimistes au cours des décennies suivantes ont soutenu cette réaffectation basée sur d’autres propriétés physiques et chimiques des éléments impliqués, ^{[92] [162]} bien que cette preuve ait à son tour été critiquée comme ayant été choisie de manière sélective. ^[162] La plupart des auteurs n’ont pas fait le changement. ^[162]

En 1988, un rapport de l’IUPAC a été publié qui a abordé la question. Alors qu’il écrivait que les configurations électroniques étaient en faveur de la nouvelle attribution du groupe 3 avec le lutétium et le lawrencium, il a plutôt décidé d’un compromis où les points inférieurs du groupe 3 étaient plutôt laissés vides, car la forme traditionnelle avec le lanthane et l’actinium restait populaire. ^[43] Ceci est similaire à l’hypothèse d’astéroïde de 1902 de Brauner ; ^[46] il fait apparaître le bloc f avec 15 éléments malgré la mécanique quantique dictant qu’il devrait en avoir 14, et ne permet pas de savoir si le groupe 3 ne contient que du scandium et de l’yttrium, ou s’il contient tous les lanthanides et actinides en plus. ^[170]

Le compromis IUPAC n’a pas arrêté le débat. La plupart des sources se concentrant sur la question ont soutenu la réaffectation, ^[31] mais certains auteurs ont plutôt plaidé en faveur de la forme traditionnelle avec le lanthane comme premier élément 5d, ^{[162] [152]} donnant parfois lieu à un débat furieux. ^{[171] [172]} Une minorité de manuels ont accepté la réaffectation, mais la plupart ont montré soit la forme la plus ancienne, soit le compromis IUPAC. ^[173]

En 2015, l’IUPAC a lancé un projet pour décider si le lanthane ou le lutétium devait aller dans le groupe 3, présidé par Eric Scerri , chimiste et philosophe des sciences d’origine maltaise. Il considérait la question comme «d’une importance considérable» pour les chimistes, les physiciens et les étudiants, notant que la variation des tableaux périodiques publiés sur ce point intriguait généralement les étudiants et les instructeurs. ^[173] Un rapport provisoire en est sorti en 2021, qui était en faveur du lutétium comme premier élément 5d. Les raisons invoquées étaient d’afficher tous les éléments par ordre croissant de numéro atomique, d’éviter la division du bloc d et de faire en sorte que les blocs suivent les exigences de la mécanique quantique en largeur (2, 6, 10 et 14). ^[170] Le projet a pris fin cette année-là. ^[173]Actuellement, le site Web de l’IUPAC sur le tableau périodique montre toujours le compromis de 1988, mais mentionne le problème du groupe 3 et le projet pour le résoudre, et écrit “Stay tune [d]”. ^[6]

Éléments superlourds

Bien que tous les éléments jusqu’à l’oganesson (élément 118) aient été découverts, la chimie des éléments au-delà du hassium (élément 108) n’est pas bien comprise. Parmi ceux-ci, seuls le copernicium (élément 112), le nihonium (élément 113) et le flerovium (élément 114) ont été étudiés expérimentalement; ces investigations n’ont jusqu’à présent pas donné de résultats concluants. ^[75]

Certains des éléments passés au hassium peuvent se comporter différemment de ce qui serait prédit par extrapolation, en raison d’ effets relativistes . Par exemple, une extrapolation suggérerait que le copernicium et le flerovium se comportent comme des métaux, comme leurs congénères plus légers respectifs, le mercure et le plomb. Certaines prédictions considérant les effets relativistes sont d’accord, mais d’autres prédictions de ce type s’attendent à ce qu’elles présentent éventuellement des propriétés de type gaz rare, même si aucune n’est placée dans le groupe 18 avec les autres gaz nobles. ^{[75] [99]} Les preuves expérimentales actuelles laissent encore la question ouverte. ^{[75] [174]} Oganesson (élément 118) a été prédit comme étant un semi-conducteur solide dans des conditions standard, ^[76] similaire au siliciumdans le groupe 14, ^[98] bien qu’étant dans le groupe 18 ; aucune expérience n’a été faite pour confirmer ou réfuter cette prédiction. ^[76]

Certains scientifiques ont fait valoir que si ces éléments superlourds avaient vraiment des propriétés différentes de celles suggérées par leur position dans le tableau périodique, le tableau périodique devrait être modifié pour les placer avec des éléments plus chimiquement similaires. D’un autre côté, d’autres ont fait valoir que le tableau périodique devrait refléter la structure atomique plutôt que les propriétés chimiques, et s’opposer à un tel changement. ^[153]

Prolongation future au-delà de la septième période

Une forme possible du tableau périodique étendu à l’élément 172, suggérée par le chimiste finlandais Pekka Pyykkö . Des écarts par rapport à l’ordre de Madelung (8s < 5g < 6f < 7d < 8p) commencent à apparaître aux éléments 139 et 140, ^[175] bien que pour la plupart, ils continuent à se maintenir approximativement. ^[176]

Les éléments les plus récemment nommés – nihonium (113), moscovium (115), tennessine (117) et oganesson (118) – complètent la septième ligne du tableau périodique. ^[6] Les éléments futurs devraient commencer une huitième rangée . Ces éléments peuvent être désignés soit par leurs numéros atomiques (par exemple “élément 119”), soit par les noms d’éléments systématiques IUPAC qui se rapportent directement aux numéros atomiques (par exemple “ununennium” pour l’élément 119, dérivé du latin unus “un”, grec ennea “neuf”, et le suffixe traditionnel -ium pour les éléments métalliques). ^[6] Toutes les tentatives de synthèse de tels éléments ont échoué jusqu’à présent. Riken au Japon. L’Institut commun de recherche nucléaire en Russie prévoit également de faire ses propres tentatives de synthèse des premiers éléments de la période 8. ^{[177] [178] [179]}

Actuellement, la discussion se poursuit si cette future huitième période doit suivre ou non le modèle défini par les périodes précédentes, car les calculs prédisent qu’à ce stade, les effets relativistes devraient entraîner des écarts significatifs par rapport à la règle de Madelung. Différents modèles ont été proposés. Tous s’accordent à dire que la huitième période devrait débuter comme les précédentes avec deux éléments 8s, et qu’il devrait alors s’ensuivre une nouvelle série d’éléments du bloc g remplissant les orbitales 5g, mais les configurations précises calculées pour ces éléments 5g varient largement d’une source à l’autre. . Au-delà de cette série 5g, les calculs ne s’accordent pas sur ce qui devrait suivre exactement. Le remplissage des coques 5g, 6f, 7d et 8p devrait se produire approximativement dans cet ordre, mais ils sont susceptibles d’être mélangés entre eux et avec les sous-coquilles 9s et 9p,^{[180] [181] [175] [182] [176]} Scerri a soulevé la question de savoir si un tableau périodique étendu devrait prendre en compte l’échec de la règle de Madelung dans cette région, ou si de telles exceptions devraient être ignorées. ^[176] La structure de la coque peut également être assez formelle à ce stade : on s’attend déjà à ce que la distribution d’électrons dans un atome d’oganesson soit plutôt uniforme, sans structure de coque perceptible. ^[183]

La stabilité nucléaire s’avérera probablement un facteur décisif limitant le nombre d’éléments possibles. Cela dépend de l’équilibre entre la répulsion électrique entre les protons et la force forte liant les protons et les neutrons ensemble. ^[184] Les protons et les neutrons sont disposés en coquilles , tout comme les électrons, et donc une coquille fermée peut augmenter considérablement la stabilité : les noyaux superlourds connus existent à cause d’une telle fermeture de coquille. Ils sont probablement proches d’un îlot de stabilité prédit , où les nucléides superlourds devraient avoir des demi-vies nettement plus longues : les prédictions vont de quelques minutes ou jours à des millions ou des milliards d’années. ^{[185] [186]}Cependant, à mesure que le nombre de protons augmente au-delà d’environ 126, cet effet stabilisateur devrait disparaître au passage d’une coque fermée. Il n’est pas clair s’il existe des fermetures de coquilles plus éloignées, en raison d’un étalement attendu de coquilles nucléaires distinctes (comme on s’y attend déjà pour les coquilles d’électrons à oganesson). ^[187] De plus, même si des fermetures d’obus ultérieures existent, il n’est pas clair si elles permettraient à de tels éléments lourds d’exister. ^{[188] [189] [190] [90]} Alternativement, la matière des quarks peut devenir stable à des nombres de masse élevés, dans lesquels le noyau est composé de quarks circulant librement de haut en bas au lieu de les lier en protons et neutrons; cela créerait un vers le bas du continent de stabilité au lieu d’une île. ^{[191] [192]} D’autres effets peuvent entrer en jeu : par exemple, dans les éléments très lourds, les électrons 1s sont susceptibles de passer un temps considérable si près du noyau qu’ils sont en fait à l’intérieur, ce qui les rendrait vulnérables à la capture d’électrons . ^[193]

Même si des éléments de huitième rangée peuvent exister, leur production est susceptible d’être difficile, et cela devrait devenir encore plus difficile à mesure que le numéro atomique augmente. ^[194] Bien que l’on s’attende à ce que les éléments 8s soient accessibles avec les moyens actuels, les premiers éléments 5g devraient nécessiter une nouvelle technologie, ^[195] s’ils peuvent être produits du tout. ^[196] La caractérisation chimique de ces éléments poserait également un grand défi. ^[177]

Tableaux périodiques alternatifs

Tableau périodique en spirale d’ Otto Theodor Benfey (1964)

La loi périodique peut être représentée de plusieurs manières, dont le tableau périodique standard n’est qu’une. ^[197] Dans les 100 ans suivant l’apparition du tableau de Mendeleïev en 1869, Edward G. Mazurs avait recueilli environ 700 versions publiées différentes du tableau périodique. ^{[93] [198]} De nombreuses formes conservent la structure rectangulaire, y compris le tableau périodique du pas gauche de Janet (illustré ci-dessous) et la forme modernisée de la disposition originale à 8 colonnes de Mendeleïev qui est encore courante en Russie. D’autres formats de tableaux périodiques ont été façonnés de manière beaucoup plus exotique, comme les spirales (celle d’ Otto Theodor Benfey illustrée à droite), les cercles, les triangles et même les éléphants. ^[199]

Des tableaux périodiques alternatifs sont souvent développés pour mettre en évidence ou souligner les propriétés chimiques ou physiques des éléments qui ne sont pas aussi apparentes dans les tableaux périodiques traditionnels, les différents étant davantage orientés vers la chimie ou la physique à chaque extrémité. ^[200] La forme standard, qui reste de loin la plus courante, se situe quelque part entre les deux. ^[200]

Les nombreuses formes différentes du tableau périodique ont soulevé la question de savoir s’il existe une forme optimale ou définitive du tableau périodique, et si oui, quelle pourrait-elle être. Il n’y a pas de réponses consensuelles actuelles à l’une ou l’autre question, bien que plusieurs formes aient été suggérées comme optimales. ^{[167] [200] [201]}

• v
• t
• e

Tableau périodique des étapes à gauche (par Charles Janet)

f 1

f 2

f 3

f 4

f 5

f 6

f 7

f 8

f 9

f 10

f 11

f 12

f 13

f 14

j 1

j 2

j 3

j 4

j 5

j 6

j 7

j 8

j 9

j 10

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s 1

s 2

1s

H

Il

2s

Li

Être

2p 3s

B

C

N

O

F

Ne

N / A

mg

3p 4s

Al

Si

P

S

CL

Ar

K

Californie

3d 4p 5s

Se

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Géorgie

Ge

Comme

Se

BR

Kr

Rb

Sr

4d 5p 6s

Oui

Zr

Nb

mois

TC

Ru

Rh

Pd

AG

CD

Dans

Sn

qn

Te

je

Xe

Cs

Ba

4f 5j 6p 7s

La

Ce

Pr

Sd

Après-midi

Sm

UE

Dieu

Tb

Dy

Ho

Euh

Tm

Yb

Lu

Hf

Ta

O

Concernant

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

À

Rn

Ve

Ra

5f 6d 7p 8s

CA

E

Pennsylvanie

tu

Np

Pu

Un m

Cm

BK

Cf

Es

FM

Maryland

Non

G / D

RF

Db

Sg

Bh

Hs

Mont

Ds

Rg

CN

Nh

FL

Mc

Niv

Ts

Og

119

120

bloc f

d-bloc

p-bloc

bloc s

Cette forme de tableau périodique est conforme à l’ordre dans lequel les couches d’électrons sont idéalement remplies selon la règle de Madelung , comme indiqué dans la séquence ci-jointe dans la marge de gauche (lue de haut en bas, de gauche à droite). Les configurations électroniques de l’état fondamental des éléments déterminées expérimentalement diffèrent des configurations prédites par la règle de Madelung dans vingt cas, mais les configurations prédites par Madelung sont toujours au moins proches de l’état fondamental. Les deux derniers éléments représentés, les éléments 119 et 120, n’ont pas encore été synthétisés.

Remarques

1. ^ La question du nombre d’éléments naturels est assez compliquée et n’est pas entièrement résolue. Au début du système solaire, les éléments à durée de vie plus courte n’avaient pas encore disparu et, par conséquent, il y avait plus de 94 éléments naturels. Le curium (élément 96) est l’élément ayant la plus longue durée de vie au-delà du premier 94, et est probablement encore amené sur Terre via les rayons cosmiques , mais il n’a pas été trouvé. ^[8] Des éléments jusqu’à 99 ( einsteinium ) ont été observés dans l’étoile de Przybylski . ^[9] Des éléments jusqu’à 100 ( fermium ) se sont probablement produits dans leà fission nucléaire naturelle d’ Oklo Mine ,Gabon , mais ils ont depuis longtemps disparu. ^[10] Des éléments encore plus lourds peuvent être produits dans le processus r via des supernovae ou des fusions d’étoiles à neutrons , mais cela n’a pas été confirmé. On ne sait pas jusqu’où ils s’étendraient au-delà de 100 et combien de temps ils dureraient. ^[11] Si de tels éléments superlourds ont une durée de vie suffisamment longue, ils pourraient de la même manière être amenés sur Terre via les rayons cosmiques, mais encore une fois aucun n’a été trouvé. ^[8]
2. ^ De minuscules traces de plutonium sont également continuellement apportées sur Terre via les rayons cosmiques. ^[12]
3. ^ À proprement parler, on ne peut pas dessiner une orbitale telle que l’électron soit garanti à l’intérieur, mais elle peut être dessinée pour garantir une probabilité de 90% de cela par exemple. ^[18]
4. ^ Une fois que deux à quatre électrons sont retirés, les orbitales d et f deviennent généralement moins énergétiques que celles s: ^[28] 1s ≪ 2s < 2p ≪ 3s < 3p ≪ 3d < 4s < 4p ≪ 4d < 5s < 5p ≪ 4f < 5d < 6s < 6p ≪ 5f < 6d < 7s < 7p ≪ … et dans la limite des ions extrêmement chargés, les orbitales remplissent simplement l’ordre croissant de n à la place. Il y a une transition progressive entre les situations limites des ions fortement chargés ( n croissant ) et des atomes neutres (règle de Madelung). ^[23] De plus, l’ordre des orbitales entre chaque ≪ change quelque peu tout au long de chaque période. Par exemple, l’ordre dans l’argon et le potassium est 3p ≪ 4s < 4p ≪ 3d ; par le calcium, il est devenu 3p ≪ 4s < 3d < 4p ; du scandium au cuivre c’est 3p ≪ 3d < 4s < 4p ; et du zinc au krypton, c’est 3p < 3d ≪ 4s < 4p ^[27] lorsque les orbitales d tombent dans le noyau du gallium. ^[29]
5. ↑ Voir par exemple l’affiche du tableau périodique vendue par Sigma-Aldrich.
6. ^ Il existe également de nombreux oxydes inférieurs : par exemple, le phosphore du groupe 15 forme deux oxydes, P ₂ O ₃ et P ₂ O ₅ . ^[51]
7. ^ Tout cela décrit la situation à la pression standard. Sous une pression suffisamment élevée, les bandes interdites de tout solide tombent à zéro et une métallisation se produit. Ainsi par exemple à environ 170 kbar l’ iode devient un métal, ^[68] et l’hydrogène métallique devrait se former à des pressions d’environ quatre millions d’atmosphères. ^[69]
8. ^ Les descriptions des structures formées par les éléments peuvent être trouvées dans Greenwood et Earnshaw. Il existe deux cas limites. La forme la plus stable de l’arsenic conduit l’électricité comme un métal, mais la liaison est nettement plus localisée aux voisins les plus proches qu’elle ne l’est pour les structures similaires d’antimoine et de bismuth. ^[77] Le carbone en tant que graphite présente une conduction métallique parallèle à ses plans, mais est un semi-conducteur perpendiculaire à ceux-ci.
9. ^ Voir les points de fusion des éléments (page de données) .
10. ^ Voir les listes de métalloïdes .
11. ^ La classification peut même changer au sein d’une même œuvre. Par exemple, Sherwin et Weston’s Chemistry of the Non-Metallic Elements (1966) a un tableau périodique à la p. 7 classant l’antimoine comme un non-métal, mais à la p. 115 on l’appelle un métal. ^[91]
12. ^ Voir métal post-transition .
13. ^ Le technétium, le prométhium, l’astatine, le neptunium et le plutonium ont finalement été découverts dans la nature également, bien qu’à l’état de traces infimes. Voir la chronologie des découvertes d’éléments chimiques .
14. ↑ Une situation analogue se produit pour les actinides. Ici, non seulement l’actinium ([Rn]6d ¹ 7s ² ) mais aussi le thorium ([Rn]6d ² 7s ² ) échouent à remplir la couche 5f dans la configuration de l’état fondamental ; puisque le thorium est universellement traité comme un élément du bloc f même par ceux qui excluent le lanthane et l’actinium, il a été avancé que le manque d’électrons de valence f dans la configuration de l’état fondamental ne devrait pas être une interdiction absolue d’être un élément du bloc f . Le premier électron 5f se produit au protactinium ([Rn]5f ² 6d ¹ 7s ² ), et la couche 5f finit de se remplir au nobélium ([Rn]5f ¹⁴ 7s ² ). ^[166]Lawrencium ([Rn]5f ¹⁴ 7s ² 7p ¹ ) est une exception dans les deux sens. ^[31]

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     There is still much work to adjust the system. I don’t want to get ahead of myself, but if we can successfully conduct all the model experiments, then the first experiments on the synthesis of element 120 will probably start this year.
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