Oxygène

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Oxygène
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8		 O
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
↑
O
↓
S
Tableau complet • Tableau étendu
Informations générales
Nom, symbole, numéro Oxygène, O, 8
Série chimique Non-métaux
Groupe, période, bloc 16, 2, p
Masse volumique 1,429 kg·m-3
Couleur incolore
No CAS 17778-80-2
Propriétés atomiques
Masse atomique 15,9994 ± 0,0003 u[1]
Rayon atomique (calc) 60 pm (48 pm)
Rayon de covalence 0,66 ± 0,02 Å [2]
Rayon de van der Waals 140 pm[3]
Configuration électronique [He] 2s2 2p4
Électrons par niveau d’énergie 2, 6
État(s) d’oxydation -2, -1
Oxyde neutre
Structure cristalline cubique
Propriétés physiques
État ordinaire gaz paramagnétique
Point de fusion -218,79 °C ; 54,36
Point d’ébullition -182,95 °C ; 90,20
Énergie de fusion 0,22259 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation 3,4099 kJ·mol-1
Température critique -118,56 °C [1]
Point triple -218,79 °C [1]
Volume molaire 22,392×10-3 m3·mol-1
Vitesse du son 317 m·s-1 à 20 °C,5
Divers
Électronégativité (Pauling) 3,44
Chaleur massique 920 J·kg-1·K-1
Conductivité thermique 0,02674 W·m-1·K-1
Énergies d’ionisation[4]
1re : 13,61805 eV 2e : 35,1211 eV
3e : 54,9355 eV 4e : 77,41353 eV
5e : 113,8990 eV 6e : 138,1197 eV
7e : 739,29 eV 8e : 871,4101 eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD
MeV
14O {syn.} 1,17677 min β+ 1,72 14N
15O {syn.} 2,0357 min β+ 1,72 15N
16O 99,762 % stable avec 8 neutrons
17O 0,038 % stable avec 9 neutrons
18O 0,2 % stable avec 10 neutrons
19O {syn.} 26,91 s β- 4,821 19F
20O {syn.} 13,51 s β- 3,814 20F
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.
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Page d'aide sur les redirections Cet article concerne l'élément chimique. Pour le gaz de formule chimique O2, se reporter à l'article dioxygène. Pour les autres significations du mot « oxygène », voir Oxygène (homonymie).

L’oxygène est un élément chimique du groupe des chalcogènes (terme peu utilisé, lui préférer groupe de l'oxygène), de symbole O et de numéro atomique 8. Découvert indépendamment en 1772 par le Suédois Carl Wilhelm Scheele à Uppsala et en 1774 par le Britannique Joseph Priestley en Wiltshire, il a été nommé ainsi en 1777 par Antoine Lavoisier à Paris à partir du grec ancien ὀξύς / oxys « aigu », c'est-à-dire ici « acide », et γενής / genês « générateur », car Lavoisier pensait à tort que[5] :

« Nous avons donné à la base de la portion respirable de l'air le nom d'oxygène, en le dérivant de deux mots grecs ὀξύς, acide et γείνομαι, j'engendre, parce qu'en effet une des propriétés les plus générales de cette base [Lavoisier parle de l'oxygène] est de former des acides en se combinant avec la plupart des substances. Nous appellerons donc gaz oxygène la réunion de cette base avec le calorique. »

Une molécule de formule chimique O2, appelée communément « oxygène » et, par les chimistes, dioxygène est constituée de deux atomes d'oxygène reliés par liaison covalente : aux conditions normales de température et de pression, le dioxygène est un gaz, qui constitue 20,8 % du volume de l'atmosphère terrestre au niveau de la mer.

L'oxygène est un non-métal qui forme très facilement des composés, notamment des oxydes, avec pratiquement tous les autres éléments chimiques ; Cette facilité se traduit par des constantes de formation élevée, mais cinétiquement, le dioxygène est souvent peu réactif à température ambiante. Ainsi un mélange de dioxygène et de d'hydrogène, ou de fer, ou de soufre, etc... n'évolue qu'extrêmement lentement.

C'est, en masse, le troisième élément le plus abondant de l'Univers après l'hydrogène et l'hélium, et le plus abondant des éléments de l'écorce terrestre ; l'oxygène constitue ainsi[6] :

  • 86 % de la masse des océans, sous la forme d'eau,
  • 46,4 % de la masse de l'écorce terrestre, en particulier sous forme d'oxydes et de silicates,
  • 23,1 % de la masse de l'air, sous forme de dioxygène ou d'ozone, soit 1,2×1015 tonnes, soit près de 21 % du volume total de l'atmosphère,
  • 62,5 % de la masse du corps humain,
  • jusqu'à 88 % de la masse de certains animaux marins.

Notre planète était à l'origine dépourvue de dioxygène. Celui-ci s'est formé grâce à la photosynthèse réalisée par les végétaux, les algues et les cyanobactéries, ces dernières étant apparues il y a peut-être 2,8 milliards d'années[7]. Le dioxygène O2 est toxique pour les organismes anaérobies, dont faisaient partie les premières formes de vie apparues sur Terre, mais est indispensable à la respiration des organismes aérobies, qui constituent la grande majorité des espèces vivantes actuelles. La respiration cellulaire est l'ensemble des voies métaboliques, telles que le cycle de Krebs et la chaîne respiratoire, alimentées par exemple par la glycolyse et la β-oxydation, par lesquelles une cellule produit de l'énergie sous forme d'ATP et du pouvoir réducteur sous forme de NADH + H+ et de FADH2.

En s'accumulant dans l'atmosphère terrestre, le dioxygène O2 issu de la photosynthèse a formé une couche d'ozone à la base de la stratosphère sous l'effet du rayonnement solaire. L'ozone est un allotrope de l'oxygène de formule chimique O3 encore plus oxydant que le dioxygène — ce qui en fait un polluant indésirable lorsqu'il est présent dans la troposphère au niveau du sol — mais qui a la particularité d'absorber les rayons ultraviolets du Soleil et donc de protéger la biosphère de ce rayonnement nocif : la couche d'ozone a constitué le bouclier qui a permis aux premières plantes terrestres de quitter les océans il y a près de 475 millions d'années.

Sommaire

Caractéristiques[modifier]

Structure[modifier]

Modèle moléculaire compact du dioxygène.

Dans les conditions normales de température et de pression, l'oxygène est sous forme de gaz inodore et incolore, le dioxygène, de formule chimique O2. Au sein de cette molécule, les deux atomes d'oxygène sont liés chimiquement l'un à l'autre dans un état triplet. Cette liaison, ayant un ordre de 2, est souvent représentée de manière simplifiée par une liaison double[8] ou par l'association d'une liaison à deux électrons et de deux liaisons à trois électrons. L'état triplet de l'oxygène est l'état fondamental de la molécule de dioxygène[9]. La configuration électronique de la molécule présente deux électrons non appariés occupant deux orbitales moléculaires dégénérées [A 1]. Ces orbitales sont dites antiliantes et font baisser l'ordre de liaison de trois à deux si bien que la liaison du dioxygène est plus faible que la triple liaison du diazote pour lequel toutes les orbitales atomiques liantes sont remplies mais plusieurs orbitales antiliantes ne le sont pas[10].

Dans son état triplet normal, la molécule de dioxygène est paramagnétique, c'est-à-dire qu'elle acquiert une aimantation sous l'effet d'un champ magnétique. Cela est dû au moment magnétique de spin des électrons non appariés de la molécule ainsi qu'à l'interaction d'échange négative entre les molécules voisines de O2[11]. L'oxygène liquide peut être attiré par un aimant si bien que dans des expériences en laboratoire, de l'oxygène liquide peut être maintenu en équilibre contre son propre poids entre les deux pôles d'un aimant puissant[12],[A 2].

L'oxygène singulet est le nom donné à plusieurs espèces excitées de la molécule de dioxygène dans laquelle tous les spins sont appariés. Dans la nature, il se forme communément à partir de l'eau, durant la photosynthèse, en utilisant l'énergie des rayons solaires[13]. Il est également produit dans la troposphère grâce à la photolyse de l'ozone par des rayons lumineux de courte longueur d'onde[14] et par le système immunitaire comme une source d'oxygène actif[15]. Les caroténoïdes des organismes photosynthétiques (mais aussi parfois des animaux) jouent un rôle majeur dans l'absorption d'énergie à partir de l'oxygène singulet et dans la conversion de celui-ci vers son état fondamental désexcité avant qu'il ne nuise aux tissus[16].

L'oxygène est très électronégatif. Il forme facilement de nombreux composés ioniques avec les métaux (oxydes, hydroxydes). Il forme aussi des composés ionocovalents avec les non-métaux (exemples : le dioxyde de carbone, le trioxyde de soufre) et entre dans la composition de nombreuses classes de molécules organiques, par exemple, les alcools (R-OH), les carbonylés R-CHO ou R2CO et les acides carboxyliques (R-COOH).

Énergie de dissociation des molécules diatomiques O-X à 25 °C en kJ/mol (D^{o}_{298})[17] :

H
429,91		 He
Li
340,5		 Be
437		 B
809		 C
1 076,38		 N
631,62		 O
498,36		 F
220		 Ne
Na
270		 Mg
358,2		 Al
501,9		 Si
799,6		 P
589		 S
517,9		 Cl
267,47		 Ar
K
271,5		 Ca
383,3		 Sc
671,4		 Ti
666,5		 V
637		 Cr
461		 Mn
362		 Fe
407		 Co
397,4		 Ni
366		 Cu
287,4		 Zn
250		 Ga
374		 Ge
657,5		 As
484		 Se
429,7		 Br
237,6		 Kr
8
Rb
276		 Sr
426,3		 Y
714,1		 Zr
766,1		 Nb
726,5		 Mo
502		 Tc
548		 Ru
528		 Rh
405		 Pd
238,1		 Ag
221		 Cd
236		 In
346		 Sn
528		 Sb
434		 Te
377		 I
233,4		 Xe
36,4
Cs
293		 Ba
562		 *
 Hf
801		 Ta
839		 W
720		 Re
627		 Os
575		 Ir
414		 Pt
418,6		 Au
223		 Hg
269		 Tl
213		 Pb
382,4		 Bi
337,2		 Po At Rn
Fr Ra **
 Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
*
 La
798		 Ce
790		 Pr
740		 Nd
703		 Pm Sm
573		 Eu
473		 Gd
715		 Tb
694		 Dy
615		 Ho
606		 Er
606		 Tm
514		 Yb
387,7		 Lu
669
**
 Ac
794		 Th
877		 Pa
792		 U
755		 Np
731		 Pu
656,1		 Am
553		 Cm
732		 Bk
598		 Cf
498		 Es
460		 Fm
443		 Md
418		 No
268		 Lr
665

Allotropes[modifier]

L'allotrope ordinaire de l'oxygène sur Terre est nommé dioxygène de formule chimique O2. Il présente une longueur de liaison de 121 pm et une énergie de liaison de 498 kJ⋅mol-1[18]. Il s'agit de la forme utilisée par les formes de vie les plus complexes, comme les animaux, lors de la respiration cellulaire et la forme qui constitue la majeure partie de l'atmosphère terrestre.

Le trioxygène O3, habituellement nommé ozone, est un allotrope très réactif de l'oxygène qui est néfaste pour le tissu pulmonaire[19]. L'ozone est un gaz métastable produit dans les hautes couches de l'atmosphère quand le dioxygène se combine à l'oxygène atomique provenant lui-même de la fragmentation du dioxygène par les rayons ultraviolets[20]. Comme l'ozone absorbe fortement dans le domaine des ultraviolets du spectre électromagnétique, la couche d'ozone contribue à la filtration des ultraviolets qui frappent la Terre[20]. Toutefois, près de la surface de la Terre, c'est un polluant produit par la décomposition lors de journées chaudes des oxydes d'azote issus de la combustion des carburants fossiles sous l'effet des rayons solaires ultraviolets[19],[21]. Depuis les années 1970, la concentration d'ozone dans l'air au niveau du sol augmente du fait des activités humaines[22].

La molécule métastable nommée tétraoxygène (O4) a été découverte en 2001[23],[24] et était jusqu'alors supposée exister dans l'une des six phases de l'oxygène solide. Il est prouvé en 2006 que cette phase, obtenue en pressurisant du dioxygène à 20 GPa est en fait constituée d'un cluster rhomboédrique O8[25]. Ce cluster est potentiellement un comburant plus puissant que le dioxygène ou l'ozone et pourrait par conséquent être utilisé dans les propergols pour fusées[23],[24]. Une phase métallique, découverte en 1990, apparaît lorsque l'oxygène solide est soumis à une pression supérieure à 96 GPa et il a été montré en 1998 qu'à des températures très basses, cette phase devenait supraconductrice[26].

Propriétés physiques[modifier]

Articles connexes : Oxygène liquide et Oxygène solide.

L'oxygène est plus soluble dans l'eau que ne l'est l'azote. L'eau en équilibre avec l'air contient approximativement une molécule de dioxygène dissout pour deux molécules de diazote. Concernant l'atmosphère, le rapport est approximativement d'une molécule de dioxygène pour quatre de diazote. La solubilité de l'oxygène dans l'eau dépend de la température : environ deux fois plus (14,6 mg⋅L-1) en est dissout à 0 °C qu'à 20 °C (7,6 mg⋅L-1)[11],[27]. A 25 °C et à une pression d'air valant 1 atmosphère, l'eau douce contient environ 6,04 mL d'oxygène par litre alors que l'eau de mer en contient environ 4,95 mL par litre[28]. A 5 °C la solubilité augmente à 9,0 mL par litre d'eau douce soit 50 % de plus qu'à 25 °C et à 7,2 mL par litre d'eau de mer soit 45 % de plus.

L'oxygène se condense à 90,20 K (-182,95 °C) et se solidifie à 54,36 K (-218,79 °C)[29]. Les phases liquide et solide du dioxygène sont toutes deux transparentes avec une légère coloration rappelant la couleur bleue du ciel causée par l'absorption dans le rouge [A 3]. L'oxygène liquide de haute pureté est habituellement obtenu par distillation fractionnée d'air liquide[30]. L'oxygène liquide peut aussi être produit par condensation d'air en utilisant l'azote liquide comme liquide de refroidissement. C'est une substance extrêmement réactive qui doit rester éloignée de matériaux combustibles[31].

Isotopes[modifier]

Article détaillé : Isotopes de l'oxygène.

L'oxygène possède 17 isotopes de nombre de masse variant de 12 à 28 de connus. Trois d'entre eux sont stables, 16O, 17O et 18O ce qui permet d'attribuer à l'oxygène une masse atomique standard de 15,9994(3) u. Les 10 autres isotopes sont radioactifs, tous à courte durée de vie, 15O étant celui avec la plus longue demi-vie (122,24 secondes) et 12O celui à la plus courte (580(30)×10−24 seconde).

Dans l'atmosphère terrestre[modifier]

Dans l'atmosphère terrestre, l'oxygène est essentiellement présent sous forme de dioxygène.

Si le dioxygène représente aujourd'hui quasiment 21 % de l'air (en volume), au Carbonifère, il aurait atteint 35 %. Cette culmination de sa proportion dans l'atmosphère terrestre à cette époque est due à l'expansion massive des forêts de fougères géantes sur la Pangée, et à l'enfouissement progressif des produits organiques qui sont devenus les gisements de charbon.

L'apparition de la photosynthèse par les cyanobactéries remonte aux éons les plus anciens, et introduisit le dioxygène dans l'atmosphère de l'ordre de 1 % (à quelques %) durant le précambrien.

Il est indispensable au cycle de la vie : les végétaux photosynthétiques dégagent du dioxygène par photosynthèse alors que la respiration des animaux et des plantes en consomme. De plus, l'oxygène est un composant essentiel des molécules qui se retrouvent dans tout être vivant : acides aminés, sucres, etc.

Utilisation de l'oxygène 18[modifier]

L'oxygène 18 est un indicateur paléoclimatique utilisé pour connaître la température dans une région à une époque donnée : plus le rapport isotopique 18O / 16O est élevé et plus la température correspondante est basse. Ce rapport peut être déterminé à partir de carottes de glace, ainsi que de l'aragonite ou de la calcite de certains fossiles.

Ce procédé est très utile pour confirmer ou infirmer une théorie sur les changements climatiques naturels terrestres comme les paramètres de Milanković.

Comme marqueur isotopique stable, il a été utilisé pour mesurer le flux unidirectionnel d'oxygène absorbé, pendant la photosynthèse, par le phénomène de Photorespiration. Il a été montré que, avant l'augmentation de CO2 de l'ère industrielle, la moitié de l'oxygène émis par les feuilles était réabsorbée. Cela réduisait le rendement de la photosynthèse de moitié.(Gerbaud and André, 1979-1980).[32],[33]

Notes[modifier]

  1. ↑ L'orbitale est un concept issu de la mécanique quantique qui modélise l'électron comme une particule ondulatoire ayant une distribution spatiale autour d'un atome ou d'une molécule.
  2. ↑ Le paramagnétisme de l'oxygène est une propriété servant dans les analyseurs d'oxygène paramagnétiques qui déterminent la pureté de l'oxygène gazeux((en) Company literature of Oxygen analyzers (triplet), Servomex. Consulté le 15 juin 2013).
  3. ↑ La couleur du ciel est due quant à elle à la diffusion Rayleigh de la lumière bleue.

Références[modifier]

  1. ↑ a, b et c (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0) 
  2. ↑ (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », Dalton Transactions, 2008, p. 2832 - 2838 [lien DOI] 
  3. ↑ Paul Arnaud, Brigitte Jamart, Jacques Bodiguel, Nicolas Brosse, Chimie Organique 1er cycle/Licence, PCEM, Pharmacie, Cours, QCM et applications, Dunod, 8 juillet 2004, Broché, 710 p. (ISBN 2100070355) 
  4. ↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC, 2006, 87e éd. (ISBN 0849304873), p. 10-202 
  5. ↑ Lavoisier A. (1789). Traité élémentaire de chimie, 1864, p.48.
  6. ↑ Oxygène
  7. ↑ (en) Jin Xiong, William M. Fischer, Kazuhito Inoue, Masaaki Nakahara, Carl E. Bauer, « Molecular Evidence for the Early Evolution of Photosynthesis », Science, vol. 289, no 5485, 8 septembre 2000, p. 1724-1730 (ISSN 1095-9203) [texte intégral (page consultée le 9 février 2011)]  (DOI:10.1126/science.289.5485.1724)
  8. ↑ (en) Molecular Orbital Theory, Purdue University. Consulté le 9 juin 2013
  9. ↑ (en) L. Pauling, The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals : an introduction to modern structural chemistry, Ithaca, N.Y., Cornell University Press, 1960, 3e éd. (ISBN 0-8014-0333-2) 
  10. ↑ (en) Henry Jokubowski, « Biochemistry Online », Saint John's University, p. Chapter 8: Oxidation-Phosphorylation, the Chemistry of Di-Oxygen. Consulté le 9 juin 2013
  11. ↑ a et b (en) John Emsley, Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements, Oxford, Angleterre, Oxford University Press, 2001 (ISBN 0-19-850340-7), p. 297-304 
  12. ↑ (en) Demonstration of a bridge of liquid oxygen supported against its own weight between the poles of a powerful magnet, University of Wisconsin-Madison Chemistry Department. Consulté le 14 juin 2013
  13. ↑ (en) Anja Krieger-Liszkay, « Singlet oxygen production in photosynthesis », Journal of Experimental Botanics, Oxford Journals, vol. 56, no 411, 13 octobre 2004, p. 337-346 [lien PMID, lien DOI] 
  14. ↑ (en) Roy M. Harrison, Pollution: Causes, Effects & Control, Cambridge, Royal Society of Chemistry, 1990, 2e éd. (ISBN 0-85186-283-7) 
  15. ↑ (en) Paul Wentworth, JE McDunn, AD Wentworth, C Takeuchi, J Nieva, T Jones, C Bautista, JM Ruedi et A Gutierrez, « Evidence for Antibody-Catalyzed Ozone Formation in Bacterial Killing and Inflammation », Science, vol. 298, no 5601, 13 décembre 2012, p. 215-219 [lien PMID, lien DOI] 
  16. ↑ (en) Osamu Hirayama et al., « Singlet oxygen quenching ability of naturally occurring carotenoids », Lipids, Springer, vol. 29, no 2, 1994, p. 149-150 [lien PMID, lien DOI] 
  17. ↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-4200-9084-0) 
  18. ↑ (en) Chung Chieh, « Bond Lengths and Energies », University of Waterloo. Consulté le 15 juin 2013
  19. ↑ a et b (en) Albert Stwertka, Guide to the Elements, Oxford University Press, 1998 (ISBN 0-19-508083-1), p. 48-49 
  20. ↑ a et b (en) G. D. Parks et J. W. Mellor, Mellor's Modern Inorganic Chemistry, Londres, Longmans, Green and Co, 1939, 6e éd. 
  21. ↑ Le climat de la Terre, CNRS. Consulté le 15 juin 2013
  22. ↑ Sylvestre Huet, « L'ozone du ciel et l'ozone des villes », Libération, 19 août 1997. Consulté le 15 juin 2013
  23. ↑ a et b (en) Fulvio Cacace, Giulia de Petris et Anna Troiani, « Experimental Detection of Tetraoxygen », Angewandte Chemie International Edition, vol. 40, no 21, 2001, p. 4062-65 [lien PMID, lien DOI (pages consultées le 15 juin 2013)] 
  24. ↑ a et b (en) Phillip Ball, « New form of oxygen found », Nature News, 16 septembre 2001. Consulté le 15 juin 2013
  25. ↑ (en) Lars F. Lundegaard, Gunnar Weck, Malcolm I. McMahon, Serge Desgreniers et Paul Loubeyre, « Observation of an O8 molecular lattice in the phase of solid oxygen », Nature, vol. 443, no 7108, 2006, p. 201-04 [texte intégral, lien PMID, lien DOI (pages consultées le 15 juin 2013)] 
  26. ↑ (en) K. Shimizu, K. Suhara, M. Ikumo, M.I. Eremets et K. Amaya, « Superconductivity in oxygen », Nature, vol. 393, no 6687, 1998, p. 767-69 [lien DOI] 
  27. ↑ (en) Air solubility in water, The Engineering Toolbox. Consulté le 16 juin 2013
  28. ↑ (en) David Hudson Evans et James B. Claiborne, The Physiology of Fishes, CRC Press, 2006 (ISBN 0-8493-2022-4), p. 88 
  29. ↑ (en) David R. Lide, « Section 4, Properties of the Elements and Inorganic Compounds; Melting, boiling, and critical temperatures of the elements », dans David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, Floride, CRC Press, 2003 (ISBN 0-8493-0595-0) 
  30. ↑ (en) Overview of Cryogenic Air Separation and Liquefier Systems, Universal Industrial Gases, Inc.. Consulté le 16 juin 2013
  31. ↑ (en) Liquid Oxygen Material Safety Data Sheet, Matheson Tri Gas. Consulté le 16 juin 2013
  32. ↑ Gerbaud, A., André, M., 1979. Photosynthesis and photorespiration in whole plants of wheat. Plant. Physiol. 64, 735-738.
  33. ↑ Gerbaud, A., André, M., 1980. Effect of CO2, O2, and light on photosynthesis and photorespiration in wheat. Plant Physiol. 66, 1032-1036

Voir aussi[modifier]

Articles connexes[modifier]

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1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba   La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra   Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
8 Uue Ubn * Ute Uqn Uqu Uqb Uqt Uqq Uqp Uqh Uqs Uqo Uqe Upn Upu Upb Upt Upq Upp Uph Ups Upo Upe Uhn Uhu Uhb Uht Uhq Uhp Uhh Uhs Uho
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  * Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs Ubo Ube Utn Utu Utb Utt Utq Utp Uth Uts Uto  


Métalloïdes Non-métaux Halogènes Gaz rares
Métaux alcalins  Métaux alcalino-terreux  Métaux de transition Métaux pauvres
Lanthanides Actinides Superactinides Éléments non classés

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