Tableau périodique des éléments

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Le tableau périodique des éléments, également appelé table de Mendeleïev, classification périodique des éléments (CPE) ou simplement tableau périodique, représente tous les éléments chimiques, ordonnés par numéro atomique croissant et organisés en fonction de leur configuration électronique, laquelle sous-tend leurs propriétés chimiques.

Son invention est généralement attribuée au chimiste russe Dmitri Mendeleïev, qui construisit en 1869 une table différente de celle qu'on utilise aujourd'hui[1] mais similaire dans son principe, dont le grand intérêt était de proposer une classification systématiques des éléments chimiques connus à l'époque en vue de souligner la périodicité de leurs propriétés chimiques, d'identifier les éléments qui restaient à découvrir, et même de pouvoir prédire les propriétés de ces éléments alors inconnus.

Le tableau périodique a connu de nombreux réajustements depuis lors jusqu'à prendre la forme que nous lui connaissons aujourd'hui, et est devenu un référentiel universel auquel peuvent être rapportés tous les types de comportements physique et chimique des éléments. En juin 2009, sa forme standard comportait 117 éléments, allant de 1H à 118Uuo, à l'exception de l'élément 117 qui n'a pas encore été synthétisé.

Tableau périodique (présentation très classique)

Tableau périodique des éléments (imprimable)

Sommaire

[modifier] Le tableau périodique standard

Ce tableau est la représentation la plus usuelle de la classification des éléments chimiques. Certains chimistes ont proposé d'autres façons de classer les éléments, mais celles-ci restent bornées au domaine scientifique.

Tableau périodique des éléments
> 1
I A		 2
II A		 3
III B		 4
IV B		 5
V B		 6
VI B		 7
VII B		 8
VIII B		 9
VIII B		 10
VIII B		 11
I B		 12
II B		 13
III A		 14
IV A		 15
V A		 16
VI A		 17
VII A		 18
VIII A
V
1 1
H
2
He
2 3
Li		 4
Be
5
B		 6
C		 7
N		 8
O		 9
F		 10
Ne
3 11
Na		 12
Mg
13
Al		 14
Si		 15
P		 16
S		 17
Cl		 18
Ar
4 19
K		 20
Ca		 21
Sc		 22
Ti		 23
V		 24
Cr		 25
Mn		 26
Fe		 27
Co		 28
Ni		 29
Cu		 30
Zn		 31
Ga		 32
Ge		 33
As		 34
Se		 35
Br		 36
Kr
5 37
Rb		 38
Sr		 39
Y		 40
Zr		 41
Nb		 42
Mo		 43
Tc		 44
Ru		 45
Rh		 46
Pd		 47
Ag		 48
Cd		 49
In		 50
Sn		 51
Sb		 52
Te		 53
I		 54
Xe
6 55
Cs		 56
Ba		 *
 72
Hf		 73
Ta		 74
W		 75
Re		 76
Os		 77
Ir		 78
Pt		 79
Au		 80
Hg		 81
Tl		 82
Pb		 83
Bi		 84
Po		 85
At		 86
Rn
7 87
Fr		 88
Ra		 **
 104
Rf		 105
Db		 106
Sg		 107
Bh		 108
Hs		 109
Mt		 110
Ds		 111
Rg		 112
Uub[2]		 113
Uut		 114
Uuq		 115
Uup		 116
Uuh		 117
Uus		 118
Uuo
 
* Lanthanides 57
La		 58
Ce		 59
Pr		 60
Nd		 61
Pm		 62
Sm		 63
Eu		 64
Gd		 65
Tb		 66
Dy		 67
Ho		 68
Er		 69
Tm		 70
Yb		 71
Lu
** Actinides 89
Ac		 90
Th		 91
Pa		 92
U		 93
Np		 94
Pu		 95
Am		 96
Cm		 97
Bk		 98
Cf		 99
Es		 100
Fm		 101
Md		 102
No		 103
Lr


Métalloïdes Non-métaux Halogènes Gaz nobles
Métaux alcalins  Métaux alcalino-terreux  Métaux de transition Métaux pauvres
  Lanthanides Actinides


Dans des conditions normales de température et de pression (0 °C, 1 atm) :

  • Les éléments dont le numéro atomique est rouge sont gazeux ;
  • Les éléments dont le numéro atomique est bleu sont liquides — il n'y en a que deux à 0 °C : le brome et le mercure[3] ;
  • Les éléments dont le numéro atomique est noir sont solides.

Dans la nature :

  • Les éléments avec une bordure continue grise peuvent être trouvés naturellement sur Terre, sous la forme d'un ou plusieurs isotopes stables.
  • Les éléments avec une bordure en tirets fins noirs apparaissent naturellement lors de la désintégration d'autres éléments chimiques, mais n'ont pas d'isotopes plus anciens que la Terre.
  • Les éléments sans bordure n'ont pas encore été observés — au 30 juin 2009, il n'en restait plus qu'un : l'élément 117.

[modifier] Construction du tableau

  s1 s2 f d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
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 * Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra * Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cp Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
  ↓  
  f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14  
  * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb  
  * Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
 
  Bloc s Bloc f Bloc d Bloc p

Dans la mesure où les propriétés physicochimiques des éléments reposent sur leur configuration électronique, cette dernière est sous-jacente à l'agencement du tableau périodique. Ainsi, chaque ligne du tableau (appelée période) correspond à une couche électronique, identifiée par son nombre quantique principal, noté n : il y a sept couches électroniques connues à l'état fondamental, donc sept périodes dans le tableau périodique standard, numérotées de 1 à 7. Chaque période est elle-même scindée en un nombre variable de blocs, qui correspondent aux orbitales atomiques, identifiées par leur nombre quantique secondaire, noté l : il y a quatre types d'orbitales atomiques connues à l'état fondamental, notées s, p, d et f (ces lettres viennent d'abréviations utilisées initialement en spectroscopie) et pouvant contenir chacune respectivement 2, 6, 10 et 14 électrons ; c'est la raison pour laquelle on parle de bloc s, bloc p, bloc d et bloc f.

Noter que si l'on respecte la construction du tableau par blocs en fonction des orbitales atomiques, l'hélium doit se trouver au-dessus du béryllium dans la colonne 2 (celle dont les atomes ont une sous-couche externe ns2) et non au-dessus du néon dans la colonne 18 (dont les atomes ont une sous-couche externe np6), comme c'est le cas dans la petite table ci-contre ; l'hélium est positionné usuellement dans la colonne 18 car c'est celle des gaz nobles, dont il fait également partie.

Noter également que toutes les sous-couches d'une période n'appartiennent pas forcément à la même couche électronique (c'est le cas à partir de la quatrième période) : à partir de la troisième couche électronique, les sous-couches d'une même couche sont en effet réparties sur plusieurs périodes ; les électrons se distribuent en fait sur les différents niveaux d'énergie quantiques autour de l'atome selon un principe d'Aufbau (c'est-à-dire « construction » en allemand) dans des sous-couches électroniques dont l'ordre précis est donné par la règle de Klechkowski :
Sous-couche 1s     1 case quantique → 2 électrons     → 2 éléments sur la 1ère période    
Sous-couche 2s     1 case quantique → 2 électrons      
Sous-couche 2p     3 cases quantiques → 6 électrons     → 8 éléments sur la 2ème période    
Sous-couche 3s     1 case quantique → 2 électrons      
Sous-couche 3p     3 cases quantiques → 6 électrons     → 8 éléments sur la 3ème période    
Sous-couche 4s     1 case quantique → 2 électrons      
Sous-couche 3d     5 cases quantiques → 10 électrons      
Sous-couche 4p     3 cases quantiques → 6 électrons     → 18 éléments sur la 4ème période    
Sous-couche 5s     1 case quantique → 2 électrons      
Sous-couche 4d     5 cases quantiques → 10 électrons      
Sous-couche 5p     3 cases quantiques → 6 électrons     → 18 éléments sur la 5ème période    
Sous-couche 6s     1 case quantique → 2 électrons      
Sous-couche 4f     7 cases quantiques → 14 électrons      
Sous-couche 5d     5 cases quantiques → 10 électrons      
Sous-couche 6p     3 cases quantiques → 6 électrons     → 32 éléments sur la 6ème période    
Sous-couche 7s     1 case quantique → 2 électrons      
Sous-couche 5f     7 cases quantiques → 14 électrons      
Sous-couche 6d     5 cases quantiques → 10 électrons      
Sous-couche 7p     3 cases quantiques → 6 électrons     → 32 éléments sur la 7ème période    

C'est la succession des sous-couches électroniques de chaque période qui détermine la structure du tableau périodique, chaque période étant définie par le retour d'une sous-couche s suivant une sous-couche p de la période précédente.

Note :

La règle de Klechkowski est observée pour 80 % des 103 éléments dont la configuration électronique est déterminée, 19 éléments faisant exception :

Élément chimique Série chimique Configuration électronique
no 24 Cr Chrome Métal de transition 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
no 29 Cu Cuivre Métal de transition 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
no 41 Nb Niobium Métal de transition 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d4
no 42 Mo Molybdène Métal de transition 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d5
no 44 Ru Ruthénium Métal de transition 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d7
no 45 Rh Rhodium Métal de transition 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d8
no 46 Pd Palladium Métal de transition 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10
no 47 Ag Argent Métal de transition 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10
no 57 La Lanthane Lanthanide 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1
no 58 Ce Cérium Lanthanide 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1 5d1
no 64 Gd Gadolinium Lanthanide 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f7 5d1
no 78 Pt Platine Métal de transition 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d9
no 79 Au Or Métal de transition 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d10
no 89 Ac Actinium Actinide 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 6d1
no 90 Th Thorium Actinide 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 6d2
no 91 Pa Protactinium Actinide 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f2 6d1
no 92 U Uranium Actinide 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f3 6d1
no 96 Cm Curium Actinide 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f7 6d1
no 103 Lr Lawrencium Actinide 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 7p1

[modifier] Périodicité des propriétés chimiques

Le grand intérêt de la classification périodique est d'organiser les éléments chimiques de telle sorte que leurs propriétés physicochimiques puissent être largement prédites par leur position dans la table. Ces propriétés évoluent différemment selon qu'on se déplace verticalement ou horizontalement dans le tableau.

[modifier] Périodes et groupes du tableau périodique

Articles principaux : période du tableau périodique et groupe du tableau périodique.
  1 2   3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
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 * Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra * Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cp Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
  ↓  
  * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb  
  * Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
  • Une période désigne une ligne du tableau périodique. Elle se définit par le remplissage progressif des sous-couches électroniques jusqu'à atteindre la sous-couche s de la couche électronique suivante. Les propriétés des éléments varient généralement beaucoup le long d'une période, mais peuvent être localement assez similaire et constituer des séries chimiques complètes, notamment dans le bloc d (métaux dits « de transition ») et surtout dans le bloc f (lanthanides sur la 6ème période et actinides sur la 7ème période).
Si les termes cristallogène, pnictogène et chalcogène sont aujourd'hui assez désuets, les quatre autres en revanche sont encore très employés car ils se confondent avec des séries chimiques de même nom.

[modifier] Variations des propriétés le long d'une période

Périodicité de l'énergie d'ionisation[4] : chaque période commence par un minimum dans la colonne des métaux alcalins et s'achève par un maximum dans la colonne des gaz nobles.

D'une manière générale, le rayon atomique tend à décroître lorsqu'on parcourt une période de gauche à droite. Ceci résulte du fait que la charge électrique du noyau atomique augmente tout au long de chaque période, ce qui augmente l'attraction du noyau sur les électrons et diminue par conséquent le volume des orbitales atomiques ; la contraction des lanthanides illustre très bien ce phénomène. En corollaire, l'énergie d'ionisation et l'électronégativité augmentent lorsqu'on parcourt une période de gauche à droite, puisque les électrons sont liés plus fortement au noyau à la droite du tableau.

L'affinité électronique tend également à croître légèrement, celle des métaux étant généralement inférieure à celle des non-métaux — hormis bien sûr celle des gaz nobles.

[modifier] Variation des propriétés dans un groupe

La description quantique de la configuration électronique des atomes permet d'expliquer la similitude des propriétés chimiques au sein d'un groupe par une configuration identique des électrons dans la couche de valence.

Le rayon atomique augmente rapidement de haut en bas d'un groupe, car à chaque période s'ajoute une couche électronique. En corollaire, l'énergie d'ionisation et l'électronégativité diminuent car les électrons périphériques sont moins fortement liés au noyau dans le bas du tableau.

Quelques exemples de groupes :

  • Groupe 1 – métaux alcalins
Article principal : métal alcalin.
Hormis l'hydrogène, les éléments du premier groupe du tableau périodique constituent la série des métaux alcalins. Il s'agit de métaux peu denses de couleur argentée et à bas point de fusion, plutôt mous à température ambiante, formant des composés ioniques avec les halogènes et chimiquement très réactifs — ils réagissent violemment avec l'eau pour donner des hydroxydes qui sont des bases fortes — de sorte qu'on ne les trouve jamais sous forme élémentaire dans le milieu naturel.
  • Groupe 2 – métaux alcalino-terreux
Article principal : métal alcalino-terreux.
Un peu plus durs et plus denses que les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux forment également des composés ioniques avec les halogènes mais ne réagissent pas avec l'eau à température ambiante, seulement avec la vapeur d'eau pour former des hydroxydes très basiques.
  • Groupe 17 – halogènes
Article principal : halogène.
Ils existent sous forme élémentaire diatomique et forment des acides forts avec l'hydrogène. Les halogènes constituent des composés ioniques avec les métaux alcalins et les métaux alcalino-terreux.
  • Groupe 18 – gaz nobles
Article détaillé : gaz noble.
Aux conditions normales de température et de pression, ce sont des gaz monoatomiques incolores et inodores quasiment dépourvus de réactivité chimique, dont les points de fusion et d'ébullition sont séparés de moins de 10 °C à pression atmosphérique.

[modifier] Relations diagonales

Outre les analyses par lignes et par colonnes, le tableau périodique permet également d'établir des relations diagonales entre certains éléments chimiques des deuxième et troisième périodes qui se trouvent en diagonale les uns par rapport aux autres dans le tableau. Il s'agit toujours de la direction diagonale allant du haut à gauche vers le bas à droite, car parcourir une période vers la droite et descendre le long d'une colonne se traduisent de façon opposée sur la couche de valence des atomes (respectivement : diminution et augmentation du rayon atomique, et en corollaire : augmentation et diminution de l'électronégativité ; cf. les deux paragraphes précédents). Il s'ensuit certaines similitudes entre éléments diagonaux, qui pourtant ne partagent ni la même période ni le même groupe.

[modifier] Séries chimiques et autres regroupements

Au-delà des lignes, des colonnes et des diagonales, les éléments sont également regroupées en dix séries chimiques aux propriétés physicochimiques homogènes. Aux extrémités gauche et droite du tableau, ces séries se confondent avec les groupes, tandis qu'au centre du tableau elles ont plutôt tendance à ce confondre avec les blocs, voire avec les périodes :

  1. Série des métaux alcalins, égale au groupe 1, moins l'hydrogène.
  2. Série des métaux alcalino-terreux, confondue avec le groupe 2.
  3. Série des lanthanides, égale aux éléments du bloc f de la 6ème période, plus le lutécium 71Lu.
  4. Série des actinides, égale aux éléments du bloc f de la 7ème période, plus le lawrencium 103Lr.
  5. Série des métaux de transition, égale aux éléments du bloc d moins le lutécium 71Lu et le lawrencium 103Lr.
  6. Série des métaux pauvres, comprenant :
  7. Série des métalloïdes :
  8. Série des non-métaux :
  9. Série des halogènes, confondue avec le groupe 17.
  10. Série des gaz nobles, confondue avec le groupe 18.

D'autres regroupements sont également en usage, par exemple :

[modifier] Limites à la périodicité aux confins du tableau

La configuration électronique des éléments est décrite de façon satisfaisante par le modèle des orbitales atomiques jusqu'au milieu de la 7ème période ; pour Z >> 100, des effets relativistes deviennent significatifs sur des électrons en interaction avec un noyau très fortement chargé, certaines corrections induites par l'électrodynamique quantique ne peuvent plus être négligées, les approximations considérant les électrons de façon individuelle cessent d'être valides dans la détermination des orbitales, et des effets de couplage spin-orbite redistribuent les niveaux d'énergie, et donc les sous-couches électroniques : il s'ensuit que la distribution des électrons autour du noyau obéit de moins en moins aux règles bien vérifiées pour les six premières périodes, et que les propriétés des éléments dans cette région du tableau cessent d'être prédictibles en fonction de leur groupe.

Ainsi, l'élément 118Uuo devrait être un gaz noble en vertu de son positionnement en bas de la 18ème colonne du tableau, mais il s'agirait en fait d'un solide semiconducteur aux propriétés voisines d'un métalloïde[5], tandis que l'élément 114Uuq, qui devrait être un métal pauvre en bas de la 14ème colonne, aurait plutôt les propriétés d'un gaz noble[6].

Le copernicium 112Cp, situé parmi les métaux de transition, aurait également des propriétés le rapprochant des gaz nobles[7] et serait d'ailleurs gazeux[8].

[modifier] Isotopes et radioactivité

[modifier] Isotopes

Article connexe : Table des isotopes.

Les éléments chimiques sont identifiés dans le tableau périodique par leur numéro atomique, qui représente le nombre de protons que contient leur noyau, mais il peut exister plusieurs atomes différents pour un même élément chimique, différant les uns des autres par le nombre de neutrons dans leur noyau. Dans la mesure où ces atomes occupent la même case dans le tableau périodique, ils sont dits isotopes — avec une étymologie issue du grec ancien ἴσος τόπος signifiant « au même endroit ».

Les isotopes d'un élément ont généralement exactement les mêmes propriétés chimiques, car leur configuration électronique est identique. Mais la masse du noyau étant différente, on observe un effet isotopique d'autant plus prononcé que l'atome est léger. C'est notamment le cas pour le lithium 3Li, l'hélium 2He (du point de vue de ses propriétés physiques) et surtout l'hydrogène 1H.

L'isotope 2H (deutérium) est suffisamment différent de l'isotope 1H (protium) pour que l'UICPA admette (mais sans le recommander) l'usage d'un symbole chimique spécifique au deutérium (D) distinct de celui de l'hydrogène (H).

[modifier] Radioactivité

  1 2   3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
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 * Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra * Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cp Uut Uuq Uup Uuh Uuo
  ↓  
  * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb  
  * Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
 
  Pb   Un isotope au moins de cet élément est stable
  Cm   Un isotope a une période d'au moins 4 millions d'années
  Cf   Un isotope a une période d'au moins 800 ans
  Md   Un isotope a une période d'au moins 1 journée
  Mt   Un isotope a une période d'au moins 1 minute
  Uuo   Aucun isotope connu n'a de période dépassant 1 minute

80 des 117 éléments du tableau périodique standard possèdent au moins un isotope stable : ce sont tous les éléments de numéro atomique compris entre 1 (hydrogène) et 82 (plomb) excepté le technétium 43Tc et le prométhéum 61Pm, qui sont radioactifs.

Dès le bismuth 83Bi, tous les isotopes des éléments connus sont (au moins très faiblement) radioactifs — l'isotope 209Bi a ainsi une période radioactive valant un milliard de fois l'âge de l'univers. Lorsque la période dépasse quatre millions d'année, la radioacivité produite par ces isotopes est négligeable et ne constitue pas de risque sanitaire : c'est par exemple le cas de l'uranium-238, dont la période est de près de 4,5 milliards d'années.

Au-delà de Z = 110 (darmstadtium 281Ds), tous les isotopes des éléments ont une période radioactive de moins de 30 secondes, et de moins d'un dixième de seconde à partir de l'élément 115 (ununpentium 288Uup).

Le modèle en couches de la structure nucléaire permet de rendre compte de la plus ou moins grande stabilité des noyaux atomiques en fonction de leur composition en nucléons (protons et neutrons). En particulier, des « nombres magiques » de nucléons, conférant une stabilté particulière aux atomes qui en sont composés, ont été observés expérimentalement, et expliqués par ce modèle[9]. Le plomb-208, qui est le plus lourd des noyaux stables existants, est ainsi composé du nombre magique de 82 protons et du nombre magique de 126 neutrons.

Certaines théories[10] extrapolent ces résultats en prédisant l'existence d'un îlot de stabilité parmi les nucléides superlourds, pour un « nombre magique » de 184 neutrons et — selon les théories et les modèles — 114, 120, 122 ou 126 protons ; ces éléments pourraient avoir des isotopes présentant des périodes radioactives dépassant une seconde, voire atteignant plusieurs minutes.

[modifier] Extension du tableau périodique

Article principal : éléments de la période 8.

Au-delà des sept périodes standard, une huitième période est envisagée pour classer les atomes — à ce jour inobservés — ayant plus de 118 protons. On ignore jusqu'à combien de protons et d'électrons un même atome peut contenir, la limite théorique se situant vers 173 électrons[11] et 210 protons, la limite d'observabilité pratique étant généralement estimée à au plus Z = 130[12].

Cette huitième période serait la première à posséder des éléments du bloc g, caractérisés à l'état fondamental par des électrons sur une orbitale g. Néanmoins, compte tenu des limites à la périodicité aux confins du tableau — effets relativistes sur les électrons des très gros atomes — qui deviennent significatifs dès le dernier tiers de la septième période, il est peu probable que la configuration électronique de tels atomes obéisse aux règles observées tout au long des six premières périodes.

Le tableau périodique étendu à la huitième période, organisé selon la configuration électronique de la couche de valence, aurait l'aspect suivant :


  s1 s2 g f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
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 Cp Uut Uuq Uup Uuh 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
  ↓  
  g1 g2 g3 g4 g5 g6 g7 g8 g9 g10 g11 g12 g13 g14 g15 g16 g17 g18  
  * Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs Ubo Ube Utn Utu Utb Utt Utq Utp Uth Uts Uto  


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


Une neuvième période est parfois évoquée, mais, compte tenu de l'incertitude réelle quant à la possibilité d'observer à terme plus d'une dizaine d'éléments nouveaux sur la huitième période, tous les éléments de numéro atomique supérieur à 130 relèvent a priori de la pure extrapolation mathématique.

Assez peu de laboratoires dans le monde sont équipés d'infrastructures permettant d'atteindre les énergies requises pour la détection de noyaux aussi lourds que ceux de la huitième période. Ce sont principalement :

Le RIKEN au Japon et l'Institut Paul Scherrer en Suisse comptent également parmi les organisations notables dans ce domaine de recherches. D'une manière générale, la mise en commun des ressources de ces laboratoires est de mise pour parvenir à des résultats probants, et la synthèse de l'élément 118 au début des années 2000 a été le fruit d'une collaboration entre l'Institut unifié de recherches nucléaires russe et le Lawrence Livermore National Laboratory américain.

[modifier] Historique

Tableau périodique de Mendeleïev, publié en 1870.

En chimie générale, au début du XIXe siècle, le problème qui se posa aux chimistes fut la classification des éléments. Le monde vivant ou minéral apparaît comme extrêmement varié et complexe. Partout les chimistes ont réussi à extraire des composés bien définis qui se comptent aujourd'hui par millions. Cependant, tous ces composés sont constitués en dernier ressort d'un nombre restreint d'éléments qui permettent de réaliser tous ces édifices chimiques. Les chimistes remarquèrent des analogies entre certains éléments et eurent l'idée d'une classification.

La première véritable version du tableau périodique des éléments, incomplète car tous les éléments n'étaient pas encore connus, a été créée par le Russe Dimitri Ivanovich Mendeleïev en 1869. Une première classification avait déjà été réalisée auparavant par Lothar Meyer en 1864, mais celle-ci ne comportait que 28 éléments, ceux-ci n'étant classés que par leur valence. De plus, Meyer ne pensa pas à prédire d'autres éléments et à corriger le poids atomique des éléments à partir de son tableau.

Mendeleïev remarqua que certaines propriétés variaient de manière périodique avec la masse atomique. Ainsi, au lieu de classer tous les éléments sur une même colonne, il les classa sur cinq colonnes de dix-huit éléments[13], en laissant des cases vides, prévoyant que d'autres éléments seraient découverts plus tard.

En 1913, la classification évolua : on s'aperçut que si on tient compte des propriétés chimiques des éléments naturels, les éléments ne doivent pas être classés selon leurs masses atomiques mais selon leurs numéros atomiques (nombre de protons de l'élément).

[modifier] Autres présentations

L'inconvénient de ce tableau est les colonnes vides : elles pourraient donner l'impression que deux éléments voisins ont des propriétés très différentes, comme l'hydrogène et l'hélium, alors que les propriétés dans une ligne varient de proche en proche. Certaines personnes ont proposé d'autre types de présentation ; par exemple Fernando Dufour et son « arbre périodique », une structure à trois dimensions où les lignes sont des étages qui se superposent, ou encore Pierre Demers et son système du Québécium [1].

[modifier] Moyens mnémotechniques

Voir la section « Tableau périodique des éléments ».

[modifier] Notes et références

  1. ↑ Elle était organisée en cinq colonnes comptant jusqu'à vingt éléments, mais surtout les éléments chimiques y étaient rangés par masse atomique croissante, et non en fonction de leur numéro atomique.
  2. ↑ Le GSI a proposé d'appeler cet élément Copernicium avec le symbole Cp (14 juillet 2009) :
    Helmholtz Association of German Research Centres, « 'Copernicium' proposed as name for newly discovered element 112 », dans PhysOrg.com, 14/07/2009 [texte intégral (page consultée le 14/07/2009)] 
  3. ↑ Noter que le francium fond dès 26,9 °C, le césium dès 28,4 °C, le gallium dès 29,8 °C et le rubidium dès 39,3 °C, et qu'on peut avoir ces éléments liquides à température « ambiante » par surfusion.
  4. ↑ (en) W. C. Martin, Atomic, Molecular, & Optical Physics Handbook, American Institute of Physics, 1996 
  5. ↑ Gas Phase Chemistry of Superheavy Elements : Conférence de Heinz W. Gäggeler, Novembre 2007 — Page consultée le 07/07/2009.
  6. ↑ Rapport 2008 du FLNR au JINR : « Chimie des éléments 112 et 114 », p. 87, accédé le 08/07/2009.
  7. ↑ "Chemistry of Hassium", 2002, Gesellschaft für Schwerionenforschung mbH. Consulté le 31 janvier 2007
  8. ↑ Indication d'un élément 112 gazeux
  9. ↑ Nuclear Shell Model : Table 1 – Nuclear Shell Structure, d'après Maria Goeppert Mayer & J. Hans D. Jensen dans « Elementary Theory of Nuclear Shell Structure », John Wiley & Sons Inc., New York, 1955.
  10. ↑ Notamment les théories de champ moyen et les théories MM.
  11. ↑ Walter Greiner, Stefan Schramm, « Resource Letter QEDV-1: The QED vacuum », dans American Journal of Physics, vol. 76, no 6, 2008, p. 509-518(10) [texte intégral lien DOI (pages consultées le 26/06/2009)]  avec notamment tout une liste de références à consulter sur le thème de l'électrodynamique quantique.
  12. ↑ Encyclopaedia Britannica : article « Transuranium Element », dont la brève section « End of Periodic Table » en fin d'article situe entre 170 et 210 la borne supérieure théorique au numéro atomique, et à Z ≈ 130 la limite d'observabilité des atomes.
  13. ↑ Son tableau était vertical, aujourd'hui il est horizontal, le nombre de lignes et de colonnes est donc inversé.

[modifier] Voir aussi

[modifier] Articles connexes

[modifier] Liens externes

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