Le tableau périodique des éléments

I.               Historique

 Nous connaissons tous le tableau de la classification périodique des éléments qui ornait nos classes de chimie et nous provoquait des sueurs froides à la veille des examens. Cette classification devenue universelle est l’œuvre du chimiste russe Dmitri Mendeleïev (° 08-02-1834, Tobolsk – …† 02-02-1907, Saint-Pétersbourg) qui le conçut en 1869. Ce n’est pas la première tentative de classification des éléments chimiques.

Dès la fin du XVIIIe siècle, Antoine Lavoisier (° 26-08-1743, Paris – …† 8-05-1794, guillotiné, Paris) répertorie 33 « substances simples » qu’il classe en 4 groupes :

●    les substances simples appartenant aux trois règnes (lumière, calorique, oxygène, azote, hydrogène) ;

●    les substances simples non métalliques (soufre, phosphore, carbone…) ;

●    les substances simples métalliques (argent, cuivre, fer…) ;

●    les substances simples salifiables[1] terreuses (chaux, baryte, alumine, silice)

En 1817 le chimiste allemand Johann Döbereiner remarque que plusieurs groupes de trois éléments (triades) présentent deux caractéristiques intéressantes : l’élément central a une réactivité chimique et une masse atomique intermédiaires. Par exemple, Ca, Sr et Ba forment une triade aux propriétés semblables dans laquelle la masse atomique de Sr (87,62) est intermédiaire entre celles des deux autres éléments (40,078 et 137,33). Vers 1850, une vingtaine de triades sont reconnues (tableau I).

Triade

Triade

Triade

Triade

Ca

40

Cl

35,5

S

32

Li

7

Ba

137

I

127

Te

127,5

K

39

Moyenne : 88,5

Moyenne : 81,2

Moyenne : 79,7

Moyenne : 23

Sr

87,6

Br

79,9

Se

79,2

Na

23

Tableau I – Exemples de triades selon Döbereiner

Il faut aussi citer le physicien anglais William Prout (° 15-01-1785 – …† 9-04-1850) qui déjà en 1815 proposait un autre principe général, à savoir que du fait que de nombreux éléments semblent être des multiples entiers de la masse de l’hydrogène, tous les éléments sont des composés de l’hydrogène, ce qui implique l’unité de la matière.

Le géologue et minéralogiste français Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois (° 20-01-1820 – …† 14-10-1886) élabore, dès 1862, une classification des éléments chimiques originale, basée sur les triades. Il conçoit un graphe en spirale tracé sur un cylindre en prenant soin que les éléments d’une même triade soient situés sur la même verticale : c’est le modèle de la « vis tellurique », centré sur le tellurium (fig. 1).

tableau spirale

Fig. 1 – Vis tellurique de de Chancourtois

Le chimiste britannique John Alexander Reina Newlands (° 26-11-1837, Londres – …† 29-07-1898) publie, en 1853, un premier tableau périodique des éléments, ordonné en fonction de leur masse atomique relative. Il sera suivit, en 1864 par celui du chimiste allemand Lothar Meyer (° 19-08-1830, Varel – … 11-04-1895, Tubingen) qui ne comprend que 28 éléments et met en évidence uniquement leur valence.

octave

Tableau II – Loi des octaves de Newlands

On peut citer aussi la périodicité du volume atomique décrit par le chimiste allemand Julius Lothar Meyer (° 1837 – …† 1895) en 1859. Dans ce système, les éléments semblables occupent des positions semblables sur une courbe en dents de scie.

L’idée maîtresse de Mendeleïev fut de répartir les éléments naturels par ordre croissant de leur masse atomique. Il remarqua que les propriétés chimiques de ceux-ci évoluent régulièrement d’un élément à l’autre pour subir une modification brusque à partir de laquelle une nouvelle série se met en place ayant à nouveau des propriétés analogues à celles de la série précédente.

Explication : considérons le tableau III dans lequel nous reprenons un certain nombre d’éléments classés par ordre croissant de leur masse atomique ainsi qu’une de leurs propriétés chimiques.

Masse atomique Elément Symbole Propriétés
6,99,010,812,0

14,0

16,0

19,0

20,2

23,0

24,3

27,0

28,1

31,0

32,1

35,5

39,9

 

LithiumBérylliumBoreCarbone

Azote

Oxygène

Fluor

Néon

Sodium

Magnésium

Aluminium

Silicium

Phosphore

Soufre

Chlore

Argon

LiBeBC

N

O

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Métal très réactionnelMétal réactionnelSemi-métalSolide, non-métal

Gaz diatomique, non-métal

Gaz diatomique, modérément réactif, non-métal

Gaz diatomique, fortement réactif

Gaz monoatomique, très peu réactif

Métal très réactif

Métal réactif

Métal

Semi-métal

Solide, non-métal

Solide, non-métal

Gaz diatomique, très réactionnel

Gaz monoatomique, peu réactionnel

Tableau III – Propriétés chimiques de 16 éléments disposés par ordre croissant de leur masse atomique

 On y remarque une certaine périodicité dans l’évolution de leurs propriétés chimiques entre la série de 8 éléments allant du Li au Ne et celle, également de 8 éléments, du Na à l’Ar. Si l’on place ces éléments en rangées horizontales on établi des périodes :

1ère rangée ou période :

Li         Be        B          C         N         O         P          Ne

2ème rangée ou période:

Na        Mg       Al        Si         P          S          Cl        Ar

Mendeleïev classa les éléments connus à l’époque en 8 groupes, 12 rangées et 66 éléments, en laissant des cases vides pour d’éventuelles découvertes. Dans les conclusions de son rapport sur la « loi périodique », il écrit : « Il faut s’attendre à la découverte de plusieurs corps simples encore inconnus, ressemblant à Al et Si et ayant un poids atomique 65-75 ».

En 1913, la classification évolue, grâce aux études faites au moyen des rayons X par le physicien anglais Henry Moseley (° 23-11-1887 – …† 10-08-1915), permettant de déterminer le nombre de protons de chaque élément. Les chimistes se rendent compte que si l’on tient compte des propriétés chimiques des éléments, ceux-ci devraient être classés par leur numéro atomique plutôt que par leur masse.

Rappelons que le numéro atomique représente le nombre de protons que contient le noyau de l’élément.

La disposition que nous connaissons actuellement est due au chimiste américain Glenn T. Seaborg (° 1912, Ishpeming, Michigan – …† 1999, Lafayette, Californie). Contrairement à Mendeleïev, il propose, en 1945, une disposition en rangées horizontales (périodes) et colonnes verticales (familles).

II.            Description du tableau actuel

 Actuellement, les 117 éléments sont répartis en 7 rangées ou lignes par ordre de numéro atomique croissant et en 18 colonnes ou familles correspondant à des propriétés chimiques semblables

Chaque rangée constitue une période.

●    La période 1 comprend 2 éléments, H et He ;

●    les périodes 2 et 3 couvrent chacune 8 éléments ;

●    les périodes 4 et 5, 18 éléments. Dans ces deux périodes, 10 éléments occupent des colonnes intermédiaires marquées par un chiffre romain suivi d’un « b ». Ce sont des éléments de transition ;

●    les périodes 6 et 7 reprennent respectivement 32 et 27 éléments. On y distingue deux familles particulières : les Lanthanides, éléments qui suivent le lanthane dans la période 6 et les Actinides, éléments qui suivent l’actinium dans la période 7 (fig. 2).

Les familles sont réparties en familles « a » et familles « b ». Le tableau comporte 8 familles « a » ou « principales », numérotées de Ia à VIIIa :

●    la famille Ia : les alcalins (de l’arabe « alcali » = soude) ;

●    la famille IIa : les alcalino-terreux (dont les propriétés se situent entre les alcalins et les terreux) ;

●    la famille IIIa : les terreux (l’aluminium est l’un des éléments les plus abondants dans l’écorce terrestre)

●    la famille IVa : les carbonides (de la famille du carbone) ;

●    la famille Va : les azotides (de la famille de l’azote) ;

●    la famille VIa : les sulfurides (de la famille du soufre) ;

●    la famille VII : les halogènes (qui donnent des sels) ;

●    la famille VIIIa : les gaz inertes, éléments qui se distinguent pas leur absence presque totale de réactivité, d’où le nom de gaz nobles.

Le tableau comporte également 8 familles « b », situées entre IIa et IIIa, et numérotées de Ib à VIIIb. Ce sont des éléments de transition qui sont aussi groupés selon leurs similitudes de propriétés. Leur numéro rappelle qu’ils ont quelques propriétés analogues avec celles des familles « a ».

On peut également regrouper les éléments en diverses catégories :

●    Les métaux, à valence unique, à gauche du tableau (colonnes 1 et 2, à l’exception de l’hydrogène) regroupent les alcalins et les alcalino-terreux. Ce sont des éléments réactifs qui donnent lieu à des réactions chimiques analogues à celles des autres éléments de leur groupe. Les métaux alcalins comprennent : le lithium (3Li),  le sodium (11Na), le potassium (19K), le rubidium (37Rb), le césium (55Cs) et le francium (87Fr). Ils n’existent pas à l’état pur dans la nature, ils sont toujours associés à d’autres éléments.

Les métaux alcalino-terreux couvrent : le béryllium (4Be), le magnésium (12Mg), le calcium (20Ca), le strontium (38Sr), le baryum (56Ba) et le radium (88Ra). On les retrouvent dans plusieurs types de roches.

●    Les non-métaux, à droite du tableau à l’exception de l’hydrogène (1er élément à gauche) qui ne sont ni des halogènes ni des gaz nobles. Ils comprennent les éléments suivants : l’hydrogène (1H), le carbone (6C), l’azote (7N), l’oxygène (8O), le phosphore (15P), le soufre (16S) et le sélénium (34Se). A part le sélénium qui est un oligo-élément, ceux-ci constituent la majorité des atomes du monde vivant. Leurs propriétés physiques les distinguent nettement des métaux : se sont de mauvais conducteurs de l’électricité (conductivité électrique) et de la chaleur (conductivité thermique), sauf le C sous sa forme graphite ; ils sont malléables et ductiles. Dans des conditions extrêmes de pression et de température, ils deviennent métalliques. Ils forment généralement des liaisons ioniques avec les métaux.

●    Les métalloïdes ou semi-métaux occupant une zone triangulaire entre les deux catégories précédentes, à partir de la colonne13 jusqu’à la colonne 17. Les métalloïdes ont des propriétés physiques et chimiques intermédiaires entre celles des métaux et des non-métaux. Ce sont : le bore (5B), le silicium (14Si), le germanium (32Ge), l’arsenic (33As), l’antimoine (51Sb), le tellure (52Te) et le polonium (84Po). Ce sont des solides plus ou moins brillants et cassants. Leurs conductibilités électrique et thermiques étant moindre que celle des métaux on leur attribue le nom de semi-conducteurs.

 

Métaux

Semi-métaux

Non-métaux

Très bonne conductibilité thermique et électriqueRésistance électrique pro-portionnelle à l’augmen-tation de températureMalléables, ductilesOxydes, halogénures et hydrures : non volatils

Points de fusion : élevés

Conductibilité modéréeRésistance électrique in-versément proportionnelle à l’augmentation de tempé-ratureCassantsHalogénures et hydrures : volatils

Points de fusion : bas

 

IsolantsRésistance indépendante de la températureNi malléables, ni ductilesOxydes, hydrures : volatils

Points de fusion : bas

Tableau II – Comparaison entre les propriétés physiques des métaux, des semi-métaux et des non-métaux

●    Les métaux pauvres, éléments chimiques métalliques, adjacents aux métalloïdes. Ils comprennent : l’aluminium (13Al, le gallium (31Ga), l’indium (49In), l’étain (50Sn), le thallium (81Tl), le plomb (82Pb), le bismuth (83Bi) et l’ununquadium (114Uuq). Les éléments suivants sont classés provisoirement dans cette catégorie : ununbium (112Uub), ununpentium, ununhexium.

●    Les métaux de transition comprenant les 38 éléments chimiques de numéro atomique 21 à 30, 39 à 48, 72 à 80, 104 à 112 et 114. Ils se répartissent comme suit :

Groupe

 

Période 4

Période 5

Période 6

Période 7

3 (III B)

21Sc 39Y * **

4 (IV B)

22Ti 40Zr 72Hf 104Rf

5 (V B)

23V 41Nb 73Ta 105Db

6 (VI B)

24Cr 42Mo 74W 106Sg

7 (VII B)

25Mn 43Tc 75Re 107Bh

8 (VIII B)

26Fe 44Ru 76Os 108Hs

9 (VIII B)

27Co 45Rh 77Ir 109Mt

10 (VIII B)

28Ni 46Pd 78Pt 110Ds

11 (I B)

29Cu 47Ag 79Au 111Rg

12 (II B)

30Zn 48Cd 80Hg 112Uub

●    Les lanthanides comprennent les métaux de transition situés entre le lanthane de numéro atomique 57 (57La)et le lutétium de numéro atomique 71 (71Lu). On leur attribue également le nom de terres rares. Le lanthane qui a donné son nom à la série trouve sa place dans la 3ème colonne du tableau.

 

●    Les actinides se situent entre l’actinium de numéro atomique 89 (89Ac) qui a donné son nom à la série, et le lawrencium de numéro atomique 103 (103Lr). Ces éléments sont tous radioactifs. Nous y retrouvons l’uranium et le thorium, ainsi que plusieurs éléments artificiels (les transuraniens). Ces derniers sont obtenus par captures de neutrons lors de bombardement de cibles bien choisies et non suivies de fissions.

Les lanthanides et les actinides constituent se que l’on nomme les métaux de transition internes. Les éléments de chacune d’elles présentent des propriétés chimiques remarquablement similaires

tableau périodique

III.          RAPPEL DU MODELE DE L’ATOME DE BOHR

Avant de poursuivre, revenons au modèle d’atome élaboré par Niels Bohr[2]. L’atome est constitué d’un noyau de charge positive entouré d’un nuage d’électrons, particules de charge négative réparties sur des orbites bien déterminées. L’atome étant électriquement neutre, il en résulte que le nombre d’électrons gravitant autour du noyau doit correspondre au nombre de charges positives du noyau.

atome-résumé

Fig. 3 – Petit résumé de la constitution d’un atome

Nous avons vu que les électrons gravitent autour du noyau sur différentes couches auxquelles on a attribué un niveau d’énergie n (fig. 2). Le nombre maximum d’électrons que l’on peut trouver sur une couche répond à la formule de Pauli, 2n².

Ainsi :

●    la première couche (couche K) d’un niveau d’énergie n = 1, peut recevoir 2 x 1² = 2 électrons ;

●    la couche suivante (couche L) dont n =2, en aura 2 x 2² = 8,

●    la couche 3 (coucheM), n = 3, 2 x 3² = 18,

●    a 4ème (couche N), n = 4, 2 x 4² = 32,

●    la 5ème (couche O), n = 5, 2 x 5² = 50,

●    la 6ème (couche P), n = 6, 2 x 6² = 72

●    et la dernière couche (couche Q), n = 7, 2 x 7² = 98.

Le nombre de couches d’un atome dépend de son nombre d’électrons. Le remplissage des couches se fait de la plus proche du noyau vers la plus éloignée. Une couche est saturée lorsqu’elle contient son nombre maximum d’électrons.

atome de Borh

Fig. 4 –Les différentes couches électronique et leur niveau d’énergie n

Grâce à ce modèle, on peut déterminer la répartition des électrons dans les atomes des périodes 1 à 3 (tableau III).

 

Elément

Nombre d’électrons sur la couche K

(n = 1)

Nombre d’électrons sur la couche L

(n = 2)

Nombre d’électrons sur la couche M

(n = 3)

Ecriture condensée

H

1

K1

He

2

K2

Li

2

1

K2 L1

Be

2

2

K2 L2

B

2

3

K2L3

C

2

4

K2 L4

Tableau III – Répartition des électrons des atomes des périodes 1 à 3

 A partir de la période 4, le remplissage d’une couche électronique commence alors que le remplissage de la couche précédente n’est pas terminé, à l’exception des familles « b » qui suivent la règle des 3 premières périodes.

On voit donc que le modèle atomique de Bohr confirme le classement périodique des éléments. Les éléments d’une même colonne ont, en général, le même nombre d’électrons externes et forment une famille aux propriétés chimiques semblables.

En réalité, la couronne électronique est bien plus complexe. Chaque couche se subdivise en sous-couches. En fait, chaque électron est défini par les valeurs de ses quatre nombres quantiques :

●    le nombre quantique principal n que nous connaissons déjà ;

●    le nombre quantique orbital l, dont les valeurs sont 0 ou 1 ;

●    le nombre quantique magnétique m qui peut avoir (2l + 1) valeurs ;

●    le nombre quantique de spin s qui prend les valeurs ±1/2.

Selon le principe d’exclusion de Pauli, les électrons du nuage électronique ne peuvent avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. Nous venons de voir que les électrons ayant le même niveau d’énergie n se trouve sur une même orbite. Chaque couche se subdivise en sous-couches dépendant des valeurs de l possibles. Ainsi :

Couche K : n = 1

l = 0, sous-couche s, m = 0 : 2 places

couche L : n = 2

l = 0, sous-couche s, m = 0 : 2 places

l = 1, sous-couche p, m = 0, ± 1 : 6 places

couche M : n = 3

l = 0, sous-couche s, m = 0 : 2 places

l = 1, sous-couche p, m = 0, ± 1 : 6 places

l = 2, sous-couche d, m = 0, ± 1, ± 2 : 10 places

et ainsi de suite.

IV.           Notion de valence

Les atomes s’unissent entre eux pour former des molécules. Ces associations répondent à la loi de Proust qui démontre qu’elles se font toujours dans les mêmes proportions pour former une molécule donnée. C’est pourquoi, par exemple, l’association de H et de O répond à la combinaison H2O. Donc, ces assemblages ont une constitution bien déterminée qui dépend d’une caractéristique des atomes qui les composent : la valence.

Pour comprendre cette propriété qui règle les associations des atomes entre eux, prenons l’hydrogène (H) comme atome étalon. Quelles sont les associations possibles de H avec les éléments de la période 2 du tableau ?

On trouve les associations suivantes : LiH, BeH3, BH3, CH4, NH3, H2O, HF. Par contre Ne et H ne s’entendent pas.

La capacité de liaison varie d’une molécule à l’autre. Ainsi :

●    Li lie 1 atome de H, il a une valence I;

●    Be en lie 2, sa valence est II ;

●    B accepte 3 H, il a la valence III ;

●    C s’unit à 4 H, sa valence est donc IV ;

●    O se contente de 2 H, donc une valence II;

●    F n’en lie qu’un, sa valence est I ;

●    Ne ne peut se lier à H, dans ce cas la valence est 0.

C’est cette capacité de liaison que l’on appelle « valence » (elle s’écrit en chiffre romain).

En d’autre terme, la valence chimique est déterminée par le nombre d’électrons qu’un atome peut perdre (valence positive) ou gagner (valence négative) pour que sa couche électronique externe soit complète : l’hydrogène et les métaux alcalins ont une valence positive, les halogènes une valence négative.

Si l’on reprend le tableau périodique des éléments on constate que les éléments des familles Ia et VIIa ont une valence I ; ceux des familles IIa et VIa ont une valence II ; ceux de la famille IIIa, une valence III ; la famille IVa, une valence IV et la famille VIIIa, une valence 0.

Les groupements d’atomes ont également une valence. L’analyse chimique montre que les associations H(NO3), H2(CO3), H3(PO4), … existent. Donc on en conclut :

●    dans H(NO3), le groupement (NO3) a la valence I puisqu’il a la capacité de s’unir à 1 atome H ;

●    dans H2(CO3), le groupement (CO3) a une valence II car il à la capacité de lier 2 atomes H ;

●    dans H3(PO4), le groupement (PO4) a la valence III puisqu’il capture 3 atomes H.

Valence I

Valence II

Valence III

Hydroxyde (OH)Nitrate (NO3) Carbonate (CO3)Sulfate (SO4) Phosphate (PO4)

Tableau IV – Principaux groupements

V.             AUTRES PRESENTATIONS DU TABLEAU PERIODIQUE

Contrairement à l’opinion générale, le tableau périodique des éléments n’est pas figé, mais fait l’objet de nombreux débats au sein de la communauté des chimistes, quant à sa meilleure représentation. En effet, il présente certains inconvénients.

L’hydrogène (H) pose problème. Il est placé généralement en tête de la colonne 1 avec les métaux, parfois en tête de la colonne 7, avec les halogènes. Pourtant, il n’est ni l’un ni l’autre et ses propriétés diffèrent sensiblement de celles des autres membres de ces groupes.

Il forme des composés dont les formules sont similaires à celles des composés issus des métaux du groupe Ia :

HCl      chlorute d’hydrogène                 H2S      sulfure d’hydrogène

NaCl    chlorure de sodium                   Na2S    sulfure de sodium

D’un autre point de vue, l’hydrogène donne naissance à des molécules diatomiques analogues à celles des composés halogénés :

NaH     hydrure de sodium                    NH3      ammoniac

NaCl    chlorure de sodium                   NCl3     trichlorure d’azote

Il en est de même avec le carbone (C) en tête du groupe IVa dont la chimie diffère du tout au tout de celle des autres éléments de la même famille au point d’avoir créé un domaine qui lui est propre : la chimie organique.

Certains chimistes veulent placer l’hélium (He) en tête du groupe 2, celui des alcalino-terreux, car il présente deux électrons sur sa couche externe, tout comme les éléments de cette famille.

Nous avons vu que la théorie quantique qui prédit que dans un atome les différentes couches successives peuvent contenir un maximum de 2, 8, 18 ou 32 électrons est en parfait accord avec la disposition des périodes du tableau périodique. Toutefois, elle n’explique pas la répétition des longueurs de période à part la première. Ce n’est qu’en 2001 qu’un physicien russe, Valentin Ostrovski, propose une théorie expliquant cet aspect des choses.

Sur la base de ces controverses, certains scientifiques ont proposé d’autres types de présentation, comme celle en trois dimensions de Fernando Dufour. Son système conçu en 1990 et nommé « Elemen Tree » (arbre périodique) souligne les similitudes chimiques qui se retrouvent dans les différents groupes, en se basant sur tous les électrons du nuage électronique des éléments et non pas sur les seuls électrons de valence.

Pierre Demers, professeur honoraire de l’Université de Montréal, propose quant à lui, un système qu’il appelle celui du Québécium (Qb), le 118ème  élément hypothétique terminant le tableau. A partir de ce gaz rare radioactif, par diminution progressive des électrons, il obtient en définitive l’hydrogène.

Depuis la première présentation du tableau de Mendeleïev, en 1869, plus de 700 représentations graphique du tableau périodique des éléments ont été proposées.

VI.  BIBLIOGRAPHIE

 ●    Brocker B. (2001) – Atlas de la physique atomique et nucléaire, Librairie Générale Française, La Pochothèque, Le Livre de poche.

●    Coppens R. (1957) – La radioactivité des roches, Presses Universitaires de France, « Que sais-je ? » – N°741.

 ●    McQuarrie, Rock ( ) – Chimie générale, édition revue, De Boeck

●    Pirson P., Bordet H., Castin D., Van Elsuwe R. ( ) – Chimie 3e/4e, De Boeck.

 ●    Scerri Eric – Le tableau périodique des éléments, d’hier à demain, in Pour la Science – N° 369, juillet 2008.

●     http://fr.wikipedia.org/wiki/Tableau_p%C3%A9riodique_des_%C3%A9l%C3%A9ments

●     http://fr.wikipedia.org/wiki/Alexandre%C3%89mile_B%C3%A9guyer_de _Chancourtois

●    http://fr.wikipedia.org/wiki/John_Alexander_Reina_Newlands

●    http://courschimie.chez.com/valence.htm


[1] Salifiable : terme chimique signifiant susceptible de se transformer en sel.

[2] Six R. – La quantification de l’atome, in Le Bulletin du G.E.S.T – N° 120, juillet 2003.

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2 réflexions sur “Le tableau périodique des éléments

  1. Article extrêmement complet. C’est un travail vraiment conséquent que vous avez menez ici. Merci pour le partage. Par contre, ça serait encore mieux si le tableau périodique pouvait être droit dans l’article (avec zoom au clique).
    Très bonne continuation.

    • Merci pour votre encouragement. Dès que j’aurai un petit moment je tiendrai compte de votre remarque et j’ajouterai d’autre articles qui seront la suite logique de celui-ci.

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