Le système périodique des éléments

Dernière mise à jour : 2022.2.11

Tous les atomes sont constitués de trois petites particules : les électrons, les protons et les neutrons. Le nombre de protons détermine le poids de l'atome.

Dans cette table de Mendelejev (1834-1906), tous les éléments, par ordre croissant du num_#xe9;ro atomique, sont classés d'une telle façon que les éléments d'une même période se trouvent dans la même rangée et les éléments du même groupe dans la même colonne. En outre, les éléments qui font partie du même bloc et de la même série chimique se trouvent près l'un de l'autre.

On distingue donc des groupes (18, colonne, verticale) et des périodes (7, rangée, horizontale) : au total 92 éléments. L'élément naturel le plus lourd est l'uranium (numéro atomique 92) ; tous les éléments plus lourds sont des éléments de synthèse, les transuraniens : de neptunium (93) jusqu'à ununhexium (116).

Puisque les électrons extérieurs déterminent les propriétés chimiques, ces dernières sont semblables pour le même groupe.

Les éléments avoisinants dans une même colonne (groupe) présentent des propriétés chimiques semblables, bien qu'ils possèdent une Masse atomique différente. Ils constituent une famille chimique.

Des éléments avoisinants dans une même période (rangée) possèdent une masse similaire mais des propriétés chimiques différentes.

Sommaire :

Les réducteurs et les oxydants

Contenu :

Système périodique - les blocs

Les groupes et les périodes du "Système Périodique" des éléments forment des blocs :

Blocs	sous-couche externe remplie	configuration électronique
bloc s	s	[X]nsx
bloc d	d	[X]ndxnsx
bloc f	f	[X]nfxndxnsx
bloc p	p	[X]ndxnsxnpx

les blocs s et p : contiennent des éléments stables

le bloc f : contient des éléments instables (remplissage de la sous-couche f)

le bloc d : est constitué des "métaux de transition" :

- ils sont caractérisés par des propriétés chimiques et physiques spécifiques. Il s'agit en effet de ces éléments chez qui les sous-couches "3d" "oubliées" ont été remplies (Voir : "Configurations électroniques, Couches). La plupart d'entre eux peut présenter des valences différentes et leurs sels sont colorés.

1. - chez les métaux de transition, les électrons "3d" sont à peine mieux fixés que les électrons "s" externes.

1. - les sous-couches "3d" partiellement remplies offrent la possibilité de former des ions avec une grande variété d'états d'oxydation et avec de très faibles différences énergétiques entre les orbitales 3d et 4s ; suivant leur état d'oxydation, leur couleur peut varier.

1. - ces éléments de transition sont donc de bons réducteurs : ils sont facilement oxydés!

p. ex. : Fe³⁺ ---> Fe²⁺

1. - les métaux de transition forment facilement des complexes : grâce à leur orbite "3d" partiellement remplie, ces métaux peuvent former une ou plusieurs liaisons de coordination avec d'autres atomes, formant ainsi des complexes.

Configuration électronique et couleur des différents états d'oxydation :

Etat d'oxydation				Couleur de l'ion oxydé
	K	L	M
Fe ²⁺	2	8	14	vert
Fe ³⁺	2	8	13	brun
Cr ²⁺	2	8	12	bleu clair
Cr ³⁺	2	8	11	violet
Co ²⁺	2	8	15	rose
Co ³⁺	2	8	14	brun
Ni ²⁺	2	8	16	vert
Cu ²⁺	2	8	17	bleu-vert

1. - exemples :

1. 1. - le Cu peut être bivalent (2+), bien que son orbite externe possède 1 électron
    - le Zn est bivalent, bien qu'il possède 10 d électrons
    - le Fe, le Co, le Ni peuvent être bi ou trivalent
    - le Cr peut être 1+, 2+, 3+, 5+ et 6+ valent : il possède 5 d électrons

Le système périodique - les groupes

Les éléments du "Système Périodique" peuvent être classés par groupe, sur base d'un nombre de caractéristiques chimiques communes.

Un groupe du tableau périodique est une colonne verticale du système périodique des éléments.

Le nom du groupe est souvent lié au nom de son premier élément, tel que le groupe appelé : bore.

D'autres groupes portent un nom particulier, souvent pour des raisons historiques, tels que les gaz nobles.

Groupes :

1. Métaux alcalins :
1. - autrefois appelé "Groupe I a"
  - éléments du groupe : H (élément non métallique) et les métaux alcalins Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
  - état d'oxydation : +1 : ils ont 1 électron dans leur couche électronique la plus externe : étant donné sa faible liaison, cet électron est facilement perdu pour former un ion positif monovalent (cation)
  - configuration électronique : [X]ns1 dont le [X] représente un gaz noble
  - ces métaux sont donc d'excellents réducteurs
  - leurs sels sont en général bien solubles dans l'eau
  - l'hydrogène
  - - est un cas à part, mais fait quand même partie des métaux alcalins, bien qu'il se comporte comme un halogène (groupe 17)...
    - est un gaz bi-atomique, bien qu'à l'état solide (très haute pression), il se comporte comme un métal.

1. Métaux alcalino-terreux :
1. - autrefois appelé "Groupe II a"
  - éléments du groupe : Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
  - état d'oxydation : +2 : ils ont 2 électrons dans leur couche électronique la plus externe : étant donné leur faible liaison, ces électrons sont facilement perdus pour former un ion positif bivalent (cation)
  - configuration électronique : [X]ns2 dont le [X] représente un gaz noble
  - ces métaux sont donc des excellents réducteurs et dits "non nobles"
  - leurs sels sont en général bien solubles dans l'eau, bien que moins facilement que les métaux alcalins ; les oxydes sont des alcalins.

1. Groupe du "Scandium" :
1. - autrefois appelé "Groupe III b"
  - contient les éléments de transition Sc et Y, ainsi que les groupes de lanthanides et des actinides
  - état d'oxydation : +3 : ils ont 3 électrons dans leur couche électronique la plus externe : 2 dans la sous-couche s et 1 dans la sous-couche d
  - ces éléments sont assez rares, certains sont uniquement d'origine synthétique.

1. Groupe du "Titane" :
1. - autrefois appelé "Groupe IV b"
  - éléments du groupe : Ti, Zr, Hf, Rf
  - état d'oxydation : +4 : ils ont 4 électrons dans leur couche électronique la plus externe : 2 dans la sous-couche s et 2 dans la sous-couche d
  - ces éléments sont très résistants à la corrosion.

1. Groupe du "Vanadium" :
1. - autrefois appelé "Groupe V b"
  - éléments du groupe : V, Nb, Ta, Db
  - état d'oxydation : +5 (l'état le plus répandu, bien que les états +2 et +3 se présentent aussi régulièrement).

1. Groupe du "Chrome" :
1. - autrefois appelé "Groupe VI b"
  - éléments du groupe : Cr, Mo, W, Sg
  - état d'oxydation : +6 : ils ont 6 électrons dans leur couche électronique la plus externe
  - ces éléments sont des métaux extrêmement durs.

1. Groupe du "Manganèse" :
1. - autrefois appelé "Groupe VII b"
  - éléments du groupe : Mn, Tc, Re, Bh
  - état d'oxydation : +7 : ils ont 7 électrons dans leur couche électronique la plus externe (l'état +4 se présente également)

8, 9, 10 Groupe du "Platine" :

1. - autrefois appelé "Groupe VIII b"
  - éléments du groupe : Fe, Ru, Os, Hs, Co, Rh, Ir , Mt - Ni, Pd, Pd, Ds
  - état d'oxydation : +8, même +9
  - ces éléments sont tous des métaux presque nobles (le fer étant le moins, le platine le plus); ils forment des alliages importants en produisant différents composés chimiques grâce à leurs nombreux états d'oxydation.

11. Groupe du "Cuivre" :

1. - autrefois appelé "Groupe I b"
  - éléments du groupe : Cu, Ag, Au, Rg
  - état d'oxydation : +1 avec une configuration électronique nd10 pleine ; d'autres états d'oxydation peuvent survenir
  - ces éléments sont des métaux assez doux, relativement inertes présentant des propriétés conductrices.

12. Groupe du "Zinc" :

1. - autrefois appelé "Groupe II b"
  - éléments du groupe : Zn, Cd, Hg
  - état d'oxydation : +2 avec ses sous-couches d et s externes pleines : nd10(n+1)s2 ; ils tiennent de plus en plus de la configuration des gaz nobles
  - ces éléments sont de bons conducteurs électriques modérés; ils forment des sels avec les halogènes (MX2) et avec les éléments du groupe d'oxygène (MX)
  - à partir du Zn --> Cd --> Hg, les éléments deviennent plus volatiles, plus nobles et se caractérisent par des points de fusion plus bas.

13. Groupe du "Bore" :

1. - autrefois appelé "Groupe III a"
  - éléments du groupe : B, Al, Ga, In, TI
  - état d'oxydation : en majorité +3 dans une configuration ns2np1
  - ces éléments perdent facilement leurs 3 électrons externes.

14. Groupe du "Carbone" :

1. - autrefois appelé "Groupe IV a"
  - éléments du groupe : C, Si, Ge, Sn, Pb
  - état d'oxydation : essentiellement +2 et +4, souvent dans des oxydes
  - la covalence joue ici un rôle important dans la chimie du groupe, en particulier chez le carbone.

15. Groupe de "l'Azote" :

1. - autrefois appelé "Groupe V a"
  - éléments du groupe : N, P, As, Sb, Bi
  - état d'oxydation : +3 sur la sous-couche p externe
  - il s'agit du seul groupe du Système Périodique présentant des transitions métaux vers non-métaux et d'acides vers des basiques clairement prononcées
  - l'élément le plus léger du groupe, l'azote (N), est un non-métal et un oxydant modéré dans des réactions avec des métaux
  - l'élément le plus lourd du groupe, le bismuth (Bi), est déjà clairement un métal
  - l'azote et le phosphore (P) ont un intérêt biologique important : ce sont des composants de protéines et d'acides nucléiques.

16. Groupe de "l'Oxygène" :

1. - autrefois appelé "Groupe VI a"
  - éléments du groupe : O, S, Se, Te, Po
  - état d'oxydation : +4 sur la sous-couche p externe
  - ces éléments possèdent aussi bien des propriétés oxydantes que réductrices.

17. Halogènes :

1. - autrefois appelé "Groupe VII a"
  - éléments du groupe : F, Cl, Br, I, At
  - état d'oxydation : -1 avec 7 électrons dur la sous-couche p externe, près de la configuration des gaz nobles (donc assez stable)
  - ces éléments sont de puissants oxydants (en particulier le F et ensuite en descendant dans la colonne)
  - ils forment facilement des sels avec des métaux ; avec l'hydrogène, en formant l'acide HX
  - en descendant dans la colonne, le caractère acide devient plus prononcé.

18. Gaz rares/nobles :autrefois appelé "Groupe O"

1. - éléments du groupe : He, Ne, Ar , Kr, Xe, Rn
  - état d'oxydation : 8 électrons sur la couche externe = octet = configuration de gaz noble (donc très stable ou inerte)
  - ces éléments sont donc uniquement présents dans les gaz mono-atomiques, ne formant aucune liaison avec d'autres éléments.

Le système périodique - les périodes

Les éléments du Système Périodique peuvent être rangés dans un nombre de périodes suivant leur configuration électronique. A sa droite, chaque période (ligne) se termine par un gaz noble (les gaz nobles possèdent 8 électrons dans leur couche externe (4 paires, octet) et sont donc très stables).

Puisque les couches ne peuvent pas toutes posséder un nombre égal d'électrons, la longueur des périodes peut varier. Les numéros des périodes sont directement reliés au numéro quantique principal "n" de la couche qui est remplie dans cette période.

Périodes	configuration électronique
Période 1	1s
Période 2	[He]2s2p
Période 3	[Ne]3s3p
Période 4	[Ar]3d4s4p
Période 5	[Kr]4d5s5p
Période 6	[Xe]4f5d6s6p
Période 7	[Rn]5f6d7s

Le système périodique - les séries

Les métaux de transition :

Un métal de transition est un élément du bloc d du "Système Périodique".

On distingue :

1. - les métaux de transition 3d de scandium à zinc
  - les métaux de transition 4d de yttrium à cadmium
  - les métaux de transition 5d de lanthane (ou mieux : lutétium) à mercure
  - de Rutherfordium à Roentgenium.

Les métaux du groupe principal :

Les éléments lourds du groupe du bore, du carbone et de l'azote sont appelés aussi "les métaux du groupe principal" afin de les distinguer des métaux de transition, des lanthanides et des actinides. Les métaux alcalins et alcalino-terreux sont parfois considérés comme métaux du groupe principal.

Ils possèdent des électrons sur la sous-couche p ou s la plus externe.

Ces éléments présentent moins d'états d'oxydation pouvant entrer en concurrence mutuelle. Contrairement aux métaux avec des électrons dans les sous-couches d et f, leurs sels ne sont pas souvent colorés.

Les métalloïdes :

Les métalloïdes sont rassemblés dans une même zone triangulaire du "Système Périodique", sur la diagonale formée par le bore du bloc p (coin supérieur gauche) vers l'Astasium (coin inférieur droite).

En effet, l'électronégativité augmente justement le long de l'autre diagonale.

L'électronégativité d'un élément est une grandeur qui caractérise sa capacité à attirer le nuage électronique dans sa direction lors de la formation d'une liaison chimique avec un autre élément. La différence d'électronégativité entre ces deux éléments détermine la nature de la liaison chimique : covalente lorsque la différence est faible, ionique lorsque cette différence est plus importante.

L'électronégativité augmente diagonalement dans le "Système Périodique : le Francium et le Cesium (coin inférieur gauche) sont les éléments les moins électronégatifs, le fluor est l'élément le plus électronégatif.

Les lanthanides :

Les lanthanides sont un groupe de 15 éléments avec des numéros atomiques situés entre 57 et 71.

Dans cette série, la sous-couche "4f" est complètement remplie.

Les actinides :

Les actinides sont un groupe de 15 éléments avec des numéros atomiques situés entre 89 et 103.

Dans cette série, la sous-couche "5f" est entièrement remplie.

Les réducteurs et les oxydants :

Dans le Système Périodique :

Les éléments des groupes Ia, IIa, IIIa et IVa sont plutôt des donneurs d'électrons : ils deviennent ainsi des ions électropositifs : ce sont donc des réducteurs.

Les éléments des groupes Va, VIa et VIIa acceptent plus facilement des électrons : ils deviennent ainsi des ions électronégatifs : ce sont donc des oxydants.

L'état d'oxydation (ou nombre d'oxydation ou degré d'oxydation ou état d'oxydoréduction) correspond à la valeur de toutes les charges positives et négatives dans un atome.

Un atome peut accepter ou donner des électrons : lorsque des électrons sont acceptés, l'atome agit comme oxydant ; lorsque l'atome donne des électrons, l'atome agit comme réducteur.

1. - le pouvoir réducteur augmente en descendant dans le groupe 1/I a (Métaux) et de droite à gauche du groupe "VII a" (éléments non métalliques) vers le groupe "I a".
  - le pouvoir oxydant augmente en montant dans le groupe 7/VII a (éléments non métalliques) et de gauche à droite de groupe "I a" vers le groupe "VII a".
  - les éléments intermédiaires (les éléments de transitions) présentent un pouvoir réducteur/oxydant qui augmente ou diminue diagonalement.
  - les réducteurs les plus puissants (donneurs d'électrons) se situent dans le coin inférieur gauche du "Système Périodique" (groupe 1/I a, Métaux). Il seront donc facilement oxydés.
  - les oxydants les plus puissants (accepteurs d'électrons) se situent dans le coin supérieur droite du "Système Périodique" (groupe 7/VII a, éléments non métalliques). Ils seront facilement réduits. Ils génèrent des radicaux libres (F,O,Cl ).

Dans la liaison ionique, la présence d'un oxydant puissant joue un rôle dans l'apparition d'un autre état d'oxydation de l'ion à lier.

P. ex. :

Le Soufre (S)

1. - peut accepter 1 ou 2 électrons : états d'oxydation -2 et -1 (agissant comme oxydant)

1. - peut donner 2, 4 ou 6 électrons : états d'oxydation +2, +4 et +6 (agissant comme réducteur)

Son état d'oxydation peut donc être négatif ou positif!

Un atome avec un état d'oxydation différent de 0 s'appelle un "ion".

Attention :

Un atome peut aussi partager des électrons : par exemple, le carbone. L'électron partagé est à ce moment là mis en commun : CH₄.

Les atomes C et H ne deviennent ni positifs ni négatifs.

Ces composés ne sont donc ni oxydants, ni réducteurs, ni précipitent jamais, mais sont bien insolubles dans l'eau.

(voir aussi : "Configurations électroniques, liaisons covalentes").