Chaque nombre du panneau de détails d'un élément raconte une partie de son histoire. Voici ce
que signifie chacun d'eux, avec des exemples réels tirés du tableau et les tendances à repérer.
Identité : ce qui définit un élément
Numéro atomique
Le nombre de protons dans le noyau d'un atome. C'est la carte d'identité de l'élément : si on le change, on obtient un autre élément.
Exemple : Tout atome qui possède 6 protons est un atome de carbone, qu'il se trouve dans un diamant, dans une mine de crayon ou dans votre ADN.
Tendance : Augmente d'exactement un à chaque case du tableau, de gauche à droite et de haut en bas, de l'hydrogène (1) à l'oganesson (118).
Masse atomique unités de masse atomique unifiées (u)
La masse moyenne des atomes d'un élément, pondérée par l'abondance naturelle de chaque isotope. 1 u vaut un douzième de la masse d'un atome de carbone 12.
Exemple : Le chlore pèse 35,45 u, et non un nombre entier, car environ trois quarts de ses atomes sont du chlore 35 et un quart du chlore 37.
Tendance : Augmente en général avec le numéro atomique, à quelques exceptions célèbres près : le tellure (127,6 u) est plus lourd que l'iode (126,9 u), alors qu'il le précède.
Des atomes d'un même élément qui ont des nombres de neutrons différents. Ils ont presque le même comportement chimique, mais des masses différentes, et certains sont radioactifs.
Exemple : Le carbone 12 et le carbone 13 sont stables ; le carbone 14 se désintègre lentement, et c'est ce qui rend possible la datation au carbone 14.
Une colonne verticale du tableau. Les éléments d'un même groupe ont le même nombre d'électrons externes : ils se comportent un peu comme les membres d'une même famille.
Exemple : Tous les éléments du groupe 1 (les métaux alcalins) réagissent avec l'eau, et tous ceux du groupe 18 (les gaz nobles) ne réagissent presque avec rien.
Le tableau se divise en quatre blocs, nommés d'après le type d'orbitale que remplit le dernier électron. Ce sont ces blocs qui donnent au tableau sa forme.
Exemple : Le bloc s regroupe les groupes 1–2 (plus l'hélium), le bloc p les groupes 13–18, le bloc d les groupes 3–12, et le bloc f les deux lignes du bas.
Les couleurs du tableau classent les éléments selon leur comportement : métaux alcalins, métaux alcalino-terreux, métaux de transition, métaux pauvres, métalloïdes, non-métaux, gaz nobles, lanthanides et actinides. « Inconnu » désigne les éléments superlourds dont la chimie n'a jamais été mesurée, car seuls quelques atomes en ont jamais existé.
Exemple : Les métalloïdes, comme le silicium, se situent à la frontière entre métaux et non-métaux et partagent des propriétés des deux, et c'est justement pour cela que le silicium fait d'aussi bonnes puces électroniques.
Les deux lignes placées sous le tableau principal. Elles font en réalité partie des périodes 6 et 7, mais les y insérer rendrait le tableau large de 32 colonnes : on les imprime donc en dessous.
Exemple : En 1944, Glenn Seaborg proposa de placer les actinides sur une ligne à part, et on lui répondit que cela ruinerait sa réputation. Cela lui valut au contraire un prix Nobel.
La liste des orbitales occupées par les électrons d'un atome. L'application l'affiche deux fois : la version complète, et une version abrégée qui part du gaz noble précédent, noté entre crochets.
Exemple : L'oxygène s'écrit 1s² 2s² 2p⁴, ou [He] 2s² 2p⁴ en abrégé. Le cuivre fait exception à la règle de remplissage simple : [Ar] 3d¹⁰ 4s¹, et non 3d⁹ 4s², car une sous-couche d complète est particulièrement stable.
Des niveaux d'énergie qui accueillent les électrons à des distances croissantes du noyau. La première en contient jusqu'à 2, la deuxième jusqu'à 8, et ainsi de suite. Le modèle de Bohr en 3D de l'application les représente par des anneaux.
Exemple : Le modèle de Bohr est une simplification : les vrais électrons ne tournent pas comme des planètes, ils s'étalent en nuages flous appelés orbitales. Les anneaux restent néanmoins un excellent moyen de compter les électrons.
La force avec laquelle un atome attire vers lui les électrons partagés dans une liaison, comme un score dans une partie de tir à la corde.
Exemple : Le fluor est celui qui tire le plus fort, avec 3,98 ; le césium et le francium sont les plus faibles, avec 0,79. Quand le sodium (0,93) rencontre le chlore (3,16), le chlore l'emporte nettement et ils forment le sel de table, un composé ionique.
Tendance : ↑ le long d'une période, ↓ en descendant un groupe. Les gaz nobles forment rarement des liaisons, ils n'ont donc souvent pas de valeur.
L'énergie nécessaire pour arracher l'électron le plus externe d'un atome. Une valeur faible signifie que l'atome cède facilement ses électrons.
Exemple : C'est l'hélium qui retient le plus fort ses électrons, avec 2 372 kJ/mol. Le césium n'a besoin que de 376 kJ/mol, ce qui explique qu'il réagisse violemment même avec de l'eau froide.
Tendance : ↑ le long d'une période, ↓ en descendant un groupe.
L'énergie libérée quand un atome neutre capte un électron supplémentaire. Une valeur élevée signifie que l'atome gagne volontiers un électron.
Exemple : Le chlore a la valeur la plus élevée, 349 kJ/mol, un peu devant le fluor (328 kJ/mol), dont la couche externe, minuscule et encombrée, repousse l'électron entrant. Les gaz nobles résistent aux électrons supplémentaires : leurs valeurs sont donc négatives.
Tendance : En général ↑ le long d'une période, en allant vers les halogènes.
La charge que porterait un atome si toutes ses liaisons étaient entièrement ioniques. Beaucoup d'éléments peuvent prendre plusieurs états, ce qui explique qu'ils forment autant de composés différents.
Exemple : Le fer est le plus souvent à +2 ou +3, et la rouille, c'est du fer à l'état +3. Le manganèse va de −3 jusqu'à +7 ; dans le permanganate de potassium, de couleur violette, il est à +7.
La taille d'un atome, mesurée du noyau jusqu'au bord de son nuage électronique. 1 pm vaut un billionième de mètre.
Exemple : L'hydrogène mesure environ 25 pm, le césium environ 260 pm. Il faudrait à peu près 20 millions d'atomes de césium alignés côte à côte pour couvrir un centimètre.
Tendance : ↓ le long d'une période (davantage de protons attirent les électrons plus près), ↑ en descendant un groupe (chaque ligne ajoute une couche).
La moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes identiques unis par une liaison simple. Il décrit la taille d'un atome lorsqu'il est lié, et non isolé.
Exemple : Le rayon covalent du carbone est de 77 pm : une liaison simple carbone–carbone mesure donc environ 154 pm.
Tendance : Suit les mêmes tendances que le rayon atomique.
La quantité de masse contenue dans un volume donné (en toute rigueur, la masse volumique). L'application l'affiche en grammes par litre ; divisez par 1 000 pour obtenir des g/cm³.
Exemple : L'osmium est l'élément le plus dense, avec 22 590 g/L : une brique d'un litre d'osmium pèserait plus de 22 kg. L'hydrogène, le plus léger, n'atteint que 0,09 g/L.
La température à laquelle un solide devient liquide. Pour convertir en degrés Celsius, soustrayez 273,15.
Exemple : Le tungstène fond à 3 695 K (environ 3 422 °C), le point de fusion le plus élevé de tous les métaux, d'où son usage dans les filaments d'ampoules. Le mercure fond à 234 K (−39 °C) : il est donc liquide à température ambiante, et le gallium (303 K) fond dans la main.
La température à laquelle un liquide devient gazeux sous la pression atmosphérique normale.
Exemple : L'hélium bout à seulement 4,2 K, à quelques degrés à peine du zéro absolu, ce qui fait de l'hélium liquide le fluide idéal pour refroidir les aimants des appareils d'IRM. Le tungstène bout à 6 203 K.
L'énergie nécessaire pour réchauffer un kilogramme d'une substance d'un kelvin. Une valeur élevée signifie que la substance absorbe beaucoup de chaleur avant de se réchauffer.
Exemple : L'hydrogène arrive en tête avec 14 300 J/(kg·K). L'or n'a besoin que de 129 J/(kg·K) : une bague en or se réchauffe donc vite au doigt.
Tendance : Les atomes lourds ont en général des valeurs plus faibles par kilogramme.
Le motif répété selon lequel les atomes s'empilent quand un élément est solide. La plus petite « boîte » qui se répète s'appelle la maille élémentaire, et l'application la montre en 3D.
Exemple : Le cuivre et l'or sont cubiques à faces centrées, un empilement qui permet aux couches d'atomes de glisser les unes sur les autres : c'est pourquoi ils se plient au lieu de se briser. À température ambiante, le fer est cubique centré. Pour les éléments superlourds, la structure n'est que prédite.
Les longueurs des trois arêtes de la maille élémentaire, généralement notées a, b et c.
Exemple : Dans le cuivre, de maille cubique, les trois sont égales : 361,49 pm. Dans la maille orthorhombique de l'uranium, les trois sont différentes : 285,37, 586,95 et 495,48 pm.