Le tableau périodique : cours de Seconde

Tu connais déjà l'atome : un noyau, qui porte les protons et les neutrons, entouré d'un cortège d'électrons. Il existe de nombreuses sortes d'atomes, chacune correspondant à un élément chimique. Pour s'y retrouver, les chimistes les ont rangés dans un grand tableau, celui que tu vois affiché dans presque toutes les salles de sciences.

Ce tableau n'est pas une simple liste alphabétique. Il est construit selon une logique précise : la position d'un élément te renseigne sur la structure de ses atomes et sur son comportement chimique. Dans ce chapitre, tu vas apprendre à lire cette logique, puis à l'utiliser pour retrouver la place d'un élément à partir de sa configuration électronique.

Le numéro atomique, noté $Z$, est le nombre de protons du noyau. Comme un atome est électriquement neutre, c'est aussi son nombre d'électrons. Le tableau se construit donc à partir des électrons et de leur organisation.

Aujourd'hui, la forme standard rassemble 118 éléments, de l'hydrogène (numéro 1) jusqu'à l'oganesson (numéro 118). Cette version date d'une révision de l'UICPA en novembre 2016.⁵

Le tableau a une origine historique : c'est le chimiste russe Dmitri Mendeleïev qui, en 1869, a proposé une table fondée sur le même principe que celle d'aujourd'hui, même si elle n'avait pas la même forme.⁵ Nous y reviendrons à la fin du chapitre, car cette histoire éclaire bien la construction actuelle.

Le tableau actuel est organisé en 7 lignes et 18 colonnes.² Chaque ligne et chaque colonne a un nom et une signification.

Les deux directions du tableau ne racontent pas la même chose :

• le long d'une ligne, tu passes d'un élément à son voisin de droite : le numéro atomique augmente de 1 à chaque case, mais les propriétés chimiques changent nettement d'un élément à l'autre ;
• le long d'une colonne, tu descends d'une période à la suivante : les atomes sont de plus en plus gros, mais ils se comportent de façon semblable.

Autrement dit, deux éléments voisins d'une même ligne ont une masse proche mais des propriétés différentes, alors que deux éléments d'une même colonne ont des propriétés semblables malgré des masses très différentes.⁶

Pour comprendre pourquoi les éléments tombent dans telle case, il faut regarder comment leurs électrons sont répartis. Les électrons d'un atome occupent des couches, elles-mêmes découpées en sous-couches. Chaque couche est repérée par un nombre : 1, 2, 3… Chaque sous-couche porte ce nombre suivi d'une lettre : $s$ ou $p$ pour ce qui nous concerne en Seconde.

Il faut aussi connaître la capacité de chaque sous-couche, c'est-à-dire le nombre maximal d'électrons qu'elle peut contenir :

Ainsi $1s$, $2s$ et $3s$ peuvent chacune accueillir 2 électrons, tandis que $2p$ et $3p$ en accueillent chacune 6.

Pourquoi s'intéresser à eux ? Parce que ce sont eux qui sont au contact des autres atomes lors d'une réaction. Le nombre d'électrons de valence permet de prévoir les propriétés chimiques d'un élément.⁶ De plus, la ressemblance chimique entre les éléments d'un même groupe s'explique par une configuration identique de leur couche de valence.⁵

Quand tu connais la configuration externe d'un atome appartenant aux trois premières périodes, tu peux en déduire sa case dans le tableau.¹ La démarche tient en deux temps : la ligne d'abord, puis la colonne.

Le tableau ci-dessus rassemble les 18 premiers éléments. Observe deux régularités. D'abord, chaque ligne commence quand l'on entame une nouvelle sous-couche $s$ (lithium, sodium). Ensuite, chaque ligne se termine quand la couche externe est complète : $1s^2$ pour la première, puis sous-couche $p$ pleine (8 électrons de valence) pour les deux suivantes.

La première période est la plus courte : elle ne contient que l'hydrogène et l'hélium.⁶ Ces deux éléments n'ont d'électrons que dans la sous-couche $1s$, donc ils appartiennent tous deux au bloc $s$. Pourtant, ils ne se comportent pas comme les autres éléments de ce bloc.⁶

L'hydrogène ($1s^1$) a un seul électron de valence. Il gagne facilement un électron, et dans les conditions normales de température et de pression il n'est pas un métal.⁶ Il ne se comporte donc pas comme les autres éléments de la première colonne, dont on parle dans la section suivante.

L'hélium ($1s^2$) a une couche externe pleine avec 2 électrons. Sa chimie est celle d'un gaz noble : c'est pour cette raison qu'on le range dans le groupe 18, et non à côté du béryllium qui a lui aussi 2 électrons de valence.⁶

Aux deux extrémités du tableau, les groupes ont reçu des noms d'usage, car leurs éléments se ressemblent beaucoup.⁵ Deux familles sont particulièrement à connaître.

Le lithium et le sodium, dont tu as vu les configurations $1s^2\,2s^1$ et $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1$ au complet, ont tous deux un seul électron de valence. Cette configuration externe commune est précisément la raison de leur ressemblance : elle explique la similitude des propriétés au sein d'un groupe.⁵

Pour comprendre pourquoi le tableau actuel est ordonné de cette façon, regardons comment il est né. Mendeleïev a rassemblé dans une même famille des éléments présentant des propriétés chimiques voisines, puis a rangé ses familles en lignes.⁴ Son tableau de 1869 visait à mettre en évidence la périodicité des propriétés, à repérer les éléments encore inconnus et même à prévoir certaines de leurs propriétés.⁵

Pour que les propriétés chimiques restent bien alignées, Mendeleïev a dû inverser quelques éléments : l'iode et le tellure en sont un exemple.⁴ Autrement dit, il faisait passer les ressemblances chimiques avant le simple rangement par masse. Le tableau actuel, lui, range par numéro atomique croissant.⁵

À la fin du XIXe siècle, la découverte de l'argon, de l'hélium puis du néon pose un problème : Mendeleïev n'avait prévu aucune place pour ces gaz dans son tableau.³ Le chimiste Ramsay, qui a participé à leur découverte, finit par leur attribuer une nouvelle colonne, ce qui montre que le tableau reste valable.

Aujourd'hui, ces trois gaz nobles ont leur place : l'hélium en première période, groupe 18, le néon en deuxième, l'argon en troisième. Leur configuration électronique en donne la raison : ce sont les derniers éléments de leurs lignes respectives, quand la couche externe est complète.