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Tableau périodique

Tableau périodique des éléments chimiques montrant les groupes d'éléments les plus fréquemment nommés (dans les tableaux périodiques) et une ligne de démarcation traditionnelle ...

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Le tableau périodique , également connu sous le nom de tableau périodique des éléments , est un arrangement ordonné des éléments chimiques en lignes (« périodes ») et en colonnes (« groupes »). C'est un symbole de la chimie et il est largement utilisé en physique et dans d'autres sciences. Il s'agit d'une représentation de la loi périodique , qui stipule que lorsque les éléments sont classés par ordre de numéro atomique, une récurrence approximative de leurs propriétés est évidente. Le tableau est divisé en quatre zones grossièrement rectangulaires appelées blocs . Les éléments d'un même groupe ont tendance à présenter des caractéristiques chimiques similaires.

Le tableau périodique est caractérisé par des tendances verticales, horizontales et diagonales . Le caractère métallique augmente en descendant dans un groupe et de droite à gauche sur une période. Le caractère non métallique augmente du coin inférieur gauche du tableau périodique vers le coin supérieur droit.

Le premier tableau périodique à être généralement accepté fut celui du chimiste russe Dmitri Mendeleïev en 1869 ; il formula la loi périodique comme une dépendance des propriétés chimiques à la masse atomique . Comme tous les éléments n'étaient pas connus à l'époque, son tableau périodique comportait des lacunes et Mendeleïev utilisa avec succès la loi périodique pour prédire certaines propriétés de certains des éléments manquants . La loi périodique fut reconnue comme une découverte fondamentale à la fin du XIXe siècle. Elle fut expliquée au début du XXe siècle, avec la découverte des numéros atomiques et les travaux pionniers associés en mécanique quantique , deux idées servant à éclairer la structure interne de l'atome. Une forme reconnaissable de tableau fut atteinte en 1945 avec la découverte de Glenn T. Seaborg selon laquelle les actinides étaient en fait des éléments du bloc f plutôt que du bloc d. Le tableau périodique et la loi sont désormais un élément central et indispensable de la chimie moderne.

Le tableau périodique continue d'évoluer au gré des progrès de la science. Dans la nature, seuls les éléments jusqu'au numéro atomique 94 existent ; pour aller plus loin, il a fallu synthétiser de nouveaux éléments en laboratoire. En 2010, les 118 premiers éléments étaient connus, complétant ainsi les sept premières lignes du tableau ; cependant, une caractérisation chimique est toujours nécessaire pour les éléments les plus lourds afin de confirmer que leurs propriétés correspondent à leurs positions. De nouvelles découvertes permettront d'étendre le tableau au-delà de ces sept lignes , bien que l'on ne sache pas encore combien d'éléments supplémentaires sont possibles ; de plus, des calculs théoriques suggèrent que cette région inconnue ne suivra pas les schémas de la partie connue du tableau. Des discussions scientifiques se poursuivent également pour savoir si certains éléments sont correctement positionnés dans le tableau actuel. De nombreuses représentations alternatives de la loi périodique existent, et on discute de l'existence d'une forme optimale du tableau périodique.

Structure

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• t
• et

Tableau périodique

Primordial  De la décadence  Synthétique La bordure montre la présence naturelle de l'élément

Poids atomique standard A _{r, std} (E)

Chaque élément chimique possède un numéro atomique unique ( Z — pour « Zahl », en allemand pour « nombre ») représentant le nombre de protons dans son noyau . Chaque numéro atomique distinct correspond donc à une classe d'atomes : ces classes sont appelées les éléments chimiques . Les éléments chimiques sont ce que le tableau périodique classe et organise. L'hydrogène est l'élément avec le numéro atomique 1 ; l'hélium , le numéro atomique 2 ; le lithium , le numéro atomique 3 ; et ainsi de suite. Chacun de ces noms peut être abrégé par un symbole chimique à une ou deux lettres ; ceux de l'hydrogène, de l'hélium et du lithium sont respectivement H, He et Li. Les neutrons n'affectent pas l'identité chimique de l'atome, mais affectent son poids. Les atomes avec le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons sont appelés isotopes du même élément chimique. Les éléments naturels se présentent généralement sous forme de mélanges de différents isotopes ; Comme chaque isotope se présente généralement avec une abondance caractéristique, les éléments naturels ont des poids atomiques bien définis , définis comme la masse moyenne d'un atome naturel de cet élément. Tous les éléments ont plusieurs isotopes , des variantes avec le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons . Par exemple, le carbone a trois isotopes naturels : tous ses atomes ont six protons et la plupart ont également six neutrons, mais environ un pour cent ont sept neutrons et une très petite fraction en a huit. Les isotopes ne sont jamais séparés dans le tableau périodique ; ils sont toujours regroupés sous un seul élément. Lorsque la masse atomique est indiquée, il s'agit généralement de la moyenne pondérée des isotopes naturels ; mais si aucun isotope n'est présent naturellement en quantités significatives, la masse de l'isotope le plus stable apparaît généralement, souvent entre parenthèses.

Dans le tableau périodique standard, les éléments sont classés par ordre croissant de numéro atomique. Une nouvelle ligne ( période ) commence lorsqu'une nouvelle couche électronique possède son premier électron . Les colonnes ( groupes ) sont déterminées par la configuration électronique de l'atome ; les éléments ayant le même nombre d'électrons dans une sous-couche particulière tombent dans les mêmes colonnes (par exemple, l'oxygène , le soufre et le sélénium sont dans la même colonne car ils ont tous quatre électrons dans la sous-couche p la plus externe). Les éléments ayant des propriétés chimiques similaires tombent généralement dans le même groupe dans le tableau périodique, bien que dans le bloc f, et dans une certaine mesure dans le bloc d, les éléments de la même période tendent également à avoir des propriétés similaires. Ainsi, il est relativement facile de prédire les propriétés chimiques d'un élément si l'on connaît les propriétés des éléments qui l'entourent.

Aujourd'hui, 118 éléments sont connus, dont les 94 premiers sont présents naturellement sur Terre à l'heure actuelle. Les 24 autres, de l'américium à l'oganesson (95-118), n'apparaissent que lorsqu'ils sont synthétisés en laboratoire. Sur les 94 éléments naturels, 83 sont primordiaux et 11 n'apparaissent que dans les chaînes de désintégration d'éléments primordiaux. Quelques-uns de ces derniers sont si rares qu'ils n'ont pas été découverts dans la nature, mais ont été synthétisés en laboratoire avant qu'il ne soit déterminé qu'ils existent finalement dans la nature : le technétium (élément 43), le prométhium (élément 61), l'astate (élément 85), le neptunium (élément 93) et le plutonium (élément 94). Aucun élément plus lourd que l'einsteinium (élément 99) n'a jamais été observé en quantités macroscopiques sous sa forme pure, pas plus que l'astate ; Le francium (élément 87) n'a été photographié que sous forme de lumière émise à partir de quantités microscopiques (300 000 atomes). Des 94 éléments naturels, 80 ont un isotope stable et un autre ( le bismuth ) a un isotope presque stable (avec une demi-vie de 2,01 × 10 ¹⁹ ans, soit plus d'un milliard de fois l' âge de l'univers ). Deux autres, le thorium et l'uranium , ont des isotopes subissant une désintégration radioactive avec une demi-vie comparable à l' âge de la Terre . Les éléments stables plus le bismuth, le thorium et l'uranium constituent les 83 éléments primordiaux qui ont survécu à la formation de la Terre. Les onze éléments naturels restants se désintègrent suffisamment rapidement pour que leur présence continue à l'état de trace repose principalement sur leur régénération constante en tant que produits intermédiaires de la désintégration du thorium et de l'uranium. Les 24 éléments artificiels connus sont tous radioactifs.

Noms et numéros de groupe

Selon une convention de dénomination internationale, les groupes sont numérotés numériquement de 1 à 18 de la colonne la plus à gauche (les métaux alcalins) à la colonne la plus à droite (les gaz nobles). Les groupes du bloc f sont ignorés dans cette numérotation. Les groupes peuvent également être nommés par leur premier élément, par exemple le « groupe scandium » pour le groupe 3. Auparavant, les groupes étaient connus par des chiffres romains . Aux États-Unis , les chiffres romains étaient suivis soit d'un « A » si le groupe était dans le bloc s ou p , soit d'un « B » si le groupe était dans le bloc d . Les chiffres romains utilisés correspondent au dernier chiffre de la convention de dénomination actuelle (par exemple, les éléments du groupe 4 étaient le groupe IVB et les éléments du groupe 14 étaient le groupe IVA). En Europe , le système de dénomination était similaire, sauf que « A » était utilisé pour les groupes 1 à 7 et « B » pour les groupes 11 à 17. De plus, les groupes 8, 9 et 10 étaient considérés comme un groupe triple, connu collectivement dans les deux notations sous le nom de groupe VIII. En 1988, le nouveau système de dénomination IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) (1–18) a été mis en service et les anciens noms de groupe (I–VIII) ont été abandonnés.

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Groupes dans le tableau périodique

^{a Le} groupe 1 est composé d'hydrogène (H) et de métaux alcalins. Les éléments du groupe ont un électron s dans la couche électronique externe. L'hydrogène n'est pas considéré comme un métal alcalin car ce n'est pas un métal, bien qu'il leur soit plus analogue que tout autre groupe. Cela rend le groupe quelque peu exceptionnel. ^b Les 14 groupes du bloc f (colonnes) n'ont pas de numéro de groupe. ^c La composition correcte du groupe 3 est scandium (Sc), yttrium (Y), lutétium (Lu) et lawrencium (Lr), comme indiqué ici : cela est confirmé par les rapports de l'IUPAC de 1988 et 2021 sur la question. Les textes généraux de chimie inorganique placent souvent le scandium (Sc), l'yttrium (Y), le lanthane (La) et l'actinium (Ac) dans le groupe 3, de sorte que Ce–Lu et Th–Lr deviennent le bloc f entre les groupes 3 et 4 ; cela était basé sur des configurations électroniques mesurées de manière incorrecte au cours de l'histoire, et Lev Landau et Evgeny Lifshitz le considéraient déjà comme incorrect en 1948. Des arguments peuvent encore parfois être rencontrés dans la littérature contemporaine prétendant le défendre, mais la plupart des auteurs les considèrent comme logiquement incohérents. Certaines sources suivent un compromis qui place La–Lu et Ac–Lr comme les rangées du bloc f (malgré le fait que cela donne 15 éléments du bloc f dans chaque rangée, ce qui contredit la mécanique quantique), laissant les membres les plus lourds du groupe 3 ambigus. Voir aussi Groupe 3 élément#Composition . ^d Le groupe 18, les gaz nobles, n'a pas été découvert à l'époque du tableau original de Mendeleïev. Plus tard (1902), Mendeleïev a accepté la preuve de leur existence, et ils ont pu être placés dans un nouveau « groupe 0 », de manière cohérente et sans enfreindre le principe du tableau périodique. ^r Nom du groupe tel que recommandé par l'IUPAC.

Formulaires de présentation

32 colonnes

18 colonnes

Pour des raisons d'espace, le tableau périodique est généralement présenté avec les éléments du bloc f découpés et positionnés comme une partie distincte sous le corps principal. Cela réduit le nombre de colonnes d'éléments de 32 à 18.

Les deux formes représentent le même tableau périodique. La forme avec le bloc f inclus dans le corps principal est parfois appelée forme à 32 colonnes ou forme longue ; la forme avec le bloc f découpée en 18 colonnes ou forme moyenne-longue. La forme à 32 colonnes a l'avantage de montrer tous les éléments dans leur séquence correcte, mais elle a l'inconvénient de nécessiter plus d'espace. La forme choisie est un choix éditorial et n'implique aucun changement de revendication ou de déclaration scientifique. Par exemple, lors de la discussion de la composition du groupe 3 , les options peuvent être présentées de manière égale (sans préjugés) dans les deux formes.

Les tableaux périodiques indiquent généralement au moins les symboles des éléments ; beaucoup fournissent également des informations supplémentaires sur les éléments, soit par le biais d'un code couleur, soit sous forme de données dans les cellules. Le tableau ci-dessus indique les noms et les numéros atomiques des éléments, ainsi que leurs blocs, leurs occurrences naturelles et leurs poids atomiques standard . Pour les éléments à courte durée de vie sans poids atomique standard, le nombre de masse de l'isotope le plus stable connu est utilisé à la place. D'autres tableaux peuvent inclure des propriétés telles que l'état de la matière, les points de fusion et d'ébullition, les densités, ainsi que fournir différentes classifications des éléments.

Configurations électroniques

Le tableau périodique est une description graphique de la loi périodique, qui stipule que les propriétés et les structures atomiques des éléments chimiques sont une fonction périodique de leur numéro atomique . Les éléments sont placés dans le tableau périodique en fonction de leurs configurations électroniques , dont les récurrences périodiques expliquent les tendances des propriétés à travers le tableau périodique.

Un électron peut être considéré comme habitant une orbitale atomique , qui caractérise la probabilité qu'il puisse se trouver dans une région particulière autour de l'atome. Leurs énergies sont quantifiées , c'est-à-dire qu'elles ne peuvent prendre que des valeurs discrètes. De plus, les électrons obéissent au principe d'exclusion de Pauli : différents électrons doivent toujours être dans des états différents. Cela permet de classer les états possibles qu'un électron peut prendre dans différents niveaux d'énergie appelés couches, divisées en sous-couches individuelles, qui contiennent chacune une ou plusieurs orbitales. Chaque orbitale peut contenir jusqu'à deux électrons : ils se distinguent par une quantité appelée spin , conventionnellement étiquetée « vers le haut » ou « vers le bas ». Dans un atome froid (un atome dans son état fondamental), les électrons s'organisent de telle manière que l'énergie totale qu'ils possèdent est minimisée en occupant les orbitales les plus basses disponibles. Seuls les électrons les plus externes (appelés électrons de valence ) ont suffisamment d'énergie pour se libérer du noyau et participer à des réactions chimiques avec d'autres atomes. Les autres sont appelés électrons centraux .

Les éléments sont connus pour avoir jusqu'à sept premières couches occupées. La première couche ne contient qu'une seule orbitale, une orbitale sphérique s. Comme dans la première couche, on l'appelle l'orbitale 1s. Elle peut contenir jusqu'à deux électrons. La deuxième couche contient également une orbitale 2s, ainsi que trois orbitales 2p en forme d'haltère, et peut ainsi contenir jusqu'à huit électrons (2×1 + 2×3 = 8). Français La troisième couche contient une orbitale 3s, trois orbitales 3p et cinq orbitales 3d, et a donc une capacité de 2×1 + 2×3 + 2×5 = 18. La quatrième couche contient une orbitale 4s, trois orbitales 4p, cinq orbitales 4d et sept orbitales 4f, conduisant ainsi à une capacité de 2×1 + 2×3 + 2×5 + 2×7 = 32. Les couches supérieures contiennent plus de types d'orbitales qui continuent le modèle, mais ces types d'orbitales ne sont pas remplis dans les états fondamentaux des éléments connus. Les types de sous-couches sont caractérisés par les nombres quantiques . Quatre nombres décrivent complètement une orbitale dans un atome : le nombre quantique principal n , le nombre quantique azimutal ℓ (le type d'orbitale), le nombre quantique magnétique orbital m _ℓ et le nombre quantique magnétique de spin m _s .

Ordre de remplissage des sous-couches

La séquence dans laquelle les sous-couches sont remplies est donnée dans la plupart des cas par le principe d'Aufbau , également connu sous le nom de règle de Madelung ou de Klechkovsky (d'après Erwin Madelung et Vsevolod Klechkovsky respectivement). Cette règle a été observée empiriquement pour la première fois par Madelung, et Klechkovsky et les auteurs ultérieurs lui ont donné une justification théorique. Les couches se chevauchent en énergies, et la règle de Madelung spécifie la séquence de remplissage selon :

1s ≪ 2s < 2p ≪ 3s < 3p ≪ 4s < 3d < 4p ≪ 5s < 4d < 5p ≪ 6s < 4f < 5d < 6p ≪ 7s < 5f < 6d < 7p ≪ ...

Ici, le signe ≪ signifie « bien moins que » par opposition à < qui signifie simplement « moins que ». Formulé différemment, les électrons entrent dans les orbitales par ordre croissant n + ℓ, et si deux orbitales sont disponibles avec la même valeur de n + ℓ, celle avec le plus petit n est occupée en premier. En général, les orbitales avec la même valeur de n + ℓ sont similaires en énergie, mais dans le cas des orbitales s (avec ℓ = 0), les effets quantiques augmentent leur énergie pour se rapprocher de celle du groupe n + ℓ suivant. Par conséquent, le tableau périodique est généralement dessiné pour commencer chaque ligne (souvent appelée période) par le remplissage d'une nouvelle orbitale s, qui correspond au début d'une nouvelle couche. Ainsi, à l'exception de la première ligne, chaque longueur de période apparaît deux fois :

2, 8, 8, 18, 18, 32, 32, ...

Les chevauchements deviennent assez proches au point où les orbitales d entrent en scène, et l'ordre peut légèrement changer avec le numéro atomique et la charge atomique.

En partant de l'atome le plus simple, cela nous permet de construire le tableau périodique un par un, par ordre de numéro atomique, en considérant les cas d'atomes simples. Dans l'hydrogène , il n'y a qu'un seul électron, qui doit aller dans l'orbitale de plus basse énergie 1s. Cette configuration électronique s'écrit 1s ¹ , où l'exposant indique le nombre d'électrons dans la sous-couche. L'hélium ajoute un deuxième électron, qui va également dans 1s, remplissant complètement la première couche et donnant la configuration 1s ² .

À partir du troisième élément, le lithium , la première couche est pleine, son troisième électron occupe donc une orbitale 2s, ce qui donne une configuration 1s ² 2s ^1. L'électron 2s est le seul électron de valence du lithium, car la sous-couche 1s est maintenant trop étroitement liée au noyau pour participer à la liaison chimique avec d'autres atomes : une telle couche est appelée « couche centrale ». La sous-couche 1s est une couche centrale pour tous les éléments à partir du lithium. La sous-couche 2s est complétée par l'élément suivant, le béryllium (1s ² 2s ² ). Les éléments suivants continuent ensuite à remplir la sous-couche 2p. Le bore (1s ² 2s ² 2p ¹ ) place son nouvel électron dans une orbitale 2p ; le carbone (1s ² 2s ² 2p ² ) remplit une deuxième orbitale 2p ; et avec l'azote (1s ² 2s ² 2p ³ ) les trois orbitales 2p deviennent occupées individuellement. Ceci est cohérent avec la règle de Hund , qui stipule que les atomes préfèrent généralement occuper individuellement chaque orbitale du même type avant de les remplir avec le deuxième électron. L'oxygène (1s ² 2s ² 2p ⁴ ), le fluor (1s ² 2s ² 2p ⁵ ) et le néon (1s ² 2s ² 2p ⁶ ) complètent ensuite les orbitales 2p déjà remplies individuellement ; le dernier d'entre eux remplit complètement la deuxième couche.

À partir de l'élément 11, le sodium , la deuxième couche est pleine, ce qui fait de la deuxième couche une couche centrale pour cet élément et tous les éléments plus lourds. Le onzième électron commence le remplissage de la troisième couche en occupant une orbitale 3s, ce qui donne une configuration de 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ¹ pour le sodium. Cette configuration est abrégée [Ne] 3s ¹ , où [Ne] représente la configuration du néon. Le magnésium ([Ne] 3s ² ) termine cette orbitale 3s, et les six éléments suivants aluminium , silicium , phosphore , soufre , chlore et argon remplissent les trois orbitales 3p ([Ne] 3s ² 3p ¹ à [Ne] 3s ² 3p ⁶ ). Cela crée une série analogue dans laquelle les structures de la couche externe du sodium à l'argon sont analogues à celles du lithium au néon, et constitue la base de la périodicité des propriétés chimiques illustrées par le tableau périodique : à des intervalles réguliers mais changeants de numéros atomiques, les propriétés des éléments chimiques se répètent approximativement.

Les dix-huit premiers éléments peuvent ainsi être disposés comme le début d'un tableau périodique. Les éléments d'une même colonne ont le même nombre d'électrons de valence et ont des configurations d'électrons de valence analogues : ces colonnes sont appelées groupes. La seule exception est l'hélium, qui a deux électrons de valence comme le béryllium et le magnésium, mais est généralement placé dans la colonne du néon et de l'argon pour souligner que sa couche externe est pleine. (Certains auteurs contemporains remettent même en question cette seule exception, préférant suivre systématiquement les configurations de valence et placer l'hélium au-dessus du béryllium.) Il y a huit colonnes dans ce fragment de tableau périodique, correspondant au plus à huit électrons de la couche externe. Une période commence lorsqu'une nouvelle couche commence à se remplir. Enfin, la coloration illustre les blocs : les éléments du bloc s (coloré en rouge) remplissent les orbitales s, tandis que ceux du bloc p (coloré en jaune) remplissent les orbitales p.

Français En commençant la rangée suivante, pour le potassium et le calcium, la sous-couche 4s est la plus basse en énergie, et donc ils la remplissent. Le potassium ajoute un électron à la couche 4s ([Ar] 4s ¹ ), et le calcium la complète ensuite ([Ar] 4s ² ). Cependant, à partir du scandium ([Ar] 3d ¹ 4s ² ), la sous-couche 3d devient la suivante la plus élevée en énergie. Les sous-couches 4s et 3d ont approximativement la même énergie et elles sont en compétition pour remplir les électrons, et donc l'occupation ne consiste pas à remplir de manière tout à fait cohérente les orbitales 3d une à la fois. L'ordre énergétique précis de 3d et 4s change le long de la rangée, et change également en fonction du nombre d'électrons retirés de l'atome. Par exemple, en raison de la répulsion entre les électrons 3d et 4s, le niveau d'énergie 4s du chrome devient légèrement supérieur à celui du 3d, et il devient donc plus rentable pour un atome de chrome d'avoir une configuration [Ar] 3d ⁵ 4s ¹ plutôt qu'une configuration [Ar] 3d ⁴ 4s ² . Une anomalie similaire se produit au niveau du cuivre , dont l'atome a une configuration [Ar] 3d ¹⁰ 4s ¹ plutôt que la configuration attendue [Ar] 3d ⁹ 4s ² . Il s'agit de violations de la règle de Madelung. De telles anomalies n'ont cependant aucune signification chimique : la plupart de la chimie ne concerne pas les atomes gazeux isolés, et les différentes configurations sont si proches en énergie les unes des autres que la présence d'un atome proche peut modifier l'équilibre. Par conséquent, le tableau périodique les ignore et ne considère que les configurations idéalisées.

Au niveau du zinc ([Ar] 3d ¹⁰ 4s ² ), les orbitales 3d sont complètement remplies avec un total de dix électrons. Viennent ensuite les orbitales 4p, complétant la rangée, qui sont progressivement remplies par le gallium ([Ar] 3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹ ) en passant par le krypton ([Ar] 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁶ ), d'une manière analogue aux éléments du bloc p précédents. À partir du gallium, les orbitales 3d font partie du noyau électronique et ne participent plus à la chimie. Les éléments des blocs s et p, qui remplissent leurs couches externes, sont appelés éléments du groupe principal ; les éléments du bloc d (colorés en bleu ci-dessous), qui remplissent une couche interne, sont appelés éléments de transition (ou métaux de transition, car ce sont tous des métaux).

Les dix-huit éléments suivants remplissent les orbitales 5s ( rubidium et strontium ), puis 4d ( de l'yttrium au cadmium , encore avec quelques anomalies en cours de route), puis 5p ( de l'indium au xénon ). De nouveau, à partir de l'indium, les orbitales 4d sont dans le noyau. Par conséquent, la cinquième rangée a la même structure que la quatrième.

Français La sixième ligne du tableau commence également avec deux éléments du bloc s : le césium et le baryum . Après cela, les premiers éléments du bloc f (colorés en vert ci-dessous) commencent à apparaître, en commençant par le lanthane . On les appelle parfois éléments de transition interne. Comme il y a maintenant non seulement des sous-couches 4f mais aussi 5d et 6s à des énergies similaires, une compétition se produit une fois de plus avec de nombreuses configurations irrégulières ; cela a donné lieu à un certain débat sur l'endroit exact où le bloc f est censé commencer, mais la plupart de ceux qui étudient la question s'accordent à dire qu'il commence au lanthane conformément au principe d'Aufbau. Même si le lanthane ne remplit pas lui-même la sous-couche 4f en tant qu'atome unique, en raison de la répulsion entre les électrons, ses orbitales 4f ont une énergie suffisamment faible pour participer à la chimie. Chez l'ytterbium , les sept orbitales 4f sont complètement remplies de quatorze électrons ; ensuite, une série de dix éléments de transition ( du lutétium au mercure ) suit, et enfin six éléments du groupe principal ( du thallium au radon ) complètent la période. À partir du lutétium, les orbitales 4f sont dans le noyau, et à partir du thallium, les orbitales 5d le sont également.

Français La septième rangée est analogue à la sixième rangée : 7s remplit ( francium et radium ), puis 5f ( actinium à nobélium ), puis 6d ( lawrencium à copernicium ), et enfin 7p ( nihonium à oganesson ). En partant du lawrencium, les orbitales 5f sont dans le noyau, et probablement les orbitales 6d rejoignent le noyau à partir du nihonium. Là encore, il y a quelques anomalies en cours de route : par exemple, en tant qu'atomes simples, ni l'actinium ni le thorium ne remplissent réellement la sous-couche 5f, et le lawrencium ne remplit pas la couche 6d, mais toutes ces sous-couches peuvent encore être remplies dans des environnements chimiques. Pendant très longtemps, la septième rangée était incomplète car la plupart de ses éléments n'existent pas dans la nature. Les éléments manquants au-delà de l'uranium ont commencé à être synthétisés en laboratoire en 1940, lorsque le neptunium a été fabriqué. (Cependant, le premier élément à être découvert par synthèse plutôt que dans la nature était le technétium en 1937.) La ligne a été complétée par la synthèse de la tennessine en 2010 (le dernier élément oganesson avait déjà été fabriqué en 2002), et les derniers éléments de cette septième ligne ont reçu des noms en 2016.

Ceci complète le tableau périodique moderne, avec les sept lignes entièrement remplies à pleine capacité.

Tableau de configuration électronique

Le tableau suivant montre la configuration électronique d'un atome en phase gazeuse neutre de chaque élément. Différentes configurations peuvent être favorisées dans différents environnements chimiques. Les éléments du groupe principal ont des configurations électroniques entièrement régulières ; les éléments de transition et de transition interne présentent vingt irrégularités dues à la compétition susmentionnée entre des sous-couches proches en termes de niveau d'énergie. Pour les dix derniers éléments (109–118), les données expérimentales manquent et par conséquent, les configurations calculées ont été présentées à la place. Les sous-couches complètement remplies ont été grisées.

Bien que le tableau périodique moderne soit aujourd'hui standard, le placement des éléments de la période 1, l'hydrogène et l'hélium, reste un sujet de discussion ouvert, et certaines variations peuvent être trouvées. Selon leurs configurations électroniques respectives s ¹ et s ² , l'hydrogène serait placé dans le groupe 1 et l'hélium serait placé dans le groupe 2. Le placement de l'hydrogène dans le groupe 1 est courant, mais l'hélium est presque toujours placé dans le groupe 18 avec les autres gaz nobles. Le débat porte sur des interprétations contradictoires de la mesure dans laquelle les propriétés chimiques ou électroniques devraient décider du placement dans le tableau périodique.

Comme les métaux du groupe 1, l'hydrogène possède un électron dans sa couche la plus externe et perd généralement son seul électron dans les réactions chimiques. L'hydrogène a certaines propriétés chimiques similaires à celles des métaux, étant capable de déplacer certains métaux de leurs sels . Mais il forme un gaz non métallique diatomique dans des conditions standard, contrairement aux métaux alcalins qui sont des métaux solides réactifs. Ceci et la formation d' hydrures par l'hydrogène , dans laquelle il gagne un électron, le rapproche des propriétés des halogènes qui font de même (bien qu'il soit plus rare que l'hydrogène forme H ⁻ que H ⁺ ). De plus, les deux halogènes les plus légers ( le fluor et le chlore ) sont gazeux comme l'hydrogène dans des conditions standard. Certaines propriétés de l'hydrogène ne conviennent pas à l'un ou l'autre groupe : l'hydrogène n'est ni très oxydant ni très réducteur et ne réagit pas avec l'eau. L'hydrogène a donc des propriétés correspondant à la fois à celles des métaux alcalins et des halogènes, mais ne correspond parfaitement à aucun des deux groupes, et est donc difficile à placer par sa chimie. Par conséquent, alors que le placement électronique de l'hydrogène dans le groupe 1 prédomine, certains arrangements plus rares montrent soit de l'hydrogène dans le groupe 17, dupliquent l'hydrogène dans les groupes 1 et 17, ou le font flotter séparément de tous les groupes. Cette dernière option a néanmoins été critiquée par le chimiste et philosophe des sciences Eric Scerri au motif qu'elle semble impliquer que l'hydrogène est au-dessus de la loi périodique, contrairement à tous les autres éléments.

L'hélium est le seul élément qui occupe régulièrement une position dans le tableau périodique qui n'est pas cohérente avec sa structure électronique. Il possède deux électrons dans sa couche externe, alors que les autres gaz nobles en ont huit ; et c'est un élément du bloc s, alors que tous les autres gaz nobles sont des éléments du bloc p. Cependant, il n'est pas réactif dans des conditions standard et possède une couche externe pleine : ces propriétés sont similaires à celles des gaz nobles du groupe 18, mais pas du tout à celles des métaux alcalino-terreux réactifs du groupe 2. Pour ces raisons, l'hélium est presque universellement placé dans le groupe 18 auquel ses propriétés correspondent le mieux ; une proposition visant à déplacer l'hélium vers le groupe 2 a été rejetée par l'IUPAC en 1988 pour ces raisons. Néanmoins, l'hélium est encore parfois placé dans le groupe 2 aujourd'hui, et certaines de ses propriétés physiques et chimiques sont plus proches des éléments du groupe 2 et soutiennent le placement électronique. L'hélium solide cristallise dans une structure hexagonale compacte , qui correspond au béryllium et au magnésium du groupe 2, mais pas aux autres gaz nobles du groupe 18. Les récents développements théoriques dans la chimie des gaz nobles, dans lesquels l'hélium devrait montrer une inertie légèrement inférieure à celle du néon et former (HeO)(LiF) ₂ avec une structure similaire au composé analogue du béryllium (mais sans analogue néon attendu), ont conduit davantage de chimistes à préconiser un placement de l'hélium dans le groupe 2. Cela se rapporte à l'argument électronique, car la raison de la plus grande inertie du néon est la répulsion de sa couche p remplie qui manque à l'hélium, bien qu'en réalité il soit peu probable que les molécules contenant de l'hélium soient stables en dehors de conditions de température extrêmement basses (autour de 10 K ).

L' anomalie de la première rangée du tableau périodique a également été citée pour justifier le déplacement de l'hélium vers le groupe 2. Elle survient parce que la première orbitale de tout type est inhabituellement petite, car contrairement à ses analogues supérieurs, elle ne subit pas de répulsion interélectronique d'une orbitale plus petite du même type. Cela rend la première rangée d'éléments de chaque bloc inhabituellement petite, et ces éléments ont tendance à présenter des types d'anomalies caractéristiques de leur groupe. Certains chimistes plaidant pour le repositionnement de l'hélium ont souligné que l'hélium présente ces anomalies s'il est placé dans le groupe 2, mais pas s'il est placé dans le groupe 18 : d'autre part, le néon, qui serait le premier élément du groupe 18 si l'hélium était retiré de cet endroit, présente ces anomalies. On soutient alors que la relation entre l'hélium et le béryllium ressemble à celle entre l'hydrogène et le lithium, un placement qui est beaucoup plus communément accepté. Par exemple, en raison de cette tendance dans les tailles des orbitales, une grande différence dans les rayons atomiques entre les premier et deuxième membres de chaque groupe principal est observée dans les groupes 1 et 13-17 : elle existe entre le néon et l'argon, et entre l'hélium et le béryllium, mais pas entre l'hélium et le néon. Cela affecte de la même manière les points d'ébullition et les solubilités des gaz nobles dans l'eau, où l'hélium est trop proche du néon, et la grande différence caractéristique entre les deux premiers éléments d'un groupe n'apparaît qu'entre le néon et l'argon. Le déplacement de l'hélium vers le groupe 2 rend cette tendance cohérente dans les groupes 2 et 18 également, en faisant de l'hélium le premier élément du groupe 2 et du néon le premier élément du groupe 18 : tous deux présentent les propriétés caractéristiques d'un premier élément kainosymétrique d'un groupe. Le placement de l'hélium dans le groupe 18 reste néanmoins presque universel en raison de son extrême inertie. De plus, des tables qui font flotter à la fois l'hydrogène et l'hélium en dehors de tous les groupes peuvent rarement être rencontrées.

Groupe 3 : Sc, Y, Lu, Lr

Représentation correcte du groupe 3

Groupe 3 : Sc, Y, La, Ac

Représentation incorrecte du groupe 3

Dans de nombreux tableaux périodiques, le bloc f est décalé d'un élément vers la droite, de sorte que le lanthane et l'actinium deviennent des éléments du bloc d dans le groupe 3, et Ce–Lu et Th–Lr forment le bloc f. Ainsi, le bloc d est divisé en deux parties très inégales. Il s'agit d'un vestige des premières mesures erronées des configurations électroniques ; les mesures modernes sont plus cohérentes avec la forme avec le lutétium et le lawrencium dans le groupe 3, et avec La–Yb et Ac–No comme bloc f.

Français La couche 4f est complètement remplie dans l'ytterbium, et pour cette raison Lev Landau et Evgeny Lifshitz en 1948 ont considéré qu'il était incorrect de regrouper le lutétium comme un élément du bloc f. Ils n'ont pas encore pris l'initiative de retirer également le lanthane du bloc d, mais Jun Kondō a réalisé en 1963 que la supraconductivité à basse température du lanthane impliquait l'activité de sa couche 4f. En 1965, David C. Hamilton a lié cette observation à sa position dans le tableau périodique et a soutenu que le bloc f devrait être composé des éléments La–Yb et Ac–No. Depuis lors, des preuves physiques, chimiques et électroniques ont soutenu cette attribution. La question a été portée à l’attention du grand public par William B. Jensen en 1982, et la réaffectation du lutétium et du lawrencium au groupe 3 a été appuyée par des rapports de l’IUPAC datant de 1988 (lorsque les numéros de groupe 1 à 18 ont été recommandés) et 2021. La variation existe néanmoins toujours car la plupart des auteurs de manuels scolaires ne sont pas conscients du problème.

Une troisième forme peut parfois être rencontrée dans laquelle les espaces sous l'yttrium dans le groupe 3 sont laissés vides, comme le tableau apparaissant sur le site Web de l'IUPAC, mais cela crée une incohérence avec la mécanique quantique en rendant le bloc f large de 15 éléments (La–Lu et Ac–Lr) même si seulement 14 électrons peuvent tenir dans une sous-couche f. Il existe en outre une certaine confusion dans la littérature sur les éléments qui sont alors supposés appartenir au groupe 3. Alors que le rapport 2021 de l'IUPAC a noté que les blocs f de 15 éléments de large sont soutenus par certains praticiens d'une branche spécialisée de la mécanique quantique relativiste se concentrant sur les propriétés des éléments superlourds , l'opinion du projet était que de telles préoccupations dépendantes des intérêts ne devraient pas avoir d'incidence sur la façon dont le tableau périodique est présenté à « la communauté chimique et scientifique générale ». D'autres auteurs se concentrant sur les éléments superlourds ont depuis précisé que la « 15e entrée du bloc f représente le premier emplacement du bloc d qui est laissé vacant pour indiquer la place des inserts du bloc f », ce qui impliquerait que cette forme a toujours du lutétium et du lawrencium (les 15e entrées en question) comme éléments du bloc d dans le groupe 3. En effet, lorsque les publications de l'IUPAC étendent le tableau à 32 colonnes, elles le précisent et placent le lutétium et le lawrencium sous l'yttrium dans le groupe 3.

Français Plusieurs arguments en faveur de Sc-Y-La-Ac peuvent être rencontrés dans la littérature, mais ils ont été contestés comme étant logiquement incohérents. Par exemple, il a été avancé que le lanthane et l'actinium ne peuvent pas être des éléments du bloc f parce qu'en tant qu'atomes individuels en phase gazeuse, ils n'ont pas commencé à remplir les sous-couches f. Mais la même chose est vraie pour le thorium qui n'est jamais contesté comme élément du bloc f, et cet argument néglige le problème de l'autre extrémité : que les couches f achèvent leur remplissage au niveau de l'ytterbium et du nobélium, correspondant à la forme Sc-Y-Lu-Lr, et non au niveau du lutétium et du lawrencium comme le voudrait la forme Sc-Y-La-Ac. Non seulement de telles configurations exceptionnelles sont minoritaires, mais elles n'ont en aucun cas été considérées comme pertinentes pour le positionnement d'autres éléments sur le tableau périodique : dans les atomes gazeux, les couches d complètent leur remplissage au niveau du cuivre, du palladium et de l'or, mais il est universellement admis par les chimistes que ces configurations sont exceptionnelles et que le bloc d se termine réellement conformément à la règle de Madelung au niveau du zinc, du cadmium et du mercure. Le fait pertinent pour le placement est que le lanthane et l'actinium (comme le thorium) ont des orbitales f de valence qui peuvent être occupées dans des environnements chimiques, alors que le lutétium et le lawrencium n'en ont pas : leurs couches f sont dans le noyau et ne peuvent pas être utilisées pour des réactions chimiques. Ainsi, la relation entre l'yttrium et le lanthane n'est qu'une relation secondaire entre des éléments ayant le même nombre d'électrons de valence mais des types d'orbitales de valence différents, comme celle entre le chrome et l'uranium ; alors que la relation entre l'yttrium et le lutétium est primaire, partageant à la fois le nombre d'électrons de valence et le type d'orbitale de valence.

Comme les réactions chimiques impliquent les électrons de valence, on peut s'attendre à ce que les éléments ayant des configurations électroniques externes similaires réagissent de manière similaire et forment des composés contenant des proportions similaires d'éléments. Ces éléments sont placés dans le même groupe, et il tend donc à y avoir des similitudes et des tendances claires dans le comportement chimique à mesure que l'on descend dans un groupe. Comme des configurations analogues se produisent à intervalles réguliers, les propriétés des éléments présentent ainsi des récurrences périodiques, d'où le nom du tableau périodique et de la loi périodique. Ces récurrences périodiques ont été remarquées bien avant que la théorie sous-jacente qui les explique ne soit développée.

Historiquement, la taille physique des atomes était inconnue jusqu'au début du XXe siècle. La première estimation calculée du rayon atomique de l'hydrogène a été publiée par le physicien Arthur Haas en 1910, à un ordre de grandeur près (un facteur 10) de la valeur acceptée, le rayon de Bohr (~ 0,529 Å). Dans son modèle, Haas a utilisé une configuration à un seul électron basée sur le modèle atomique classique proposé par JJ Thomson en 1904, souvent appelé le modèle du plum-pudding .

Les rayons atomiques (la taille des atomes) dépendent de la taille de leurs orbitales les plus externes. Ils diminuent généralement de gauche à droite le long des éléments du groupe principal, car la charge nucléaire augmente mais les électrons extérieurs sont toujours dans la même couche. Cependant, en descendant dans une colonne, les rayons augmentent généralement, car les électrons les plus externes sont dans des couches plus hautes qui sont donc plus éloignées du noyau. La première rangée de chaque bloc est anormalement petite, en raison d'un effet appelé kainosymétrie ou répulsion primogène : les sous-couches 1s, 2p, 3d et 4f n'ont pas d'analogues internes. Par exemple, les orbitales 2p ne subissent pas de forte répulsion des orbitales 1s et 2s, qui ont des distributions de charge angulaire assez différentes, et ne sont donc pas très grandes ; mais les orbitales 3p subissent une forte répulsion des orbitales 2p, qui ont des distributions de charge angulaire similaires. Ainsi, les sous-couches s, p, d et f supérieures subissent une forte répulsion de la part de leurs analogues internes, qui ont à peu près la même distribution angulaire de charge, et doivent se dilater pour éviter cela. Cela entraîne des différences significatives entre les petits éléments 2p, qui préfèrent les liaisons multiples , et les éléments 3p plus grands et p supérieurs, qui ne le font pas. Des anomalies similaires apparaissent pour les éléments 1s, 2p, 3d, 4f et les éléments hypothétiques 5g : le degré de cette anomalie de première rangée est le plus élevé pour le bloc s, est modéré pour le bloc p et est moins prononcé pour les blocs d et f.

Français Dans les éléments de transition, une couche interne se remplit, mais la taille de l'atome est toujours déterminée par les électrons extérieurs. L'augmentation de la charge nucléaire à travers la série et le nombre accru d'électrons internes pour le blindage se compensent quelque peu, de sorte que la diminution du rayon est plus petite. Les atomes 4p et 5d, qui apparaissent immédiatement après l'introduction de nouveaux types de séries de transition, sont plus petits que ce à quoi on aurait pu s'attendre, parce que les sous-couches centrales ajoutées 3d et 4f ne fournissent qu'un blindage incomplet de la charge nucléaire pour les électrons extérieurs. Ainsi, par exemple, les atomes de gallium sont légèrement plus petits que les atomes d'aluminium. Associé à la kainosymétrie, cela se traduit par une différence paire-impaire entre les périodes (sauf dans le bloc s) qui est parfois connue sous le nom de périodicité secondaire : les éléments des périodes paires ont des rayons atomiques plus petits et préfèrent perdre moins d'électrons, tandis que les éléments des périodes impaires (sauf la première) diffèrent dans la direction opposée. Ainsi, par exemple, de nombreuses propriétés du bloc p présentent une évolution en zigzag plutôt qu'une évolution régulière le long du groupe. Par exemple, le phosphore et l'antimoine dans les périodes impaires du groupe 15 atteignent facilement l'état d'oxydation +5, tandis que l'azote, l'arsenic et le bismuth dans les périodes paires préfèrent rester à +3. Une situation similaire se produit pour le bloc d, les atomes de lutétium à travers le tungstène étant légèrement plus petits que les atomes d'yttrium à travers le molybdène respectivement.

Les atomes de thallium et de plomb ont à peu près la même taille que les atomes d'indium et d'étain respectivement, mais du bismuth au radon, les atomes 6p sont plus gros que les atomes analogues 5p. Cela se produit parce que lorsque les noyaux atomiques deviennent hautement chargés, la relativité restreinte devient nécessaire pour évaluer l'effet du noyau sur le nuage électronique. Ces effets relativistes font que les éléments lourds ont de plus en plus de propriétés différentes par rapport à leurs homologues plus légers dans le tableau périodique. L' interaction spin-orbite divise la sous-couche p : une orbitale p est relativistement stabilisée et rétrécie (elle remplit le thallium et le plomb), mais les deux autres (remplissant le bismuth par le radon) sont relativistement déstabilisées et dilatées. Les effets relativistes expliquent également pourquoi l'or est doré et le mercure est liquide à température ambiante. On s'attend à ce qu'ils deviennent très forts à la fin de la septième période, ce qui pourrait conduire à un effondrement de la périodicité. Les configurations électroniques ne sont clairement connues que jusqu'à l'élément 108 ( hassium ), et la chimie expérimentale au-delà de 108 n'a été réalisée que pour 112 ( copernicium ), 113 ( nihonium ) et 114 ( flerovium ), de sorte que la caractérisation chimique des éléments les plus lourds reste un sujet de recherche actuel.

La tendance à la diminution des rayons atomiques de gauche à droite est également présente dans les rayons ioniques , bien qu'elle soit plus difficile à examiner car les ions les plus courants d'éléments consécutifs diffèrent normalement en charge. Les ions ayant la même configuration électronique diminuent de taille à mesure que leur numéro atomique augmente, en raison de l'attraction accrue du noyau le plus chargé positivement : ainsi, par exemple, les rayons ioniques diminuent dans la série Se ²⁻ , Br ⁻ , Rb ⁺ , Sr ²⁺ , Y ³⁺ , Zr ⁴⁺ , ​​Nb ⁵⁺ , Mo ⁶⁺ , Tc ⁷⁺ . Les ions du même élément deviennent plus petits à mesure que davantage d'électrons sont retirés, car l'attraction du noyau commence à l'emporter sur la répulsion entre les électrons qui provoque l'expansion des nuages ​​d'électrons : ainsi, par exemple, les rayons ioniques diminuent dans la série V ²⁺ , V ³⁺ , V ⁴⁺ , ​​V ⁵⁺ .

L’ énergie de première ionisation d’un atome est l’énergie nécessaire pour lui retirer un électron. Elle varie en fonction du rayon atomique : l’énergie d’ionisation augmente de gauche à droite et de bas en haut, car les électrons les plus proches du noyau sont retenus plus étroitement et sont plus difficiles à retirer. L’énergie d’ionisation est donc minimisée au premier élément de chaque période – l’hydrogène et les métaux alcalins – puis augmente généralement jusqu’à atteindre le gaz noble au bord droit de la période. Il existe quelques exceptions à cette tendance, comme l’oxygène, où l’électron retiré est apparié et donc la répulsion interélectronique le rend plus facile à retirer que prévu.

Dans la série de transition, les électrons extérieurs sont préférentiellement perdus même si les orbitales intérieures se remplissent. Par exemple, dans la série 3d, les électrons 4s sont perdus en premier même si les orbitales 3d se remplissent. L'effet de protection de l'ajout d'un électron 3d supplémentaire compense approximativement l'augmentation de la charge nucléaire, et donc les énergies d'ionisation restent essentiellement constantes, bien qu'il y ait une petite augmentation, en particulier à la fin de chaque série de transition.

Comme les atomes métalliques ont tendance à perdre des électrons lors des réactions chimiques, l’énergie d’ionisation est généralement corrélée à la réactivité chimique, bien que d’autres facteurs soient également impliqués.

La propriété opposée à l'énergie d'ionisation est l' affinité électronique , qui est l'énergie libérée lors de l'ajout d'un électron à l'atome. Un électron de passage sera plus facilement attiré par un atome s'il ressent plus fortement l'attraction du noyau, et surtout s'il existe une orbitale externe partiellement remplie qui peut l'accueillir. Par conséquent, l'affinité électronique a tendance à augmenter de bas en haut et de gauche à droite. L'exception est la dernière colonne, les gaz nobles, qui ont une couche pleine et n'ont pas de place pour un autre électron. Cela donne aux halogènes de l'avant-dernière colonne les affinités électroniques les plus élevées.

Certains atomes, comme les gaz nobles, n'ont pas d'affinité électronique : ils ne peuvent pas former d'anions stables en phase gazeuse. des résonances métastables si l'électron entrant arrive avec suffisamment d'énergie cinétique, mais celles-ci se détachent inévitablement et rapidement : par exemple, la durée de vie du niveau He ⁻ le plus long est d'environ 359 microsecondes.) Les gaz nobles, ayant des énergies d'ionisation élevées et aucune affinité électronique, ont peu tendance à gagner ou à perdre des électrons et sont généralement non réactifs.

Il existe quelques exceptions à cette tendance : l'oxygène et le fluor ont des affinités électroniques plus faibles que leurs homologues plus lourds, le soufre et le chlore, car ce sont de petits atomes et l'électron nouvellement ajouté subirait donc une répulsion importante de la part des électrons déjà présents. Pour les éléments non métalliques, l'affinité électronique est également quelque peu corrélée à la réactivité, mais pas parfaitement, car d'autres facteurs entrent en jeu. Par exemple, le fluor a une affinité électronique plus faible que le chlore (en raison de la répulsion interélectronique extrême pour le très petit atome de fluor), mais il est plus réactif.

La valence d'un élément peut être définie soit comme le nombre d'atomes d'hydrogène qui peuvent se combiner avec lui pour former un hydrure binaire simple, soit comme le double du nombre d'atomes d'oxygène qui peuvent se combiner avec lui pour former un oxyde binaire simple (c'est-à-dire pas un peroxyde ou un superoxyde ). Les valences des éléments du groupe principal sont directement liées au numéro de groupe : les hydrures des groupes principaux 1-2 et 13-17 suivent les formules MH, MH2 , _MH3 , _MH4 , _MH3 , _MH2 et _enfin MH _. Les oxydes les plus élevés augmentent en revanche en valence, suivant les formules M2O _{, MO} , _M2O3 , _MO2 , _{M2O5 ,} MO3 _{, M2O7} . Aujourd'hui, la notion de valence a été étendue par celle de l' état d'oxydation , qui est la charge formelle laissée sur un élément lorsque tous les autres éléments d'un composé ont été éliminés sous forme d'ions.

La configuration électronique suggère une explication facile à partir du nombre d'électrons disponibles pour la liaison ; en effet, le nombre d'électrons de valence commence à 1 dans le groupe 1, puis augmente vers le côté droit du tableau périodique, ne se réinitialisant à 3 qu'à chaque fois qu'un nouveau bloc commence. Ainsi, dans la période 6, Cs–Ba a 1 à 2 électrons de valence ; La–Yb en a 3 à 16 ; Lu–Hg en a 3 à 12 ; et Tl–Rn en a 3 à 8. Cependant, vers le côté droit des blocs d et f, le maximum théorique correspondant à l'utilisation de tous les électrons de valence n'est pas du tout atteignable ; la même situation affecte l'oxygène, le fluor et les gaz nobles légers jusqu'au krypton.

Une explication complète nécessite de considérer l'énergie qui serait libérée lors de la formation de composés avec différentes valences plutôt que de simplement considérer les seules configurations électroniques. Par exemple, le magnésium forme des cations Mg ²⁺ plutôt que Mg ⁺ lorsqu'il est dissous dans l'eau, car ces derniers se disproportionneraient spontanément en cations Mg ⁰ et Mg ²⁺ . Cela est dû au fait que l' enthalpie d'hydratation (entourant le cation avec des molécules d'eau) augmente en amplitude avec la charge et le rayon de l'ion. Dans Mg ⁺ , l'orbitale la plus externe (qui détermine le rayon ionique) est toujours 3s, donc l'enthalpie d'hydratation est faible et insuffisante pour compenser l'énergie nécessaire pour éliminer l'électron ; mais l'ionisation à nouveau en Mg ²⁺ découvre la sous-couche centrale 2p, ce qui rend l'enthalpie d'hydratation suffisamment grande pour permettre la formation de composés de magnésium(II). Pour des raisons similaires, les états d'oxydation courants des éléments plus lourds du bloc p (où les électrons ns deviennent plus faibles en énergie que les np) ont tendance à varier par pas de 2, car cela est nécessaire pour découvrir une sous-couche interne et diminuer le rayon ionique (par exemple, Tl ⁺ découvre 6s et Tl ³⁺ découvre 5d, donc une fois que le thallium perd deux électrons, il a tendance à perdre également le troisième). Des arguments analogues basés sur l'hybridation orbitale peuvent être utilisés pour les éléments moins électronégatifs du bloc p.

Pour les métaux de transition, les états d'oxydation courants sont presque toujours au moins +2 pour des raisons similaires (découverte de la sous-couche suivante) ; cela est vrai même pour les métaux avec des configurations anormales d ^x+1 s ¹ ou d ^x+2 s ⁰ (à l'exception de l'argent ), car la répulsion entre les électrons d signifie que le mouvement du deuxième électron de la sous-couche s à la sous-couche d ne change pas sensiblement son énergie d'ionisation. Étant donné que l'ionisation des métaux de transition ne découvre pas de nouvelles sous-couches internes, leurs états d'oxydation ont tendance à varier par pas de 1 à la place. Les lanthanides et les actinides tardifs présentent généralement un état d'oxydation stable +3, supprimant les électrons s externes puis (généralement) un électron des orbitales (n−2)f, qui sont similaires en énergie à ns. Les états d'oxydation communs et maximaux des éléments des blocs d et f ont tendance à dépendre des énergies d'ionisation. Français Au fur et à mesure que la différence d'énergie entre les orbitales (n−1)d et ns augmente le long de chaque série de transition, il devient moins énergétiquement favorable d'ioniser d'autres électrons. Ainsi, les groupes de métaux de transition précoces ont tendance à préférer des états d'oxydation plus élevés, mais l'état d'oxydation +2 devient plus stable pour les groupes de métaux de transition tardifs. L'état d'oxydation formel le plus élevé augmente ainsi de +3 au début de chaque rangée du bloc d, à +7 ou +8 au milieu (par exemple _OsO4 ) , puis diminue à +2 à la fin. Les lanthanides et les actinides tardifs ont généralement des énergies de quatrième ionisation élevées et dépassent donc rarement l'état d'oxydation +3, tandis que les actinides précoces ont de faibles énergies de quatrième ionisation et ainsi, par exemple, le neptunium et le plutonium peuvent atteindre +7. Les tout derniers actinides vont plus loin que les lanthanides vers les états d'oxydation inférieurs : le mendélévium est plus facilement réduit à l'état +2 que le thulium ou même l'europium (le lanthanide avec l'état +2 le plus stable, en raison de sa couche f à moitié remplie), et le nobélium privilégie carrément +2 par rapport à +3, contrairement à l'ytterbium.

Comme les éléments d'un même groupe partagent les mêmes configurations de valence, ils présentent généralement un comportement chimique similaire. Par exemple, les métaux alcalins du premier groupe ont tous un électron de valence et forment une classe d'éléments très homogène : ce sont tous des métaux mous et réactifs. Cependant, de nombreux facteurs entrent en jeu et les groupes peuvent souvent être assez hétérogènes. Par exemple, l'hydrogène a également un électron de valence et se trouve dans le même groupe que les métaux alcalins, mais son comportement chimique est assez différent. Les éléments stables du groupe 14 comprennent un non-métal ( le carbone ), deux semi-conducteurs ( le silicium et le germanium ) et deux métaux ( l'étain et le plomb ) ; ils sont néanmoins unis par la présence de quatre électrons de valence. Cela conduit souvent à des similitudes dans les états d'oxydation maximum et minimum (par exemple, le soufre et le sélénium du groupe 16 ont tous deux un état d'oxydation maximum +6, comme dans SO3 et SeO3 , et _{un état d'} oxydation minimum -2, comme dans les sulfures et les séléniures ) ; mais pas toujours (par exemple, l'oxygène n'est pas connu pour former l'état d'oxydation +6, bien qu'il soit dans le même groupe que le soufre et le sélénium).

Une autre propriété importante des éléments est leur électronégativité . Les atomes peuvent former des liaisons covalentes entre eux en partageant des électrons par paires, créant ainsi un chevauchement des orbitales de valence. Le degré auquel chaque atome attire la paire d'électrons partagée dépend de l'électronégativité de l'atome – la tendance d'un atome à gagner ou à perdre des électrons. L'atome le plus électronégatif aura tendance à attirer davantage la paire d'électrons, et l'atome le moins électronégatif (ou le plus électropositif) l'attirera moins. Dans les cas extrêmes, l'électron peut être considéré comme ayant été complètement transmis de l'atome le plus électropositif à l'atome le plus électronégatif, bien qu'il s'agisse d'une simplification. La liaison lie alors deux ions, l'un positif (ayant renoncé à l'électron) et l'autre négatif (l'ayant accepté), et est appelée liaison ionique .

L'électronégativité dépend de la force avec laquelle le noyau peut attirer une paire d'électrons, et elle présente donc une variation similaire aux autres propriétés déjà évoquées : l'électronégativité a tendance à diminuer de haut en bas et à augmenter de gauche à droite. Les métaux alcalins et alcalino-terreux sont parmi les éléments les plus électropositifs, tandis que les chalcogènes, les halogènes et les gaz nobles sont parmi les plus électronégatifs.

L'électronégativité est généralement mesurée sur l'échelle de Pauling, sur laquelle l'atome réactif le plus électronégatif ( le fluor ) se voit attribuer une électronégativité de 4,0 et l'atome le moins électronégatif ( le césium ) une électronégativité de 0,79. En fait, le néon est l'élément le plus électronégatif, mais l'échelle de Pauling ne peut pas mesurer son électronégativité car il ne forme pas de liaisons covalentes avec la plupart des éléments.

L'électronégativité d'un élément varie en fonction de l'identité et du nombre d'atomes auxquels il est lié, ainsi que du nombre d'électrons qu'il a déjà perdus : un atome devient plus électronégatif lorsqu'il a perdu plus d'électrons. Cela fait parfois une grande différence : le plomb dans l'état d'oxydation +2 a une électronégativité de 1,87 sur l'échelle de Pauling, tandis que le plomb dans l'état d'oxydation +4 a une électronégativité de 2,33.

Une substance simple est une substance formée d'atomes d'un élément chimique. Les substances simples des atomes les plus électronégatifs ont tendance à partager des électrons (à former des liaisons covalentes) entre elles. Elles forment soit de petites molécules (comme l'hydrogène ou l'oxygène, dont les atomes se lient par paires) soit des structures géantes s'étirant indéfiniment (comme le carbone ou le silicium). Les gaz nobles restent simplement des atomes simples, car ils ont déjà une couche complète. Les substances composées de molécules discrètes ou d'atomes simples sont maintenues ensemble par des forces d'attraction plus faibles entre les molécules, telles que la force de dispersion de London : lorsque les électrons se déplacent dans les molécules, ils créent des déséquilibres momentanés de charge électrique, qui induisent des déséquilibres similaires sur les molécules voisines et créent des mouvements synchronisés d'électrons à travers de nombreuses molécules voisines.

Les atomes les plus électropositifs ont cependant tendance à perdre des électrons, créant une « mer » d'électrons engloutissant les cations. Les orbitales externes d'un atome se chevauchent pour partager des électrons avec tous ses voisins, créant une structure géante d'orbitales moléculaires s'étendant sur tous les atomes. Cette « mer » chargée négativement attire tous les ions et les maintient ensemble dans une liaison métallique . Les éléments formant de telles liaisons sont souvent appelés métaux ; ceux qui ne le font pas sont souvent appelés non-métaux . Certains éléments peuvent former plusieurs substances simples avec des structures différentes : on les appelle allotropes . Par exemple, le diamant et le graphite sont deux allotropes du carbone.

La métallicité d'un élément peut être prédite à partir de ses propriétés électroniques. Lorsque les orbitales atomiques se chevauchent lors d'une liaison métallique ou covalente, elles créent à la fois des orbitales moléculaires liantes et antiliantes de capacité égale, les orbitales antiliantes ayant une énergie plus élevée. Le caractère de liaison nette se produit lorsqu'il y a plus d'électrons dans les orbitales liantes que dans les orbitales antiliantes. La liaison métallique est donc possible lorsque le nombre d'électrons délocalisés par chaque atome est inférieur à deux fois le nombre d'orbitales contribuant au chevauchement. C'est le cas pour les éléments des groupes 1 à 13 ; ils ont également trop peu d'électrons de valence pour former des structures covalentes géantes où tous les atomes prennent des positions équivalentes, et donc presque tous se métallisent. Les exceptions sont l'hydrogène et le bore, qui ont une énergie d'ionisation trop élevée. L'hydrogène forme ainsi une molécule covalente H2 _, et le bore forme une structure covalente géante basée sur des clusters icosaédriques _B12 . Dans un métal, les orbitales de liaison et d'anti-liaison ont des énergies qui se chevauchent, créant une bande unique à travers laquelle les électrons peuvent circuler librement, permettant ainsi la conduction électrique.

Dans le groupe 14, les liaisons métalliques et covalentes deviennent possibles. Dans un cristal de diamant, les liaisons covalentes entre les atomes de carbone sont fortes, car ils ont un petit rayon atomique et donc le noyau a plus de prise sur les électrons. Par conséquent, les orbitales de liaison qui en résultent ont une énergie bien plus faible que les orbitales antiliantes, et il n'y a pas de chevauchement, de sorte que la conduction électrique devient impossible : le carbone est un non-métal. Cependant, la liaison covalente devient plus faible pour les atomes plus gros et l'écart d'énergie entre les orbitales de liaison et antiliantes diminue. Par conséquent, le silicium et le germanium ont des bandes interdites plus petites et sont des semi-conducteurs dans des conditions ambiantes : les électrons peuvent traverser l'écart lorsqu'ils sont excités thermiquement. (Le bore est également un semi-conducteur dans des conditions ambiantes.) La bande interdite disparaît dans l'étain, de sorte que l'étain et le plomb deviennent des métaux. Lorsque la température augmente, tous les non-métaux développent certaines propriétés semi-conductrices, dans une plus ou moins grande mesure selon la taille de la bande interdite. Ainsi, les métaux et les non-métaux peuvent être distingués par la dépendance de leur conductivité électrique à la température : la conductivité d'un métal diminue lorsque la température augmente (car le mouvement thermique rend plus difficile la libre circulation des électrons), tandis que la conductivité d'un non-métal augmente (car davantage d'électrons peuvent être excités pour traverser l'espace).

Les éléments des groupes 15 à 17 ont trop d'électrons pour former des molécules covalentes géantes qui s'étendent dans les trois dimensions. Pour les éléments plus légers, les liaisons dans les petites molécules diatomiques sont si fortes qu'une phase condensée est défavorisée : ainsi, l'azote (N2 ₎ , l'oxygène (O2 ₎ , le phosphore blanc et l'arsenic jaune (P4 _et As4 ₎ , le soufre et le sélénium rouge (S8 _et Se8 ₎ et les halogènes stables (F2 _, Cl2 _, Br2 _et I2 ₎ forment facilement des molécules covalentes avec peu d'atomes. Les éléments plus lourds ont tendance à former de longues chaînes (par exemple le phosphore rouge, le sélénium gris, le tellure) ou des structures en couches (par exemple le carbone sous forme de graphite, le phosphore noir, l'arsenic gris, l'antimoine, le bismuth) qui ne s'étendent que dans une ou deux dimensions plutôt que dans trois. Les deux types de structures peuvent être trouvés comme allotropes du phosphore, de l'arsenic et du sélénium, bien que les allotropes à longue chaîne soient plus stables dans les trois cas. Comme ces structures n'utilisent pas toutes leurs orbitales pour la liaison, elles finissent par avoir des bandes liantes, non liantes et antiliantes par ordre d'énergie croissante. De la même manière que pour le groupe 14, les bandes interdites se rétrécissent pour les éléments plus lourds et la libre circulation des électrons entre les chaînes ou les couches devient possible. Ainsi, par exemple, le phosphore noir, l'arsenic noir, le sélénium gris, le tellure et l'iode sont des semi-conducteurs ; l'arsenic gris, l'antimoine et le bismuth sont des semi-métaux (présentant une conduction quasi métallique, avec un très petit chevauchement de bande) ; et le polonium et probablement l'astate sont de vrais métaux. Enfin, les éléments naturels du groupe 18 restent tous sous forme d'atomes individuels.

La ligne de démarcation entre les métaux et les non-métaux est à peu près diagonale, du haut à gauche au bas à droite, la série de transition apparaissant à gauche de cette diagonale (car elles ont de nombreuses orbitales disponibles pour le chevauchement). Cela est attendu, car la métallicité tend à être corrélée à l'électropositivité et à la volonté de perdre des électrons, qui augmente de droite à gauche et de haut en bas. Ainsi, les métaux sont largement plus nombreux que les non-métaux. Les éléments proches de la frontière sont difficiles à classer : ils ont tendance à avoir des propriétés intermédiaires entre celles des métaux et des non-métaux, et peuvent avoir certaines propriétés caractéristiques des deux. Ils sont souvent appelés semi-métaux ou métalloïdes . Le terme « semi-métal » utilisé dans ce sens ne doit pas être confondu avec son sens physique strict ayant trait à la structure de bande : le bismuth est physiquement un semi-métal, mais est généralement considéré comme un métal par les chimistes.

Le tableau suivant présente les allotropes les plus stables dans des conditions standard. Les éléments colorés en jaune forment des substances simples bien caractérisées par des liaisons métalliques. Les éléments colorés en bleu clair forment des structures covalentes en réseau géant, tandis que ceux colorés en bleu foncé forment de petites molécules liées covalentement qui sont maintenues ensemble par des forces de van der Waals plus faibles . Les gaz nobles sont colorés en violet : leurs molécules sont des atomes simples et aucune liaison covalente ne se produit. Les cellules grisées concernent les éléments qui n'ont pas été préparés en quantités suffisantes pour que leurs allotropes les plus stables aient été caractérisés de cette manière. Des considérations théoriques et des preuves expérimentales actuelles suggèrent que tous ces éléments se métalliseraient s'ils pouvaient former des phases condensées, à l'exception peut-être de l'oganesson.

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  Le fer, un métal
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  Le soufre, un non-métal
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  L'arsenic, un élément souvent appelé semi-métal ou métalloïde

En général, les métaux sont brillants et denses. Ils ont généralement des points de fusion et d'ébullition élevés en raison de la force de la liaison métallique, et sont souvent malléables et ductiles (facilement étirables et façonnables) car les atomes peuvent se déplacer les uns par rapport aux autres sans rompre la liaison métallique. Ils conduisent l'électricité car leurs électrons sont libres de se déplacer dans les trois dimensions. De même, ils conduisent la chaleur, qui est transférée par les électrons sous forme d'énergie cinétique supplémentaire : ils se déplacent plus rapidement. Ces propriétés persistent à l'état liquide, car bien que la structure cristalline soit détruite lors de la fusion, les atomes se touchent toujours et la liaison métallique persiste, bien qu'elle soit affaiblie. Les métaux ont tendance à être réactifs envers les non-métaux. On peut trouver quelques exceptions à ces généralisations : par exemple, le béryllium, le chrome, le manganèse, l'antimoine, le bismuth, et l'uranium sont cassants (liste non exhaustive) ; Le chrome est extrêmement dur ; Le gallium, le rubidium, le césium et le mercure sont liquides à température ambiante ou proche de celle-ci ; Les métaux nobles tels que l'or sont chimiquement très inertes.

Les non-métaux présentent des propriétés différentes. Ceux qui forment des cristaux covalents géants présentent des points de fusion et d'ébullition élevés, car il faut une énergie considérable pour surmonter les fortes liaisons covalentes. Ceux qui forment des molécules discrètes sont maintenus ensemble principalement par des forces de dispersion, qui sont plus faciles à surmonter ; ils ont donc tendance à avoir des points de fusion et d'ébullition plus bas, et beaucoup sont liquides ou gazeux à température ambiante. Les non-métaux ont souvent un aspect terne. Ils ont tendance à être réactifs envers les métaux, à l'exception des gaz nobles, qui sont inertes envers la plupart des substances. Ils sont cassants lorsqu'ils sont solides car leurs atomes sont fermement maintenus en place. Ils sont moins denses et conduisent mal l'électricité, car il n'y a pas d'électrons mobiles. Près de la frontière, les bandes interdites sont petites et donc de nombreux éléments de cette région sont des semi-conducteurs, tels que le silicium, le germanium, et le tellure. Le sélénium a à la fois un allotrope gris semi-conducteur et un allotrope rouge isolant ; L'arsenic possède un allotrope gris métallique, un allotrope noir semi-conducteur et un allotrope jaune isolant (bien que ce dernier soit instable dans les conditions ambiantes). Il existe encore des exceptions ; par exemple, le diamant possède la conductivité thermique la plus élevée de tous les matériaux connus, supérieure à celle de n'importe quel métal.

Il est courant de désigner une classe de métalloïdes à cheval entre les métaux et les non-métaux, car les éléments de cette région sont intermédiaires en termes de propriétés physiques et chimiques. Cependant, il n'existe pas de consensus dans la littérature sur les éléments précis qui devraient être ainsi désignés. Lorsqu'une telle catégorie est utilisée, le silicium, le germanium, l'arsenic et le tellure sont presque toujours inclus, et le bore et l'antimoine le sont généralement ; mais la plupart des sources incluent également d'autres éléments, sans accord sur les éléments supplémentaires à ajouter, et d'autres soustraient à la place des éléments de cette liste. Par exemple, contrairement à tous les autres éléments généralement considérés comme des métalloïdes ou des non-métaux, la seule forme stable de l'antimoine a une conductivité métallique. De plus, l'élément ressemble au bismuth et, plus généralement, aux autres métaux du bloc p dans son comportement physique et chimique. Sur cette base, certains auteurs ont soutenu qu'il était préférable de le classer comme un métal plutôt que comme un métalloïde. D'autre part, le sélénium possède certaines propriétés semi-conductrices dans sa forme la plus stable (bien qu'il possède également des allotropes isolants) et il a été avancé qu'il devrait être considéré comme un métalloïde - bien que cette situation soit également valable pour le phosphore, qui est une inclusion beaucoup plus rare parmi les métalloïdes.

Il existe d'autres relations dans le tableau périodique entre des éléments qui ne sont pas dans le même groupe, comme les relations diagonales entre des éléments qui sont diagonalement adjacents (par exemple le lithium et le magnésium). Certaines similitudes peuvent également être trouvées entre les groupes principaux et les groupes de métaux de transition, ou entre les premiers actinides et les premiers métaux de transition, lorsque les éléments ont le même nombre d'électrons de valence. Ainsi, l'uranium ressemble quelque peu au chrome et au tungstène du groupe 6, car tous les trois ont six électrons de valence. Les relations entre des éléments ayant le même nombre d'électrons de valence mais différents types d'orbitales de valence ont été appelées relations secondaires ou isodonor : ils ont généralement les mêmes états d'oxydation maximum, mais pas les mêmes états d'oxydation minimum. Par _{exemple , le chlore et le} manganèse ont tous deux +7 comme état d'oxydation maximal (par exemple Cl2O7 et Mn2O7 ), mais leurs états d'oxydation minimaux respectifs sont −1 (par exemple _HCl ) et −3 (K2 [ _Mn (CO) _{4 ]). Les éléments ayant le même nombre de lacunes de valence mais} un nombre différent d'électrons de valence sont liés par une relation tertiaire ou isoaccepteur : ils ont généralement des états d'oxydation minimaux similaires mais pas maximaux. Par exemple, l'hydrogène et le chlore ont tous deux −1 comme état d'oxydation minimal (dans les hydrures et les chlorures ), mais l'état d'oxydation maximal de l'hydrogène est +1 (par exemple _H2O ) tandis que celui du chlore est +7.

De nombreuses autres propriétés physiques des éléments présentent des variations périodiques conformément à la loi périodique, telles que les points de fusion , les points d'ébullition , les chaleurs de fusion , les chaleurs de vaporisation , l'énergie d'atomisation , etc. Des variations périodiques similaires apparaissent pour les composés des éléments, qui peuvent être observées en comparant les hydrures, les oxydes, les sulfures, les halogénures, etc. Les propriétés chimiques sont plus difficiles à décrire quantitativement, mais présentent également leurs propres périodicités. Les exemples incluent la variation des propriétés acides et basiques des éléments et de leurs composés, les stabilités des composés et les méthodes d'isolement des éléments. La périodicité est et a été très largement utilisée pour prédire les propriétés de nouveaux éléments et de nouveaux composés inconnus, et est au cœur de la chimie moderne.

De nombreux termes ont été utilisés dans la littérature pour décrire des groupes d'éléments qui se comportent de manière similaire. Les noms de groupe métal alcalin , métal alcalino-terreux , triel , tétrel , pnictogène , chalcogène , halogène et gaz noble sont reconnus par l'IUPAC ; les autres groupes peuvent être désignés par leur numéro ou par leur premier élément (par exemple, le groupe 6 est le groupe du chrome). Certains divisent les éléments du bloc p des groupes 13 à 16 par métallicité, bien qu'il n'y ait ni définition de l'IUPAC ni consensus précis sur les éléments exacts qui doivent être considérés comme des métaux, des non-métaux ou des semi-métaux (parfois appelés métalloïdes). Il n'y a pas non plus de consensus sur la façon dont les métaux succédant aux métaux de transition devraient être appelés, le métal post-transitionnel et le métal pauvre faisant partie des possibilités qui ont été utilisées. Certaines monographies avancées excluent les éléments du groupe 12 des métaux de transition en raison de leurs propriétés chimiques parfois très différentes, mais ce n'est pas une pratique universelle ​​et l'IUPAC ne le mentionne pas actuellement comme autorisé dans ses Principes de nomenclature chimique .

Français Les lanthanides sont considérés comme les éléments La–Lu, qui sont tous très similaires les uns aux autres : historiquement, ils ne comprenaient que Ce–Lu, mais le lanthane a été inclus par l'usage courant. Les éléments des terres rares (ou métaux des terres rares) ajoutent du scandium et de l'yttrium aux lanthanides. De manière analogue, les actinides sont considérés comme les éléments Ac–Lr (historiquement Th–Lr), bien que la variation des propriétés dans cet ensemble soit beaucoup plus grande qu'au sein des lanthanides. L'IUPAC recommande les noms lanthanoïdes et actinoïdes pour éviter toute ambiguïté, car le suffixe -ide désigne généralement un ion négatif ; cependant, les lanthanides et les actinides restent courants. Avec la reconnaissance croissante du lutétium et du lawrencium comme éléments du bloc d, certains auteurs ont commencé à définir les lanthanides comme La–Yb et les actinides comme Ac–No, correspondant au bloc f. Les transactinides ou éléments superlourds sont les éléments à courte durée de vie au-delà des actinides, commençant par le lawrencium ou le rutherfordium (selon l'endroit où les actinides sont amenés jusqu'à leur fin).

Il existe de nombreuses autres catégorisations, utilisées selon les disciplines. En astrophysique, un métal est défini comme tout élément dont le numéro atomique est supérieur à 2, c'est-à-dire tout sauf l'hydrogène et l'hélium. Le terme « semi-métal » a une définition différente en physique et en chimie : le bismuth est un semi-métal selon les définitions physiques, mais les chimistes le considèrent généralement comme un métal. Quelques termes sont largement utilisés, mais sans définition très formelle, comme « métal lourd », qui a reçu une telle gamme de définitions qu'il a été critiqué comme « effectivement dénué de sens ».

La portée des termes varie considérablement d'un auteur à l'autre. Par exemple, selon l'IUPAC, les gaz nobles s'étendent à l'ensemble du groupe, y compris l'oganesson, un élément superlourd très radioactif. Cependant, parmi ceux qui se spécialisent dans les éléments superlourds, cela n'est pas souvent fait : dans ce cas, le terme « gaz noble » est généralement interprété comme impliquant le comportement non réactif des éléments plus légers du groupe. Étant donné que les calculs prédisent généralement que l'oganesson ne devrait pas être particulièrement inerte en raison d'effets relativistes, et pourrait même ne pas être un gaz à température ambiante s'il pouvait être produit en masse, son statut de gaz noble est souvent remis en question dans ce contexte. En outre, des variations nationales sont parfois observées : au Japon, les métaux alcalino-terreux n'incluent souvent pas le béryllium et le magnésium car leur comportement est différent de celui des métaux plus lourds du groupe 2.

En 1817, le physicien allemand Johann Wolfgang Döbereiner a commencé à formuler l'une des premières tentatives de classification des éléments. En 1829, il a découvert qu'il pouvait former certains éléments en groupes de trois, les membres de chaque groupe ayant des propriétés apparentées. Il a appelé ces groupes des triades . Le chlore, le brome et l'iode formaient une triade, tout comme le calcium, le strontium et le baryum, le lithium, le sodium et le potassium, et le soufre, le sélénium et le tellure. Aujourd'hui, toutes ces triades font partie des groupes modernes : les halogènes, les métaux alcalino-terreux, les métaux alcalins et les chalcogènes. Divers chimistes ont poursuivi ses travaux et ont pu identifier de plus en plus de relations entre de petits groupes d'éléments. Cependant, ils ne pouvaient pas construire un schéma qui les englobait tous.

John Newlands a publié une lettre dans le Chemical News en février 1863 sur la périodicité des éléments chimiques. En 1864, Newlands a publié un article dans le Chemical News montrant que si les éléments sont disposés dans l'ordre de leurs poids atomiques, ceux qui ont des numéros consécutifs appartiennent souvent au même groupe ou occupent des positions similaires dans des groupes différents, et il a souligné que chaque huitième élément à partir d'un élément donné est dans cet arrangement une sorte de répétition du premier, comme la huitième note d'une octave en musique (La loi des octaves). Cependant, la formulation de Newlands ne fonctionnait bien que pour les éléments du groupe principal et rencontrait de sérieux problèmes avec les autres.

Le chimiste allemand Lothar Meyer a noté des séquences de propriétés chimiques et physiques similaires répétées à intervalles réguliers. Selon lui, si les poids atomiques étaient représentés en ordonnées (c'est-à-dire verticalement) et les volumes atomiques en abscisses (c'est-à-dire horizontalement) — la courbe obtenait une série de maximums et de minimums — les éléments les plus électropositifs apparaîtraient aux sommets de la courbe dans l'ordre de leurs poids atomiques. En 1864, un de ses livres fut publié ; il contenait une première version du tableau périodique contenant 28 éléments et classait les éléments en six familles selon leur valence — pour la première fois, les éléments avaient été regroupés selon leur valence. Les travaux sur l'organisation des éléments par poids atomique avaient jusqu'alors été entravés par des mesures inexactes des poids atomiques. En 1868, il révisa son tableau, mais cette révision ne fut publiée sous forme de projet qu'après sa mort.

La percée décisive fut réalisée par le chimiste russe Dmitri Mendeleïev . Bien que d'autres chimistes (dont Meyer) aient trouvé d'autres versions du système périodique à peu près à la même époque, Mendeleïev fut le plus déterminé à développer et à défendre son système, et c'est son système qui influença le plus la communauté scientifique. Le 17 février 1869 (1er mars 1869 dans le calendrier grégorien), Mendeleïev commença à classer les éléments et à les comparer en fonction de leurs poids atomiques. Il commença avec quelques éléments et, au cours de la journée, son système s'élargit jusqu'à englober la plupart des éléments connus. Après avoir trouvé un classement cohérent, son tableau imprimé parut en mai 1869 dans le journal de la Société chimique russe. Lorsque les éléments ne semblaient pas correspondre au système, il prédisait hardiment que les valences ou les poids atomiques avaient été mesurés de manière incorrecte, ou qu'il manquait un élément qui n'avait pas encore été découvert. En 1871, Mendeleïev publia un long article, comprenant une version mise à jour de son tableau, qui rendait explicites ses prédictions pour les éléments inconnus. Mendeleïev prédit en détail les propriétés de trois de ces éléments inconnus : comme il leur manquerait des homologues plus lourds du bore, de l'aluminium et du silicium, il les nomma eka-bore, eka-aluminium et eka-silicium (« eka » étant le mot sanskrit pour « un »).

En 1875, le chimiste français Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran , travaillant sans connaître la prédiction de Mendeleïev, découvrit un nouvel élément dans un échantillon du minéral sphalérite et le nomma gallium. Il isola l'élément et commença à déterminer ses propriétés. Mendeleïev, lisant la publication de de Boisbaudran, envoya une lettre affirmant que le gallium était son eka-aluminium prédit. Bien que Lecoq de Boisbaudran ait été initialement sceptique et soupçonné que Mendeleïev essayait de s'approprier le mérite de sa découverte, il admit plus tard que Mendeleïev avait raison. En 1879, le chimiste suédois Lars Fredrik Nilson découvrit un nouvel élément qu'il nomma scandium : il s'avéra qu'il s'agissait de l'eka-bore. L'eka-silicium fut découvert en 1886 par le chimiste allemand Clemens Winkler , qui le nomma germanium. Les propriétés du gallium, du scandium et du germanium correspondaient à ce que Mendeleïev avait prédit. En 1889, Mendeleïev nota lors de la conférence Faraday à la Royal Institution de Londres qu'il ne s'attendait pas à vivre assez longtemps « pour mentionner leur découverte à la Chemical Society of Great Britain comme une confirmation de l'exactitude et de la généralité de la loi périodique ». Même la découverte des gaz nobles à la fin du XIXe siècle, que Mendeleïev n'avait pas prédite, s'inscrivait parfaitement dans son schéma en tant que huitième groupe principal.

Mendeleïev a néanmoins eu du mal à intégrer les lanthanides connus dans son schéma, car ils ne présentaient pas le changement périodique de valences que présentaient les autres éléments. Après de nombreuses recherches, le chimiste tchèque Bohuslav Brauner a suggéré en 1902 que les lanthanides pouvaient tous être placés ensemble dans un seul groupe du tableau périodique. Il a appelé cela « l'hypothèse des astéroïdes » par analogie astronomique : tout comme il existe une ceinture d'astéroïdes au lieu d'une seule planète entre Mars et Jupiter, on pensait que la place sous l'yttrium était occupée par tous les lanthanides au lieu d'un seul élément.

Après avoir étudié la structure interne de l'atome, le physicien amateur néerlandais Antonius van den Broek a proposé en 1913 que la charge nucléaire déterminait la position des éléments dans le tableau périodique. Le physicien néo-zélandais Ernest Rutherford a inventé le mot « numéro atomique » pour cette charge nucléaire. Dans l'article publié par van den Broek, il a illustré le premier tableau périodique électronique montrant les éléments disposés en fonction du nombre de leurs électrons. Rutherford a confirmé dans son article de 1914 que Bohr avait accepté le point de vue de van den Broek.

La même année, le physicien anglais Henry Moseley a confirmé expérimentalement la proposition de van den Broek en utilisant la spectroscopie des rayons X. Moseley a déterminé la valeur de la charge nucléaire de chaque élément, de l'aluminium à l'or , et a montré que l'ordre de Mendeleïev place en fait les éléments dans un ordre séquentiel par charge nucléaire. La charge nucléaire est identique au nombre de protons et détermine la valeur du numéro atomique ( Z ) de chaque élément. L'utilisation du numéro atomique donne une séquence définitive, basée sur des nombres entiers, pour les éléments. Les recherches de Moseley ont immédiatement résolu les divergences entre le poids atomique et les propriétés chimiques ; il s'agissait de cas tels que le tellure et l'iode, où le numéro atomique augmente mais le poids atomique diminue. Bien que Moseley ait été rapidement tué pendant la Première Guerre mondiale, le physicien suédois Manne Siegbahn a poursuivi ses travaux jusqu'à l'uranium , et a établi qu'il s'agissait de l'élément avec le numéro atomique le plus élevé alors connu (92). Sur la base des recherches de Moseley et Siegbahn, on savait également quels numéros atomiques correspondaient aux éléments manquants qui n'avaient pas encore été trouvés : 43, 61, 72, 75, 85 et 87. (L'élément 75 avait en fait déjà été découvert par le chimiste japonais Masataka Ogawa en 1908 et nommé nipponium , mais il l'avait attribué par erreur à l'élément 43 au lieu de 75 et sa découverte n'a donc été généralement reconnue que plus tard. La découverte de l'élément 75, acceptée à l'époque, a eu lieu en 1925, lorsque Walter Noddack , Ida Tacke et Otto Berg l'ont redécouvert indépendamment et lui ont donné son nom actuel, rhénium .)

L'avènement de la physique atomique a également clarifié la situation des isotopes . Dans les chaînes de désintégration des éléments radioactifs primordiaux thorium et uranium, il est rapidement devenu évident qu'il y avait de nombreux éléments apparemment nouveaux qui avaient des poids atomiques différents mais exactement les mêmes propriétés chimiques. En 1913, Frederick Soddy a inventé le terme « isotope » pour décrire cette situation, et a considéré les isotopes comme étant simplement des formes différentes du même élément chimique. Cela a en outre clarifié les divergences telles que celles du tellure et de l'iode : la composition isotopique naturelle du tellure est plus lourde que celle de l'iode, mais le tellure a un numéro atomique plus faible.

Le physicien danois Niels Bohr a appliqué l'idée de quantification de Max Planck à l'atome. Il a conclu que les niveaux d'énergie des électrons étaient quantifiés : seul un ensemble discret d'états énergétiques stables était autorisé. Bohr a ensuite tenté de comprendre la périodicité à travers les configurations électroniques, supposant en 1913 que les électrons internes devraient être responsables des propriétés chimiques de l'élément. En 1913, il a produit le premier tableau périodique électronique basé sur un atome quantique.

En 1913, Bohr appelait ses couches électroniques des « anneaux » : les orbitales atomiques au sein des couches n'existaient pas à l'époque de son modèle planétaire. Bohr explique dans la troisième partie de son célèbre article de 1913 que le nombre maximal d'électrons dans une couche est de huit, en écrivant : « Nous voyons, en outre, qu'un anneau de n électrons ne peut pas tourner en un seul anneau autour d'un noyau de charge ne à moins que n < 8. » Pour les atomes plus petits, les couches électroniques seraient remplies comme suit : « les anneaux d'électrons ne se joindront que s'ils contiennent un nombre égal d'électrons ; et que, par conséquent, le nombre d'électrons sur les anneaux intérieurs ne sera que de 2, 4, 8. » Cependant, dans les atomes plus grands, la couche la plus interne contiendrait huit électrons : « d'un autre côté, le système périodique des éléments suggère fortement que déjà dans le néon N = 10, un anneau intérieur de huit électrons se produira. » Les configurations électroniques qu'il propose pour les atomes (montrées à droite) ne concordent pas pour la plupart avec celles connues aujourd'hui. Ils ont été encore améliorés après que les travaux d' Arnold Sommerfeld et d'Edmund Stoner ont permis de découvrir davantage de nombres quantiques.

Le premier à étendre et corriger systématiquement les potentiels chimiques de la théorie atomique de Bohr fut Walther Kossel en 1914 et en 1916. Kossel expliqua que dans le tableau périodique, de nouveaux éléments seraient créés à mesure que des électrons seraient ajoutés à la couche externe. Dans son article, Kossel écrit : « Cela conduit à la conclusion que les électrons, qui sont ajoutés plus loin, devraient être placés dans des anneaux ou des couches concentriques, sur chacun desquels… seulement un certain nombre d’électrons – à savoir, huit dans notre cas – devraient être disposés. Dès qu’un anneau ou une couche est terminé, un nouveau doit être commencé pour l’élément suivant ; le nombre d’électrons, qui sont les plus facilement accessibles et se trouvent à la périphérie la plus externe, augmente à nouveau d’un élément à l’autre et, par conséquent, dans la formation de chaque nouvelle couche, la périodicité chimique se répète. »

Dans un article de 1919, Irving Langmuir postula l'existence de « cellules » que nous appelons aujourd'hui orbitales, qui ne pouvaient contenir chacune que deux électrons chacune, et qui étaient disposées en « couches équidistantes » que nous appelons aujourd'hui coquilles. Il fit une exception pour la première coquille qui ne contenait que deux électrons. Le chimiste Charles Rugeley Bury suggéra en 1921 que huit et dix-huit électrons dans une coquille formaient des configurations stables. Bury proposa que les configurations électroniques des éléments de transition dépendaient des électrons de valence de leur coquille externe. Il introduisit le mot transition pour décrire les éléments maintenant connus sous le nom de métaux de transition ou éléments de transition. La théorie de Bohr fut confirmée par la découverte de l'élément 72 : Georges Urbain prétendit l'avoir découvert comme l' élément de terre rare celtium , mais Bury et Bohr avaient prédit que l'élément 72 ne pouvait pas être un élément de terre rare et devait être un homologue du zirconium . Dirk Coster et Georg von Hevesy ont recherché l'élément dans les minerais de zirconium et ont trouvé l'élément 72, qu'ils ont nommé hafnium d'après la ville natale de Bohr, Copenhague ( Hafnia en latin). Le celtium d'Urbain s'est avéré être simplement du lutétium purifié (élément 71). L'hafnium et le rhénium sont ainsi devenus les derniers éléments stables à être découverts.

En 1923, Wolfgang Pauli s'intéresse au problème des configurations électroniques, sous l'impulsion de Bohr. Il étend le schéma de Bohr à quatre nombres quantiques et formule son principe d'exclusion qui stipule que deux électrons ne peuvent pas avoir les mêmes quatre nombres quantiques. Cela explique les longueurs des périodes du tableau périodique (2, 8, 18 et 32), qui correspondent au nombre d'électrons que chaque couche peut occuper. En 1925, Friedrich Hund parvient à des configurations proches des configurations modernes. Grâce à ces avancées, la périodicité est désormais basée sur le nombre d'électrons chimiquement actifs ou de valence plutôt que sur les valences des éléments. Le principe d'Aufbau qui décrit les configurations électroniques des éléments a été observé empiriquement pour la première fois par Erwin Madelung en 1926, bien que le premier à le publier ait été Vladimir Karapetoff en 1930. En 1961, Vsevolod Klechkovsky a dérivé la première partie de la règle de Madelung (selon laquelle les orbitales se remplissent dans l'ordre croissant n + ℓ) à partir du modèle de Thomas-Fermi ; la règle complète a été dérivée d'un potentiel similaire en 1971 par Yury N. Demkov et Valentin N. Ostrovsky.

La théorie quantique a permis de clarifier que les métaux de transition et les lanthanides formaient leurs propres groupes séparés, en transition entre les groupes principaux, bien que certains chimistes aient déjà proposé des tableaux les représentant de cette manière avant cette date : le chimiste anglais Henry Bassett l'a fait en 1892, le chimiste danois Julius Thomsen en 1895 et le chimiste suisse Alfred Werner en 1905. Bohr a utilisé la forme de Thomsen dans sa conférence Nobel de 1922 ; la forme de Werner est très similaire à la forme moderne à 32 colonnes. En particulier, elle a supplanté l'hypothèse astéroïdale de Brauner.

Français La position exacte des lanthanides, et donc la composition du groupe 3 , resta controversée pendant des décennies car leurs configurations électroniques furent initialement mesurées de manière incorrecte. Sur des bases chimiques, Bassett, Werner et Bury groupèrent le scandium et l'yttrium avec le lutétium plutôt que le lanthane (les deux premiers laissaient un espace vide sous l'yttrium car le lutétium n'avait pas encore été découvert). Hund supposa en 1927 que tous les atomes de lanthanides avaient la configuration [Xe]4f ⁰⁻¹⁴ 5d ¹ 6s ² , en raison de leur trivalence prédominante. On sait maintenant que la relation entre la chimie et la configuration électronique est plus compliquée que cela. Les premières preuves spectroscopiques semblaient confirmer ces configurations, et ainsi le tableau périodique a été structuré pour avoir le groupe 3 comme scandium, yttrium, lanthane et actinium, avec quatorze éléments f brisant le bloc d entre le lanthane et le hafnium. Mais il a été découvert plus tard que cela n'est vrai que pour quatre des quinze lanthanides (lanthane, cérium, gadolinium et lutétium), et que les autres atomes de lanthanides n'ont pas d'électron d. En particulier, l'ytterbium complète la couche 4f et ainsi les physiciens soviétiques Lev Landau et Evgeny Lifshitz ont noté en 1948 que le lutétium est correctement considéré comme un élément du bloc d plutôt que du bloc f ; que le lanthane en vrac soit un métal f a été suggéré pour la première fois par Jun Kondō en 1963, en raison de sa supraconductivité à basse température . Cela a clarifié l'importance d'examiner les états excités de faible altitude des atomes qui peuvent jouer un rôle dans les environnements chimiques lors de la classification des éléments par bloc et de leur positionnement sur le tableau. De nombreux auteurs ont par la suite redécouvert cette correction basée sur des préoccupations physiques, chimiques et électroniques et l'ont appliquée à tous les éléments pertinents, faisant ainsi en sorte que le groupe 3 contienne du scandium, de l'yttrium, du lutétium et du lawrencium et ayant du lanthane à l'ytterbium et de l'actinium au nobélium comme lignes du bloc f : cette version corrigée atteint la cohérence avec la règle de Madelung et justifie le placement chimique initial de Bassett, Werner et Bury.

En 1988, l'IUPAC a publié un rapport soutenant cette composition du groupe 3, une décision qui a été réaffirmée en 2021. Des variations peuvent encore être trouvées dans les manuels sur la composition du groupe 3, et certaines argumentations contre ce format sont encore publiées aujourd'hui, mais les chimistes et les physiciens qui ont examiné la question s'accordent largement sur le fait que le groupe 3 contient du scandium, de l'yttrium, du lutétium et du lawrencium et contestent les contre-arguments comme étant incohérents.

En 1936, le nombre d'éléments manquants, de l'hydrogène à l'uranium, s'était réduit à quatre : les éléments 43, 61, 85 et 87 manquaient toujours. L'élément 43 devint finalement le premier élément à être synthétisé artificiellement par des réactions nucléaires plutôt que découvert dans la nature. Il fut découvert en 1937 par les chimistes italiens Emilio Segrè et Carlo Perrier , qui baptisèrent leur découverte technétium , d'après le mot grec signifiant « artificiel ». Les éléments 61 ( prométhium ) et 85 ( astate ) furent également produits artificiellement en 1945 et 1940 respectivement ; L'élément 87 ( francium ) est le dernier élément à être découvert dans la nature, par la chimiste française Marguerite Perey en 1939. Les éléments au-delà de l'uranium ont également été découverts artificiellement, à commencer par la découverte du neptunium par Edwin McMillan et Philip Abelson en 1940 (par bombardement de l'uranium avec des neutrons). Glenn T. Seaborg et son équipe du Lawrence Berkeley National Laboratory (LBNL) ont continué à découvrir des éléments transuraniens, en commençant par le plutonium en 1941, et ont découvert que contrairement à la pensée précédente, les éléments à partir de l'actinium étaient des congénères des lanthanides plutôt que des métaux de transition. Bassett (1892), Werner (1905) et l'ingénieur français Charles Janet (1928) avaient déjà suggéré cela, mais leurs idées n'ont pas reçu d'acceptation générale. Seaborg les a donc appelés les actinides. Les éléments jusqu'à 101 (nommés mendélévium en l'honneur de Mendeleïev) ont été synthétisés jusqu'en 1955, soit par irradiation aux neutrons ou aux particules alpha, soit lors d'explosions nucléaires dans les cas de 99 (einsteinium) et 100 (fermium).

Une controverse importante a éclaté au sujet des éléments 102 à 106 dans les années 1960 et 1970, alors qu'une compétition s'est développée entre l'équipe du LBNL (maintenant dirigée par Albert Ghiorso ) et une équipe de scientifiques soviétiques de l' Institut commun de recherche nucléaire (JINR) dirigée par Georgy Flyorov . Chaque équipe a revendiqué la découverte et, dans certains cas, chacune a proposé son propre nom pour l'élément, créant une controverse sur le nom des éléments qui a duré des décennies. Ces éléments ont été fabriqués par bombardement d'actinides avec des ions légers. L'IUPAC a d'abord adopté une approche non interventionniste, préférant attendre de voir si un consensus se dégagerait. Mais comme c'était aussi l'apogée de la guerre froide , il est devenu clair que cela n'arriverait pas. Ainsi, l'IUPAC et l' Union internationale de physique pure et appliquée (IUPAP) ont créé un groupe de travail sur le transfermium (TWG, le fermium étant l'élément 100) en 1985 pour établir des critères de découverte, qui ont été publiés en 1991. Après une nouvelle controverse, ces éléments ont reçu leurs noms définitifs en 1997, y compris le seaborgium (106) en l'honneur de Seaborg.

Les critères du TWG ont été utilisés pour arbitrer les revendications de découverte d'éléments ultérieures du LBNL et du JINR, ainsi que des instituts de recherche en Allemagne ( GSI ) et au Japon ( Riken ). Actuellement, l'examen des revendications de découverte est effectué par un groupe de travail conjoint IUPAC/IUPAP . Une fois la priorité attribuée, les éléments ont été officiellement ajoutés au tableau périodique et les découvreurs ont été invités à proposer leurs noms. En 2016, cela s'était produit pour tous les éléments jusqu'à 118, complétant ainsi les sept premières lignes du tableau périodique. Les découvertes d'éléments au-delà de 106 ont été rendues possibles par des techniques conçues par Yuri Oganessian au JINR : la fusion froide (bombardement de plomb et de bismuth par des ions lourds) a rendu possible les découvertes des éléments 107 à 112 au GSI et 113 à Riken en 1981-2004, et il a dirigé l'équipe du JINR (en collaboration avec des scientifiques américains) pour découvrir les éléments 114 à 118 en utilisant la fusion chaude (bombardement d'actinides par des ions calcium) en 1998-2010. L'élément le plus lourd connu, l'oganesson (118), est nommé en l'honneur d'Oganessian. L'élément 114 est nommé flerovium en l'honneur de son prédécesseur et mentor Flyorov.

Pour célébrer le 150e anniversaire du tableau périodique, les Nations Unies ont déclaré l'année 2019 Année internationale du tableau périodique, célébrant « l'une des réalisations les plus importantes de la science ». Les critères de découverte définis par le TWG ont été mis à jour en 2020 en réponse à des progrès expérimentaux et théoriques qui n'avaient pas été prévus en 1991. Aujourd'hui, le tableau périodique est l'une des icônes les plus reconnaissables de la chimie. L'IUPAC est aujourd'hui impliquée dans de nombreux processus liés au tableau périodique : la reconnaissance et la dénomination de nouveaux éléments, la recommandation de numéros de groupe et de noms collectifs et la mise à jour des poids atomiques.

Les éléments les plus récemment nommés – nihonium (113), moscovium (115), tennessine (117) et oganesson (118) – ont complété la septième ligne du tableau périodique. Les éléments futurs devraient commencer une huitième ligne . Ces éléments peuvent être désignés soit par leur numéro atomique (par exemple « élément 164 »), soit par les noms d'éléments systématiques de l'IUPAC adoptés en 1978, qui se rapportent directement aux numéros atomiques (par exemple « unhexquadium » pour l'élément 164, dérivé du latin unus « un », du grec hexa « six », du latin quadra « quatre » et du suffixe traditionnel -ium pour les éléments métalliques). Toutes les tentatives de synthèse de ces éléments ont échoué jusqu'à présent. Une tentative de fabrication de l'élément 119 est en cours depuis 2018 à l'institut de recherche Riken au Japon. Le LBNL aux États-Unis, le JINR en Russie et le Heavy Ion Research Facility de Lanzhou (HIRFL) en Chine prévoient également de faire leurs propres tentatives de synthèse des premiers éléments de la période 8.

Si la huitième période suivait le modèle établi par les périodes précédentes, elle contiendrait alors cinquante éléments, remplissant les sous-couches 8s, 5g, 6f, 7d et enfin 8p dans cet ordre. Mais à ce stade, les effets relativistes devraient entraîner des écarts significatifs par rapport à la règle de Madelung. Différents modèles ont été proposés pour les configurations des éléments de la huitième période, ainsi que pour la manière de présenter les résultats dans un tableau périodique. Tous s'accordent à dire que la huitième période devrait commencer comme les précédentes avec deux éléments 8s, 119 et 120. Cependant, après cela, les chevauchements énergétiques massifs entre les sous-couches 5g, 6f, 7d et 8p signifient qu'elles commencent toutes à se remplir ensemble, et il n'est pas clair comment séparer les séries spécifiques 5g et 6f. Les éléments 121 à 156 ne s'intègrent donc pas bien comme analogues chimiques de tout groupe précédent dans les premières parties du tableau, bien qu'ils aient parfois été placés en 5g, 6f et autres séries pour refléter formellement leurs configurations électroniques. Eric Scerri a soulevé la question de savoir si un tableau périodique étendu devrait prendre en compte l'échec de la règle de Madelung dans cette région, ou si de telles exceptions devraient être ignorées. La structure de la couche peut également être assez formelle à ce stade : déjà, la distribution électronique dans un atome d'oganesson devrait être plutôt uniforme, sans structure de couche discernable.

Français La situation des éléments 157 à 172 devrait revenir à la normale et rappeler davantage les rangées précédentes. Les couches p lourdes sont séparées par l' interaction spin-orbite : une orbitale p (p _1/2 ) est plus stabilisée, et les deux autres (p _3/2 ) sont déstabilisées. (De tels décalages dans les nombres quantiques se produisent pour tous les types de couches, mais cela fait la plus grande différence dans l'ordre des couches p.) Il est probable qu'à partir de l'élément 157, les couches 8s et 8p _1/2 remplies avec quatre électrons au total se soient enfoncées dans le noyau. Au-delà du noyau, les orbitales suivantes sont 7d et 9s à des énergies similaires, suivies de 9p _1/2 et 8p _3/2 à des énergies similaires, puis d'un grand espace. Ainsi, les orbitales 9s et 9p _1/2 remplacent essentiellement celles 8s et 8p _1/2 , ce qui rend les éléments 157–172 probablement chimiquement analogues aux groupes 3–18 : par exemple, l'élément 164 apparaîtrait deux places en dessous du plomb dans le groupe 14 selon le schéma habituel, mais il est calculé comme étant très analogue au palladium dans le groupe 10 à la place. Ainsi, il faut cinquante-quatre éléments plutôt que cinquante pour atteindre l'élément noble suivant après 118. Cependant, alors que ces conclusions sur la chimie des éléments 157 à 172 sont généralement convenues par les modèles, il existe un désaccord sur la question de savoir si le tableau périodique doit être dessiné pour refléter les analogies chimiques, ou s'il doit refléter les configurations électroniques formelles probables, qui devraient être assez différentes des périodes antérieures et ne sont pas convenues entre les sources. La discussion sur le format de la huitième rangée se poursuit ainsi.

Au-delà de l'élément 172, le calcul est compliqué par le fait que le niveau d'énergie de l'électron 1s devient imaginaire. Une telle situation a une interprétation physique et ne pose pas en soi de limite électronique au tableau périodique, mais la manière correcte d'incorporer ces états dans les calculs multi-électrons reste un problème ouvert. Il faudrait résoudre ce problème pour continuer à calculer la structure du tableau périodique au-delà de ce point.

La stabilité nucléaire sera probablement un facteur décisif pour limiter le nombre d'éléments possibles. Elle dépend de l'équilibre entre la répulsion électrique entre les protons et la force forte liant les protons et les neutrons ensemble. Les protons et les neutrons sont disposés en coquilles , tout comme les électrons, et une coquille fermée peut donc augmenter considérablement la stabilité : les noyaux superlourds connus existent en raison d'une telle fermeture de coquille, probablement autour de 114-126 protons et 184 neutrons. Ils sont probablement proches d'un îlot de stabilité prédit , où les nucléides superlourds devraient avoir une durée de vie plus longue que prévu : les prédictions pour les nucléides les plus longs de l'île vont de quelques microsecondes à des millions d'années. Il convient néanmoins de noter qu'il s'agit essentiellement d'extrapolations dans une partie inconnue du tableau des nucléides, et que les incertitudes systématiques du modèle doivent être prises en compte.

Français Au fur et à mesure que les couches fermées sont dépassées, l'effet stabilisateur devrait disparaître : ainsi, les nucléides superlourds avec plus de 184 neutrons devraient avoir des durées de vie beaucoup plus courtes, se fissionnant spontanément en 10 ⁻¹⁵ secondes. Si c'est le cas, alors il n'aurait pas de sens de les considérer comme des éléments chimiques : l'IUPAC définit un élément comme n'existant que si le noyau vit plus de 10 ⁻¹⁴ secondes, le temps nécessaire pour qu'il rassemble un nuage d'électrons. Néanmoins, les estimations théoriques des demi-vies dépendent fortement du modèle, s'étendant sur plusieurs ordres de grandeur. On prédit que la répulsion extrême entre les protons entraînera des topologies nucléaires exotiques, avec des bulles, des anneaux et des tores attendus : cela complique encore davantage l'extrapolation. Il n’est pas certain que des fermetures de couches plus éloignées existent, en raison d’un étalement attendu de couches nucléaires distinctes (comme on l’attend déjà pour les couches électroniques à Oganesson). De plus, même si des fermetures de couches ultérieures existent, il n’est pas certain qu’elles permettraient à des éléments aussi lourds d’exister. Ainsi, il se peut que le tableau périodique se termine pratiquement autour de l’élément 120, car les éléments deviennent trop éphémères pour être observés, puis trop éphémères pour avoir une chimie ; l’ère de la découverte de nouveaux éléments serait ainsi proche de sa fin. Si une autre fermeture de couche de protons au-delà de 126 existe, alors elle se produit probablement autour de 164 ; ainsi, la région où la périodicité échoue correspond plus ou moins à la région d’instabilité entre les fermetures de couches.

Alternativement, la matière quarkique peut devenir stable à des nombres de masse élevés, dans lesquels le noyau est composé de quarks qui circulent librement vers le haut et vers le bas au lieu de les lier en protons et neutrons ; cela créerait un continent de stabilité au lieu d'une île. D'autres effets peuvent entrer en jeu : par exemple, dans les éléments très lourds, les électrons 1s sont susceptibles de passer une quantité significative de temps si proche du noyau qu'ils se trouvent en fait à l'intérieur de celui-ci, ce qui les rendrait vulnérables à la capture d'électrons .

Même si les éléments de la huitième rangée peuvent exister, leur production risque d'être difficile, et elle devrait devenir encore plus difficile à mesure que le numéro atomique augmente. Bien que les éléments 119 et 120 de la huitième rangée devraient être accessibles avec les moyens actuels, les éléments au-delà devraient nécessiter une nouvelle technologie, s'ils peuvent être produits. La caractérisation expérimentale de ces éléments sur le plan chimique poserait également un grand défi.

La loi périodique peut être représentée de plusieurs manières, dont le tableau périodique standard n'est qu'une seule. Dans les 100 ans qui ont suivi l'apparition du tableau de Mendeleïev en 1869, Edward G. Mazurs avait collecté environ 700 versions publiées différentes du tableau périodique. De nombreuses formes conservent la structure rectangulaire, y compris le tableau périodique à échelons gauches de Charles Janet (illustré ci-dessous) et la forme modernisée de la disposition originale à 8 colonnes de Mendeleïev qui est toujours courante en Russie. D'autres formats de tableau périodique ont été façonnés de manière beaucoup plus exotique, comme les spirales ( celle d' Otto Theodor Benfey illustrée à droite), les cercles et les triangles.

Des tableaux périodiques alternatifs sont souvent développés pour mettre en évidence ou souligner les propriétés chimiques ou physiques des éléments qui ne sont pas aussi apparentes dans les tableaux périodiques traditionnels, avec des tableaux différents davantage orientés vers la chimie ou la physique à chaque extrémité. La ​​forme standard, qui reste de loin la plus courante, se situe quelque part au milieu.

Les nombreuses formes différentes du tableau périodique ont soulevé la question de savoir s'il existe une forme optimale ou définitive du tableau périodique, et si oui, quelle pourrait être cette forme. Il n'existe actuellement aucune réponse consensuelle à l'une ou l'autre de ces questions. Le tableau à pas gauche de Janet est de plus en plus discuté comme candidat pour être la forme optimale ou la plus fondamentale ; Scerri a écrit en sa faveur, car il clarifie la nature de l'hélium en tant qu'élément du bloc s, augmente la régularité en faisant répéter toutes les longueurs de période, suit fidèlement la règle de Madelung en faisant correspondre chaque période à une valeur de n + ℓ , et régularise les triades de numéros atomiques et la tendance aux anomalies de la première rangée. Bien qu'il note que le fait de placer l'hélium au-dessus des métaux alcalino-terreux peut être considéré comme un inconvénient d'un point de vue chimique, il contre-attaque en faisant appel à l'anomalie de la première rangée, soulignant que le tableau périodique « se réduit fondamentalement à la mécanique quantique » et qu'il s'intéresse aux « éléments abstraits » et donc aux propriétés atomiques plutôt qu'aux propriétés macroscopiques.