8.1: Classification périodique des éléments

Le tableau périodique organise les atomes en fonction du numéro atomique croissant, de sorte que les éléments ayant les mêmes propriétés chimiques reviennent périodiquement. Lorsque leurs configurations électroniques sont ajoutées au tableau, on observe une récurrence périodique de configurations d'électroniques similaires au niveau des couches externes de ces éléments. Parce qu'ils sont sur les couches externes d'un atome, les électrons de valence jouent le rôle le plus important dans les réactions chimiques. Les électrons externes ont la plus haute énergie des électrons dans un atome et sont plus facilement perdus ou mis en commun que les électrons de cœur. Les électrons de valence sont également le facteur déterminant concernant certaines propriétés physiques des éléments.

Les lignes horizontales sont appelées périodes. Le long d'une période, chaque élément consécutif possède un proton supplémentaire dans le noyau et un électron supplémentaire sur la couche de valence. Les colonnes verticales sont des groupes. Les éléments d'un groupe (ou d'une colonne) ont le même nombre d'électrons de valence (figure 1) ; les métaux alcalins lithium et sodium ont chacun un seul électron de valence, les métaux alcalino-terreux béryllium et magnésium en ont chacun deux, et les halogènes fluor et chlore ont chacun sept électrons de valence.  C'est la perte, le gain ou la mise en commun des électrons de valence qui définit la façon dont les éléments réagissent. La similarité entre les propriétés chimiques des éléments du même groupe existe parce qu'ils ont le même nombre d'électrons de valence. 

Il est important de se rappeler que le tableau périodique a été conçu sur la base du comportement chimique des éléments, bien avant qu'une idée de leur structure atomique ne soit accessible. Maintenant, on comprend l'organisation du tableau périodique ; les éléments dont les atomes ont le même nombre d'électrons de valence sont dans le même groupe. Les sections colorées de la figure 1 montrent les trois catégories d'éléments classés d'après le remplissage des orbitales.

Figure 1 : cette version du tableau périodique indique la configuration de chaque élément. Notez que dans chaque groupe, la configuration est souvent similaire.

Les éléments du groupe principal sont parfois appelés les éléments représentatifs. Il s'agit des éléments pour lesquels le dernier électron ajouté va sur une orbitale s ou p dans la couche la plus externe, illustrés en bleu et en rouge dans la figure 1. Cette catégorie comprend tous les éléments non métalliques, ainsi que les métalloïdes et de nombreux métaux. Les électrons de valence pour les éléments du groupe principal sont ceux ayant le niveau n le plus haut. Par exemple, le gallium (Ga, numéro atomique 31) possède la configuration électronique [Ar]4s²3d¹⁰4p¹, qui contient trois électrons de valence (soulignés). Les orbitales d entièrement remplies comptent comme des électrons de cœur, et non comme des électrons de valence.

Les deux colonnes les plus à gauche forment le bloc s et les six colonnes les plus à droite le bloc p. Les gaz nobles, qui font partie du bloc p, ont tous huit électrons de valence, à l'exception de l'hélium, qui en a deux. Ces éléments sont très stables et ne réagissent pas.

Les éléments de transition ou métaux de transition : il s'agit d'éléments métalliques dans lesquels le dernier électron ajouté va sur une orbitale d. Les électrons de valence (ajoutés après la dernière configuration de gaz noble) dans ces éléments comprennent les électrons ns et (n – 1)d. La définition officielle des éléments de transition de l'UICPA précise ceux dont les orbitales d sont partiellement remplies. Ainsi, les éléments avec des orbitales complètement remplies (Zn, Cd, Hg, ainsi que Cu, Ag et Au dans la figure 1) ne sont pas des éléments de transition techniquement. Cependant, le terme est fréquemment utilisé pour désigner l'ensemble du bloc d (de couleur jaune dans la figure 1).

Le bloc d se compose de 10 colonnes. Le numéro quantique principal des orbitales d se remplissant le long de chaque ligne est égal au numéro de la ligne moins un. Sur la quatrième ligne, les orbitales 3d se remplissent, sur la cinquième ligne, les orbitales 4d se remplissent, et ainsi de suite.

Les éléments de transition interne : ils sont indiqués en vert dans la figure 1. Les couches de valence des éléments de transition interne se composent des sous couches (n – 2)f, (n – 1)d, et ns. Les éléments de transition interne constituent le bloc f lorsque le dernier électron va sur une orbitale f. Le nombre quantique principal des orbitales f qui se remplissent le long de chaque ligne est égal au nombre de la ligne moins deux. Dans la sixième ligne, les orbitales 4f se remplissent, et dans la septième ligne, les orbitales 5f se remplissent. Il existe deux séries de transition interne :

1. la série de lanthanides : lanthane (La) à lutétium (Lu) ;
2. la série des actinides : actinium (Ac) à lawrencium (Lr).

Le lanthane et l'actinium, en raison de leurs similitudes avec les autres membres de la série, sont inclus et utilisés pour nommer la série, même s'ils sont des métaux de transition sans électrons f.

Ce texte est adapté de OpenStax Chemistry 2e, Section 6.4 : Structure électronique des atomes.

Les électrons occupant la coquille la plus externe d'un atome sont des électrons de valence, tandis que les électrons occupant les niveaux d'énergie principaux internes sont des électrons de noyau. Un atome de sodium avec une configuration d'électrons 3s1 a trois niveaux d'énergie principaux. Les niveaux d'énergie principaux internes complets avec 2s22p6 indiquent qu'il y a dix électrons centraux suivis du troisième niveau le plus externe contenant le reste d'un électron.

Par conséquent, le sodium à un électron de valence. De même, le chlore à dix électrons de noyau et sept électrons de valence. Électrons de Valence sont les plus éloignés du noyau et sont plus faiblement.

Par conséquent, ils sont les plus faciles à perdre ou à partager et jouent un rôle important dans la liaison chimique. Les éléments qui ont le même nombre d'électrons de valence présentent des propriétés chimiques similaires, comme on peut le voir dans l'arrangement dans le tableau périodique moderne. Pour les éléments du groupe principal, le nombre de groupe lettré est égal au nombre d'électrons de valence et le nombre de lignes est égal au nombre quantique principal le plus élevé de cet élément.

Chaque élément d'un groupe à le même nombre d'électrons disponibles pour la liaison. En bas du groupe, le nombre quantique principal augmente de un, alors que le nombre d'électrons de valence reste le même. Les deux colonnes à l'extrême gauche du tableau périodique constituent le bloc s.

Pour ces éléments, le dernier électron entre dans une orbitale s. Les éléments du groupe un, à l'exception de l'hydrogène, sont appelés métaux alcalins et sont extrêmement réactifs car ils n'ont qu'un seul électron de valence. Les éléments du groupe deux sont les métaux alcalino-terreux avec deux électrons dans la coque de valence.

Les six colonnes d'extrême droite forment le bloc p. La shell de valence de ces éléments a complètement occupé les orbitales s et le dernier électron entre dans l'orbitale p. Du groupe trois A au groupe huit A, le nombre d'électrons dans les orbitales p augmente de un.

Les gaz rares ont huit électrons de valence à l'exception de l'hélium, qui appartient au bloc s, et n'a que deux électrons. Le bloc d est constitué des dix colonnes placées entre le bloc s et le bloc p. Ces éléments sont appelés les métaux de transition.

Le dernier électron entre dans l'orbitale d de la shell principale numéro un inférieur au numéro de rangée. Dans la quatrième rangée, trois orbitales se remplissent, dans la cinquième rangée, quatre orbitales d se remplissent, et ainsi de suite. Les éléments de transition internes constituent le bloc f et ont le dernier électron entrant dans une orbitale f.

Le nombre quantique principal des orbitales f qui se remplissent sur chaque ligne est deux moins que le nombre de ligne. Dans la sixième rangée, les quatre f-orbitales se remplissent, et dans la septième rangée, les cinq f-orbitales se remplissent. Les éléments de transition internes sont disposés dans la série lanthanide et la série actinide.

Le nombre de colonnes dans chaque bloc indique combien d'électrons peuvent être remplis dans le sous-niveau du bloc. Deux colonnes dans le bloc s sont corrélées à une orbitale s avec deux électrons, six colonnes dans le bloc p représentent trois orbitales p avec six électrons, tandis que dix colonnes dans le bloc d correspondent à cinq orbitales d avec deux électrons chacun. Enfin, le bloc f comprend quatorze colonnes indiquant la capacité maximale de sept orbitales f.