Tableau Periodique
Tableau périodique interactif des éléments. Cliquez sur un élément pour voir ses propriétés, dont la masse atomique, la catégorie et plus.
Fonctionnalites principales
- All 118 elements
- Color-coded categories
- Element detail cards
- Search functionality
Guide
Le tableau périodique organise tous les éléments chimiques connus par numéro atomique, configuration électronique et propriétés chimiques récurrentes. C'est l'outil de référence le plus important en chimie, fournissant d'un seul coup d'œil les relations entre les éléments et prédisant leur comportement dans les réactions chimiques. Ce guide couvre la structure du tableau périodique, la signification des données pour chaque élément, les tendances périodiques et l'utilisation des propriétés des éléments à des fins pratiques. Chaque élément occupe une cellule du tableau, identifié par son numéro atomique (le nombre de protons dans le noyau), son symbole chimique (une ou deux lettres, comme H pour l'hydrogène ou Fe pour le fer) et sa masse atomique (la masse moyenne pondérée des isotopes présents naturellement, mesurée en unités de masse atomique). Le numéro atomique définit de manière unique un élément. Le carbone a toujours 6 protons. Si un atome a 6 protons, c'est du carbone. La masse atomique inclut les contributions de tous les isotopes stables et de longue durée de vie, pondérées par leur abondance naturelle. Le tableau dispose les éléments en rangées appelées périodes et en colonnes appelées groupes (ou familles). La période 1 contient l'hydrogène et l'hélium. La période 2 contient le lithium jusqu'au néon. Chaque période correspond au remplissage d'une nouvelle couche électronique. Le groupe 1 contient les métaux alcalins (lithium, sodium, potassium, etc.). Le groupe 18 contient les gaz nobles (hélium, néon, argon, etc.). Les éléments d'un même groupe partagent des propriétés chimiques similaires parce qu'ils ont le même nombre d'électrons de valence (électrons sur la couche externe). Les électrons de valence déterminent le comportement d'un élément dans les réactions chimiques. Les éléments du groupe 1 ont 1 électron de valence et tendent à le perdre, formant des ions +1. Les éléments du groupe 2 ont 2 électrons de valence et forment des ions +2. Les éléments du groupe 17 (halogènes) ont 7 électrons de valence et tendent à gagner 1 électron, formant des ions -1. Les éléments du groupe 18 ont une couche externe pleine (8 électrons de valence, sauf l'hélium avec 2) et sont chimiquement inertes dans les conditions normales. Ce modèle explique pourquoi le sodium (groupe 1) réagit vigoureusement avec le chlore (groupe 17) pour former du chlorure de sodium. Les catégories d'éléments divisent le tableau périodique en métaux, non-métaux et métalloïdes. Les métaux occupent la gauche et le centre du tableau. Ils conduisent l'électricité et la chaleur, sont malléables et ductiles, ont un éclat métallique et tendent à perdre des électrons dans les réactions. Les non-métaux occupent le coin supérieur droit. Ils sont de mauvais conducteurs, cassants à l'état solide et tendent à gagner des électrons. Les métalloïdes (bore, silicium, germanium, arsenic, antimoine, tellure, polonium) se situent le long de la ligne de démarcation et ont des propriétés intermédiaires, ce qui les rend utiles comme semi-conducteurs. Des catégories plus spécifiques classent davantage les éléments. Les métaux alcalins (groupe 1, à l'exclusion de l'hydrogène) sont des métaux mous et très réactifs qui doivent être conservés à l'abri de l'air et de l'eau. Les métaux alcalino-terreux (groupe 2) sont réactifs mais moins que les métaux alcalins. Les métaux de transition (groupes 3 à 12) incluent des métaux familiers comme le fer, le cuivre, l'or et l'argent. Ils forment souvent des composés colorés et peuvent avoir plusieurs états d'oxydation. Les lanthanides et actinides (les deux rangées sous le tableau principal) incluent les terres rares et des éléments radioactifs comme l'uranium et le plutonium. L'électronégativité mesure la capacité d'un atome à attirer les électrons dans une liaison chimique. Elle augmente de gauche à droite le long d'une période et diminue de haut en bas au sein d'un groupe. Le fluor a la plus haute électronégativité (3,98 sur l'échelle de Pauling) et le francium la plus basse (0,7). La différence d'électronégativité entre deux atomes liés détermine le type de liaison : petite différence (0 à 0,4) signifie covalente non polaire, différence modérée (0,5 à 1,7) signifie covalente polaire, et grande différence (supérieure à 1,7) signifie généralement ionique. Le rayon atomique augmente généralement de haut en bas au sein d'un groupe (à mesure que de nouvelles couches électroniques sont ajoutées) et diminue de gauche à droite le long d'une période (à mesure que l'augmentation de la charge nucléaire rapproche les électrons). Le lithium a un rayon atomique plus grand que le carbone, bien que tous deux soient dans la période 2, parce que les 6 protons du carbone attirent ses électrons plus fortement que les 3 protons du lithium. Cette tendance affecte la façon dont les éléments se lient, leur densité et leurs propriétés physiques. L'énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome neutre en phase gazeuse. Elle augmente de gauche à droite le long d'une période (les atomes retiennent leurs électrons plus fermement à mesure que le noyau gagne des protons) et diminue de haut en bas au sein d'un groupe (les électrons externes sont plus éloignés du noyau et plus faciles à arracher). Les gaz nobles ont les énergies d'ionisation les plus élevées de chaque période parce que leurs couches externes pleines sont très stables. Les métaux alcalins ont les plus basses parce que la perte d'un électron leur donne une configuration stable de gaz noble. L'affinité électronique est le changement d'énergie lorsqu'un atome gagne un électron. Les halogènes ont les affinités électroniques les plus négatives (les plus favorables) parce que gagner un électron remplit leur couche externe. Les gaz nobles ont des affinités électroniques proches de zéro ou positives parce qu'ils ont déjà des couches externes pleines et résistent au gain d'électrons. Cette propriété, combinée à l'énergie d'ionisation, explique pourquoi certains éléments forment des cations (ions positifs) et d'autres des anions (ions négatifs). Les états d'oxydation (nombres d'oxydation) indiquent la charge qu'aurait un atome si toutes les liaisons étaient ioniques. Certains éléments ont des états d'oxydation fixes : les métaux alcalins sont toujours +1, les métaux alcalino-terreux toujours +2, le fluor toujours -1, et l'oxygène presque toujours -2 (sauf dans les peroxydes où il est -1). Les métaux de transition peuvent avoir des états d'oxydation variables. Le fer peut être +2 (ferreux) ou +3 (ferrique). Le cuivre peut être +1 (cuivreux) ou +2 (cuprique). Connaître les états d'oxydation courants aide à prédire les formules des composés et à équilibrer les équations redox. Les points de fusion et d'ébullition montrent des motifs à travers le tableau périodique. Les métaux ont généralement des points de fusion élevés, le tungstène détenant le record à 3 422 degrés Celsius. Les gaz nobles ont des points d'ébullition extrêmement bas (l'hélium bout à -269 degrés Celsius). Le long d'une période, les points de fusion tendent à augmenter du groupe 1 jusqu'au milieu environ, puis à diminuer. En descendant un groupe, les tendances dépendent de la catégorie. Les points de fusion des métaux alcalins diminuent en descendant le groupe, tandis que les éléments du groupe du carbone montrent un motif plus complexe. La densité varie largement à travers le tableau périodique. Le lithium, le métal le plus léger, a une densité de 0,534 grammes par centimètre cube (il flotte sur l'eau). L'osmium, l'élément naturel le plus dense, a une densité de 22,59 grammes par centimètre cube. En général, la densité augmente vers le milieu et le bas du tableau où les éléments ont des masses atomiques élevées dans des volumes atomiques relativement petits. Les isotopes sont des atomes du même élément avec des nombres différents de neutrons. Le carbone 12 a 6 neutrons, le carbone 13 en a 7, et le carbone 14 en a 8. La masse atomique du tableau périodique est la moyenne pondérée de tous les isotopes présents naturellement. La masse atomique du carbone de 12,011 reflète que la plupart du carbone est du carbone 12 avec un petit pourcentage de carbone 13 et des traces de carbone 14. Les isotopes sont importants pour la datation radioactive, la médecine nucléaire, la spectroscopie RMN et l'énergie nucléaire. La configuration électronique décrit la façon dont les électrons sont répartis entre les orbitales d'un atome. La structure du tableau périodique reflète directement les configurations électroniques. La période 1 remplit l'orbitale 1s. La période 2 remplit les orbitales 2s et 2p. Les métaux de transition remplissent les orbitales d. Les lanthanides et actinides remplissent les orbitales f. Connaître la configuration électronique aide à prédire le comportement de liaison, les propriétés magnétiques et les caractéristiques spectrales. La notation abrégée utilise le gaz noble précédent entre crochets : la configuration du fer est [Ar] 3d6 4s2. Les applications pratiques de la connaissance du tableau périodique couvrent de nombreux domaines. La science des matériaux utilise les propriétés des éléments pour concevoir des alliages (mélange de métaux pour la résistance, le poids et la résistance à la corrosion souhaités). La pharmacologie considère la façon dont différents éléments et leurs composés interagissent avec les systèmes biologiques. L'électronique repose sur les propriétés semi-conductrices du silicium et du germanium. Les sciences environnementales suivent la contamination par les métaux lourds (plomb, mercure, cadmium). L'agriculture utilise la connaissance des nutriments essentiels des plantes (azote, phosphore, potassium et oligo-éléments comme le fer, le zinc, le manganèse). Les éléments découverts le plus récemment sont tous synthétiques et hautement radioactifs, existant pendant des fractions de seconde. L'oganesson (élément 118), l'élément connu le plus lourd, a été synthétisé pour la première fois en 2002. Ces éléments superlourds sont créés en faisant collisionner des noyaux plus légers dans des accélérateurs de particules. Bien qu'ils n'aient pas d'applications pratiques, leurs propriétés mettent à l'épreuve les prédictions théoriques sur la stabilité nucléaire et les limites du tableau périodique. Le tableau périodique interactif WebRecast affiche les 118 éléments avec leurs propriétés clés. Cliquez ou tapez sur n'importe quel élément pour voir son numéro atomique, son symbole, son nom, sa masse atomique, sa configuration électronique, son électronégativité, son énergie d'ionisation, sa densité, ses points de fusion et d'ébullition et ses états d'oxydation courants. Les éléments sont codés par couleur par catégorie (métaux alcalins, halogènes, gaz nobles, métaux de transition, etc.) pour une identification visuelle rapide. Le tableau s'exécute entièrement dans votre navigateur, ne nécessite aucun téléchargement et fonctionne aussi bien sur ordinateur que sur appareils mobiles. Utilisez-le comme référence rapide pour les devoirs, le travail de laboratoire, la préparation aux examens ou les applications professionnelles en chimie et sciences connexes.
Questions frequentes
What info is shown?
Symbol, name, atomic number, atomic mass, and element category.
