Familles d’éléments

avril 24, 2021admin

CONCEPT

Le terme « famille » est utilisé pour décrire des éléments qui partagent certaines caractéristiques – non seulement en termes de comportement observable, mais aussi en ce qui concerne la structure atomique. Tous les gaz nobles, par exemple, ont tendance à être très peu réactifs : seuls quelques-uns d’entre eux se combinent avec d’autres éléments, et encore, uniquement avec le fluor, la substance la plus réactive de toutes. Le fluor fait partie d’une autre famille, les halogènes, qui ont tellement de caractéristiques communes qu’ils sont regroupés, malgré le fait que deux d’entre eux sont des gaz, deux sont des solides, et un – le brome – est l’un des deux seuls éléments qui se présentent sous forme solide à température ambiante. Malgré ces différences apparentes, les configurations électroniques communes permettent d’identifier les halogènes comme une famille. Les familles du tableau périodique comprennent, outre les gaz nobles et les halogènes, les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux, les métaux de transition, les lanthanides et les actinides. Les non-métaux forment un groupe de familles croisées vaguement défini, tout comme les métalloïdes.

Comment ça marche

Les bases du tableau périodique

Créé en 1869, et modifié plusieurs fois depuis, le tableau périodique des éléments développé par le chimiste russe Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (1834-1907) fournit un moyen très utile d’organiser les éléments. Il existe certes d’autres systèmes d’organisation, mais le tableau de Mendeleïev est le plus utilisé – et pour cause. D’une part, il permet de voir en un coup d’œil des familles d’éléments, dont beaucoup appartiennent soit au même groupe (colonne), soit à la même période (ligne) du tableau.

Le tableau périodique est examiné en profondeur au sein de l’essai consacré à ce sujet, et parmi les spécificités abordées dans cet essai figurent les différents systèmes utilisés pour les tableaux périodiques en Amérique du Nord et dans le reste du monde. En particulier, le système nord-américain ne numérote que huit groupes, laissant 10 colonnes non numérotées, alors que l’autre système – approuvé par l’Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA) – numérote les 18 colonnes. Les deux versions du tableau périodique présentent sept périodes.

Les groupes numérotés dans le système nord-américain sont les deux colonnes « hautes » à gauche du « creux » du tableau, ainsi que les six colonnes « hautes » à droite de celui-ci. Dans ce système, le groupe 1 comprend l’hydrogène et les métaux alcalins ; le groupe 2, les métaux alcalino-terreux ; les groupes 3 à 6, un assortiment de métaux, de non-métaux et de métalloïdes ; le groupe 7, les halogènes ; et le groupe 8, les gaz rares. Le « creux », qui s’étend sur 10 colonnes dans les périodes 4 à 7, est la région dans laquelle les métaux de transition sont répertoriés. Le système nord-américain n’attribue aucun numéro de groupe à ceux-ci, ni aux deux rangées mises de côté en bas, représentant les séries des lanthanides et des actinides des métaux de transition.

Le système UICPA, en revanche, offre la commodité évidente de fournir un numéro pour chaque colonne. (Notez que, comme son homologue nord-américain, le tableau de l’UICPA ne fournit aucun numéro de colonne pour les lanthanides ou les actinides). En outre, l’UICPA bénéficie de l’autorité d’un organisme international, fondé en 1919, qui supervise un certain nombre de questions relatives au tableau périodique : la dénomination des éléments, l’attribution de symboles chimiques aux nouveaux éléments et la certification d’une personne ou d’une équipe de recherche particulière comme étant les découvreurs de cet élément. Pour ces raisons, le système UICPA est en train de gagner la faveur des chimistes nord-américains également.

Malgré l’acceptation internationale du système UICPA, ainsi que ses mérites en termes de commodité, le système nord-américain est généralement celui utilisé dans ce livre. La raison, en partie, est que la plupart des écoles américaines utilisent encore ce système ; en outre, il y a un raisonnement derrière l’attribution de numéros à seulement huit groupes, comme nous le verrons. Cependant, lorsque cela est nécessaire ou approprié, les numéros de groupe dans le système UICPA seront également fournis.

Niveaux d’énergie principaux

Les numéros de groupe dans le système nord-américain indiquent le nombre d’électrons de valence, ou les électrons qui sont impliqués dans la liaison chimique.Les électrons de valence occupent également le niveau d’énergie le plus élevé de l’atome – ce qui pourrait être considéré comme l’orbite la plus éloignée du noyau, bien qu’en fait le terme « orbite » soit trompeur lorsqu’il est appliqué aux façons dont un électron se déplace.

Les électrons ne se déplacent pas autour du noyau d’un atome selon des orbites régulières, comme les planètes autour du Soleil ; au contraire, leurs trajectoires ne peuvent être que vaguement définies en termes d’orbitales, un modèle de probabilités concernant les zones par lesquelles un électron est susceptible de se déplacer. Le schéma des orbitales est déterminé par le niveau d’énergie principal de l’atome, qui indique la distance à laquelle un électron peut s’éloigner du noyau.

Le niveau d’énergie principal est désigné par un nombre entier, commençant par 1 et allant jusqu’à 7 : plus le nombre est élevé, plus l’électron est éloigné du noyau, et donc plus l’énergie de l’atome est importante. La relation entre le niveau d’énergie principal et la période est relativement facile à démontrer. Le numéro n d’une période du tableau périodique est le même que le numéro du niveau d’énergie principal le plus élevé des atomes de cette rangée, c’est-à-dire le niveau d’énergie principal occupé par ses électrons de valence. Ainsi, les éléments de la période 1 ont un niveau d’énergie principal le plus élevé de 1, et ainsi de suite.

Configurations des électrons de valence

Lorsque l’on discute des familles d’éléments, cependant, les périodes ou les rangées du tableau périodique ne sont pas aussi importantes que les groupes ou les colonnes. Ceux-ci sont définis par les configurations des électrons de valence, un sujet plus compliqué que les niveaux d’énergie principaux – bien que ce dernier nécessite un peu plus d’explications pour expliquer les configurations électroniques.

Chaque niveau d’énergie principal est divisé en sous-niveaux correspondant au nombre n du niveau d’énergie principal : ainsi, le niveau d’énergie principal 1 a un sous-niveau, le niveau d’énergie principal 2 en a deux, et ainsi de suite. Comme on peut s’y attendre, avec une augmentation des niveaux d’énergie principaux et des sous-niveaux, il y a des augmentations dans la complexité des orbitales.

ORBITAL PATTERNS.

Les quatre types de base de modèles orbitaux sont désignés comme s, p, d, et f. La forme s pourrait être décrite comme sphérique, bien que lorsqu’on parle d’électrons, rien ne soit aussi net : les modèles orbitaux, rappelez-vous, identifient seulement des régions de probabilité pour l’électron. En d’autres termes, dans une orbitale s, le nuage total d’électrons finira probablement par ressembler plus ou moins à une sphère.

La forme p ressemble à un huit autour du noyau, et la d à deux huit se rencontrant au niveau du noyau. Encore une fois, ces formes orbitales et d’autres n’indiquent pas que l’électron suivra nécessairement ce chemin. Ce que cela signifie, c’est que, si vous pouviez prendre des millions de photographies de l’électron pendant une période de quelques secondes, le flou d’images résultant d’une orbitale p décrirait quelque peu la forme d’un huit.

Le motif orbital f est si complexe que la plupart des manuels de chimie de base ne tentent même pas de l’expliquer, et au-delà de f se trouvent d’autres motifs, encore plus compliqués, désignés par ordre alphabétique : g, h, et ainsi de suite. Dans la discussion qui suit, nous ne nous intéresserons pas à ces derniers, car même pour les lanthanides et les actinides, un atome à l’état fondamental ne remplit pas de motifs orbitaux au-delà d’un f.

SUBLEVELS ET REMPLISSAGE ORBITAL.

Le niveau d’énergie principal 1 ne possède qu’un sous-niveau s ; 2 possède un s et un p, ce dernier avec trois orientations possibles dans l’espace ; 3 possède un s, un p et un d (cinq orientations spatiales possibles) ; et 4 possède un s, un p, un d et un f (sept orientations spatiales possibles.)

Selon le principe d’exclusion de Pauli, seuls deux électrons peuvent occuper un seul motif orbital – c’est-à-dire le sous-niveau s ou l’une des orientations spatiales en p, d et f – et ces deux électrons doivent tourner dans des directions opposées. Ainsi, deux électrons peuvent se déplacer dans un motif orbital ou une coquille s, six dans un p, 10 dans un d et 14 dans un motif orbital ou une coquille f. Les configurations des coquilles de valence sont donc présentées avec des chiffres en exposant indiquant le nombre d’électrons dans ce motif orbital – par exemple, s 1 pour un électron dans l’orbitale s, ou d 10, indiquant une orbitale d qui a été complètement remplie.

Applications dans la vie réelle

Éléments représentatifs

L’hydrogène (numéro atomique 1), avec la plus simple de toutes les structures atomiques, a un seul électron sur le niveau d’énergie principal 1, donc, en fait, son électron de valence est aussi un électron central. La configuration de valence de l’hydrogène s’écrit donc 1s 1. Il faut noter, comme décrit dans l’essai sur les électrons, que si un atome d’hydrogène (ou tout autre atome) est dans un état excité, il peut atteindre des niveaux d’énergie au-delà de son état normal, ou état fondamental.

En descendant directement dans le tableau périodique jusqu’au francium (numéro atomique 87), qui se trouve dans la même colonne que l’hydrogène, on constate qu’il a une configuration d’électron de valence de 7s 1. Ainsi, bien que le francium soit beaucoup plus complexe et rempli d’énergie que l’hydrogène, les deux éléments ont la même configuration de coquille de valence ; seul le numéro du niveau d’énergie principal est différent. Tous les éléments énumérés sous l’hydrogène dans le groupe 1 sont donc classés ensemble comme des métaux alcalins. Évidemment, l’hydrogène – un gaz – ne fait pas partie de la famille des métaux alcalins, et n’appartient clairement à aucune autre famille : c’est le » loup solitaire » du tableau périodique.

Regardons maintenant deux éléments du groupe 2, avec le béryllium (numéro atomique 4) et le radium (88) respectivement en haut et en bas. Le béryllium a une configuration de coquille de valence de 2s 2. Cela signifie que sa coquille de valence est au niveau d’énergie principal 2, où il y a deux électrons sur une orbitale s. Le radium, bien qu’il soit de période 7, a néanmoins la même configuration de la coquille de valence : 7s 2. Ceci définit la famille des métaux alcalino-terreux en termes de configuration de la coquille de valence.

Pour l’instant, ignorons les groupes 3 à 6 – sans parler des colonnes entre les groupes 2 et 3, non numérotées dans le système nord-américain – et passons au groupe 7. Tous les éléments de cette colonne, appelés halogènes, ont des configurations de coquille de valence de ns 2np 5. Au-delà du groupe 7, on trouve le groupe 8, les gaz nobles, dont tous, sauf un, ont une configuration de la coquille de valence de ns 2np 6. L’exception est l’hélium, qui a une coquille de valence s 2. Cela semble le placer parmi les métaux alcalino-terreux, mais bien sûr, l’hélium n’est pas un métal. Du point de vue de son comportement réel, il appartient clairement à la famille des gaz rares.

Les configurations de ces coquilles de valence ont des implications en ce qui concerne les modes de liaison des éléments, sujet développé assez longuement dans l’essai sur les liaisons chimiques. Ici, nous ne le considérerons qu’en passant, pour clarifier le fait que la configuration des électrons produit des résultats observables. C’est le plus évident avec les gaz nobles, qui ont tendance à résister à la liaison avec la plupart des autres éléments parce qu’ils ont déjà huit électrons dans leur coquille de valence – le même nombre d’électrons de valence que la plupart des autres atomes n’obtiennent qu’après s’être liés.

Des éléments représentatifs aux éléments de transition

Les groupes 3 à 6, avec l’hydrogène et les quatre familles identifiées jusqu’à présent, constituent les 44 éléments représentatifs ou du groupe principal. Dans 43 de ces 44, le nombre d’électrons de la coquille de valence est le même que le numéro du groupe dans le système nord-américain. (L’hélium, qui fait partie du groupe 8 mais possède deux électrons de valence, est la seule exception). En revanche, les 40 éléments énumérés dans le creux au milieu du tableau – les métaux de transition – suivent un modèle moins facile à définir. C’est en partie la raison pour laquelle le système nord-américain ne les répertorie pas par numéro de groupe, et aussi pourquoi aucun des deux systèmes ne répertorie les deux autres familles au sein des éléments de transition – les lanthanides et les actinides.

Avant d’aborder les métaux de transition, cependant, considérons les modèles de remplissage des orbitales, qui différencient également les éléments représentatifs des éléments de transition. Chaque élément représentatif successif remplit toutes les orbitales des éléments qui le précèdent (à quelques exceptions près qui seront expliquées), puis continue en ajoutant une configuration électronique possible supplémentaire. The total number of electrons—not just valence shell electrons—is the same as the atomic number. Thus fluorine, with an atomic number of 9, has a complete configuration of 1s 22s 22p 5. Neon, directly following it with an atomic number of 10, has a total configuration of 1s 22s 22p 6. (Again, this is not the same as the valence shell configuration, which is contained in the last two sub-levels represented: for example, 2s 22p 6 for neon.)

The chart that follows shows the pattern by which orbitals are filled. Note that in several places, the pattern of filling becomes « out of order, » something that will be explained below.

Orbital Filling by Principal Energy Level

1s (2)
2s (2)
2p (6)
3s (2)
3p (6)
4s (2)
3d (10)
4p (6)
5s (2)
4d (10)
5p (6)
6s (2)
4f (14)
5d (10)
6p (6)
7s (2)
5f (14)
6d (10)

PATTES DE REMPLISSAGE ORBITALIER.

Généralement, les 44 éléments représentatifs suivent un schéma régulier de remplissage orbital, et c’est particulièrement le cas pour les 18 premiers éléments. Imaginez un petit amphithéâtre, en forme de cône, avec des rangées de sièges plus petites à l’avant. Ces rangées sont également désignées par section, le numéro de la section étant le même que le nombre de rangées dans cette section.

Les deux sièges de la première rangée constituent une section étiquetée 1 ou 1s, et celle-ci est complètement remplie après l’entrée de l’hélium (numéro atomique 2) dans l’auditorium. Maintenant, les éléments commencent à remplir la section 2, qui contient deux rangées. La première rangée de la section 2, appelée 2s, comporte également deux sièges, et après le béryllium (4), elle est également remplie. La rangée 2p a 6 places, et elle est finalement remplie avec l’entrée du néon (10). Maintenant que la section 2 est entièrement remplie, le onzième élément, le sodium, commence à remplir la section 3 à la première de ses trois rangées. Cette rangée est la 3s – qui, comme toutes les rangées s, ne comporte que deux sièges. Ainsi, lorsque l’élément 13, l’aluminium, entre dans le théâtre, il prend un siège dans la rangée 3p, et finalement l’argon (18), complète cette rangée de six sièges.

Selon le schéma établi jusqu’ici, l’élément 19 (potassium) devrait commencer à remplir la rangée 3d en prenant le premier de ses 10 sièges. Au lieu de cela, il passe à la section 4, qui comporte quatre rangées, et il prend le premier siège de la première de ces rangées, la 4s. Le calcium (20) le suit, remplissant la rangée 4s. Mais lorsque l’élément suivant, le scandium (21), entre dans le théâtre, il va à la rangée 3d, où le potassium « aurait dû » aller, s’il avait continué à remplir les sections dans l’ordre. Le scandium est suivi de neuf compagnons (le premier rang des éléments de transition) avant qu’un autre élément représentatif, le gallium (31), n’entre en scène. (Pour des raisons qui ne seront pas discutées ici, le chrome et le cuivre, éléments 24 et 29, respectivement, ont des électrons de valence en 4s – ce qui les place légèrement en dehors du schéma des métaux de transition.)

Selon l’ordre « approprié » de remplissage des sièges, maintenant que la 3d (et donc toute la section 3) est remplie, le gallium devrait prendre un siège en 4s. Mais ces sièges ont déjà été occupés par les deux éléments représentatifs précédents, donc le gallium prend le premier des six sièges de la 4p. Après que cette rangée se soit remplie de krypton (36), il est à nouveau « approprié » que l’élément représentatif suivant, le rubidium (37), prenne place en 4d. Au lieu de cela, tout comme le potassium a sauté la 3d, le rubidium saute la 4d et ouvre la section 5 en prenant le premier des deux sièges de la 5s.

Comme précédemment, l’élément de transition suivant, l’yttrium (39), commence à remplir la section 4d, et est suivi par neuf autres éléments de transition jusqu’à ce que le cadmium (48) remplisse cette section. Ensuite, les éléments représentatifs reprennent avec l’indium (49), qui, comme le gallium, saute à la section 5p. Et ainsi de suite pour le reste du tableau périodique, qui se termine par deux éléments représentatifs suivis des 10 derniers métaux de transition.

Métaux de transition

Vu que ce sont en fait les éléments représentatifs qui sautent les sous-niveaux d, et les métaux de transition qui y retournent et les remplissent, on pourrait se demander si les noms « représentatif » et « transition » (impliquant une interruption) ne devraient pas être inversés. Cependant, il faut se souvenir de la corrélation entre le nombre d’électrons de la couche de valence et le numéro de groupe pour les éléments représentatifs. En outre, les métaux de transition sont les seuls éléments qui remplissent les orbitales d.

Ceci nous amène à la raison pour laquelle les lanthanides et les actinides sont mis à part même des métaux de transition. Dans la plupart des versions du tableau périodique, le lanthane (57) est suivi du hafnium (72) dans la section des métaux de transition du tableau. De même, l’actinium (89) est suivi du rutherfordium (104). Les métaux « manquants » – respectivement les lanthanides et les actinides – figurent au bas du tableau. Il y a des raisons à cela, ainsi qu’aux noms de ces groupes.

Après le remplissage de l’orbitale 6s avec l’élément représentatif qu’est le baryum (56), le lanthane fait ce que fait un métal de transition – il commence à remplir l’orbitale 5d. Mais après le lanthane, quelque chose d’étrange se produit : le cérium (58) cesse de remplir la 5d, et se déplace pour remplir l’orbitale 4f. Le remplissage de cette orbitale se poursuit dans toute la série des lanthanides, jusqu’au lutécium (71). Ainsi, les lanthanides peuvent être définis comme les métaux qui remplissent l’orbitale 4f ; cependant, comme le lanthane présente des propriétés similaires, il est généralement inclus dans les lanthanides. Parfois, le terme « série des lanthanides » est utilisé pour distinguer les 14 autres lanthanides du lanthane lui-même.

Un schéma similaire se produit pour les actinides. L’orbitale 7s se remplit avec le radium (88), après quoi l’actinium (89) commence à remplir l’orbitale 6d. Vient ensuite le thorium, premier des actinides, qui commence à remplir l’orbitale 5f. Ce processus est complété par l’élément 103, le lawrencium. Les actinides peuvent donc être définis comme les métaux qui remplissent l’orbitale 5f ; mais encore une fois, comme l’actinium présente des propriétés similaires, il est généralement inclus avec les actinides.

Métaux, non-métaux et métalloïdes

Le lecteur remarquera que pour les sept familles identifiées jusqu’à présent, nous ne les avons généralement pas discutées en termes de propriétés plus facilement discernables – comme la couleur, la phase de la matière, les caractéristiques de liaison, etc. Au lieu de cela, elles ont été examinées principalement du point de vue du remplissage orbital, qui fournit une base chimique solide pour identifier les familles. Les caractéristiques macroscopiques, ainsi que la manière dont les différents éléments trouvent une application dans la vie quotidienne, sont abordées au sein d’essais consacrés aux différents groupes.

Notez également que les familles identifiées jusqu’à présent ne représentent que 92 éléments sur un total de 112 répertoriés dans le tableau périodique : l’hydrogène, six métaux alcalins, six métaux alcalino-terreux, cinq halogènes, six gaz nobles, 40 métaux de transition, 14 lanthanides et 14 actinides. Qu’en est-il des 20 autres ? Certaines discussions sur les familles d’éléments attribuent ces éléments, qui font tous partie des groupes 3 à 6, à des familles qui leur sont propres et que nous mentionnerons brièvement. Cependant, comme ces « familles » ne sont pas reconnues par tous les chimistes, dans ce livre, les 20 éléments des groupes 3 à 6 sont décrits de manière générale comme des métaux, des non-métaux et des métalloïdes.

MÉTAUX ET NON-MÉTAUX.

Les métaux ont un aspect lustré ou brillant, et sont malléables, ce qui signifie qu’ils peuvent être moulés en différentes formes sans se casser. Ils sont d’excellents conducteurs de chaleur et d’électricité, et ont tendance à former des ions positifs en perdant des électrons. Sur le tableau périodique, les métaux occupent la gauche, le centre et une partie de la droite du tableau. Il n’est donc pas surprenant que la plupart des éléments (87, en fait) soient des métaux. Cette liste comprend les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux, les métaux de transition, les lanthanides et les actinides, ainsi que sept éléments des groupes 3 à 6 – aluminium, gallium, indium, thallium, étain, plomb et bismuth.

Les non-métaux ont un aspect terne, ne sont pas malléables, sont de mauvais conducteurs de chaleur et d’électricité et ont tendance à gagner des électrons pour former des ions négatifs. Ils sont donc à l’opposé des métaux à bien des égards, comme le veut leur nom. Les non-métaux, qui occupent la partie supérieure droite du tableau périodique, comprennent les gaz nobles, les halogènes et sept éléments des groupes 3 à 5. Ces « orphelins » non métalliques sont le bore, le carbone, l’azote, l’oxygène, le phosphore, le soufre et le sélénium. À ces sept orphelins, on pourrait en ajouter un huitième, du groupe 1 : l’hydrogène. Comme pour les métaux, un essai séparé – avec un accent particulier sur les « orphelins » – est consacré aux non-métaux.

Métalloïdes et autres désignations de « famille ». DESIGNATIONS.

Occupant une région diagonale entre les métaux et les non-métaux se trouvent les métalloïdes, des éléments qui présentent des caractéristiques à la fois des métaux et des non-métaux. Ils sont tous solides, mais ne sont pas lustrés, et conduisent modérément bien la chaleur et l’électricité. Les six métalloïdes sont le silicium, le germanium, l’arsenic, l’antimoine, le tellure et le polonium. L’astate est parfois identifié comme un septième métalloïde ; cependant, dans ce livre, il est traité comme un membre de la famille des halogènes.

Certaines sources énumèrent des » familles » plutôt que des collections de métaux, métalloïdes et non-métaux » orphelins « , dans les groupes 3 à 6. Ces désignations ne sont pas utilisées dans ce livre ; cependant, il convient de les mentionner brièvement. Le groupe 3 est parfois appelé la famille du bore ; le groupe 4, la famille du carbone ; le groupe 5, la famille de l’azote ; et le groupe 6, la famille de l’oxygène. Le groupe 5 est parfois désigné comme les pnictogènes, et le groupe 6 comme les chalcogènes.

Où en savoir plus

Bankston, Sandy. « Explorez le tableau périodique et les familles d’éléments » Département des sciences de l’école Rice (site Web). <http://www.ruf.rice.edu/~sandyb/Lessons/chem.html&gt ; (23 mai 2001).

Challoner, Jack. Le dictionnaire visuel de la chimie. New York : DK Publishing, 1996.

« Elementistory » (site Web). <http://smallfry.dmu.ac.uk/chem/periodic/elementi.html&gt ; (22 mai 2001).

« Familles d’éléments » (site Web). <http://homepages.stuy.edu/~bucherd/ch23/families.html> (May 23, 2001).

Knapp, Brian J. and David Woodroffe. The Periodic Table. Danbury, CT: Grolier Educational, 1998.

Maton, Anthea. Exploring Physical Science. Upper Saddle River, N.J.: Prentice Hall, 1997.

Oxlade, Chris. Elements and Compounds. Chicago: Heinemann Library, 2001.

« The Pictorial Periodic Table » (Web site). <http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic/periodic.html> (May 22, 2001).

Stwertka, Albert. A Guide to the Elements. New York: Oxford University Press, 1998.

« Visual Elements » (Web site). <http://www.chemsoc.org/viselements/> (May 22, 2001).

KEY TERMS

ACTINIDES:

Those transition metalsthat fill the 5f orbital. Parce que l’actinium – qui ne remplit pas l’orbitale 5f – présente des caractéristiques similaires à celles des actinides, il est généralement considéré comme faisant partie de la famille des actinides.

MÉTAUX ALKALI:

Tous les membres, à l’exception de l’hydrogène, du groupe 1 du tableau périodique des éléments, avec des configurations électroniques de valence de ns 1.

Métaux terrestres alcalins:

Groupe 2 du tableau périodique des éléments, avec des configurations d’électrons de valence de ns 2.

ELECTRON CLOUD:

Terme utilisé pour décrire le motif formé par les orbitales.

FAMILLES D’ELEMENTS:

Eléments apparentés, notamment les gaz nobles, les halogènes, les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux, les métaux de transition, les lanthanides et les actinides. En outre, les métaux, les non-métaux et les métalloïdes forment des familles vaguement définies. D’autres désignations de familles – comme la famille du carbone – sont parfois utilisées.

État fondamental :

Terme décrivant l’état d’un atome à son niveau d’énergie ordinaire.

GROUPS :

Colonnes du tableau périodique des éléments. Elles sont ordonnées en fonction du nombre d’électrons de valence dans les enveloppes extérieures des atomes pour les éléments représentés.

HALOGÈNES:

Groupe 7 du tableau périodique des éléments, avec des configurations d’électrons de valence de ns 2np 5.

ION:

Atome ou atomes qui ont perdu ou gagné un ou plusieurs électrons, et qui ont donc une charge électrique nette.

LANTHANIDES:

Les métaux de transitionqui remplissent l’orbitale 4f. Parce que le lanthane – qui ne remplit pas l’orbitale 4f – présente des caractéristiques similaires à celles des lanthanides, il est généralement considéré comme faisant partie de la famille des lanthanides.

ÉLÉMENTS DU GROUPE MAIN:

Les 44 éléments des groupes 1 à 8 du tableau périodique des éléments, pour lesquels le nombre d’électrons de valence est égal au numéro du groupe. (La seule exception est l’hélium.) Les éléments du groupe principal, également appelés éléments représentatifs, comprennent les familles des métaux alcalins, des métaux alcalino-terreux, des halogènes et des gaz nobles, ainsi que d’autres métaux, non-métaux et métalloïdes.

MÉTALLOÏDES:

Éléments qui présentent des caractéristiques à la fois des métaux et des non-métaux. Les métalloïdes sont tous solides, mais ne sont pas lustrés ou brillants, et ils conduisent modérément bien la chaleur et l’électricité. Les six métalloïdes occupent une région diagonale entre les métaux et les non-métaux sur le côté droit du tableau périodique. L’astate est parfois incluse avec les métalloïdes, mais dans ce livre, elle est traitée dans le contexte de la famille des halogènes.

MÉTAUX:

Ensemble de 87 éléments qui comprend de nombreuses familles – les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux, les métaux de transition, les lanthanides et les actinides, ainsi que sept éléments des groupes 3 à 5. Les métaux, qui occupent la partie gauche, le centre et une partie de la partie droite du tableau périodique, ont un aspect lustré ou brillant et sont malléables, ce qui signifie qu’ils peuvent être moulés dans différentes formes sans se briser. Ils sont d’excellents conducteurs de chaleur et d’électricité, et ont tendance à former des ions positifs en perdant des électrons.

Gaz nobles :

Groupe 8 du tableau périodique des éléments, qui ont tous (à l’exception de l’hélium) des configurations d’électrons de valence de ns 2np 6.

NONMÉTAUX:

Éléments qui ont un aspect terne, ne sont pas malléables, sont de mauvais conducteurs de chaleur et d’électricité et ont tendance à gagner des électrons pour former des ions négatifs. Ils sont donc à l’opposé des métaux à bien des égards, comme le veut leur nom. Mis à part l’hydrogène, les 18 autres non-métaux occupent le côté supérieur droit du tableau périodique et comprennent les gaz nobles, les halogènes et sept éléments des groupes 3 à 6.

ORBITAL:

Modèle de probabilités concernant la position d’un électron pour un anatomie dans un état énergétique particulier. Plus le niveau d’énergie principal est élevé, plus le motif des orbitales est complexe. Les quatre types de modèles d’orbitales sont désignés comme s, p, d et f – chacun d’entre eux étant plus complexe que le précédent.

Tableau périodique des éléments :

Tableau qui montre les éléments disposés par ordre de numéro atomique, ainsi que le symbole chimique et la masse atomique moyenne (en unités de masse atomique) pour cet élément particulier.

PÉRIODES :

Les rangées du tableau périodique des éléments. Elles représentent des niveaux d’énergie successifs dans les atomes des éléments concernés.

NIVEAU D’ENERGIE PRINCIPALE:

Valeur indiquant la distance à laquelle un électron peut s’éloigner du noyau de l’anatomie. Cette valeur est désignée par un nombre entier, commençant par 1 et allant vers le haut. Plus le niveau d’énergie principal est élevé, plus l’énergie de l’atome est grande et plus le motif des orbitales est complexe.

ÉLÉMENTS RÉPRESENTATIFS :

Voir les éléments du groupe principal.

MÉTAUX DE TRANSITION :

Groupe de 40 éléments, auxquels on n’attribue pas de numéro de groupe dans la version nord-américaine du tableau périodique. Ce sont les seuls éléments qui remplissent les orbitales d.

ÉLECTRONS DE VALENCE :

Les électrons qui occupent les niveaux d’énergie les plus élevés de l’anatomie. Ce sont les électrons qui interviennent dans la liaison chimique.