Pourquoi les lanthanides et les actinides sont-ils en bas du tableau périodique ?

Où ils se trouvent réellement

Suivez les numéros atomiques le long de la période 6 : césium (55), baryum (56), puis un saut jusqu’au hafnium (72). Les 15 éléments du lanthane (57) au lutécium (71) comblent ce vide. La période 7 présente le même vide entre le radium (88) et le rutherfordium (104), comblé par les 15 éléments de l’actinium (89) au lawrencium (103).

De nombreux tableaux marquent l’emplacement dans le groupe 3 par un symbole de remplacement portant la mention 57–71 ou 89–103. Si vous glissiez les deux lignes à leur place, les périodes 6 et 7 contiendraient chacune 32 éléments, et le tableau aurait 32 colonnes au lieu de 18. Cette disposition large s’appelle le tableau périodique en forme longue, ou à 32 colonnes.

Le bloc f

Les lanthanides et les actinides forment le bloc f. Le long de ces lignes, les électrons s’ajoutent principalement à une sous-couche f située deux couches sous la plus externe : 4f pour les lanthanides et 5f pour les actinides. Une sous-couche f contient 14 électrons, c’est pourquoi le bloc f est large de 14 colonnes.

Chaque ligne énumère 15 éléments, un de plus que les 14 colonnes du bloc f. C’est parce que le lanthane et le lutécium comptent tous deux comme lanthanides, et l’actinium et le lawrencium comme actinides, alors qu’un seul de chaque paire appartient réellement au groupe 3. Les chimistes débattent encore de la paire concernée.

Comme les électrons ajoutés se trouvent très profondément dans l’atome, les électrons les plus externes changent à peine le long de chaque ligne. Chaque lanthanide se termine par 6s² ; le néodyme, par exemple, est [Xe] 4f⁴ 6s². C’est pourquoi les lanthanides sont si semblables chimiquement et si difficiles à séparer.

Les lanthanides

Les lanthanides, avec le scandium et l’yttrium, sont souvent appelés terres rares. Malgré ce nom, la plupart ne sont pas particulièrement rares dans la croûte terrestre ; ils sont simplement dispersés et difficiles à séparer les uns des autres.

Ce sont pour la plupart des métaux mous et argentés qui forment généralement des ions +3. Beaucoup sont essentiels à la technologie moderne : le néodyme sert dans les aimants permanents puissants des moteurs, des casques audio et des éoliennes, le samarium dans les aimants samarium–cobalt résistants à la chaleur, l’europium dans les luminophores des écrans et des lampes, et le gadolinium dans les produits de contraste pour l’IRM. Le long de la série, les atomes rétrécissent légèrement, de 240 pm pour le lanthane à 221 pm pour le lutécium dans les données de ce site, un effet appelé contraction lanthanidique.

Les actinides

Tous les actinides sont radioactifs. Seuls le thorium et l’uranium existent en grandes quantités dans la nature. L’actinium et le protactinium existent à l’état de traces dans les minerais d’uranium et de thorium, tout comme des traces de neptunium et de plutonium, mais presque tous les éléments après l’uranium sont produits dans des réacteurs nucléaires ou des accélérateurs de particules.

L’uranium et le plutonium sont les combustibles de l’énergie nucléaire, et l’américium 241 est utilisé dans de nombreux détecteurs de fumée domestiques. Les actinides présentent une plus grande variété de charges que les lanthanides : l’uranium, par exemple, peut être +3, +4, +5 ou +6. Les actinides les plus lourds, comme le nobélium et le lawrencium, n’ont jamais été produits qu’en infimes quantités.

Les lire dans le tableau

Lorsque vous cherchez un lanthanide ou un actinide, rappelez-vous que sa période est 6 ou 7 même s’il est imprimé sur une ligne du bas. Le néodyme (60) est en période 6, et l’uranium (92) est en période 7. De nombreux tableaux laissent le numéro de groupe vide pour ces éléments, car les colonnes du bloc f ne font pas partie des 18 groupes numérotés.

Une façon rapide de retenir les plages : la ligne des lanthanides commence juste après le baryum (56) et celle des actinides juste après le radium (88), les deux métaux du groupe 2 au bas de leur colonne.