Les tendances du tableau périodique expliquées

La tendance du rayon atomique

Le rayon atomique diminue de gauche à droite dans une période et augmente en descendant dans un groupe. En allant vers la droite, chaque élément ajoute un proton, mais son nouvel électron entre dans la même couche externe, où il n’écrante que faiblement les autres. La charge nucléaire effective ressentie par les électrons externes augmente et les rapproche du noyau. En descendant, chaque période ajoute une nouvelle couche plus éloignée du noyau, donc les atomes grossissent.

Les rayons indiqués sont des rayons de van der Waals provenant de PubChem, en picomètres. Ils suivent nettement la tendance en descendant dans un groupe, du lithium (182 pm) au sodium (227 pm) puis au potassium (275 pm), mais sont moins réguliers le long d’une période.

La tendance de l’énergie d’ionisation

L’énergie d’ionisation, l’énergie nécessaire pour arracher l’électron le plus externe d’un atome, augmente le long d’une période et diminue en descendant dans un groupe. Les atomes plus petits retiennent plus fortement leurs électrons externes, il faut donc plus d’énergie pour en arracher un. Dans les périodes 2 à 6, le métal alcalin a la valeur la plus basse et le gaz noble la plus haute, avec de petits creux au groupe 13 et, dans les périodes 2 à 4, au groupe 16.

La tendance de l’électronégativité

L’électronégativité, l’attraction d’un atome sur les électrons partagés d’une liaison, augmente elle aussi le long d’une période et diminue en descendant dans un groupe, pour la même raison : une charge nucléaire effective plus forte agissant sur des électrons plus proches du noyau. Le fluor, en haut à droite, est l’élément le plus électronégatif. Les gaz nobles sont généralement laissés de côté, car l’hélium, le néon et l’argon ne forment aucun composé.

La tendance du caractère métallique

Le caractère métallique décrit la facilité avec laquelle un atome perd des électrons et se comporte comme un métal. Il suit le rayon atomique : il augmente en descendant dans un groupe et diminue le long d’une période, car de grands atomes aux électrons externes faiblement retenus les cèdent facilement. Les éléments les plus métalliques se trouvent en bas à gauche, les plus non métalliques en haut à droite, et les métalloïdes le long de la ligne en escalier marquent la transition. La vue métaux, non-métaux et métalloïdes montre cette séparation.

Exemple : le sodium et le chlore

Le sodium et le chlore se trouvent aux extrémités opposées de la période 3. Le sodium a un rayon de 227 pm, une première énergie d’ionisation de 5,139 eV et une électronégativité de 0,93. Le chlore a un rayon de 175 pm, une énergie d’ionisation de 12,968 eV et une électronégativité de 3,16. Le sodium cède facilement son unique électron externe et le chlore attire fortement les électrons, donc lorsqu’ils réagissent, l’électron passe du sodium au chlore, formant le composé ionique qu’est le chlorure de sodium.