Tableau périodique des éléments — Wikipédia

Le tableau périodique des éléments, également appelé tableau ou table de Mendeleïev, classification périodique des éléments ou simplement tableau périodique, représente tous les éléments chimiques, ordonnés par numéro atomique croissant et organisés en fonction de leur configuration électronique, laquelle sous-tend leurs propriétés chimiques.

La conception de ce tableau est généralement attribuée au chimiste russe Dmitri Ivanovitch Mendeleïev, qui, en 1869, construisit une table, différente de celle qu'on utilise aujourd'hui^[a], mais semblable dans son principe, dont le grand intérêt était de proposer une classification systématique des éléments connus à l'époque en vue de souligner la périodicité de leurs propriétés chimiques, d'identifier les éléments qui restaient à découvrir, voire de prédire certaines propriétés d'éléments chimiques alors inconnus.

Le tableau périodique a connu de nombreux réajustements depuis lors jusqu'à prendre la forme que nous lui connaissons aujourd'hui. Il est devenu un référentiel universel auquel peuvent être rapportés tous les types de comportements physiques et chimiques des éléments. Depuis la mise à jour de l'UICPA du 28 novembre 2016, sa forme standard comporte 118 éléments^[1], allant de l'hydrogène ₁H à l'oganesson ₁₁₈Og.

Le tableau périodique standard

Ce tableau est la représentation la plus usuelle de la classification des éléments chimiques. Certains chimistes ont proposé d'autres façons de classer les éléments, mais celles-ci restent bornées au domaine scientifique.

**Tableau périodique des éléments**
CAS	I A	II A		III B	IV B	V B	VI B	VII B	VIII B	VIII B	VIII B	I B	II B	III A	IV A	V A	VI A	VII A	VIII A
IUPAC	I A	II A		III A	IV A	V A	VI A	VII A	VIII	VIII	VIII	I B	II B	III B	IV B	V B	VI B	VII B	O
	Bloc s		f	Bloc d										Bloc p (He dans bloc s)
↓→	1	2		3^[b]	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1	1 H																		2 He
2	3 Li	4 Be												5 B	6 C	7 N	8 O	9 F	10 Ne
3	11 Na	12 Mg												13 Al	14 Si	15 P	16 S	17 Cl	18 Ar
4	19 K	20 Ca		21 Sc	22 Ti	23 V	24 Cr	25 Mn	26 Fe	27 Co	28 Ni	29 Cu	30 Zn	31 Ga	32 Ge	33 As	34 Se	35 Br	36 Kr
5	37 Rb	38 Sr		39 Y	40 Zr	41 Nb	42 Mo	43 Tc	44 Ru	45 Rh	46 Pd	47 Ag	48 Cd	49 In	50 Sn	51 Sb	52 Te	53 I	54 Xe
6	55 Cs	56 Ba	*	71 Lu	72 Hf	73 Ta	74 W	75 Re	76 Os	77 Ir	78 Pt	79 Au	80 Hg	81 Tl	82 Pb	83 Bi	84 Po	85 At	86 Rn
7	87 Fr	88 Ra	* *	103 Lr	104 Rf	105 Db	106 Sg	107 Bh	108 Hs	109 Mt	110 Ds	111 Rg	112 Cn	113 Nh	114 Fl	115 Mc	116 Lv	117 Ts	118 Og
			↓
Lanthanides			*	57 La	58 Ce	59 Pr	60 Nd	61 Pm	62 Sm	63 Eu	64 Gd	65 Tb	66 Dy	67 Ho	68 Er	69 Tm	70 Yb
Actinides			* *	89 Ac	90 Th	91 Pa	92 U	93 Np	94 Pu	95 Am	96 Cm	97 Bk	98 Cf	99 Es	100 Fm	101 Md	102 No

Légende		L'abondance naturelle est indiquée par le bord des cases :		L'état standard à 0 °C et 1 atm
		Trait continu	Élément primordial	est indiqué par la couleur du numéro atomique :
94 Pu	← Numéro atomique	Tirets épais	Produit de désintégration d'autres éléments	Noir	Bleu	Rouge	Gris
	← Symbole chimique	Pointillés clairs	Élément synthétique (artificiel)	Solide	Liquide	Gazeux	Inconnu

Les **familles d'éléments** sont indiquées par la couleur des cases^[c] :
Métaux						Non-métaux
Alcalins	Alcalino- terreux	Lanthanides	Métaux de transition	Métaux pauvres	Métalloïdes	Autres non-métaux	Halogènes	Gaz nobles	Éléments non classés
		Actinides

Parmi les 118 éléments chimiques connus, 83 sont dits primordiaux parce qu'ils possèdent au moins un isotope stable ou suffisamment stable pour être plus ancien que la Terre. Parmi eux, trois sont radioactifs : l'uranium ₉₂U, le thorium ₉₀Th et le bismuth ₈₃Bi ; la radioactivité de ce dernier est cependant si faible qu'elle n'a été mise en évidence qu'en 2003^[5].

11 éléments existent naturellement dans l'environnement terrestre, mais sont trop radioactifs pour que leurs isotopes présents lors de la formation du Système solaire aient pu subsister jusqu'à nos jours : ils sont formés continuellement par désintégration radioactive d'autres éléments chimiques, principalement de l'uranium et du thorium. C'est par exemple le cas du technétium ₄₃Tc, le plus léger d'entre eux, qui est un produit de fission de l'uranium, ou encore du plutonium ₉₄Pu, le plus lourd d'entre eux, qui est considéré comme un radioisotope naturel présent à l'état de traces dans la pechblende, principal minerai d'uranium. La chaîne de désintégration de l'uranium 238, principal isotope naturel de l'uranium, produit ainsi continuellement du protactinium ²³⁴Pa, du thorium ²³⁴Th et ²³⁰Th, du radium ²²⁶Ra, du radon ²²²Rn, du polonium ²¹⁸Po, ²¹⁴Po et ²¹⁰Po, du bismuth ²¹⁴Bi et ²¹⁰Bi, et du plomb ²¹⁴Pb, ²¹⁰Pb et ²⁰⁶Pb ; ce dernier est stable.

Les 24 derniers éléments sont dits synthétiques, car ils n'existent pas naturellement dans l'environnement terrestre et sont produits artificiellement dans les réacteurs nucléaires ou expérimentalement en laboratoire. On peut cependant trouver certains d'entre eux dans la nature à la suite d'essais nucléaires atmosphériques ou d'accidents nucléaires, comme c'est le cas, dans certaines zones contaminées, pour l'américium ₉₅Am, le curium ₉₆Cm, le berkélium ₉₇Bk et le californium ₉₈Cf. Hors de notre planète, ces éléments, ainsi que l'einsteinium ₉₉Es, sont peut-être produits naturellement par processus r^[6] lors d'explosions de supernovae, comme on l'a longtemps pensé de l'isotope ²⁵⁴Cf^[7]^,^[8]^,^[9], hypothèse cependant réfutée depuis lors^[10] ; ils auraient également été détectés dans le spectre de l'étoile de Przybylski^[11].

Parmi les 103 éléments dont l'état standard est connu aux conditions normales de température et de pression (0 °C et 1 atm), 90 sont solides, 11 sont gazeux, et seulement deux sont liquides : le brome ₃₅Br, fondant à −7,2 °C, et le mercure ₈₀Hg, fondant à −38,8 °C ; plusieurs éléments solides ont cependant un point de fusion voisin de la température ambiante, par exemple le francium ₈₇Fr, à 27 °C, le césium ₅₅Cs, à 28,5 °C, le gallium ₃₁Ga, à 29,8 °C, le rubidium ₃₇Rb, à 39,3 °C, ou encore le phosphore blanc ₁₅P, à 44,2 °C.

Construction du tableau

Dans la mesure où les propriétés physico-chimiques des éléments reposent sur leur configuration électronique, cette dernière est sous-jacente à l'agencement du tableau périodique. Ainsi, chaque ligne du tableau, appelée période, correspond à une couche électronique, identifiée par son nombre quantique principal, noté $n$ : il existe sept couches électroniques connues à l'état fondamental, donc sept périodes dans le tableau périodique standard, numérotées de 1 à 7. Chaque période est elle-même scindée en un à quatre blocs, qui correspondent aux sous-couches électroniques, identifiées par leur nombre quantique secondaire, noté $ℓ$ : il existe quatre types de sous-couches électroniques connues à l'état fondamental, notées s, p, d et f (ces lettres viennent d'abréviations utilisées initialement en spectroscopie). Chacune de ces sous-couches contient respectivement 1, 3, 5 et 7 orbitales atomiques, identifiées par leur nombre quantique magnétique, noté $m ℓ$ . Enfin, chaque orbitale est occupée par au plus deux électrons, identifiés chacun par leur nombre quantique magnétique de spin, noté $m s$ .

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15

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1

H

He

2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

4

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

5

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

6

Cs

Ba

*

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

7

Fr

Ra

*
*

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

↓

*

La

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

*
*

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Blocs du tableau périodique

ℓ

=0

ℓ

=3

ℓ

=2

ℓ

=1

1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

5s

4d

5p

6s

4f

5d

6p

7s

5f

6d

7p

Orbitales par sous-couches constituant les blocs du tableau périodique.

Chaque électron d'un atome est donc décrit par quatre nombres quantiques, qui vérifient les propriétés suivantes :

le nombre quantique principal $n$ est un nombre entier naturel non nul : $n$ ≥ 1 ;
le nombre quantique azimutal $ℓ$ est un nombre entier positif ou nul vérifiant 0 ≤ $ℓ$ ≤ $n$ – 1 ;
le nombre quantique magnétique $m ℓ$ est un nombre entier vérifiant – $ℓ$ ≤ $m ℓ$ ≤ $ℓ$ ;
le nombre quantique magnétique de spin $m s$ vaut – $1 / 2$ ou + $1 / 2$ , les électrons correspondants étant couramment représentés par les symboles ↓ et ↑.

En vertu du principe d'exclusion de Pauli, selon lequel deux fermions (ici, deux électrons) d'un même système (ici, un même atome) ne peuvent partager le même état quantique, les sous-couches électroniques s, p, d et f ne peuvent contenir chacune qu'au plus 2, 6, 10 et 14 électrons respectivement ; dans le tableau périodique, elles matérialisent ainsi le bloc s, le bloc p, le bloc d et le bloc f, contenant respectivement 2, 6, 10 et 14 éléments par période.

Si l'on respecte la construction du tableau par blocs en fonction des configurations électroniques, l'hélium devrait se trouver au-dessus du béryllium dans la 2^e colonne, celle dont les atomes ont une sous-couche externe ns², et non au-dessus du néon dans la 18^e colonne, dont les atomes ont une sous-couche externe np⁶ ; l'hélium est cependant positionné usuellement dans la 18^e colonne, car c'est celle des gaz nobles, dont il fait chimiquement partie.

Règle de Klechkowski

Ordre indicatif de remplissage des couches et des sous-couches par énergie croissante selon la règle de Klechkowski.
Construction du tableau à partir des orbitales atomiques.

Toutes les sous-couches d'une période n'appartiennent pas nécessairement à la même couche électronique : à partir de la 3^e période, des sous-couches appartenant à des couches différentes se remplissent sur une même période. En effet, la distribution des électrons sur les différents niveaux d'énergie quantiques autour de l'atome obéit au principe d'Aufbau (« édification » en allemand), selon lequel l'ordre précis des sous-couches électroniques est donné par la règle de Klechkowski : les sous-couches sont remplies afin que les valeurs $n$ + $ℓ$ puis $n$ soient croissantes, avec $n$ le nombre quantique principal et $ℓ$ le nombre quantique azimutal.

Distribution des électrons dans les orbitales atomiques par sous-couche électronique
Période	Sous-couche	Nombres quantiques		Nombre quantique magnétique							Nombre d'électrons
Période	Sous-couche	Principal	Azimutal	-3	-2	-1	0	1	2	3	Sous-couche	Période
n^o 1	1s	$n$ = 1	$ℓ$ = 0				↑ ↓				2	2
n^o 2	2s	$n$ = 2	$ℓ$ = 0				↑ ↓				2	8
n^o 2	2p	$n$ = 2	$ℓ$ = 1			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			6	8
n^o 3	3s	$n$ = 3	$ℓ$ = 0				↑ ↓				2	8
n^o 3	3p	$n$ = 3	$ℓ$ = 1			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			6	8
n^o 4	4s	$n$ = 4	$ℓ$ = 0				↑ ↓				2	18
	3d	$n$ = 3	$ℓ$ = 2		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓		10
	4p	$n$ = 4	$ℓ$ = 1			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			6
n^o 5	5s	$n$ = 5	$ℓ$ = 0				↑ ↓				2	18
	4d	$n$ = 4	$ℓ$ = 2		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓		10
	5p	$n$ = 5	$ℓ$ = 1			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			6
n^o 6	6s	$n$ = 6	$ℓ$ = 0				↑ ↓				2	32
	4f	$n$ = 4	$ℓ$ = 3	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	14
	5d	$n$ = 5	$ℓ$ = 2		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓		10
	6p	$n$ = 6	$ℓ$ = 1			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			6
n^o 7	7s	$n$ = 7	$ℓ$ = 0				↑ ↓				2	32
	5f	$n$ = 5	$ℓ$ = 3	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	14
	6d	$n$ = 6	$ℓ$ = 2		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓		10
	7p	$n$ = 7	$ℓ$ = 1			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			6

C'est la succession des sous-couches électroniques de chaque période qui détermine la structure du tableau périodique en blocs, chaque période étant définie par le retour d'une sous-couche s suivant une sous-couche p de la période précédente, avec un nombre quantique principal incrémenté d'une unité.

Exceptions et règle de Hund

La règle de Klechkowski est observée pour plus de 80 % des 103 éléments dont la configuration électronique à l'état fondamental est connue avec précision, mais une vingtaine d'éléments y font exception. L'état fondamental est en effet, par définition, celui dont l'énergie est la plus faible, et le nombre quantique magnétique de spin des électrons entre en jeu pour déterminer cette énergie : plus le spin résultant des électrons d'une orbitale atomique est élevé, plus la configuration de ces électrons sur cette orbitale est stable (règle de Hund). Il s'ensuit que, pour les éléments du bloc d et du bloc f (métaux de transition, lanthanides et actinides), il est énergétiquement moins favorable de suivre la règle de Klechkowski que de favoriser l'occupation impaire des sous-couches les plus externes lorsque la couche d ou f est vide, à moitié remplie ou entièrement remplie, car l'écart d'énergie entre ces sous-couches est inférieur au gain d'énergie induit par la redistribution des électrons de telle sorte que leur nombre quantique magnétique de spin résultant soit le plus élevé — dans le tableau qui suit, les distributions d'électrons irrégulières sont indiquées en gras :


Élément chimique			Famille	Configuration électronique
24	Cr	Chrome	Métal de transition	[Ar] 4s¹ 3d⁵
28	Ni	Nickel	Métal de transition	[Ar] 4s¹ 3d⁹ ( * )
29	Cu	Cuivre	Métal de transition	[Ar] 4s¹ 3d¹⁰
41	Nb	Niobium	Métal de transition	[Kr] 5s¹ 4d⁴
42	Mo	Molybdène	Métal de transition	[Kr] 5s¹ 4d⁵
44	'Ru	Ruthénium	Métal de transition	[Kr] 5s¹ 4d⁷
45	Rh	Rhodium	Métal de transition	[Kr] 5s¹ 4d⁸
46	Pd	Palladium	Métal de transition	[Kr] 4d¹⁰
47	Ag	Argent	Métal de transition	[Kr] 5s¹ 4d¹⁰
57	La	Lanthane	Lanthanide	[Xe] 6s² 5d¹
58	Ce	Cérium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f¹ 5d¹
64	Gd	Gadolinium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f⁷ 5d¹
78	Pt	Platine	Métal de transition	[Xe] 6s¹ 4f¹⁴ 5d⁹
79	Au	Or	Métal de transition	[Xe] 6s¹ 4f¹⁴ 5d¹⁰
89	Ac	Actinium	Actinide	[Rn] 7s² 6d¹
90	Th	Thorium	Actinide	[Rn] 7s² 6d²
91	Pa	Protactinium	Actinide	[Rn] 7s² 5f² 6d¹
92	U	Uranium	Actinide	[Rn] 7s² 5f³ 6d¹
96	Cm	Curium	Actinide	[Rn] 7s² 5f⁷ 6d¹
103	Lr	Lawrencium	Actinide	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 7p¹

( * ) Le nickel présente en réalité deux configurations électroniques correspondant à des énergies totales qui se recouvrent. Les manuels notent généralement la configuration régulière [Ar] 4s² 3d⁸, étayée par les données expérimentales, car elle contient le niveau d'énergie le moins élevé. Cependant, c'est la configuration irrégulière [Ar] 4s¹ 3d⁹ qui présente l'énergie moyenne la moins élevée des deux, de sorte que cette configuration est souvent retenue dans les calculs.

Périodicité des propriétés chimiques

Le grand intérêt de la classification périodique est d'organiser les éléments chimiques de telle sorte que leurs propriétés physico-chimiques puissent être largement prédites par leur position dans la table. Ces propriétés évoluent différemment selon qu'on se déplace verticalement ou horizontalement dans le tableau.

Périodes et groupes du tableau périodique

Articles détaillés : période du tableau périodique et groupe du tableau périodique.

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Nb

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Au

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Eu

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Tableau périodique des éléments chimiques

Une période désigne une ligne du tableau périodique. Elle se définit par le remplissage progressif des sous-couches électroniques jusqu'à atteindre la sous-couche s de la couche électronique suivante. Les propriétés des éléments varient généralement beaucoup le long d'une période, mais peuvent être localement assez semblables et constituer des familles d'éléments chimiques complètes, notamment dans le bloc d (métaux dits « de transition ») et surtout dans le bloc f (lanthanides sur la 6^e période et actinides sur la 7^e période).

Un groupe désigne une colonne du tableau périodique. Chacun des 18 groupes du tableau périodique standard constitue souvent un ensemble d'éléments aux propriétés distinctes des groupes voisins, notamment aux extrémités gauche et droite du tableau périodique (c'est-à-dire dans les blocs s et p), où ils se sont vu attribuer des noms d'usage au fil du temps :

métaux alcalins = groupe 1 (bloc s) excepté l'hydrogène
métaux alcalino-terreux = groupe 2 (bloc s)
pnictogènes = groupe 15 (bloc p)
chalcogènes = groupe 16 (bloc p)
halogènes = groupe 17 (bloc p)
gaz nobles = groupe 18 (bloc p) dont l'hélium (bloc s)

Si les termes pnictogène et chalcogène sont aujourd'hui assez désuets, les quatre autres en revanche sont encore très employés car ils se confondent usuellement avec des familles de même nom :

Groupe 1 : métaux alcalins

Hormis l'hydrogène, les éléments du premier groupe du tableau périodique constituent la famille des métaux alcalins. Il s'agit de métaux peu denses de couleur argentée et à bas point de fusion, plutôt mous à température ambiante, formant des composés ioniques avec les halogènes et chimiquement très réactifs — ils réagissent violemment avec l'eau pour donner des hydroxydes qui sont des bases fortes — de sorte qu'on ne les trouve jamais sous forme élémentaire dans le milieu naturel.

Groupe 2 : métaux alcalino-terreux

Un peu plus durs et plus denses que les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux forment également des composés ioniques avec les halogènes mais ne réagissent pas avec l'eau à température ambiante, seulement avec la vapeur d'eau pour former des hydroxydes très basiques.

Groupe 17 : halogènes

Hormis l'astate et le tennesse en bas de la colonne, les éléments du 17^e groupe forment la famille des halogènes. Ils existent sous forme élémentaire diatomique et donnent des acides forts avec l'hydrogène. Ils forment des composés ioniques avec les métaux alcalins et les métaux alcalino-terreux. C'est le seul groupe du tableau dont l'état standard des éléments peut être gazeux (fluor, chlore), liquide (brome) ou solide (iode) aux conditions normales de température et de pression (on ignore si le copernicium est gazeux, auquel cas ce serait également vrai pour le 12^e groupe).

Groupe 18 : gaz nobles

Hormis l'oganesson en bas de la colonne, les éléments du 18^e groupe forment la famille des gaz nobles. Aux conditions normales de température et de pression, ce sont des gaz monoatomiques incolores et inodores quasiment dépourvus de réactivité chimique, dont les points de fusion et d'ébullition sont séparés de moins de 10 °C à pression atmosphérique.

Le groupe 3 est un cas particulier dans la mesure où sa composition ne fait pas l'objet d'un consensus parmi les chimistes : si les éléments des périodes 4 et 5 qui le constituent sont toujours le scandium et l'yttrium, ceux des périodes 6 et 7 sont en revanche ou bien le lanthane et l'actinium, ou bien le lutécium et le lawrencium. Cela signifie que la composition des blocs d et f est également variable selon les auteurs, car le groupe 3 fait partie du bloc d. La première option, plaçant le lanthane et l'actinium dans le groupe 3, et donc dans le bloc d, était prépondérante jusqu'au début du siècle, avec, semble-t-il, un renversement de tendance depuis lors ; ce choix relève essentiellement d'une convention : les propriétés chimiques du scandium, de l'yttrium et des 15 lanthanides (lanthane et lutécium compris) sont ainsi suffisamment semblables pour que ces éléments soient collectivement appelés terres rares. De son côté, l'Union internationale de chimie pure et appliquée (IUPAC) a émis en janvier 2021 une proposition plaçant le lutécium et le lawrencium dans le groupe 3 comme compromis satisfaisant les principes généraux qui, selon elle, doivent guider la mise en forme du tableau périodique^[4].

Variations des propriétés des éléments à travers le tableau

La description quantique de la configuration électronique des atomes permet d'expliquer la similitude des propriétés chimiques au sein d'un groupe par une configuration identique des électrons dans la couche de valence. Le rayon atomique augmente rapidement de haut en bas d'une colonne, car à chaque période s'ajoute une couche électronique. En corollaire, l'énergie d'ionisation et l'électronégativité diminuent, car les électrons périphériques sont moins fortement liés au noyau dans le bas du tableau.

Outre les analyses par lignes et par colonnes, le tableau périodique permet également d'établir des relations diagonales entre certains éléments chimiques des deuxième et troisième périodes qui se trouvent en diagonale les uns par rapport aux autres dans le tableau. Il s'agit toujours de la direction diagonale allant du haut à gauche vers le bas à droite, car parcourir une période vers la droite et descendre le long d'une colonne se traduisent de façon opposée sur la couche de valence des atomes (respectivement, diminution et augmentation du rayon atomique, d'où augmentation et diminution de l'électronégativité). Il s'ensuit certaines similitudes entre éléments diagonaux, qui pourtant ne partagent ni la même période ni le même groupe : la distribution des métalloïdes dans le tableau périodique illustre cet effet.

Rayon atomique

D'une manière générale, le rayon atomique tend à décroître lorsqu'on parcourt une période de gauche à droite, depuis les métaux alcalins jusqu'aux gaz nobles, et à croître lorsqu'on parcourt un groupe de haut en bas. Il croît brutalement lorsqu'on passe d'une période à la suivante, entre le gaz noble d'une période P et le métal alcalin de la période P + 1. Ceci s'explique très bien par les couches électroniques constituant les atomes, et ces observations fournissent des preuves importantes pour l'élaboration et la confirmation des théories de la mécanique quantique.

La décroissance du rayon atomique le long des périodes résulte notamment du fait que la charge électrique du noyau atomique augmente tout au long de chaque période, ce qui accroît l'attraction du noyau sur les électrons et réduit par conséquent le volume des orbitales atomiques. La contraction des lanthanides, observée au cours du remplissage de la sous-couche 4f, illustre très bien ce phénomène : le rayon atomique de l'osmium (élément 76) est quasiment identique à celui du ruthénium (élément 44), qui lui est juste au-dessus dans le tableau. Cette particularité s'observe le long de la 6^e période à partir du hafnium (élément 72) jusqu'au platine (élément 78), après lequel elle est masquée par un effet relativiste appelé effet de paire inerte. Un phénomène semblable s'observe également avec le remplissage des sous-couches nd du bloc d, mais est moins marqué que celui observé avec les lanthanides, bien qu'il ait la même origine.

Le tableau ci-dessous présente les rayons de covalence moyens mesurés pour la plupart des atomes, qui illustrent les tendances observées pour les rayons atomiques à travers le tableau périodique :

H
31

He
28

Li
128

Be
96

B
84

C
76

N
71

O
66

F
57

Ne
58

Na
166

Mg
141

Al
121

Si
111

P
107

S
105

Cl
102

Ar
106

K
203

Ca
176

Sc
170

Ti
160

V
153

Cr
139

Mn
139

Fe
132

Co
126

Ni
124

Cu
132

Zn
122

Ga
122

Ge
120

As
119

Se
120

Br
120

Kr
116

Rb
220

Sr
195

Y
190

Zr
175

Nb
164

Mo
154

Tc
147

Ru
146

Rh
142

Pd
139

Ag
145

Cd
144

In
142

Sn
139

Sb
139

Te
138

I
139

Xe
140

Cs
244

Ba
215

*

Lu
187

Hf
175

Ta
170

W
162

Re
151

Os
144

Ir
141

Pt
136

Au
136

Hg
132

Tl
145

Pb
146

Bi
148

Po
140

At
150

Rn
150

Fr
260

Ra
221

**

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

↓

*

La
207

Ce
204

Pr
203

Nd
201

Pm
199

Sm
198

Eu
198

Gd
196

Tb
194

Dy
192

Ho
192

Er
189

Tm
190

Yb
187

**

Ac
215

Th
206

Pa
200

U
196

Np
190

Pu
187

Am
180

Cm
169

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Tableau périodique des éléments indiquant leur rayon de covalence expérimental^[12] en picomètres

Énergie d'ionisation

L'énergie d'ionisation, qui correspond implicitement à l'énergie de première ionisation, est l'énergie minimum nécessaire pour retirer un électron à un atome et former un cation. L'électron retiré est le moins lié au noyau atomique et se trouve dans la couche de valence. L'énergie de deuxième ionisation est par conséquent l'énergie nécessaire pour retirer un deuxième électron à l'ion précédemment formé, etc. Pour un atome donné, les énergies d'ionisation successives augmentent avec le degré d'ionisation. Pour le magnésium, par exemple, l'énergie de première ionisation est de 738 kJ·mol^-1 pour former le cation Mg⁺, tandis que l'énergie de deuxième ionisation est de 1 450 kJ·mol^-1 pour former le cation Mg²⁺. Cela s'explique par le fait que les électrons sont d'autant plus liés au noyau qu'ils sont dans des sous-couches intérieures, ce qui explique également que l'énergie de première ionisation croisse quand on se rapproche du haut et de la droite du tableau.

L'énergie d'ionisation fait un bond lorsqu'on tente d'arracher un électron à une configuration électronique de gaz noble, ce qui est par exemple le cas du magnésium ionisé deux fois Mg²⁺, dont la configuration électronique est très semblable à celle du néon : l'énergie de troisième ionisation passe à 7 730 kJ·mol^-1 pour former le cation Mg³⁺ et correspond à l'arrachement d'un électron de la sous-couche 2p après que les deux électrons de la sous-couche 3s ont été retirés lors des première et deuxième ionisations.

Le tableau ci-dessous représente la première énergie d'ionisation mesurée pour la plupart des éléments, ce qui permet de visualiser les variations de cette grandeur à travers le tableau périodique. On observe en particulier plusieurs minima locaux autour de l'angle inférieur gauche des différents blocs, césium et francium pour le bloc s, actinium pour le bloc f, lawrencium pour le bloc d et thallium pour le bloc p :

H
13,598

He
24,587

Li
5,3917

Be
9,3227

B
8,298

C
11,26

N
14,534

O
13,618

F
17,423

Ne
21,565

Na
5,1391

Mg
7,6462

Al
5,9858

Si
8,1517

P
10,487

S
10,36

Cl
12,968

Ar
15,76

K
4,3407

Ca
6,1132

Sc
6,5615

Ti
6,8281

V
6,7462

Cr
6,7665

Mn
7,434

Fe
7,9024

Co
7,881

Ni
7,6398

Cu
7,7264

Zn
9,3942

Ga
5,9993

Ge
7,8994

As
9,7886

Se
9,7524

Br
11,814

Kr
14

Rb
4,1771

Sr
5,6949

Y
6,2171

Zr
6,6339

Nb
6,7588

Mo
7,0924

Tc
7,28

Ru
7,3605

Rh
7,4589

Pd
8,3369

Ag
7,5762

Cd
8,9938

In
5,7864

Sn
7,3439

Sb
8,6084

Te
9,0096

I
10,451

Xe
12,13

Cs
3,8939

Ba
5,2117

*

Lu
5,4259

Hf
6,825

Ta
7,5496

W
7,864

Re
7,8335

Os
8,4382

Ir
8,967

Pt
8,9587

Au
9,2255

Hg
10,438

Tl
6,1082

Pb
7,4167

Bi
7,2856

Po
8,417

At
9,3175

Rn
10,749

Fr
4,0727

Ra
5,2784

**

Lr
4,9

Rf
6

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

↓

*

La
5,5769

Ce
5,5387

Pr
5,473

Nd
5,525

Pm
5,582

Sm
5,6436

Eu
5,6704

Gd
6,1501

Tb
5,8638

Dy
5,9389

Ho
6,0215

Er
6,1077

Tm
6,1843

Yb
6,2542

**

Ac
5,17

Th
6,3067

Pa
5,89

U
6,1941

Np
6,2657

Pu
6,0262

Am
5,9738

Cm
5,9915

Bk
6,1979

Cf
6,2817

Es
6,42

Fm
6,5

Md
6,58

No
6,65

Tableau périodique des éléments indiquant leur 1^re énergie d'ionisation expérimentale^[14]^,^[15] en eV

Électronégativité

L'électronégativité est une indication de la tendance d'un atome à attirer les électrons. Elle dépend à la fois du numéro atomique et de l'éloignement des électrons de valence par rapport au noyau atomique. Plus l'électronégativité est élevée, plus l'élément attire les électrons. Cette grandeur, déterminée par exemple par l'échelle de Pauling, suit globalement la même tendance que l'énergie d'ionisation : elle croît quand on va vers le haut et vers la droite du tableau, avec un maximum pour le fluor et un minimum pour le francium. Il existe cependant des exceptions à cette règle générale, qui suivent les exceptions à l'évolution du rayon atomique : le gallium et le germanium ont une électronégativité supérieure à celle de l'aluminium et du silicium respectivement en raison de la contraction du bloc d. Les éléments de la 4^e période qui viennent immédiatement après les métaux de transition ont des rayons atomiques particulièrement petits, d'où une électronégativité plus élevée. On observe également que les métaux du groupe du platine et les métaux nobles ont une électronégativité particulièrement élevée et croissante vers le bas du tableau, phénomène qu'on observe également le long du groupe n^o 6.

H
2,2

He

Li
0,98

Be
1,57

B
2,04

C
2,55

N
3,04

O
3,44

F
3,98

Ne

Na
0,93

Mg
1,31

Al
1,61

Si
1,9

P
2,19

S
2,58

Cl
3,16

Ar

K
0,82

Ca
1

Sc
1,36

Ti
1,54

V
1,63

Cr
1,66

Mn
1,55

Fe
1,83

Co
1,88

Ni
1,91

Cu
1,9

Zn
1,65

Ga
1,81

Ge
2,01

As
2,18

Se
2,55

Br
2,96

Kr
3

Rb
0,82

Sr
0,95

Y
1,22

Zr
1,33

Nb
1,6

Mo
2,16

Tc
1,9

Ru
2,2

Rh
2,28

Pd
2,2

Ag
1,93

Cd
1,69

In
1,78

Sn
1,96

Sb
2,05

Te
2,1

I
2,66

Xe
2,6

Cs
0,79

Ba
0,89

*

Lu
1,27

Hf
1,3

Ta
1,5

W
2,36

Re
1,9

Os
2,2

Ir
2,2

Pt
2,28

Au
2,54

Hg
2

Tl
1,62

Pb
2,33

Bi
2,02

Po
2

At
2,2

Rn
2,2

Fr
0,7

Ra
0,9

**

Lr
1,3

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

↓

*

La
1,1

Ce
1,12

Pr
1,13

Nd
1,14

Pm
1,13

Sm
1,17

Eu
1,2

Gd
1,2

Tb
1,1

Dy
1,22

Ho
1,23

Er
1,24

Tm
1,25

Yb
1,1

**

Ac
1,1

Th
1,3

Pa
1,5

U
1,38

Np
1,26

Pu
1,28

Am
1,13

Cm
1,28

Bk
1,3

Cf
1,3

Es
1,3

Fm
1,3

Md
1,3

No
1,3

Tableau périodique des éléments indiquant leur électronégativité selon l'échelle de Pauling

Affinité électronique

L'affinité électronique d'un atome est la quantité d'énergie libérée lorsqu'un électron est ajouté à un atome neutre pour former un anion. Cette grandeur varie beaucoup d'un élément à un autre, mais des tendances sont perceptibles à travers le tableau périodique, présentant certaines similitudes avec l'électronégativité. Les halogènes présentent la plus forte affinité électronique, très supérieure à celle de tous les autres éléments ; elle est maximum pour le chlore, et non le fluor, à la différence de l'électronégativité.

D'une manière générale, les non-métaux ont une affinité électronique plus positive que celle des métaux, tandis que celle des gaz nobles, réagissant trop peu, n'a pas été mesurée. L'affinité électronique croît généralement le long d'une période, mais il est plus difficile de dégager une tendance le long des groupes : elle devrait décroître en descendant le long d'un groupe puisque les couches de valence sont de moins en moins liées au noyau, mais on observe expérimentalement qu'environ un tiers des éléments échappent à cette tendance, et présentent une affinité électronique supérieure à celle de l'élément situé au-dessus d'eux dans le tableau périodique ; seul le 1^er groupe, celui des métaux alcalins, est caractérisé par une décroissance régulière de l'affinité électronique.

Caractère métallique

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

1

H

He

2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

4

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

5

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

6

Cs

Ba

*

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

7

Fr

Ra

*
*

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

↓

*

La

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

*
*

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Li

Métaux alcalins

Be

Métaux alcalino-terreux

La

Ac

Sc

Al

B

C

Non-métaux polyatomiques

O

Non-métaux diatomiques

Ne

Non-métaux monoatomiques

Nh

Nature chimique inconnue

En fonction de leurs propriétés physiques et chimiques générales, les éléments peuvent être classés en métaux, métalloïdes et non-métaux :

les métaux sont généralement des solides brillants très conducteurs susceptibles de former des alliages avec d'autres métaux ainsi que des composés ioniques avec des non-métaux ;
les non-métaux sont des isolants souvent gazeux susceptibles de former des composés covalents avec d'autres non-métaux et des composés ioniques avec des métaux ;
les métalloïdes présentent des propriétés intermédiaires entre métaux et non-métaux, et sont situés, dans le tableau, entre ces deux catégories d'éléments.

Plus l'énergie d'ionisation, l'électronégativité et l'affinité électronique sont faibles, plus l'élément a un caractère métallique prononcé. Réciproquement, les éléments pour lesquels ces grandeurs sont élevées sont non métalliques. Les non-métaux se regroupent par conséquent autour de l'angle supérieur droit du tableau (typiquement le fluor et le chlore), tandis que la grande majorité des éléments ont un caractère métallique plus ou moins prononcé, les plus métalliques se regroupant autour de l'angle inférieur gauche (typiquement le francium et le césium). Entre ces deux extrêmes, on a coutume de distinguer parmi les métaux :

les métaux alcalins, les plus réactifs ;
les métaux alcalino-terreux, réactifs à un degré moindre que les précédents ;
les lanthanides et les actinides, dont font partie tous les métaux du bloc f ;
les métaux de transition, comprenant la majeure partie des métaux du bloc d ;
les métaux pauvres, dont font partie tous les métaux du bloc p.

Parmi les non-métaux, on peut distinguer, outre les familles conventionnelles :

les non-métaux polyatomiques, rappelant les métalloïdes et susceptibles de présenter un caractère métallique (carbone graphite et sélénium gris, par exemple) ;
les non-métaux diatomiques, essentiellement non métalliques hormis dans des conditions particulières (hydrogène métallique et phase ζ de l'oxygène par exemple)
les non-métaux monoatomiques, qui sont les gaz nobles et sont essentiellement inertes chimiquement.

Familles d'éléments chimiques et autres regroupements

Au-delà des lignes, des colonnes et des diagonales, les éléments sont traditionnellement regroupés en familles aux propriétés physico-chimiques homogènes :

famille des métaux alcalins, égale au groupe 1, moins l'hydrogène.
famille des métaux alcalino-terreux, confondue avec le groupe 2.
famille des lanthanides, égale aux éléments du bloc f de la 6^e période, plus le lutécium ₇₁Lu.
famille des actinides, égale aux éléments du bloc f de la 7^e période, plus le lawrencium ₁₀₃Lr.
famille des métaux de transition, égale aux éléments du bloc d moins le lutécium ₇₁Lu, le lawrencium ₁₀₃Lr, les éléments du groupe 12 et certains éléments de la 7^e période, mais incluant le copernicium ₁₁₂Cn.
famille des métaux pauvres, parfois dits « de post-transition », dont l'étendue peut varier selon les auteurs et qui regroupe les métaux du bloc p ainsi que ceux du groupe 12 hormis le copernicium ₁₁₂Cn. ;
famille des métalloïdes, intermédiaires entre métaux et non-métaux ;
famille des non-métaux, regroupant tous les éléments non métalliques n'appartenant pas aux deux dernières colonnes du tableau ;
famille des halogènes, comprenant les quatre premiers éléments du groupe 17 ;
famille des gaz nobles, comprenant les six premiers éléments du groupe 18.

Aux extrémités gauche et droite du tableau, ces familles se confondent à peu près avec les groupes, tandis qu'au centre du tableau elles ont plutôt tendance à se confondre avec les blocs, voire avec les périodes. Ces regroupements d'éléments fondés sur leurs propriétés physiques et chimiques sont par essence imparfaits, car ces propriétés varient souvent de manière assez continue à travers le tableau périodique, de sorte qu'il est fréquent d'observer des recouvrements aux limites entre ces regroupements. Ainsi, le béryllium est toujours classé parmi les métaux alcalins bien que ses oxydes soient amphotères et qu'il présente une tendance marquée à former des composés covalents, deux caractéristiques des métaux pauvres comme l'aluminium. De même, le radon est toujours classé comme gaz noble bien qu'il ne soit pas chimiquement inerte et tende à former des composés ioniques, ce qui le rapproche des métaux.

D'autres regroupements sont également en usage, par exemple :

les terres rares, qui comprennent le scandium ₂₁Sc, l'yttrium ₃₉Y et les lanthanides ;
le groupe du platine, qui regroupe les éléments des groupes 7 à 10 des périodes 5 et 6 ;
la classification géochimique des éléments, qui définit les éléments lithophiles, sidérophiles, chalcophiles et atmophiles ;
etc.

Limites à la périodicité aux confins du tableau

La configuration électronique des éléments est décrite de façon satisfaisante par le modèle des orbitales atomiques jusqu'au milieu de la 7^e période. Pour Z >> 100, des effets relativistes deviennent significatifs sur des électrons en interaction avec un noyau très fortement chargé, certaines corrections induites par l'électrodynamique quantique ne peuvent plus être négligées, les approximations considérant les électrons de façon individuelle pour déterminer les orbitales — approximation du champ central — ne sont plus valides, et des effets de couplage spin-orbite redistribuent les niveaux d'énergie, et donc les sous-couches électroniques. Il s'ensuit que la distribution des électrons autour du noyau devient délicate à modéliser pour ces éléments, et qu'on peut s'attendre à ce que leurs propriétés chimiques soient plus difficiles à prévoir.

Si les propriétés physiques et chimiques de tous les éléments jusqu'au hassium ₁₀₈Hs sont bien connues, seuls deux éléments de numéro atomique supérieur à 108 ont fait l'objet d'études expérimentales : le copernicium ₁₁₂Cn et le flérovium ₁₁₄Fl ; on n'a par conséquent que très peu d'informations sur les propriétés physiques et chimiques des autres éléments de numéro atomique supérieur à 108.

Le copernicium ₁₁₂Cn, dont les propriétés chimiques ont été particulièrement étudiées, s'est révélé être un homologue plus volatil du mercure et prolonge donc bien le groupe 12^[16]. Il peut ainsi être rangé parmi les métaux pauvres comme le mercure, mais il semble également répondre à la définition de l'IUPAC pour les éléments de transition, c'est-à-dire « un élément chimique dont les atomes ont une sous-couche électronique d incomplète, ou qui peuvent former des cations dont la sous-couche électronique d est incomplète^[17] » en raison d'effets relativistes stabilisant la sous-couche électronique s au détriment de la sous-couche d : le cation Cn²⁺ aurait ainsi la configuration électronique [Rn]5f¹⁴ 6d⁸ 7s². Le copernicium présente par ailleurs certaines propriétés le rapprochant des gaz nobles^[18] et pourrait d'ailleurs être gazeux^[19].

Le flérovium, quant à lui, présente des propriétés ambiguës : davantage métal que gaz noble, contrairement à ce que laissaient penser les premiers résultats obtenus en 2008^[20], il serait lui aussi volatil, mais plus réactif que le copernicium, et pourrait appartenir, tout comme lui, à une nouvelle famille correspondant à des « métaux volatils », intermédiaires entre métaux et gaz nobles du point de vue de leurs propriétés d'adsorption sur l'or^[21] ; dans la mesure où il s'avère chimiquement semblable au plomb, il peut être vu comme un métal pauvre, mais ne peut en toute rigueur être rangé dans une famille d'éléments en l'état actuel de nos connaissances.

Les propriétés de l'oganesson ₁₁₈Og, qui devrait être un gaz noble en vertu de sa position en bas de la 18^e colonne du tableau, n'ont pas été étudiées expérimentalement ; des modélisations suggèrent qu'il pourrait peut-être s'agir d'un solide semiconducteur ayant des propriétés évoquant les métalloïdes^[16].

Isotopes et radioactivité

Isotopes

Radioactivité

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

1

H

He

2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

4

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

5

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

6

Cs

Ba

*

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

7

Fr

Ra

*
*

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

↓

*

La

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

*
*

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Pb

Un isotope au moins de cet élément est stable

Cm

Un isotope a une période d'au moins 4 millions d'années

Cf

Un isotope a une période d'au moins 800 ans

Md

Un isotope a une période d'au moins 1 journée

Bh

Un isotope a une période d'au moins 1 minute

Og

Tous les isotopes connus ont une période inférieure à 1 minute

80 des 118 éléments du tableau périodique standard possèdent au moins un isotope stable : ce sont tous les éléments de numéro atomique compris entre 1 (hydrogène) et 82 (plomb) hormis le technétium ₄₃Tc et le prométhium ₆₁Pm, qui sont radioactifs.

Dès le bismuth ₈₃Bi, tous les isotopes des éléments connus sont radioactifs. L'isotope ²⁰⁹Bi a ainsi une période radioactive valant un milliard de fois l'âge de l'univers. Lorsque la période dépasse quatre millions d'années, la radioactivité produite par ces isotopes devient négligeable et présente à court terme un risque sanitaire très faible : c'est par exemple le cas de l'uranium 238, dont la période est de près de 4,5 milliards d'années et dont la toxicité est avant tout chimique^[22]^,^[23]^,^[24], à travers notamment des composés solubles tels que UF₆, UO₂F₂, UO₂Cl₂, UO₂(NO₃)₂, UF₄, UCl₄, UO₃, certains composés peu solubles tels que UO₂ et U₃O₈ étant quant à eux radiotoxiques^[25].

Au-delà de Z = 110 (darmstadtium ²⁸¹Ds), tous les isotopes des éléments ont une période radioactive de moins de 30 secondes, et de moins d'un dixième de seconde à partir de l'élément 115 (moscovium ²⁸⁸Mc).

Le modèle en couches de la structure nucléaire permet de rendre compte de la plus ou moins grande stabilité des noyaux atomiques en fonction de leur composition en nucléons (protons et neutrons). En particulier, des « nombres magiques » de nucléons, conférant une stabilité particulière aux atomes qui en sont composés, ont été observés expérimentalement, et expliqués par ce modèle^[26]^,^[27]. Le plomb 208, qui est le plus lourd des noyaux stables existants, est ainsi composé du nombre magique de 82 protons et du nombre magique de 126 neutrons.

Certaines théories^[d] extrapolent ces résultats en prédisant l'existence d'un îlot de stabilité parmi les nucléides superlourds, pour un « nombre magique » de 184 neutrons et — selon les théories et les modèles — 114, 120, 122 ou 126 protons ; une approche plus moderne montre toutefois, par des calculs fondés sur l'effet tunnel, que, si de tels noyaux doublement magiques sont probablement stables du point de vue de la fission spontanée, ils devraient cependant subir des désintégrations α avec une période radioactive de quelques microsecondes^[28]^,^[29]^,^[30], tandis qu'un îlot de relative stabilité pourrait exister autour du darmstadtium 293, correspondant aux nucléides définis par Z compris entre 104 et 116 et N compris entre 176 et 186 : ces éléments pourraient avoir des isotopes présentant des périodes radioactives de l'ordre de la minute.

Extension du tableau périodique

Article détaillé : tableau périodique étendu.

Limite du tableau périodique

On ignore jusqu'à combien de protons et d'électrons un même atome peut contenir. La limite d'observabilité pratique est généralement estimée à au plus Z = 130^[31], dans la mesure où l'existence des atomes superlourds se heurte à la limite de stabilité des noyaux^[32]. Cela place la fin du tableau périodique peu après l'une des valeurs proposées pour le dernier îlot de stabilité, centré dans ce cas autour de Z = 126.

Richard Feynman releva en 1948 qu'une interprétation simple de l'équation de Dirac semi-relativiste aboutit à une impossibilité pour représenter les orbitales atomiques lorsque le numéro atomique vaut Z > ¹⁄_α ≈ 137, où α est la constante de structure fine : de tels atomes ne pourraient avoir d'orbitale électronique stable pour plus de 137 électrons, ce qui rendrait impossible l'existence d'atomes électriquement neutres au-delà de 137 protons ; l'élément 137 est depuis lors parfois surnommé « feynmanium »^[33]. Le modèle de Bohr donne par ailleurs une vitesse supérieure à celle de la lumière pour les électrons de la sous-couche 1s dans le cas où Z > 137. Une étude plus poussée, prenant notamment en compte la taille non nulle du noyau, montre cependant que le nombre critique de protons pour lequel l'énergie de liaison électron-noyau devient supérieure à 2m₀c², où m₀ représente la masse au repos d'un électron ou d'un positron, vaut Z_crit ≈ 173 : dans ce cas, si la sous-couche 1s n'est pas pleine, le champ électrostatique du noyau y crée une paire électron-positron^[34]^,^[35], d'où l'émission d'un positron^[36] ; si ce résultat n'écarte pas complètement la possibilité d'observer un jour des atomes comprenant plus de 173 protons, il met en lumière un facteur supplémentaire d'instabilité les concernant.

Conjectures au-delà de la 7^e période

Articles détaillés : période 8 du tableau périodique, période 9 du tableau périodique et tableau périodique étendu.

Au-delà des sept périodes standard, une huitième période est envisagée pour classer les atomes — à ce jour inobservés — ayant plus de 118 protons. Cette huitième période serait la première à posséder des éléments du bloc g, caractérisés à l'état fondamental par des électrons sur une orbitale g. Néanmoins, compte tenu des limites à la périodicité aux confins du tableau — effets relativistes sur les électrons des très gros atomes — qui deviennent significatifs dès le dernier tiers de la 7^e période, il est peu probable que la configuration électronique de tels atomes obéisse aux règles observées tout au long des six premières périodes. Il est en particulier délicat d'établir le nombre d'éléments contenus dans ce bloc g : la règle de Klechkowski en prédit 18, mais la méthode de Hartree-Fock en prédit 22.

Le tableau périodique étendu à la huitième période avec 22 éléments dans le bloc g pourrait ainsi présenter l'aspect suivant :

1

H

He

2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

4

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

5

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

6

Cs

Ba

La

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

7

Fr

Ra

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

8

119

120

*

143

144

145

146

147

148

149

150

151

152

153

154

155

156

157

158

159

160

161

162

163

164

165

166

167

168

169

170

171

172

↓

*

121

122

123

124

125

126

127

128

129

130

131

132

133

134

135

136

137

138

139

140

141

142

Une neuvième période est parfois évoquée, mais, compte tenu de l'incertitude réelle quant à la possibilité d'observer à terme plus d'une dizaine d'éléments nouveaux sur la huitième période, tous les éléments de numéro atomique supérieur à 130 relèvent a priori de la pure extrapolation mathématique. À noter qu'une variante de la table ci-dessus, proposée par Fricke et al. en 1971^[37] et revue par Pekka Pyykkö en 2011^[38], répartit les 172 mêmes éléments sur 9 périodes, et non 8, en les distribuant de manière non périodique : les éléments 139 et 140 sont ainsi placés entre les éléments 164 et 169, dans le bloc p et non plus dans le bloc g, tandis que les éléments 165 à 168 sont placés sur une 9^e période dans les blocs s et p.

Historique

De la toute première tentative de classification des éléments chimiques par Antoine Lavoisier en 1789 au tableau périodique de Glenn Seaborg que nous utilisons aujourd'hui, de nombreux hommes de sciences, issus d'horizons — et parfois de disciplines — différents, ont apporté chacun leur contribution, sur une période de près de deux siècles.

Première classification d'Antoine Lavoisier

C'est en 1789 que le chimiste français Antoine Lavoisier a publié à Paris son Traité élémentaire de chimie, présenté dans un ordre nouveau et d'après les découvertes modernes. Cet ouvrage en deux volumes a jeté les bases de la chimie moderne, en faisant le point sur les connaissances de la fin du XVIII^e siècle dans cette discipline. Il y précise notamment le concept d'élément chimique comme une substance simple qui ne peut être décomposée en d'autres substances, avec en corollaire la loi fondamentale de conservation de la masse de chacune de ces substances simples au cours des réactions chimiques. Il mentionna également le fait que de nombreuses substances considérées comme simples par le passé, se sont révélées être en réalité des composés chimiques (par exemple, l'huile et le sel marin), et il précisa s'attendre à ce qu'on considère sous peu les terres (c'est-à-dire certains minerais) comme des substances composées de nouveaux éléments.

Il publia dans cet ouvrage un tableau récapitulatif des « substances » considérées à son époque comme des éléments chimiques, en prenant soin d'établir une équivalence avec le vocabulaire hérité des alchimistes afin d'éliminer toute ambiguïté. Ce tableau, qui se voulait exhaustif et outil de référence, mentionnait ainsi, parmi les éléments chimiques, la lumière et le feu, encore considérés à cette époque comme des principes « chimiques » bien que Lavoisier lui-même ait invalidé la théorie du phlogistique :

	Noms nouveaux	Noms anciens correspondants
Substances simples qui appartiennent aux trois règnes et qu'on peut regarder comme les éléments des corps^[e]	Lumière
	Calorique	Chaleur Principe de la chaleur Fluide igné Feu Matière du feu et de la chaleur
	Oxygène	Air déphlogistiqué Air empiréal Air vital Base de l'air vital
	Azote	Gaz phlogistiqué Mossette Base de la mossette
	Hydrogène	Gaz inflammable Base du gaz inflammable
Substances simples non-métalliques oxydables et acidifiables	Soufre
	Phosphore
	Carbone	Charbon pur
	Radical muriatique^[f]	Inconnu
	Radical fluorique^[g]	Inconnu
	Radical boracique^[h]	Inconnu
Substances simples métalliques oxydables et acidifiables	Antimoine
	Argent
	Arsenic
	Bismuth
	Cobalt
	Cuivre
	Étain
	Fer
	Manganèse
	Mercure
	Molybdène
	Nickel
	Or
	Platine
	Plomb
	Tungstène
	Zinc
Substances simples salifiables terreuses^[i]	Chaux	Terre calcaire Chaux
	Magnésie	Magnésie Base du sel d'Epsom
	Barite	Barote Terre pesante
	Alumine	Argile Terre de l'alun Base de l'alun
	Silice	Terre siliceuse Terre vitrifiable
« Tableau des substances simples » publié par Antoine Lavoisier en 1789^[39].

Les éléments chimiques y sont classés en quatre familles :

Les éléments impondérables (gaz et autres « essences »)
Les non-métaux
Les métaux
Les « terres », à savoir des minerais (oxydes, sulfates) considérés comme corps simples.

Le chlore est désigné comme « radical muriatique », car Lavoisier considérait que tous les acides étaient des oxoacides — le nom oxygène signifie étymologiquement « formant des acides » — et cherchait donc le « radical » que l'oxygène aurait rendu acide — l'acide muriatique désignait l'acide chlorhydrique, qui ne contient cependant pas d'oxygène.

Cette classification a surtout le mérite de clarifier certaines notions fondamentales, mais ne révèle encore aucune périodicité des propriétés des éléments classés : les métaux sont ainsi recensés tout simplement par ordre alphabétique en français.

Triades de Johann Döbereiner

La première tentative de classification moderne des éléments chimiques revient au chimiste allemand Johann Wolfgang Döbereiner qui, en 1817, nota que la masse atomique du strontium (88) était approximativement égale à la moyenne arithmétique des masses atomiques du calcium (40) et du baryum (137), qui ont des propriétés chimiques semblables (aujourd'hui, ils sont classés parmi les métaux alcalino-terreux). En 1829, il avait découvert deux autres « triades » de ce type : celle des halogènes (la masse atomique du brome (80) étant égale à la moyenne arithmétique (81) de celles du chlore (35,5) et de l'iode (127)) et celle des métaux alcalins (la masse atomique du sodium (23) étant égale à la moyenne arithmétique de celles du lithium (7) et du potassium (39)).

D'autres chimistes identifièrent d'autres séries d'éléments, et Leopold Gmelin publia en 1843 la première édition de son Handbuch der Chemie, qui mentionnait des triades, ainsi que trois « tétrades » et une « pentade » — azote, phosphore, arsenic, antimoine et bismuth, que nous connaissons aujourd'hui comme les éléments du groupe 15 du tableau périodique.

Tétrades de Jean-Baptiste Dumas

En 1859, le chimiste français Jean-Baptiste Dumas généralisa les triades de Döbereiner en les étendant en tétrades incluant les éléments les plus légers, définies non plus par les moyennes arithmétiques, mais par une progression similaire d'une tétrade à l'autre, par exemple :

Fluor = 19 (+ 16,5) Chlore = 35,5 (+ 44,5) Brome = 80 (+ 47) Iode = 127
Magnésium = 24 (+ 16) Calcium = 40 (+ 48) Strontium = 88 (+ 49) Baryum = 137

Bien qu'en apparence similaire à celle de Döbereiner, l'approche de Dumas était potentiellement bien plus féconde, car applicable de façon pertinente à un bien plus grand nombre d'éléments : alors que les progressions arithmétiques sont restreintes à quelques groupes d'éléments, l'incrément constaté par Dumas entre éléments successifs aux propriétés similaires mesure précisément la longueur de la période qui sépare ces deux éléments — incrément d'environ 16 entre les deux premiers éléments d'une tétrade, puis incrément d'environ 48 entre deuxième et troisième éléments, puis entre troisième et quatrième éléments.

Vis tellurique de Chancourtois

Le premier à remarquer la périodicité des propriétés chimiques des éléments fut le géologue français Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois lorsqu'il classa en 1862 les éléments chimiques alors connus en fonction de leur masse atomique déterminée en 1858 par le chimiste italien Stanislao Cannizzaro. Il normalisa la masse atomique de tous les éléments en prenant celle de l'oxygène égale à 16, et, considérant que « les propriétés des éléments sont les propriétés des nombres » organisa les éléments chimiques en spirale sur un cylindre divisé en seize parties, de telle sorte que les éléments aux propriétés similaires apparaissent l'un au-dessus de l'autre.

Chancourtois remarqua alors que certaines « triades » se retrouvaient précisément alignées dans cette représentation, ainsi que la tétrade oxygène – soufre – sélénium – tellure, qui se trouvait également avoir des masses atomiques à peu près multiples de seize (respectivement 16, 32, 79 et 128). C'est la raison pour laquelle il appela cette représentation « vis tellurique » en référence au tellure. C'était la première ébauche de classification périodique des éléments. Celle-ci ne retint cependant pas l'attention de la communauté scientifique, car Chancourtois n'était pas chimiste et avait employé des termes appartenant plutôt au domaine de la géochimie dans la publication qu'il avait adressée à l'Académie des sciences, laquelle fut éditée de surcroît sans ses schémas explicatifs, ce qui rendit le texte abscons.

D'un point de vue conceptuel, c'était une grande avancée, mais, d'un point de vue pratique, Chancourtois n'avait pas identifié la période correcte pour les éléments les plus lourds, de sorte que, dans sa représentation, une même colonne regroupait le bore, l'aluminium et le nickel, ce qui est correct pour les deux premiers, mais totalement erroné d'un point de vue chimique pour le troisième.

Loi des octaves de John Newlands

Dans la foulée, le chimiste anglais John Alexander Reina Newlands publia en 1863 une classification périodique qui eut, elle, un plus fort retentissement (quoique tardif, et a posteriori), car il avait organisé les premiers éléments alors connus par masse atomique croissante — plus précisément, par masse équivalente croissante — dans un tableau à sept lignes en les arrangeant de telle sorte que leurs propriétés chimiques soient similaires par lignes, sans hésiter à placer deux éléments dans une même case si nécessaire pour éviter de laisser des cases vides par ailleurs.

Ce faisant, il avait identifié une nouvelle triade, dont les extrémités étaient le silicium et l'étain, et dont l'élément médian restait à découvrir : il prédit ainsi l'existence du germanium, en lui assignant une masse atomique d'environ 73. Mais la grande faiblesse de son travail était qu'il n'avait pas laissé de case vide dans son tableau pour accueillir notamment le futur germanium : il avait en fait cherché avant tout à classer les éléments connus dans un tableau complet sans chercher de classification plus large tenant compte de possibles éléments à découvrir, qu'il avait pourtant pressentis. De plus, comme Chancourtois, il avait un problème de périodicité, car si les éléments légers connus à l'époque avaient bien une périodicité chimique tous les sept éléments, cela cessait d'être valable au-delà du calcium, et le tableau de Newlands s'avère alors inopérant :

	I.	II.	III.	IV.	V.	VI.	VII.	VIII.
1	H	F	Cl	Co & Ni	Br	Pd	I	Pt & Ir
2	Li	Na	K	Cu	Rb	Ag	Cs	Tl
3	Be	Mg	Ca	Zn	Sr	Cd	Ba & V	Pb
4	B	Al	Cr	Y	Ce & La	U	Ta	Th
5	C	Si	Ti	In	Zr	Sn	W	Hg
6	N	P	Mn	As	Di & Mo	Sb	Nb	Bi
7	O	S	Fe	Se	Rh & Ru	Te	Au	Os
Tableau de John Newlands illustrant la « loi des octaves »^[40], 1865.

La mise en évidence d'une périodicité globale jusqu'au calcium était néanmoins une grande avancée, et Newlands présenta cette classification en l'appelant « loi des octaves » par analogie avec les sept notes de musique, mais ce travail fut assez mal accueilli par ses pairs de la Société de chimie de Londres, qui le tournèrent souvent en ridicule et firent obstacle à sa publication ; ce n'est qu'après la publication des travaux de Dmitri Mendeleïev que la qualité de cette analyse a été reconnue.

Notation d'éléments manquants par William Odling

Le chimiste anglais William Odling — secrétaire de la Société de chimie de Londres, et donc rival de Newlands — travaillait également, dans les années 1860, à une table périodique des éléments chimiques remarquablement proche de celle que publierait Mendeleïev en 1869. Elle était organisée en périodes verticales avec des cases vides pour les éléments manquants et plaçait — à la différence du premier tableau de Mendeleïev — le platine, le mercure, le thallium et le plomb dans les bons groupes. Son action négative à l'encontre de Newlands entacha néanmoins définitivement la renommée d'Odling, et sa contribution à l'élaboration du tableau périodique des éléments est aujourd'hui largement méconnue.

Introduction de la valence avec Lothar Meyer

La contribution du chimiste allemand Lothar Meyer est à peine mieux reconnue que celle d'Odling, car ses travaux décisifs ont été publiés après ceux de Mendeleïev alors qu'ils étaient pour la plupart antérieurs. Il publia ainsi une première version de sa classification des éléments en 1864, puis finalisa en 1868 une seconde version plus aboutie qui ne fut intégralement publiée qu'à sa mort, en 1895.

Le premier tableau de Meyer comprenait vingt-huit éléments classés en six familles définies par leur valence : c'était un grand pas en direction de la forme moderne du tableau périodique, organisé en groupes dépendant de la configuration électronique des éléments, elle-même directement en relation avec leur valence ; ce n'était néanmoins pas encore le même tableau qu'aujourd'hui, car les éléments étaient toujours rangés par masse atomique croissante. Le second tableau de Meyer, qui élargissait et corrigeait le premier, fut publié en 1870, quelques mois après celui de Mendeleïev, dont il renforça l'impact sur la communauté scientifique en apportant aux thèses du chimiste russe, encore très contestées, le soutien de travaux indépendants. La grande force de ce travail résidait dans les périodes de longueur variable, avec une disposition des éléments qui permettait d'éviter les regroupements fâcheux de Newlands, tels que le fer, l'or et certains éléments du groupe du platine parmi l'oxygène, le soufre, et les autres éléments du groupe 16 :

I.	II.	III.	IV.	V.	VI.	VII.	VIII.	IX.
	B = 11,0	Al = 27,3		?		?In = 113,4		Tl = 202,7
			?		?		?
	C = 11,97	Si = 28		?		Sn = 117,8		Pb = 206,4
			Ti = 48		Zr = 89,7		?
	N = 14,01	P = 30,9		As = 74,9		Sb = 122,1		Bi = 207,9
			V = 51,2		Nb = 93,7		Ta = 182,2
	O = 15,96	S = 31,98		Se = 78		Te = 128?		?
			Cr = 54,4		Mo = 95,6		W = 183,5
?	F = 19,1	Cl = 35,38		Br = 79,75		I = 126,5		?
			Mn = 54,8		Ru = 103,5		Os = 198,6
			Fe = 55,9		Rh = 104,1		Ir = 196,7
			Co = Ni = 58,6		Pd = 106,2		Pt = 196,7
Li = 7,01	Na = 22,99	K = 39,04		Rb = 85,2		Cs = 132,7		?
			Cu = 63,3		Ag = 107,66		Au = 196,2
?Be = 9,3	Mg = 23,9	Ca = 39,9		Sr = 87,0		Ba = 136,8		?
			Zn = 64,9		Cd = 116,6		Hg = 199,8
Tableau périodique des éléments chimiques de Julius Lothar Meyer^[41], publié en 1870.

Meyer avait également remarqué que si l'on trace une courbe représentant en abscisse la masse atomique et en ordonnée le volume atomique de chaque élément, cette courbe présente une série de maxima et de minima périodiques, les maxima correspondant aux éléments les plus électropositifs.

Classification périodique de Mendeleïev

Malgré la qualité réelle des travaux de ses contemporains, c'est bien au chimiste russe Dmitri Mendeleïev qu'on doit le premier tableau périodique des éléments s'approchant de celui que nous utilisons aujourd'hui, non seulement dans sa forme, mais surtout par la vision qui l'accompagne. À la différence de ses prédécesseurs, Mendeleïev a, en effet, formulé explicitement en quoi son tableau constituait un outil d'analyse théorique des propriétés de la matière :

les éléments chimiques, lorsqu'ils sont ordonnés par masse atomique croissante, montrent une périodicité de leurs propriétés chimiques ;
les éléments qui ont des propriétés chimiques semblables ont soit des masses atomiques semblables (osmium, iridium, platine par exemple), soit des masses atomiques croissantes de façon arithmétique (potassium, rubidium, césium par exemple) ;
la disposition des éléments ou des groupes d'éléments dans la table par masse atomique croissante correspond à leur valence et est en rapport, dans une certaine mesure, avec leurs propriétés chimiques ;
les éléments les plus abondants dans le milieu naturel sont ceux qui ont la plus faible masse atomique ;
la valeur de la masse atomique détermine les propriétés des éléments chimiques ;
la masse atomique de certains éléments devrait parfois être revue, car le tableau est plus cohérent en réarrangeant certains éléments — typiquement, le tellure — sans tenir compte de leur masse atomique expérimentale ;
on doit s'attendre à découvrir des éléments inconnus au moment de la publication de ce tableau, par exemple des éléments analogues à l'aluminium et au silicium, avec une masse atomique comprise entre 65 et 75 ;
il est possible de prédire certaines propriétés des éléments à partir de leur masse atomique.

L'avancée était significative :

Mendeleïev prédit ainsi l'existence d'une série d'éléments, dont il précisa certaines propriétés, à commencer par leur masse atomique :
- l'eka-bore (44), correspondant au scandium (45), découvert en 1879,
- l'eka-aluminium (68), correspondant au gallium (69,7), découvert en 1875 — une réussite particulièrement brillante, car Mendeleïev avait prévu une densité de 6 g/cm³ et un bas point de fusion, les valeurs réelles étant 5,9 g/cm³ et 29,78 °C,
- l'eka-silicium (72), correspondant au germanium (72,6), découvert en 1886 — là encore, avec un remarquable accord entre les observations et les propriétés physico-chimiques prédites par Mendeleïev,
- l'eka-manganèse (100), correspondant au technétium (99), découvert en 1937 ;
il identifia par sa théorie une dizaine d'éléments dont la masse atomique avait été déterminée de façon incorrecte ;
il réorganisa sans le savoir certains éléments en fonction de leur numéro atomique et non de leur masse atomique.

Les travaux de Mendeleïev ont été accueillis avec scepticisme par ses pairs, mais la publication subséquente de plusieurs résultats similaires (notamment ceux de John Newlands et de Lothar Meyer), obtenus de façon indépendante, a fait basculer le consensus en faveur de cette nouvelle vision des éléments chimiques.

Découverte de l'argon par William Ramsay et Lord Rayleigh

C'est en voulant mesurer avec précision la masse atomique de l'oxygène et de l'azote par rapport à celle de l'hydrogène que John William Strutt Rayleigh nota une divergence entre la masse atomique de l'azote produit à partir d'ammoniac et celle de l'azote séparé de l'air atmosphérique, légèrement plus lourd. Employant une méthodologie rigoureuse, William Ramsay parvint en 1894 à isoler l'argon à partir de « l'azote » atmosphérique, et expliqua l'anomalie apparente de la masse atomique de l'azote atmosphérique en déterminant la masse atomique de ce nouvel élément, pour lequel rien n'était prévu dans le tableau de Mendeleïev. Sa nature gazeuse et son inertie chimique l'avaient rendu jusqu'alors invisible aux chimistes.

La masse atomique de l'argon (un peu moins de 40) est très voisine de celle du calcium (un peu plus de 40) et donc supérieure à celle du potassium (39,1), ce qui posa quelques problèmes de classification^[42], car il semblait y avoir « plus de place » dans le tableau périodique entre le chlore et le potassium qu'entre le potassium et le calcium. Les choses se compliquèrent encore lorsque Ramsay et Morris Travers découvrirent le néon en 1898, matérialisant, avec l'hélium (découvert en 1868 par l'astronome français Jules Janssen et l'Anglais Joseph Norman Lockyer), le groupe nouveau des gaz rares (ou gaz nobles), appelé « groupe 0 » : la masse atomique du néon (20,2) était exactement intermédiaire entre celles du fluor (19) et du sodium (23). Ainsi, les gaz rares semblaient se positionner tantôt entre un métal alcalin et un métal alcalino-terreux, tantôt entre un halogène et un métal alcalin.

Classement par numéro atomique avec Henry Moseley

À la suite de la découverte de l'électron et de celle des isotopes par l'Anglais Joseph John Thomson — qui ont accompagné les débuts de la physique de l'atome avec les travaux de l'Allemand Max Planck, du Néo-Zélandais Ernest Rutherford et du Danois Niels Bohr — les recherches du physicien anglais Henry Moseley sur la corrélation entre la charge du noyau atomique et le spectre aux rayons X des atomes ont abouti en 1913 au classement des éléments chimiques non plus par masse atomique croissante, mais par numéro atomique croissant. C'était une évolution majeure, qui résolvait toutes les incohérences issues du classement en fonction de la masse atomique, lesquelles devenaient gênantes depuis les travaux de systématisation de Dmitri Mendeleïev.

L'argon était ainsi placé entre le chlore et le potassium, et non plus entre le potassium et le calcium, tandis que le cobalt était clairement positionné avant le nickel bien qu'il soit un peu plus lourd. Il confirma que le tellure devait être placé avant l'iode sans nécessiter de revoir sa masse atomique, contrairement à ce qu'avait suggéré Mendeleïev. Il releva également que les éléments de numéro atomique 43 et 61 manquaient à l'appel : l'élément 43 avait déjà été prédit par Mendeleïev comme eka-manganèse (il s'agit du technétium, radioactif, synthétisé en 1937) mais l'élément 61 était nouveau — il s'agit du prométhium, radioactif également, isolé en 1947 :

O

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

A

B

A

B

A

B

A

B

A

B

A

B

A

B

1
H

2
He

3
Li

4
Be

5
B

6
C

7
N

8
O

9
F

10
Ne

11
Na

12
Mg

13
Al

14
Si

15
P

16
S

17
Cl

18
Ar

19
K

29
Cu

20
Ca

30
Zn

21
Sc

31
Ga

22
Ti

32
Ge

23
V

33
As

24
Cr

34
Se

25
Mn

35
Br

26
Fe

27
Co

28
Ni

36
Kr

37
Rb

47
Ag

38
Sr

48
Cd

39
Y

49
In

40
Zr

50
Sn

41
Nb

51
Sb

42
Mo

52
Te

(43)

53
I

44
Ru

45
Rh

46
Pd

54
Xe

55
Cs

79
Au

56
Ba

80
Hg

57-71
Ln

81
Tl

72
Hf

82
Pb

73
Ta

83
Bi

74
W

84
Po

75
Re

(85)

76
Os

77
Ir

78
Pt

86
Rn

(87)

88
Ra

89
Ac

90
Th

91
Pa

92
U

57
La

58
Ce

59
Pr

60
Nd

(61)

62
Sm

63
Eu

64
Gd

65
Tb

66
Dy

67
Ho

68
Er

69
Tm

70
Yb

71
Lu

Structure du tableau périodique des éléments publié en 1913 par Henry Moseley^[43].

Ce tableau, directement inspiré de celui de John Newlands, constituait l'étape conduisant à la disposition contemporaine. En particulier, la numérotation des groupes avec des chiffres romains de I à VIII, qui remontent à Newlands, et les lettres A et B, introduites par Moseley, étaient encore largement utilisées à la fin du XX^e siècle :

I A

II A

III B

IV B

V B

VI B

VII B

VIII

I B

II B

III A

IV A

V A

VI A

VII A

O

1
H

2
He

3
Li

4
Be

5
B

6
C

7
N

8
O

9
F

10
Ne

11
Na

12
Mg

13
Al

14
Si

15
P

16
S

17
Cl

18
Ar

19
K

20
Ca

21
Sc

22
Ti

23
V

24
Cr

25
Mn

26
Fe

27
Co

28
Ni

29
Cu

30
Zn

31
Ga

32
Ge

33
As

34
Se

35
Br

36
Kr

37
Rb

38
Sr

39
Y

40
Zr

41
Nb

42
Mo

(43)

44
Ru

45
Rh

46
Pd

47
Ag

48
Cd

49
In

50
Sn

51
Sb

52
Te

53
I

54
Xe

55
Cs

56
Ba

57-71
Ln

72
Hf

73
Ta

74
W

75
Re

76
Os

77
Ir

78
Pt

79
Au

80
Hg

81
Tl

82
Pb

83
Bi

84
Po

(85)

86
Rn

(87)

88
Ra

89
Ac

90
Th

91
Pa

92
U

(93)

(94)

(95)

(96)

(97)

(98)

(99)

57
La

58
Ce

59
Pr

60
Nd

(61)

62
Sm

63
Eu

64
Gd

65
Tb

66
Dy

67
Ho

68
Er

69
Tm

70
Yb

71
Lu

Tableau périodique dans les années 1920-1930, suite aux travaux d'Henry Moseley^[44].

Il était identique au tableau actuel, hormis pour ce qui avait trait à la septième période.

Concept des actinides de Glenn Seaborg

Le physicien américain Glenn Theodore Seaborg contribua dès 1942 au projet Manhattan dans l'équipe du physicien italien Enrico Fermi. Il était chargé d'isoler le plutonium — que lui-même avait synthétisé et caractérisé en février 1941 — de la matrice d'uranium au sein de laquelle il se formait. C'est au cours de ce travail qu'il développa une connaissance approfondie de la chimie particulière de ces éléments. Il établit ainsi que leur position dans le tableau périodique (l'uranium était alors placé sous le tungstène et le plutonium sous l'osmium) ne rendait pas compte de leurs propriétés.

En 1944, il parvint à synthétiser et à caractériser l'américium et le curium (éléments 95 et 96), ce qui lui permit de formaliser le concept des actinides, c'est-à-dire d'une nouvelle famille aux propriétés spécifiques et formée des éléments 89 à 103, située sous les lanthanides dans le tableau périodique, qui prit ainsi sa configuration actuelle. Seaborg conjectura également l'existence des superactinides, regroupant les éléments 121 à 153 et situés sous les actinides.

Le tableau périodique utilisé de nos jours est celui remanié en 1944 par Seaborg.

Présentations alternatives

Tableau périodique de Charles Janet

De très nombreuses présentations alternatives du tableau périodique ont été proposées tout au long du XX^e siècle, et des présentations graphiques innovantes sont encore régulièrement proposées. L'une des plus anciennes et des plus simples est celle d'un autodidacte français, par ailleurs méconnu, Charles Janet, qui a donné son nom à une disposition du tableau élaborée au début du XX^e siècle et récemment redécouverte par les anglophones, chez lesquels elle est assez bien connue des spécialistes du sujet (sous les noms de Janet Form ou de Left-Step Periodic Table) car elle range les éléments chimiques sur des périodes définies chacune par une valeur de $n$ + $ℓ$ donnée (où $n$ est le nombre quantique principal et $ℓ$ le nombre quantique azimutal) tout en ayant le double mérite de rester familière et de disposer les éléments dans l'ordre naturel des blocs (de droite à gauche), à la différence du tableau usuel :