PÉRIODIQUE (CLASSIFICATION)


PÉRIODIQUE (CLASSIFICATION)
PÉRIODIQUE (CLASSIFICATION)

La décomposition ultime d’une substance quelconque par les méthodes classiques de la chimie conduit à un nombre restreint d’espèces que l’on nomme les éléments. Par exemple, l’hydrogène et le carbone sont les deux seuls éléments entrant dans la composition du méthane, du butane et du benzène. Au total, 109 éléments étaient connus en 1989.

Ces éléments sont définis par leur numéro atomique ou nombre atomique Z, qui est égal au nombre d’électrons gravitant autour du noyau de l’atome (hydrogène: H, Z = 1; fer: Fe, Z = 26; uranium: U, Z = 92).

En classant les éléments suivant l’ordre croissant de leurs numéros atomiques, on peut constater que des propriétés physiques ou chimiques voisines se retrouvent pour des éléments différents, à des intervalles donnés de la classification. Ces intervalles sont appelés périodes .

Cette «classification périodique des éléments» est schématisée par le «tableau périodique», ou «tableau de Mendeleïev».

Les éléments s’y succèdent suivant des lignes horizontales de longueur telle que ceux qui présentent des analogies de propriétés sont situés sur une même verticale. Une difficulté surgit dans la présentation du tableau, du fait que les périodes ne sont pas de longueurs égales. La première, très courte, ne comprend que 2 éléments. La deuxième et la troisième en contiennent 8, la quatrième et la cinquième 18, la sixième 32. Ce phénomène, qui s’explique très bien par l’étude de la répartition des électrons autour du noyau atomique pour chaque élément, a conduit à donner au tableau périodique plusieurs formes, dont certaines sont représentées ici.

L’immense intérêt de la classification périodique provient de l’existence de lois simples reliant les propriétés physico-chimiques d’un élément à sa place dans le tableau de Mendeleïev (analogie étroite des éléments d’une même colonne, ou groupe; augmentation progressive du caractère métallique, quand on parcourt le tableau de droite à gauche et de haut en bas), lois qui font de cette classification un guide précieux pour l’étude de la chimie minérale.

1. Historique

C’est à Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (1834-1907) que revient le mérite d’avoir réalisé la première classification périodique (1869). En classant les éléments suivant les valeurs croissantes des poids atomiques A, il remarqua que leurs propriétés évoluaient de façon rythmée, périodique et non monotone. Par exemple, la valence définie comme le nombre d’atomes d’hydrogène (ou équivalent) pouvant se lier à l’élément augmente régulièrement de 1 à 4 pour les éléments Li (1), Be (2), B (3), C (4), puis décroît pour les suivants: N (3), O (2), F (1); et la même variation se répète pour Na (1), Mg (2), Al (3), Si (4), P (3), S (2), Cl (1). De la même façon, les volumes atomiques, étudiés à la même époque par Lothar Meyer, n’augmentent pas régulièrement avec le poids atomique, comme on pourrait l’attendre, mais passent par des valeurs maximales importantes au niveau de Li (A = 6), Na (A = 23), K (A = 39), etc. De plus, des éléments comme Li et Na, Be et Mg, F et Cl présentent de profondes analogies de propriétés qui amenèrent Mendeleïev à les rapprocher.

Il rangea donc les éléments à la suite les uns des autres, en allant à la ligne de façon à placer Na sous Li, Mg sous Be, etc. Pour réaliser un tableau cohérent avec les soixante éléments connus alors, Mendeleïev dut d’abord rectifier certains poids atomiques erronés, qui auraient conduit à classer un élément à une place qui ne lui convenait pas. Il ménagea également des «cases» vides pour les éléments non encore connus. Il prédit ainsi l’existence et les propriétés de certains éléments (Ga, Sc, Ge) dont la découverte, quelques années plus tard, fit éclater la puissance de son système de classification. Tous les éléments découverts depuis (gaz rares, éléments transuraniens) furent classés aisément dans le tableau périodique, sans en altérer le principe.

À la suite des importants travaux de Ernest Rutherford (1911) sur la théorie de l’atome et de ceux de Henry Gwyn-Jeffreys Moseley (1913) sur les spectres de rayons X, on introduisit la notion de numéro atomique, qu’on identifia avec le numéro de classement dans le système périodique de Mendeleïev, mettant ainsi en évidence sa signification physique (nombre d’électrons de l’atome). La découverte des isotopes [cf. ISOTOPES] permit d’établir que le numéro atomique est la véritable caractéristique de l’élément chimique. Les isotopes d’un même élément, qui ont le même numéro atomique, possèdent en effet des propriétés chimiques identiques en dépit de leurs poids atomiques différents. Chaque case du tableau de Mendeleïev est depuis lors considérée comme occupée par une pléiade d’isotopes, stables ou radioactifs.

Enfin, en 1922, Niels Bohr donna l’interprétation du tableau périodique d’après la structure électronique des atomes.

2. Périodicité dans la structure électronique des éléments

Principe: structure en couches

La périodicité des propriétés des éléments résulte d’une certaine périodicité dans leur structure électronique, qu’on peut schématiser de la façon suivante.

Les Z électrons qui gravitent autour du noyau de l’atome n’occupent pas des positions équivalentes, mais sont répartis en «couches» successives que l’on repère par un nombre n . Chaque couche ne peut accueillir au maximum que 2n 2 électrons, ce qui correspond à 2 pour n = 1, 8 pour n = 2, 18 pour n = 3, etc. Les Z électrons d’un élément remplissent les couches successives dans l’ordre n = 1, 2, 3,... parce que cet ordre correspond à des énergies de plus en plus élevées. Lorsqu’une couche est complète (ou saturée), ses électrons forment un ensemble «compact» et perdent toute possibilité de participer à des liaisons physiques ou chimiques. Les propriétés d’un élément dépendent donc essentiellement du nombre d’électrons «mobilisables», c’est-à-dire ceux de la dernière couche. Ce nombre retombe à zéro chaque fois que l’on franchit une couche, et c’est le principe de la périodicité des propriétés physico-chimiques.

Complications dues aux sous-couches

Toutefois, la situation réelle est légèrement plus compliquée que le schéma exposé ci-dessus, en raison de l’existence des sous-couches électroniques. Chaque couche, définie par le nombre n , se subdivise en effet en n sous-couches qu’on repère par un nombre l , qui peut prendre toutes les valeurs de 0 à n 漣 1. On désigne également ces sous-couches en associant une lettre, s, p, d, f, g, h, etc. (pour l = 0, 1, 2,... respectivement), au nombre n désignant la couche électronique: la sous-couche (ou l’état) 1s signifie n = 1, l = 0; l’état 3d signifie n = 3, l = 2. Le nombre maximal d’électrons pouvant occuper une sous-couche l est donné par 2 (2l + 1), soit 2, 6, 10, 14 électrons pour les sous-couches s , p , d , f , respectivement.

À l’intérieur d’une même couche, l’énergie des électrons croît avec l , ce qui fait que les sous-couches se garnissent dans l’ordre: 1s (couche 1 saturée), 2s , 2p (couche 2 saturée), 3s , 3p , etc. Le premier «mélange de couches» survient au niveau des sous-couches 3d et 4s . En effet, l’énergie des électrons 4s se trouve inférieure à celle des électrons 3d , ce qui fait que la quatrième couche électronique commence à se remplir avant que la troisième soit saturée. Ce type d’inversion se reproduit pour les couches suivantes, et l’ordre de remplissage des sous-couches est alors le suivant: 1s 漣 2s , 2p 漣 3s , 3p 漣 4s , 3d , 4p 漣 5s , 4d , 5p 漣 6s , 4f , 5d , 6p 漣 7s , 5f , 6d , 7p .

On constate également que les structures électroniques correspondant à une cohésion et, par suite, à une stabilité accrues sont celles qui coïncident avec la saturation des sous-couches s et p , et non pas avec celle des couches proprement dites. Ce sont les configurations à 8 électrons périphériques (2 électrons s et 6 électrons p ) pour lesquelles apparaît une absence de réactivité chimique. Les éléments correspondants sont les gaz rares (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), dont la neutralité chimique est bien connue. Il s’y adjoint l’hélium (He), qui, avec 2 électrons, a la première couche K saturée. Les électrons «mobilisables» sont ceux qui sont situés au-delà de la dernière configuration à 8 électrons (principalement les électrons s et p (cf. chap. 4); c’est pourquoi les gaz rares sont les bornes qui délimitent les périodes de la classification. Dans l’ordre des sous-couches indiqué ci-dessus, chaque période s’arrête à la sous-couche n,p , ce qui a été symbolisé par un tiret. On définit ainsi sept périodes de longueurs inégales comportant respectivement 2 漣8 漣8 漣18 漣18 漣32 漣32 éléments, donc un nombre total de 118 éléments. La dernière période est actuellement incomplète, puisque 109 éléments seulement sont connus. On trouvera dans l’article ATOME la structure électronique des éléments jusqu’à Z = 103.

3. Différentes formes du tableau périodique

Forme développée en dix-huit colonnes

La classification la plus logique suivant la structure électronique serait un tableau comprenant sept lignes et trente-deux colonnes, de façon à placer les uns au-dessous des autres les éléments ayant une configuration exactement semblable en ce qui concerne les électrons externes. Cependant, il est plus commode de se limiter à dix-huit colonnes, en groupant dans une même case les éléments 4f (lanthanides) et 5f (actinides), qui présentent entre eux des analogies marquées. On aboutit ainsi à la figure 1, dans laquelle les éléments correspondant à des électrons externes s et p occupent respectivement les deux colonnes de gauche et les six colonnes de droite. Au milieu sont situés les éléments dits «de transition» qui correspondent au remplissage progressif des sous-couches d . Ces dix colonnes médianes n’existent évidemment qu’à partir de la quatrième période. Enfin, les séries d’éléments 4f et 5f sont développées au bas du tableau. Pour des raisons de propriétés chimiques, l’hélium est classé au-dessus des gaz rares, bien qu’il ne possède que deux électrons s . Dans le bas du tableau sont indiquées, entre parenthèses, les places réservées pour les éléments à découvrir. Les éléments 104 à 109 ont été mis en évidence depuis 1970.

Tableau de Mendeleïev

L’organisation du tableau de Mendeleïev (cf. tableau; voir aussi ATOME, tabl. 2, dont la présentation est un peu différente) s’appuie davantage sur les propriétés chimiques des éléments et plus particulièrement sur leur valence. Il faut distinguer la valence relative à l’hydrogène, qui est le nombre d’atomes d’hydrogène entrant en jeu dans la combinaison hydrogénée, et la valence relative à l’oxygène, égale à la moitié du nombre d’atomes d’oxygène présents dans l’oxyde. Les éléments des trois premières périodes (lignes 1 à 3 du tableau) sont classés dans huit colonnes numérotées de 0 à VII. Lorsque l’on parcourt les lignes horizontales de la première colonne à la septième, la valence maximale par rapport à l’oxygène croît régulièrement de la valeur 1 à la valeur 7. En même temps, la valence par rapport à l’hydrogène croît de 1 à 4, puis décroît de 4 à 1, le maximum se situant pour la colonne IV (C, Si, ...).

Lorsqu’on arrive à la quatrième période, on retrouve l’accroissement des valences relatives à l’oxygène quand on passe du potassium au manganèse, qu’on peut classer naturellement dans les colonnes I à VII du tableau. Les trois éléments suivants (Fe, Co, Ni) présentent entre eux une grande analogie de propriétés qui a conduit Mendeleïev à les regrouper dans une nouvelle colonne (VIII). Ensuite, on retrouve la variation régulière des valences de 1 à 7, du cuivre au brome, qu’on replace dans les colonnes I à VII. Mais on rencontre alors dans la même colonne des éléments comme K et Cu, ou Mn et Br, qui présentent des différences notables de propriétés. Pour résoudre cette difficulté, on affecte la première ligne de l’indice a et la seconde de l’indice b , et on ne place pas les éléments de la ligne inférieure exactement sous ceux de la ligne supérieure. La même méthode de classement s’applique aux éléments de la cinquième période (lignes 5) et de la sixième (lignes 6), à condition de condenser les lanthanides (57 à 71) en une seule «case», et on retrouve alors d’importantes analogies de propriétés entre les éléments placés les uns au-dessous des autres (Cu-Ag-Au, Ti-Zr-Hf, As-Sb-Bi, par exemple). Des triades d’éléments semblables figurent également dans la colonne VIII où l’on trouve: (Fe Co Ni, Ru Rh Pd, Os Ir Pt).

On a donc, en fait, créé, à partir de la quatrième période, huit nouveaux groupes d’éléments, dont celui des triades. Le numéro de la colonne ne suffit plus à définir un groupe, car il faut désormais préciser l’indice a ou b (cf. supra ). Il s’agit alors de savoir si on doit placer dans les colonnes a ou b les éléments des périodes 2 et 3 pour lesquels le choix est possible. En se fondant sur l’existence d’une analogie des propriétés physico-chimiques, on rattache aux sous-groupes a les éléments légers des groupes I et II, et aux sous-groupes b ceux des groupes IV à VII. Mais, en ce qui concerne la colonne III, il est très difficile de savoir si B et Al se rapprochent plus de Sc, Y et La, ou de Ga, In et Tl. En fait, ces éléments sont parfois rattachés au groupe IIIa (classification américaine) ou IIIb (classification française), ou reliés aux deux sous-groupes par suppression de l’indice.

Classification en spirale

Dernier vestige de l’hélice élaborée par Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois, la classification en spirale (fig. 2) se rapproche beaucoup du tableau de Mendeleïev décrit ci-dessus. Les éléments sont classés le long d’une spirale, suivant les numéros atomiques croissants, une augmentation de une unité correspondant à un écart angulaire constant (1/16 tour). Chacune des triades Fe Co Ni, Ru Rh Pd, Os Ir Pt n’occupe qu’un seul point de la spirale. On retrouve ainsi sur un même rayon les éléments correspondant à une même colonne du tableau de Mendeleïev. Les éléments des sous-groupes a et b sont diamétralement opposés à partir du troisième tour.

4. Relation entre propriétés et numéro atomique

On passe d’un élément au suivant en ajoutant une charge au noyau atomique et un électron au cortège électronique. On devrait donc s’attendre à une variation continue des propriétés des éléments. Mais, en raison de l’existence de couches et de sous-couches électroniques, les électrons ainsi ajoutés ne jouent pas tous le même rôle; les électrons s et p ont un rôle dominant dans les propriétés physiques et l’établissement de liaisons chimiques. Les électrons d , qui appartiennent toujours à une sous-couche plus interne, ont un rôle déjà moins important et les électrons f , très internes, ne participent que très peu aux relations d’un atome avec l’extérieur (surtout en ce qui concerne la sous-couche 4f ; nous verrons plus loin que les électrons 5f participent davantage aux liaisons chimiques). Il s’ensuit que l’évolution des propriétés, d’un élément à l’autre, est forte si on ajoute un électron s ou p , plus faible si c’est un électron d , et encore plus faible si c’est un électron f . Par conséquent, les éléments ayant le même nombre d’électrons s et p présentent des analogies marquées (groupes verticaux ), ceux qui ne diffèrent que par le nombre d’électrons d forment des séries horizontales (métaux de transition ) au sein desquelles les propriétés évoluent peu, et les éléments correspondant à un nombre croissant d’électrons f ont des propriétés extrêmement voisines (lanthanides ). La connaissance des caractères généraux des grands groupes verticaux ou horizontaux, et de l’évolution des propriétés le long des lignes horizontales et verticales, permet de déduire les principales propriétés d’un élément à partir de la place qu’il occupe dans le tableau périodique.

Périodicité des propriétés. Groupes verticaux

Une périodicité est nettement mise en évidence quand on trace, en fonction de Z, la variation d’une grandeur caractérisant une propriété physique ou chimique des éléments (volume atomique, potentiel d’ionisation, potentiel d’oxydoréduction, etc.). Cette périodicité se traduit par l’existence de groupes verticaux d’éléments de propriétés semblables.

Le groupe 0 (cf. tableau) rassemble les gaz rares (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), qui sont difficilement condensables et inertes chimiquement. Les alcalins, du groupe Ia (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), ont un caractère métallique marqué qui traduit leur aptitude à perdre leur électron s pour former l’ion M+ à configuration électronique stable. Ils ont un potentiel d’ionisation faible, forment des liaisons chimiques du type ionique et de valence 1, présentent une grande électropositivité et sont très réducteurs. Il existe également des analogies profondes entre leurs propriétés physiques (métaux mous, à faible point de fusion) et les propriétés physico-chimiques de leurs composés, tels les hydroxydes MOH, qui sont des bases fortes par suite de leur dissociation totale en M+ et OH- lorsqu’on les met en solution dans l’eau.

Le groupe IIa (alcalino-terreux) contient les métaux Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, bivalents et très électropositifs également, grâce à leur faculté de perdre leurs 2 électrons s pour former les ions M2+. On retrouve les mêmes caractères que chez les alcalins, mais plus atténués: métaux réducteurs, liaisons ioniques, bases fortes M(OH)2. Dans le groupe IIIb , le premier élément, le bore B, ne peut déjà plus être considéré comme un métal. Il perd plus difficilement ses électrons, et s’unit aux autres éléments par des liaisons essentiellement covalentes, qui consistent à mettre en commun des électrons et non plus à en donner, comme dans le cas des liaisons ioniques des alcalins. Les éléments suivants: Al, Ga, In, Tl, sont des métaux trivalents moins électropositifs que ceux des groupes Ia et IIa .

Le groupe IVb (C, Si, Ge, Sn, Pb) contient des éléments tétravalents dont le caractère métallique s’atténue encore et n’apparaît réellement qu’au niveau de l’étain. Avec 4 électrons périphériques, C et Si sont situés loin des gaz rares et entrent principalement dans les liaisons covalentes.

Une faible électronégativité existe pour les éléments du groupe V b (N, P, As, Sb, Bi), où la présence de 2 électrons s et de 3 électrons p se traduit par la possibilité de liaisons covalentes correspondant aux valences 3 (NH3, PH3) ou 5 (PCl5). Les ions comme 3- ne se forment que difficilement, car on est encore loin du gaz rare suivant. Les éléments du groupe VI b (O, S, Se, Te, Po) ont une couche externe à 6 électrons, ce qui leur permet d’atteindre la valence maximale 6 dans les composés du type S6 (liaison covalente) ou S3 (liaison semi-polaire). La valence 2 est la plus courante et présente un caractère généralement covalent, l’ion X2- n’existant réellement que face à un partenaire très électropositif.

Le groupe VII b (F, Cl, Br, I, At), ou groupe des halogènes, est le reflet exact de celui des alcalins; on y trouve des éléments monovalents, très électronégatifs et oxydants, ayant une forte tendance à capter un électron pour former l’ion X- à 8 électrons périphériques. Les liaisons halogène-métal ont un caractère ionique très net, mais les halogènes peuvent également compléter leur couche externe à 8 électrons en établissant des liaisons covalentes (comme dans Cl2). La valence maximale 7 est atteinte dans des composés comme Cl27. Leurs hydrures, du type XH, sont des acides forts en solution.

Métaux de transition

Les éléments de transition (Sc à Zn, Y à Cd, La à Hg) ont généralement 2 électrons périphériques s et un nombre croissant d’électrons d , bien que, pour certains, la configuration présentant un seul électron s et un électron d supplémentaire soit plus stable (Cu, Ag, Au, par exemple). Ce sont des métaux qui donnent des ions positifs par perte d’électrons. Suivant qu’il s’agit des électrons s seuls ou d’électrons s et d , on aboutit à plusieurs valences ioniques pour chaque élément. La valence 2 est quasi générale et la valence maximale croît de 3 à 7 de Sc à Mn, ce qui conduit à relier chacun de ces éléments à une colonne de valence du tableau de Mendeleïev (cf. tableau). Il faut remarquer que les éléments qui se trouvent ainsi regroupés dans la même «case» ne présentent pas les analogies de propriétés des éléments des groupes verticaux (Cu n’est pas un alcalin comme K, et Mn est un métal très différent de l’halogène Br). Enfin, la non-saturation des couches électroniques dans les ions des éléments de transition a pour effet de leur donner des propriétés magnétiques et optiques particulières (sels paramagnétiques, solutions presque toujours colorées).

Lanthanides

Tous les éléments lanthanides, de La à Lu (57 à 71), ont deux électrons 6s et un électron 5d , et correspondent à un nombre d’électrons 4f croissant de 0 à 14. Ces électrons sont situés sur une couche très interne, si bien qu’ils ne participent pratiquement pas aux liaisons chimiques. Les quinze lanthanides, ou « terres rares», présentent donc une analogie extrêmement grande de propriétés physico-chimiques. Ce sont des métaux dont la valence la plus courante est 3, et ils sont rattachés au sous-groupe IIIa . Ils sont généralement classés dans la même case du tableau de Mendeleïev, cette case étant développée au-dessous du tableau proprement dit.

Évolution horizontale et verticale des propriétés

L’étude des principaux groupes verticaux a permis de mettre en évidence l’évolution horizontale des propriétés des éléments: le caractère métallique (et réducteur) très net des éléments des colonnes de gauche (cf. tableau) disparaît progressivement et fait place à une électronégativité de plus en plus grande qui culmine chez les halogènes. On peut souligner également l’évolution des propriétés physiques, comme la dureté et la température de fusion, qui croissent régulièrement des alcalins au groupe IV, puis décroissent jusqu’aux halogènes (colonne VIIb ). Pour les longues périodes, le maximum se situe au niveau des éléments des triades, à mi-chemin entre les groupes Ia et VIIb .

Au sein d’un même groupe, le caractère métallique s’accroît de haut en bas, en raison de l’augmentation du rayon atomique, qui rend plus lâche la liaison des électrons périphériques. Ce caractère apparaît nettement dans tous les groupes, le premier élément de chacun se distinguant des autres par une électronégativité plus grande. Par exemple, l’hydroxyde B3H3 est un acide, alors que Al(OH)3 est une base. Même dans le sixième groupe, le caractère métallique se manifeste au niveau du tellure. Il s’ensuit qu’on peut couper le tableau par une diagonale allant de Be à At, les éléments occupant la partie gauche et basse étant des métaux, et ceux de la partie supérieure droite des éléments non métalliques.

On peut également souligner l’analogie «diagonale» de certains couples d’éléments comme Be et Al, B et Si, O et Cl. En effet, lorsqu’on passe de Be à Al, par exemple, l’augmentation d’électronégativité, provenant de l’addition d’un électron périphérique, est compensée par un accroissement d’électropositivité provenant de l’augmentation du rayon atomique. Il en résulte une certaine ressemblance entre les propriétés de ces éléments.

Place des éléments transuraniens et des éventuels éléments superlourds

Un problème de classement se pose pour les éléments lourds à partir de l’actinium (numéro atomique 89). Si on compare avec la période précédente, on devrait trouver une série d’« actinides », métaux à valence 3 dominante, semblables aux lanthanides, et correspondant au remplissage progressif de la sous-couche 5f . Or, si les analyses spectrales faites sur les cristaux à l’état solide révèlent bien la présence d’électrons 5f , les propriétés chimiques de Th, Pa et U, dont les valences principales sont respectivement 4, 5 et 6, les rapprochent de Hf, Ta et W, comme si la sous-couche 6d commençait à se remplir avant la sous-couche 5f . Ce phénomène s’explique par le fait que les énergies des états 5f et 6d sont si proches que, pour un même élément, les configurations électroniques peuvent changer suivant la nature du composé considéré. De plus, les électrons 5f participent plus volontiers aux liaisons chimiques que leurs homologues 4f , ce qui les rapproche également du comportement des électrons d . La situation reste ainsi relativement confuse jusqu’à l’américium (Am), mais, à partir du curium (Cm), la présence de 6 électrons 5f stabilise cette sous-couche et la valence 3 apparaît nettement jusqu’au lawrencium (Lw). Pour marquer ce fait, certains auteurs ont appelé «curides» ces huit éléments de Z = 96 à Z = 103 et «uranides» les autres transuraniens, c’est-à-dire U, Np, Pu et Am, dont le principal caractère commun est la pluralité des valences. Toutefois, cette classification, trop simplificatrice, a été abandonnée.

Au niveau du lawrencium (Z = 103), la sous-couche 5f est totalement remplie, et les éléments 104 à 109 sont classés naturellement sous les éléments Hf à Ir. La tétravalence de l’élément 104 et la pentavalence de l’élément 105, homologues de Hf et Ta respectivement, ont été établies par des expériences de chimie, réalisées sur quelques atomes seulement, mais qui confirment leur place dans le tableau périodique.

Au début des années 1990, les Allemands du G.S.I. (Gesellschaft für Schwer-Ionenforschung) ont détecté, un par un, lors de séances d’irradiation durant des dizaines de jours, quelques noyaux des éléments 106, 107, 108 et 109. Leur durée de vie devient voisine de la milliseconde. Peut-on imaginer l’existence, très brève, d’éléments au-delà de Z = 110? Même si des arguments théoriques laissent penser qu’il pourrait exister encore un ou deux éléments de Z compris entre 112 et 114, de durée de vie accessible, les forces nucléaires qui maintiennent les nucléons dans un noyau ne sont plus suffisantes pour conserver un ensemble au-delà de 114 protons chargés positivement. De plus, on ne sait pas comment accéder à ces éventuels noyaux, car lors du bombardement du bismuth avec des ions plus lourds que le nickel, nécessaires pour dépasser Z = 110, la fusion est inhibée. Il faut donc accroître l’énergie cinétique, ce qui provoque une fission immédiate. On cherche alors de nouvelles méthodes de synthèse avec des faisceaux radioactifs, mais on a bien conscience que l’on a atteint les limites d’existence des noyaux, donc des atomes.

Du point de vue de la connaissance, cette exploration des limites a permis de comprendre ce qui est à l’origine de la cohésion des noyaux stables et donc de l’existence des éléments chimiques. Sauf événement imprévu, l’histoire de l’établissement du tableau des éléments chimiques s’arrête très logiquement vers le cent dixième élément.

Encyclopédie Universelle. 2012.

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