Histoire du tableau périodique - History of the periodic table

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Propriétés des éléments
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Le tableau périodique est un arrangement des éléments chimiques , structuré par leur numéro atomique , leur configuration électronique et leurs propriétés chimiques récurrentes . Dans la forme de base, les éléments sont présentés par ordre de numéro atomique croissant, dans la séquence de lecture. Ensuite, des lignes et des colonnes sont créées en commençant de nouvelles lignes et en insérant des cellules vides, de sorte que les lignes ( périodes ) et les colonnes ( groupes ) affichent des éléments avec des propriétés récurrentes (appelées périodicité). Par exemple, tous les éléments du groupe (colonne) 18 sont des gaz rares qui ont à peine une réaction chimique.

L' histoire du tableau périodique reflète plus de deux siècles de croissance dans la compréhension des propriétés chimiques et physiques des éléments, avec des contributions majeures apportées par Antoine-Laurent de Lavoisier , Johann Wolfgang Döbereiner , John Newlands , Julius Lothar Meyer , Dmitri Mendeleev , Glenn T. Seaborg et autres.

Histoire ancienne

Informations complémentaires : élément classique

Un certain nombre d'éléments physiques ( carbone , soufre , fer , cuivre , argent , étain , or , mercure et plomb ) sont connus depuis l' antiquité , car ils se trouvent sous leur forme native et sont relativement simples à extraire avec des outils primitifs. Vers 330 avant notre ère, le philosophe grec Aristote a proposé que tout est composé d'un mélange d'un ou plusieurs racines , une idée qui avait été initialement proposé par le sicilien philosophe Empédocle . Les quatre racines, qui ont ensuite été renommées en éléments par Platon , étaient la terre , l' eau , l' air et le feu . Des idées similaires sur ces quatre éléments existaient également dans d'autres traditions anciennes, telles que la philosophie indienne .

Quelques éléments supplémentaires étaient connus à l'époque de l'alchimie ( zinc , arsenic , antimoine et bismuth ).

Premières catégorisations

Marque Hennig
Hennig Brand , comme indiqué dans L'alchimiste à la découverte du phosphore

L'histoire du tableau périodique est aussi une histoire de la découverte des éléments chimiques . La première personne dans l'histoire à découvrir un nouvel élément fut Hennig Brand , un marchand allemand en faillite . Brand a tenté de découvrir la pierre philosophale, un objet mythique censé transformer des métaux de base bon marché en or. En 1669 (ou plus tard), ses expériences avec de l' urine humaine distillée ont abouti à la production d'une substance blanche incandescente, qu'il a appelée "feu froid" ( kaltes Feuer ). Il a gardé sa découverte secrète jusqu'en 1680, lorsque le chimiste anglo-irlandais Robert Boyle a redécouvert le phosphore et a publié ses découvertes. La découverte du phosphore a contribué à soulever la question de ce que cela signifiait pour une substance d'être un élément.

En 1661, Boyle définit un élément comme « ces corps primitifs et simples dont les corps mixtes sont censés être composés et en lesquels ils sont finalement résolus ».

En 1789, le chimiste français Antoine Lavoisier a écrit le Traité Élémentaire de Chimie ( Traité élémentaire de chimie ), qui est considéré comme le premier manuel moderne sur la chimie . Lavoisier a défini un élément comme une substance dont les plus petites unités ne peuvent être décomposées en une substance plus simple. Le livre de Lavoisier contenait une liste de "substances simples" qui, selon Lavoisier, ne pouvaient pas être décomposées davantage, qui comprenaient l' oxygène , l' azote , l' hydrogène , le phosphore , le mercure , le zinc et le soufre , qui constituaient la base de la liste moderne des éléments. La liste de Lavoisier comprenait également des substances « légères » et « caloriques », considérées à l'époque comme des substances matérielles. Il a classé ces substances en métaux et non-métaux. Alors que de nombreux chimistes de premier plan refusaient de croire aux nouvelles révélations de Lavoisier, le Traité élémentaire a été suffisamment bien écrit pour convaincre la jeune génération. Cependant, les descriptions de Lavoisier de ses éléments manquent d'exhaustivité, car il ne les a classés que comme métaux et non-métaux.

Dalton (1806) : liste des éléments connus par poids atomique

En 1808-1810, le philosophe naturel britannique John Dalton a publié une méthode permettant d'obtenir des poids atomiques provisoires pour les éléments connus à son époque, à partir de mesures stoechiométriques et d'inférences raisonnables. La théorie atomique de Dalton a été adoptée par de nombreux chimistes au cours des années 1810 et 1820.

En 1815, le médecin et chimiste britannique William Prout remarqua que les poids atomiques semblaient être des multiples de ceux de l'hydrogène.

En 1817, le physicien allemand Johann Wolfgang Döbereiner a commencé à formuler l'une des premières tentatives de classification des éléments. En 1829, il découvrit qu'il pouvait former certains des éléments en groupes de trois, les membres de chaque groupe ayant des propriétés apparentées. Il a appelé ces groupes des triades .

Définition de la loi de la Triade : "Les éléments chimiquement analogues disposés dans l'ordre croissant de leurs poids atomiques ont formé des groupes bien marqués de trois appelés Triades dans lesquels le poids atomique de l'élément du milieu s'est avéré être généralement la moyenne arithmétique du poids atomique de l'autre deux éléments de la triade.

  1. chlore , brome et iode
  2. calcium , strontium et baryum
  3. soufre , sélénium et tellure
  4. lithium , sodium et potassium

En 1860, une liste révisée des éléments et des masses atomiques fut présentée lors d'une conférence à Karlsruhe . Il a contribué à stimuler la création de systèmes plus étendus. Le premier système de ce type a vu le jour en deux ans.

Formalisations complètes

Les propriétés des éléments, et donc les propriétés des corps légers et lourds qu'ils forment, dépendent périodiquement de leur poids atomique.

—  Le chimiste russe Dmitri Mendeleev, formulant pour la première fois la loi périodique dans son article de 1871 « Régularité périodique des éléments chimiques »

Le géologue français Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois a remarqué que les éléments, lorsqu'ils étaient classés par leurs poids atomiques, présentaient des propriétés similaires à intervalles réguliers. En 1862, il a conçu un tableau en trois dimensions, nommé « l'hélice tellurique », d'après l'élément tellure , qui tombait près du centre de son diagramme. Avec les éléments disposés en spirale sur un cylindre par ordre de poids atomique croissant, de Chancourtois a vu que les éléments ayant des propriétés similaires s'alignaient verticalement. L'article original de Chancourtois dans les Comptes rendus de l'Académie des Sciences ne comprenait pas de graphique et utilisait des termes géologiques plutôt que chimiques. En 1863, il étend son travail en incluant un tableau et en ajoutant des ions et des composés .

La prochaine tentative a été faite en 1864. Le chimiste britannique John Newlands a présenté une classification des 62 éléments connus. Newlands a remarqué des tendances récurrentes dans les propriétés physiques des éléments à des intervalles récurrents de multiples de huit par ordre de nombre de masse ; sur la base de cette observation, il a produit une classification de ces éléments en huit groupes. Chaque groupe a affiché une progression similaire ; Newlands a comparé ces progressions à la progression des notes dans une gamme musicale. La table de Newlands ne laissait aucun vide pour d'éventuels éléments futurs et, dans certains cas, avait deux éléments à la même position dans la même octave. La table de Newlands a été ridiculisée par certains de ses contemporains. La Chemical Society a refusé de publier son travail. Le président de la Société, William Odling , a défendu la décision de la Société en disant que de tels sujets « théoriques » pourraient être controversés ; il y avait une opposition encore plus dure au sein de la Société, suggérant que les éléments auraient tout aussi bien pu être classés par ordre alphabétique. Plus tard cette année-là, Odling a suggéré une table à lui mais n'a pas réussi à obtenir la reconnaissance suite à son rôle dans l'opposition à la table de Newlands.

Le chimiste allemand Lothar Meyer a également noté les séquences de propriétés chimiques et physiques similaires répétées à des intervalles périodiques. Selon lui, si les poids atomiques étaient tracés en ordonnées (c'est-à-dire verticalement) et les volumes atomiques en abscisses (c'est-à-dire horizontalement) - la courbe obtenait une série de maximums et de minimums - les éléments les plus électropositifs apparaîtraient aux sommets de la courbe en l'ordre de leurs poids atomiques. En 1864, un de ses livres fut publié ; il contenait une première version du tableau périodique contenant 28 éléments et classait les éléments en six familles selon leur valence — pour la première fois, les éléments avaient été regroupés selon leur valence. Les travaux sur l'organisation des éléments par poids atomique avaient jusqu'alors été entravés par des mesures inexactes des poids atomiques. En 1868, il révisa son tableau, mais cette révision ne fut publiée sous forme d'ébauche qu'après sa mort. Dans un article daté de décembre 1869 paru au début de 1870, Meyer publia un nouveau tableau périodique de 55 éléments, dans lequel la série de périodes se termine par un élément du groupe des métaux alcalino-terreux. L'article comprenait également un graphique linéaire des volumes atomiques relatifs, qui illustrait les relations périodiques des caractéristiques physiques des éléments, et qui aidait Meyer à décider où les éléments devaient apparaître dans son tableau périodique. A cette époque, il avait déjà vu la publication du premier tableau périodique de Mendeleev, mais son travail semble avoir été largement indépendant.

En 1869, le chimiste russe Dmitri Mendeleev a organisé 63 éléments en augmentant le poids atomique en plusieurs colonnes, en notant les propriétés chimiques récurrentes à travers eux. On dit parfois qu'il a joué au "solitaire chimique" sur de longs trajets en train, en utilisant des cartes avec les symboles et les poids atomiques des éléments connus. Une autre possibilité est qu'il s'est inspiré en partie de la périodicité de l' alphabet sanskrit , qui lui a été signalée par son ami et linguiste Otto von Böhtlingk . Mendeleev a utilisé les tendances qu'il a vues pour suggérer que les poids atomiques de certains éléments étaient incorrects, et en conséquence a changé leurs emplacements : par exemple, il a pensé qu'il n'y avait pas de place pour un béryllium trivalent avec le poids atomique de 14 dans son travail, et il a coupé les deux le poids atomique et la valence du béryllium d'un tiers, suggérant qu'il s'agissait d'un élément divalent avec un poids atomique de 9,4. Mendeleev a largement distribué des feuilles grand format imprimées de la table à divers chimistes en Russie et à l'étranger. Mendeleev a soutenu en 1869 qu'il y avait sept types d'oxydes les plus élevés. Mendeleev a continué à améliorer sa commande; en 1870, il a acquis une forme tabulaire et chaque colonne a reçu son propre oxyde le plus élevé, et en 1871, il l'a développé plus avant et a formulé ce qu'il a appelé la "loi de périodicité". Certains changements se sont également produits avec de nouvelles révisions, certains éléments changeant de position.

  • Diverses tentatives pour construire une formalisation globale

  • Tableau périodique de Meyer, publié dans "Die modernen Theorien der Chemie", 1864

  • La loi des octaves de Newlands, 1866

  • La première tentative de Mendeleev à un système d'éléments , 1869

  • Système naturel des éléments de Mendeleïev , 1870

  • Tableau périodique de Mendeleïev, 1871

Litige de priorité et reconnaissance

Cette personne est considérée à juste titre comme le créateur d'une idée scientifique particulière qui perçoit non seulement son aspect philosophique, mais son aspect réel, et qui comprend ainsi pour illustrer la question afin que chacun puisse devenir convaincu de sa vérité. Alors seulement l'idée, comme la matière, devient indestructible.

-  Mendeleev dans son article de 1881 dans la revue britannique Chemical News dans un débat par correspondance avec Meyer sur la priorité de l'invention du tableau périodique

Les prédictions de Mendeleev et son incapacité à incorporer les métaux des terres rares

Les prédictions de Mendeleev
Nom Le
poids atomique de Mendeleev
Poids atomique moderne		 Nom moderne
(année de découverte)
Éther 0,17 - -
couronne 0,4 - -
Eka-bore 44 44,6 Scandium
Eka-cérium 54 - -
Eka-aluminium 68 69,2 Gallium
Eka-silicium 72 72,0 Germanium
Eka-manganèse 100 99 Technétium (1925)
Eka-molybdène 140 - -
Eka-niobium 146 - -
Eka-cadmium 155 - -
Eka-iode 170 - -
Tri-manganèse 190 186 Rhénium (1925)
Eka-césium 175 - -
Dvi-tellure 212 210 Polonium (1898)
Dvi-césium 220 223 Francium (1937)
Eka-tantale 235 231 Protactinium (1917)

Même si Mendeleev corrigeait les positions de certains éléments, il pensait que certaines relations qu'il pouvait trouver dans son grand schéma de périodicité ne pouvaient pas être trouvées parce que certains éléments n'étaient toujours pas découverts, et il croyait donc que ces éléments encore non découverts auraient des propriétés qui pourraient être déduite des relations attendues avec d'autres éléments. En 1870, il a d'abord essayé de caractériser les éléments encore non découverts, et il a donné des prédictions détaillées pour trois éléments, qu'il a appelés éka-bore , éka-aluminium et éka-silicium , ainsi qu'il a noté plus brièvement quelques autres attentes. Il a été proposé que les préfixes eka , dvi et tri , sanskrit pour un, deux et trois, respectivement, soient un hommage à Pāṇini et à d'autres anciens grammairiens sanskrits pour leur invention d'un alphabet périodique. En 1871, Mendeleev étendit davantage ses prédictions.

Par rapport au reste des travaux, la liste de 1869 de Mendeleev égare sept éléments alors connus : l' indium , le thorium et les cinq métaux des terres rares : l' yttrium , le cérium , le lanthane , l' erbium et le didymium (les deux derniers se sont avérés plus tard être un mélange de deux éléments différents); les ignorer lui permettrait de restituer la logique de l'augmentation du poids atomique. Ces éléments (tous considérés comme divalents à l'époque) ont intrigué Mendeleev en ce qu'ils n'ont pas montré d'augmentation progressive de la valence malgré leurs poids atomiques apparemment conséquents. Mendeleev les a regroupés, les considérant comme un type particulier de séries. Au début de 1870, il décida que les poids de ces éléments devaient être erronés et que les métaux des terres rares devraient être trivalents (ce qui augmente par conséquent leur poids de moitié). Il mesura la capacité calorifique de l'indium, de l'uranium et du cérium pour démontrer leur augmentation de la valence calculée (ce qui fut bientôt confirmé par le chimiste prussien Robert Bunsen ). Mendeleev a envisagé le changement en évaluant chaque élément à une place individuelle dans son système d'éléments plutôt que de continuer à les traiter comme une série.

Mendeleev a remarqué qu'il y avait une différence significative de masse atomique entre le cérium et le tantale sans aucun élément entre eux ; sa considération était qu'entre eux, il y avait une rangée d'éléments encore non découverts, qui afficheraient des propriétés similaires à celles des éléments qui se trouvaient au-dessus et au-dessous d'eux : par exemple, un eka-molybdène se comporterait comme un homologue plus lourd du molybdène et un homologue plus léger du wolfram (le nom sous lequel Mendeleev connaissait le tungstène ). Cette rangée commencerait par un lanthane trivalent, un cérium tétravalent et un didyme pentavalent. Cependant, la valence plus élevée pour le didyme n'avait pas été établie, et Mendeleev a essayé de le faire lui-même. N'y ayant pas réussi, il abandonna ses tentatives d'incorporer les métaux des terres rares à la fin de 1871 et se lança dans sa grande idée de l'éther luminifère . Son idée a été poursuivie par le chimiste austro-hongrois Bohuslav Brauner , qui a cherché à trouver une place dans le tableau périodique des métaux des terres rares; Mendeleev l'a appelé plus tard comme « l'un des vrais consolideurs de la loi périodique ».

En plus des prédictions du scandium, du gallium et du germanium qui ont été rapidement réalisées, le tableau de 1871 de Mendeleev laissait beaucoup plus d'espaces pour les éléments non découverts, bien qu'il n'ait pas fourni de prédictions détaillées de leurs propriétés. Au total, il a prédit dix-huit éléments, bien que seulement la moitié correspondait à des éléments découverts plus tard.

Priorité de découverte

Aucune des propositions n'a été acceptée immédiatement, et de nombreux chimistes contemporains l'ont trouvée trop abstraite pour avoir une valeur significative. Parmi ces chimistes qui ont proposé leurs catégorisations, Mendeleev s'est démarqué en s'efforçant de soutenir son travail et de promouvoir sa vision de la périodicité. En revanche, Meyer n'a pas promu son travail très activement et Newlands n'a pas fait une seule tentative pour se faire reconnaître à l'étranger.

Mendeleev et Meyer ont tous deux créé leurs tables respectives pour leurs besoins pédagogiques ; la différence entre leurs tables s'explique bien par le fait que les deux chimistes ont cherché à utiliser un système formalisé pour résoudre des problèmes différents. L'intention de Mendeleev était d'aider à la composition de son manuel, Foundations of Chemistry , alors que Meyer était plutôt préoccupé par la présentation de théories. Les prédictions de Mendeleev ont émergé en dehors de la portée pédagogique dans le domaine de la science des journaux, tandis que Meyer n'a fait aucune prédiction du tout et a explicitement déclaré que sa table et son manuel dans lequel elle était contenue, Théories modernes , ne devraient pas être utilisées pour la prédiction afin de faire le point à ses étudiants de ne pas faire trop de projections purement théoriques.

Mendeleev et Meyer ont des tempéraments différents, du moins en ce qui concerne la promotion de leurs œuvres respectives. L'audace des prédictions de Mendeleev a été notée par certains chimistes contemporains, aussi sceptiques qu'ils aient pu être. Meyer a fait référence à « l'audace » de Mendeleev dans une édition de Modern Theories , tandis que Mendeleev s'est moqué de l'indécision de Meyer à prédire dans une édition de Foundations of Chemistry .

Reconnaissance de la table de Mendeleev

Finalement, le tableau périodique a été apprécié pour son pouvoir descriptif et pour enfin systématiser la relation entre les éléments, bien que cette appréciation ne soit pas universelle. En 1881, Mendeleev et Meyer se sont disputés via un échange d'articles dans la revue britannique Chemical News sur la priorité du tableau périodique, qui comprenait un article de Mendeleev, un de Meyer, un de critique de la notion de périodicité, et bien d'autres. En 1882, la Royal Society de Londres décerna la médaille Davy à Mendeleev et Meyer pour leur travail de classification des éléments ; bien que deux des éléments prédits de Mendeleev aient été découverts à ce moment-là, les prédictions de Mendeleev n'étaient pas du tout mentionnées dans la justification du prix.

L' éka-aluminium de Mendeleev a été découvert en 1875 et est devenu connu sous le nom de gallium ; L'eka-bore et l' eka-silicium ont été découverts en 1879 et 1886, respectivement, et ont été nommés scandium et germanium . Mendeleev a même pu corriger certaines mesures initiales avec ses prédictions, y compris la première prédiction du gallium, qui correspondait assez étroitement à l' eka-aluminium mais avait une densité différente. Mendeleev a conseillé au découvreur, le chimiste français Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran , de mesurer à nouveau la densité; de Boisbaudran était initialement sceptique (notamment parce qu'il pensait que Mendeleev essayait de s'attribuer le mérite de lui) mais a finalement admis l'exactitude de la prédiction. Mendeleev a contacté les trois découvreurs ; tous les trois ont noté l'étroite similitude de leurs éléments découverts avec les prédictions de Mendeleev, avec le dernier d'entre eux, le chimiste allemand Clemens Winkler , admettant que cette suggestion n'a pas été faite pour la première fois par Mendeleev ou lui-même après la correspondance avec lui, mais par une personne différente, le chimiste allemand Hieronyme Theodor Richter . Certains chimistes contemporains n'étaient pas convaincus par ces découvertes, notant les dissemblances entre les nouveaux éléments et les prédictions ou affirmant que ces similitudes qui existaient étaient une coïncidence. Cependant, le succès des prédictions de Mendeleev a contribué à faire connaître son tableau périodique. Les chimistes ultérieurs ont utilisé les succès de ces prédictions de Mendeleïev pour justifier sa table.

En 1890, son tableau périodique était universellement reconnu comme un élément de connaissance chimique de base. Outre les prédictions correctes faites par Mendeleev, un certain nombre d'aspects peuvent avoir contribué à cela. L'un d'eux est peut-être l'accommodation correcte de nombreux éléments dont les poids atomiques étaient considérés comme ayant des valeurs erronées mais ont été corrigés plus tard. Le débat sur la position des métaux des terres rares a également contribué à stimuler la discussion sur la table. En 1889, Mendeleev nota lors de la conférence Faraday à la Royal Institution à Londres qu'il ne s'était pas attendu à vivre assez longtemps « pour mentionner leur découverte à la Chemical Society of Great Britain comme une confirmation de l'exactitude et de la généralité de la loi périodique ».

Gaz inertes et éther

La grande valeur de la généralisation de Newland, Mendeleef et Lothar Meyer, connue sous le nom d'arrangement périodique des éléments, est universellement reconnue. Mais une étude de cet arrangement, il faut l'admettre, est un plaisir quelque peu alléchant ; car, bien que les propriétés des éléments varient sans aucun doute qualitativement, et, en effet, montrent des relations quantitatives approximatives avec leur position dans le tableau périodique, il existe cependant des écarts inexplicables par rapport à la régularité, qui font naître l'espoir de la découverte d'un concept encore plus étendu. généralisation. Ce que peut être cette généralisation n'est pas encore à deviner ; mais qu'il doit sous-tendre ce qui est connu, et doit fournir un indice à l'explication des irrégularités, ne peut être contesté.

—  Les chimistes britanniques William Ramsay et Morris Travers discutent en 1900 de leurs recherches sur de nouveaux gaz inertes

Des gaz inertes

Le chimiste britannique Henry Cavendish , le découvreur de l' hydrogène en 1766, a découvert que l'air est composé de plus de gaz que d' azote et d' oxygène . Il enregistra ces découvertes en 1784 et 1785 ; parmi eux, il a trouvé un gaz non identifié alors moins réactif que l'azote. L'hélium a été signalé pour la première fois en 1868; le rapport était basé sur la nouvelle technique de spectroscopie et certaines raies spectrales émises par le Soleil ne correspondaient à celles d'aucun des éléments connus. Mendeleev n'était pas convaincu par cette découverte car la variance des tempérés a entraîné un changement d'intensité des raies spectrales et de leur emplacement sur le spectre ; cette opinion était partagée par d'autres scientifiques de l'époque. D'autres pensaient que les raies spectrales pouvaient appartenir à un élément présent sur le Soleil mais pas sur Terre ; certains pensaient qu'il n'avait pas encore été trouvé sur Terre.

En 1894, le chimiste britannique William Ramsay et le physicien britannique Lord Rayleigh ont isolé l' argon de l'air et ont déterminé qu'il s'agissait d'un nouvel élément. L'argon, cependant, ne s'est engagé dans aucune réaction chimique et était – très inhabituel pour un gaz – monoatomique ; il ne rentrait pas dans le droit périodique et en remettait donc en cause la notion même. Tous les scientifiques n'ont pas immédiatement accepté ce rapport ; La réponse originale de Mendeleev à cela était que l'argon était une forme triatomique d'azote plutôt qu'un élément à part entière. Alors que la notion d'une possibilité de groupe entre celui des halogènes et celui des métaux alcalins avait existé (certains scientifiques pensaient qu'il manquait plusieurs valeurs de poids atomique entre les halogènes et les métaux alcalins, d'autant plus que des places dans cette moitié du groupe VIII restaient vacantes), l'argon ne correspondait pas facilement à la position entre le chlore et le potassium parce que son poids atomique dépassait ceux du chlore et du potassium. À ce titre, d'autres explications ont été employées; par exemple, Ramsay a supposé que l'argon pourrait être un mélange de différents gaz. Pendant un certain temps, Ramsay a cru que l'argon pouvait être un mélange de trois gaz de poids atomiques similaires ; cette triade ressemblerait à la triade du fer, du cobalt et du nickel, et serait également placée dans le groupe VIII. Certain que des périodes plus courtes contiennent des triades de gaz à leurs extrémités, Ramsay a suggéré en 1898 l'existence d'un gaz entre l'hélium et l'argon avec un poids atomique de 20 ; après sa découverte plus tard cette année-là (il a été nommé néon ), Ramsay a continué à l'interpréter comme un membre d'une triade horizontale à la fin de cette période.

En 1896, Ramsay a testé un rapport du chimiste américain William Francis Hillebrand , qui a trouvé une vapeur d'un gaz non réactif à partir d'un échantillon d' uraninite . Souhaitant prouver qu'il s'agissait d'azote, Ramsay a analysé un autre minéral d'uranium, la cleveite , et a trouvé un nouvel élément, qu'il a nommé krypton. Cette découverte a été corrigée par le chimiste britannique William Crookes , qui a fait correspondre son spectre à celui de l'hélium du Soleil. Suite à cette découverte, Ramsay, utilisant la distillation fractionnée pour séparer l'air, découvrit plusieurs autres gaz de ce type en 1898 : le métargon, le krypton , le néon et le xénon ; une analyse spectroscopique détaillée du premier d'entre eux a démontré qu'il s'agissait d'argon contaminé par une impureté à base de carbone. Ramsay était initialement sceptique quant à l'existence de gaz plus lourds que l'argon, et la découverte de krypton et de xénon l'a surpris ; cependant, Ramsay a accepté sa propre découverte, et les cinq gaz inertes nouvellement découverts (maintenant des gaz nobles ) ont été placés dans une seule colonne du tableau périodique. Bien que le tableau de Mendeleev ait prédit plusieurs éléments non découverts, il n'a pas prédit l'existence de tels gaz inertes, et Mendeleev a également rejeté à l'origine ces conclusions.

Modifications du tableau périodique

Bien que la séquence des poids atomiques suggère que les gaz inertes soient situés entre les halogènes et les métaux alcalins, et qu'il y ait eu des suggestions de les mettre dans le groupe VIII dès 1895, un tel placement contredisait l'une des considérations fondamentales de Mendeleev, celle des oxydes les plus élevés. . Les gaz inertes n'ont formé aucun oxyde, ni aucun autre composé, et en tant que tel, leur placement dans un groupe où les éléments devraient former des tétraoxydes était considéré comme simplement auxiliaire et non naturel ; Mendeleev a douté de l'inclusion de ces éléments dans le groupe VIII. Les développements ultérieurs, en particulier par des scientifiques britanniques, se sont concentrés sur la correspondance des gaz inertes avec les halogènes à leur gauche et les métaux alcalins à leur droite. En 1898, alors que seuls l'hélium, l'argon et le krypton étaient définitivement connus, Crookes proposa de placer ces éléments dans une seule colonne entre le groupe hydrogène et le groupe fluor. En 1900, à l' Académie prussienne des sciences , Ramsay et Mendeleev discutèrent des nouveaux gaz inertes et de leur emplacement dans le tableau périodique ; Ramsay a proposé que ces éléments soient placés dans un nouveau groupe entre les halogènes et les métaux alcalins, ce que Mendeleev a accepté. Ramsay a publié un article après ses discussions avec Mendeleev ; les tableaux qu'il contenait présentaient des halogènes à gauche, des gaz inertes et des métaux alcalins à droite. Deux semaines avant cette discussion, le botaniste belge Léo Errera a proposé de mettre ces éléments dans un nouveau groupe 0, à l' Académie royale des sciences, des lettres et des beaux-arts de Belgique . En 1902, Mendeleev a écrit que ces éléments devraient être placés dans un nouveau groupe 0 ; il a dit que cette idée était cohérente avec ce que Ramsay lui avait suggéré et a fait référence à Errera comme à la première personne à suggérer l'idée. Mendeleev lui-même a ajouté ces éléments au tableau en tant que groupe 0 en 1902, sans perturber le concept de base du tableau périodique.

En 1905, le chimiste suisse Alfred Werner a résolu la zone morte de la table de Mendeleev. Il a déterminé que les éléments de terres rares ( lanthanides ), dont 13 étaient connus, se trouvaient dans cet écart. Bien que Mendeleev connaisse le lanthane , le cérium et l' erbium , ils n'étaient auparavant pas pris en compte dans le tableau car leur nombre total et leur ordre exact n'étaient pas connus ; Mendeleev ne pouvait toujours pas les intégrer dans son tableau en 1901. C'était en partie une conséquence de leur chimie similaire et de la détermination imprécise de leurs masses atomiques. Combiné à l'absence d'un groupe connu d'éléments similaires, cela a rendu difficile le placement des lanthanides dans le tableau périodique. Cette découverte entraîna une restructuration du tableau et la première apparition du formulaire à 32 colonnes .

Éther

En 1904, la table de Mendeleev réorganisait plusieurs éléments et incluait les gaz rares ainsi que la plupart des autres éléments nouvellement découverts. Il y avait toujours la zone morte, et une ligne zéro a été ajoutée au-dessus de l'hydrogène et de l'hélium pour inclure le coronium et l'éther , qui étaient largement considérés comme des éléments à l'époque. Bien que l' expérience Michelson-Morley en 1887 ait mis en doute la possibilité d'un éther luminifère comme milieu de remplissage de l'espace, les physiciens ont imposé des contraintes à ses propriétés. Mendeleev croyait qu'il s'agissait d'un gaz très léger, avec un poids atomique de plusieurs ordres de grandeur inférieur à celui de l'hydrogène. Il a également postulé qu'il interagirait rarement avec d'autres éléments, similaires aux gaz nobles de son groupe zéro, et imprégnerait plutôt les substances à une vitesse de 2 250 kilomètres (1 400 mi) par seconde.

Mendeleev n'était pas satisfait du manque de compréhension de la nature de cette périodicité ; cela ne serait possible qu'avec la compréhension de la composition de l'atome. Cependant, Mendeleev croyait fermement que l'avenir ne ferait que développer la notion plutôt que de la contester et a réaffirmé sa croyance en l'écriture en 1902.

  • Les premiers développements de la table de Mendeleev

  • Tableau principal du tableau périodique publié par le chimiste australien David Orme Masson en 1895

  • Fragment d'un tableau périodique publié par Ramsay en 1896

  • Fragment d'un tableau périodique publié par Ramsay en 1900

  • Tableau périodique tel que publié par Errera en 1900

  • Le tableau de Mendeleïev de 1904. Il inclut les gaz rares dans le groupe 0, et il a deux espaces réservés pour le coronium et l' éther .

  • Table de 1905 à 32 colonnes de Werner. Ce tableau a laissé des espaces pour de nombreux éléments alors inconnus, et plusieurs éléments ont vu leurs positions révisées à la suite des progrès de la théorie atomique.

Théorie atomique et isotopes

Radioactivité et isotopes

Enregistrement photographique des raies d' émission de rayons X caractéristiques d'éléments de numéro atomique compris entre 20 et 29. (D'après les travaux de Henry Moseley).

Quatre éléments radioactifs étaient connus en 1900 : le radium , l' actinium , le thorium et l' uranium . Ces éléments radioactifs (appelés "radioéléments") ont donc été placés au bas du tableau périodique, car ils étaient connus pour avoir des poids atomiques plus importants que les éléments stables, bien que leur ordre exact ne soit pas connu. Les chercheurs pensaient qu'il restait encore d'autres éléments radioactifs à découvrir et, au cours de la décennie suivante, les chaînes de désintégration du thorium et de l'uranium ont été largement étudiées. De nombreuses nouvelles substances radioactives ont été découvertes, dont le gaz rare radon , et leurs propriétés chimiques ont été étudiées. En 1912, près de 50 substances radioactives différentes avaient été trouvées dans les chaînes de désintégration du thorium et de l'uranium. Le chimiste américain Bertram Boltwood a proposé plusieurs chaînes de désintégration reliant ces radioéléments entre l'uranium et le plomb. On pensait à l'époque qu'il s'agissait de nouveaux éléments chimiques, augmentant considérablement le nombre d'« éléments » connus et conduisant à des spéculations selon lesquelles leurs découvertes saperaient le concept du tableau périodique. Par exemple, il n'y avait pas assez de place entre le plomb et l'uranium pour accueillir ces découvertes, même en supposant que certaines découvertes étaient des doublons ou des identifications incorrectes. On croyait également que la désintégration radioactive violait l'un des principes centraux du tableau périodique, à savoir que les éléments chimiques ne pouvaient pas subir de transmutations et avaient toujours des identités uniques.

Frederick Soddy et Kazimierz Fajans ont découvert en 1913 que bien que ces substances émettent des radiations différentes, beaucoup de ces substances étaient identiques dans leurs caractéristiques chimiques, partageant donc la même place dans le tableau périodique. Ils sont devenus connus sous le nom d' isotopes , du grec isos topos ("même endroit"). Le chimiste autrichien Friedrich Paneth a cité une différence entre les « éléments réels » (éléments) et les « substances simples » (isotopes), déterminant également que l'existence de différents isotopes n'était généralement pas pertinente pour déterminer les propriétés chimiques.

À la suite de la découverte par le physicien britannique Charles Glover Barkla des rayons X caractéristiques émis par les métaux en 1906, le physicien britannique Henry Moseley a envisagé une corrélation possible entre les émissions de rayons X et les propriétés physiques des éléments. Moseley, avec Charles Galton Darwin , Niels Bohr et George de Hevesy , a proposé que la charge nucléaire ( Z ) ou la masse atomique puisse être mathématiquement liée aux propriétés physiques. L'importance de ces propriétés atomiques a été déterminée dans l' expérience Geiger-Marsden , dans laquelle le noyau atomique et sa charge ont été découverts.

Modèle de Rutherford et numéro atomique

En 1913, le physicien amateur néerlandais Antonius van den Broek a été le premier à proposer que le numéro atomique (charge nucléaire) déterminait le placement des éléments dans le tableau périodique. Il a correctement déterminé le numéro atomique de tous les éléments jusqu'au numéro atomique 50 ( étain ), bien qu'il ait fait plusieurs erreurs avec des éléments plus lourds. Cependant, Van den Broek n'avait aucune méthode pour vérifier expérimentalement les numéros atomiques des éléments ; ainsi, on croyait encore qu'ils étaient une conséquence du poids atomique, qui restait en usage dans l'ordre des éléments.

Moseley était déterminé à tester l'hypothèse de Van den Broek. Après un an d'enquête sur les raies de Fraunhofer de divers éléments, il a trouvé une relation entre la longueur d' onde des rayons X d'un élément et son numéro atomique. Avec cela, Moseley a obtenu les premières mesures précises des numéros atomiques et a déterminé une séquence absolue des éléments, lui permettant de restructurer le tableau périodique. Les recherches de Moseley ont immédiatement résolu les divergences entre le poids atomique et les propriétés chimiques, où le séquençage strictement par poids atomique entraînerait des groupes avec des propriétés chimiques incohérentes. Par exemple, ses mesures de longueurs d'onde des rayons X lui ont permis de placer correctement l' argon ( Z  = 18) avant le potassium ( Z  = 19), le cobalt ( Z  = 27) avant le nickel ( Z  = 28), ainsi que le tellure ( Z  = 52) avant iode ( Z  = 53), en ligne avec les tendances périodiques . La détermination des numéros atomiques a également clarifié l'ordre des éléments des terres rares chimiquement similaires; il a également été utilisé pour confirmer que la découverte revendiquée par Georges Urbain d'un nouvel élément des terres rares (le celtium ) était invalide, ce qui a valu à Moseley l'acclamation pour cette technique.

Le physicien suédois Karl Siegbahn a poursuivi les travaux de Moseley pour les éléments plus lourds que l'or ( Z  = 79), et a découvert que l'élément le plus lourd connu à l'époque, l' uranium , avait le numéro atomique 92. Pour déterminer le plus grand numéro atomique identifié, les lacunes dans la séquence des numéros atomiques ont été déterminés de manière concluante lorsqu'un numéro atomique n'avait aucun élément correspondant connu ; les lacunes se sont produites aux numéros atomiques 43 ( technétium ), 61 ( prométhium ), 72 ( hafnium ), 75 ( rhénium ), 85 ( astate ) et 87 ( francium ).

Coque électronique et mécanique quantique

En 1914, le physicien suédois Johannes Rydberg remarqua que les numéros atomiques des gaz rares étaient égaux aux sommes doublées des carrés des nombres simples : 2 = 2·1 2 , 10 = 2(1 2 + 2 2 ), 18 = 2(1 2 + 2 2 + 2 2 ), 36 = 2(1 2 + 2 2 + 2 2 + 3 2 ), 54 = 2(1 2 + 2 2 + 2 2 + 3 2 + 3 2 ), 86 = 2( 1 2 + 2 2 + 2 2 + 3 2 + 3 2 + 4 2 ). Cette constatation a été acceptée comme explication des durées fixes des périodes et a conduit à repositionner les gaz rares du bord gauche du tableau, dans le groupe 0, vers la droite, dans le groupe VIII. La réticence des gaz nobles à s'engager dans une réaction chimique s'expliquait par la stabilité évoquée des configurations électroniques fermées des gaz nobles ; de cette notion a émergé la règle de l' octet . Parmi les travaux notables qui ont établi l'importance de la périodicité de huit étaient la théorie de la liaison de valence , publiée en 1916 par le chimiste américain Gilbert N. Lewis et la théorie de l'octet de la liaison chimique, publiée en 1919 par le chimiste américain Irving Langmuir . L'approche des chimistes pendant la période de l'ancienne théorie quantique (1913 à 1925) a été intégrée à la compréhension des couches électroniques et des orbitales sous la mécanique quantique actuelle. Un véritable pionnier qui nous a donné les bases de notre modèle actuel d'électrons est Irving Langmuir . Dans son article de 1919, il a postulé l'existence de « cellules » que nous appelons maintenant des orbitales, qui ne pouvaient chacune contenir que deux électrons chacune, et celles-ci étaient disposées en « couches équidistantes » que nous appelons maintenant des coquilles. Il a fait une exception pour que la première coquille ne contienne que deux électrons. Ces postulats ont été introduits sur la base de la règle de Rydberg que Niels Bohr avait utilisée non pas en chimie, mais en physique, pour appliquer aux orbites des électrons autour du noyau. Dans l'article de Langmuir, il a introduit la règle comme 2N 2 où N était un entier positif.

Le chimiste, Charles Rugeley Bury , a fait le prochain grand pas vers notre théorie moderne en 1921, en suggérant que huit et dix-huit électrons dans une coquille forment des configurations stables. Le schéma de Bury était basé sur celui des chimistes antérieurs et était un modèle chimique. Bury a proposé que les configurations électroniques dans les éléments de transition dépendaient des électrons de valence dans leur enveloppe externe. Dans certains premiers articles, le modèle s'appelait "Bohr-Bury Atom". Il a introduit le mot transition pour décrire les éléments maintenant connus sous le nom de métaux de transition ou éléments de transition.

Dans les années 1910 et 1920, des recherches pionnières en mécanique quantique ont conduit à de nouveaux développements dans la théorie atomique et à de petits changements dans le tableau périodique. Déjà, dans les années 1800, Mendeleev affirmait qu'il y avait une périodicité fixe de huit et s'attendait à une corrélation mathématique entre le numéro atomique et les propriétés chimiques. Le modèle de Bohr a été développé au début de 1913 et défendait l'idée de configurations électroniques qui déterminent les propriétés chimiques. Bohr a proposé que les éléments du même groupe se comportaient de manière similaire parce qu'ils ont des configurations électroniques similaires et que les gaz rares avaient rempli les couches de valence ; ceci forme la base de la règle moderne de l' octet . L'étude de Bohr de la spectroscopie et de la chimie n'était pas habituelle parmi la physique atomique théorique. Même Rutherford a dit à Bohr qu'il avait du mal « à se faire une idée de la façon dont vous arrivez à vos conclusions ». En effet, aucune des équations de la mécanique quantique ne décrit le nombre d'électrons par couche et orbitale. Bohr a reconnu qu'il avait été influencé par les travaux de Walther Kossel en 1916, qui fut le premier à établir un lien important entre l'atome quantique et le tableau périodique. Il a remarqué que la différence entre les numéros atomiques 2, 10, 18 des trois premiers gaz nobles, l'hélium, le néon, l'argon, était de 8, et a fait valoir que les électrons de ces atomes tournaient dans des « coques fermées ». Le premier ne contenait que 2 électrons, le deuxième et le troisième, 8 chacun. Les recherches de Bohr ont ensuite conduit le physicien autrichien Wolfgang Pauli à étudier la longueur des périodes dans le tableau périodique en 1924. Pauli a démontré que ce n'était pas le cas. Au lieu de cela, le principe d'exclusion de Pauli a été développé, non pas sur une base mathématique, mais sur les développements précédents en alignement avec la chimie. Cette règle stipule qu'aucun électron ne peut coexister dans le même état quantique, et a montré, en conjonction avec des observations empiriques, l'existence de quatre nombres quantiques et la conséquence sur l'ordre de remplissage des couches. Cela détermine l'ordre dans lequel les couches d'électrons sont remplies et explique la périodicité du tableau périodique.

Le chimiste britannique Charles Bury est crédité de la première utilisation du terme métal de transition en 1921 pour désigner des éléments entre les éléments du groupe principal des groupes II et III. Il a expliqué les propriétés chimiques des éléments de transition comme conséquence du remplissage d'une sous-couche interne plutôt que de la coque de valence. Cette proposition, basée sur les travaux du chimiste américain Gilbert N. Lewis , suggérait l'apparition de la sous-couche d en période 4 et de la sous-couche f en période 6, allongeant les périodes de 8 à 18 puis de 18 à 32 éléments, expliquant ainsi la position des lanthanides dans le tableau périodique.

Proton et neutrons

La découverte du proton et du neutron a démontré qu'un atome était divisible ; cela a rendu obsolète la définition de Lavoisier d'un élément chimique. Un élément chimique est défini aujourd'hui comme une espèce d'atomes avec un nombre constant de protons et ce nombre est maintenant connu pour être précisément le numéro atomique d'un élément. La découverte a également expliqué le mécanisme de plusieurs types de désintégration radioactive, comme la désintégration alpha .

Finalement, il a été proposé que les protons et les neutrons soient constitués de particules encore plus petites appelées quarks ; leur découverte a expliqué la transmutation des neutrons en protons dans la désintégration bêta .

Extensions ultérieures et fin du tableau périodique

Nous sentons déjà que nous approchons du moment où cette loi [périodique] commence à changer, et à changer rapidement.

—  Le physicien russe Yuri Oganessian , co-découvreur de plusieurs éléments superlourds , en 2019

Actinides

Dès 1913, les recherches de Bohr sur la structure électronique ont conduit des physiciens comme Johannes Rydberg à extrapoler les propriétés d'éléments non découverts plus lourds que l'uranium. Beaucoup ont convenu que le prochain gaz noble après le radon aurait très probablement le numéro atomique 118, d'où il s'ensuit que la série de transition de la septième période devrait ressembler à celle de la sixième . Bien que l'on ait pensé que ces séries de transition incluraient une série analogue aux éléments des terres rares, caractérisées par le remplissage de la coque 5f, on ignorait où cette série avait commencé. Les prédictions allaient du numéro atomique 90 (thorium) à 99, dont beaucoup proposaient un début au-delà des éléments connus (au numéro atomique 93 ou au-delà). On croyait plutôt que les éléments allant de l' actinium à l'uranium faisaient partie d'une quatrième série de métaux de transition en raison de leurs états d'oxydation élevés ; en conséquence, ils ont été placés dans les groupes 3 à 6.

En 1940, le neptunium et le plutonium furent les premiers éléments transuraniens découverts ; ils ont été placés dans l'ordre sous le rhénium et l' osmium , respectivement. Cependant, des études préliminaires de leur chimie ont suggéré une plus grande similitude avec l'uranium qu'avec des métaux de transition plus légers, remettant en cause leur placement dans le tableau périodique. Au cours de ses recherches sur le projet Manhattan en 1943, le chimiste américain Glenn T. Seaborg a rencontré des difficultés inattendues pour isoler les éléments américium et curium , car ils faisaient partie d'une quatrième série de métaux de transition. Seaborg s'est demandé si ces éléments appartenaient à une série différente, ce qui expliquerait pourquoi leurs propriétés chimiques, en particulier l'instabilité des états d'oxydation supérieurs , étaient différentes des prédictions. En 1945, contre l'avis de ses confrères, il propose un changement significatif au tableau de Mendeleïev : la série des actinides .

Le concept des actinides de Seaborg sur la structure électronique des éléments lourds a proposé que les actinides forment une série de transition interne analogue à la série des terres rares des éléments lanthanides - ils comprendraient la deuxième rangée du bloc f (la série 5f), dans laquelle les lanthanides se sont formés la série 4f. Cela a facilité l'identification chimique de l'américium et du curium, et d'autres expériences ont corroboré l'hypothèse de Seaborg ; une étude spectroscopique au Laboratoire national de Los Alamos par un groupe dirigé par le physicien américain Edwin McMillan a indiqué que les orbitales 5f, plutôt que les orbitales 6d , étaient en effet en train d'être remplies. Cependant, ces études n'ont pas pu déterminer sans ambiguïté le premier élément à électrons 5f et donc le premier élément de la série des actinides ; on l'appelait donc aussi la série « thoride » ou « uranide » jusqu'à ce qu'on découvre plus tard que la série commençait avec l'actinium.

À la lumière de ces observations et d'une explication apparente de la chimie des éléments transuraniens, et malgré la crainte parmi ses collègues qu'il s'agisse d'une idée radicale qui ruinerait sa réputation, Seaborg l'a néanmoins soumise à Chemical & Engineering News et elle a été largement acceptée ; de nouveaux tableaux périodiques plaçaient ainsi les actinides au-dessous des lanthanides. Après son acceptation, le concept d'actinide s'est avéré essentiel dans les travaux préparatoires pour les découvertes d'éléments plus lourds, tels que le berkelium en 1949. Il a également soutenu les résultats expérimentaux pour une tendance vers +3 états d'oxydation dans les éléments au-delà de l'américium-une tendance observée dans l'analogue 4f séries.

Effets relativistes et expansions au-delà de la période 7

Les élaborations ultérieures du concept d'actinide par Seaborg ont théorisé une série d' éléments superlourds dans une série de transactinides comprenant des éléments de 104 à 121 et une série d'éléments de superactinides de 122 à 153. Il a proposé un tableau périodique étendu avec une période supplémentaire de 50 éléments (atteignant ainsi élément 168) ; cette huitième période était dérivée d'une extrapolation du principe d'Aufbau et plaçait les éléments 121 à 138 dans un bloc g, dans lequel une nouvelle sous-couche g serait remplie. Le modèle de Seaborg, cependant, n'a pas pris en compte les effets relativistes résultant du nombre atomique élevé et de la vitesse orbitale des électrons. Burkhard Fricke en 1971 et Pekka Pyykkö en 2010 ont utilisé la modélisation informatique pour calculer les positions des éléments jusqu'à Z  = 172, et ont constaté que les positions de plusieurs éléments étaient différentes de celles prédites par Seaborg. Bien que les modèles de Pyykkö et Fricke placent généralement l'élément 172 comme prochain gaz noble, il n'y a pas de consensus clair sur les configurations électroniques des éléments au-delà de 120 et donc leur placement dans un tableau périodique étendu. On pense maintenant qu'en raison d'effets relativistes, une telle extension comportera des éléments qui cassent la périodicité des éléments connus, posant ainsi un autre obstacle aux futures constructions de tableaux périodiques.

La découverte de la tennessine en 2010 a comblé la dernière lacune de la septième période. Tout élément nouvellement découvert sera ainsi placé dans une huitième période.

Malgré l'achèvement de la septième période, la chimie expérimentale de certains transactinides s'est avérée incompatible avec la loi périodique. Dans les années 1990, Ken Czerwinski de l' Université de Californie à Berkeley a observé des similitudes entre le rutherfordium et le plutonium et le dubnium et le protactinium, plutôt qu'une nette continuation de la périodicité dans les groupes 4 et 5. Des expériences plus récentes sur le copernicium et le flerovium ont donné des résultats incohérents, certains des ce qui suggère que ces éléments se comportent plus comme le gaz rare radon que comme le mercure et le plomb, leurs congénères respectifs . En tant que telle, la chimie de nombreux éléments superlourds n'a pas encore été bien caractérisée, et il reste difficile de savoir si la loi périodique peut encore être utilisée pour extrapoler les propriétés d'éléments non découverts.

Effets de coquillage, l'îlot de stabilité et la recherche de la fin du tableau périodique

Voir également

Remarques

Les références

Bibliographie

Liens externes