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Jean-Claude THIMOLÉON JOLY
Bio-énergéticien-Géobiologue, Enseignant Reiki, Toucher Quantique et LaHoChi Phytothérapeute, Aromathérapeute, communication animale, formateur, conférencierPhytothérapie, Aromathérapie, Conférences, enseignements
Jean-Claude THIMOLÉON JOLY
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OLIGO-ÉLÉMENTS
DÉFINITION DES DIFFÉRENTS ÉLÉMENTS CHIMIQUES
publié le 20 mai 2017 13 min à lire 978 6


Gaz rares ou Gaz nobles

Les gaz nobles, aussi appelés gaz rares ou gaz inertes, sont les éléments chimiques de la série chimique du groupe 18 (aussi appelé groupe VIIIA) du tableau périodique des éléments.

La famille des gaz nobles présente une particularité : ils sont des éléments très peu réactifs car ils possèdent une couche électronique externe complète. Cette couche saturée en électrons est très stable et donc l’atome ne cède ni n’accepte d’autres électrons. Les liaisons chimiques inter-atomes sont donc quasi-impossibles pour les gaz nobles, ce qui fait que contrairement à la plupart des autres gaz, ils sont monoatomiques. Cette particularité dévoile une règle d’or de la chimie, la règle de l’octet : tout atome tend à compléter sa couche électronique externe, cela en captant ou en cédant des électrons à d’autres atomes. Il est possible d’obtenir des composés avec certains gaz nobles, ainsi le xénon dont quelques dérivés, surtout des fluorures, ont pu être obtenus à de fortes températures ( 300°C) et de fortes pressions.

Les éléments suivants sont des gaz nobles :

Hélium (He)
Néon (Ne)
Argon (Ar)
Krypton (Kr)
Xénon (Xe)
Radon (Rn)
L’ununoctium (Uuo), s’il existe, serait également un gaz noble

.Les halogènes

Les halogènes sont les éléments chimiques de la série chimique du groupe 17 (aussi appelé groupe VII ou VIIA) du tableau périodique des éléments.

Halogène vient du grec halo qui veut dire sel, et gene qui veut dire créateur.

On les trouve sous forme de molécules diatomiques dans la nature. Les halogènes possèdent 7 électrons dans leur couche électronique la plus extérieure et donc leur configuration électronique la plus stable se fait par gain d’un électron. Lorsqu’ils gagnent cet électron, ils forment un ion négatif appelé ion halogénure. Ils sont de la forme ns2 np5 en mécanique quantique (ondulatoire).

En réagissant avec le tungstène qui s’évapore du filament d’une lampe pour former l’halogénure gazeux correspondant, un halogène (généralement le brome ou l’iode) permet de limiter le dépôt de tungstène sur les parois de verre plus froides et, en se décomposant à proximité du filament de le régénérer et ainsi d’allonger la durée de vie des lampes à halogène. Certains halogènes (notamment le chlore et l’iode) sont utilisés comme désinfectants (eau de Javel, teinture d’iode, etc.) et comme blanchisseur (pour le papier et les tissus).

Les éléments suivants sont des halogènes:

Fluor (F)
Chlore (Cl)
Brome (Br)
Iode (I)
Astate (At)

L’élément Ununseptium (Uus) est pour l’instant à considérer comme un halogène à noter qu’il n’a pas encore était isolé.

Les lanthanides

La série chimique des lanthanides est composée des métaux de transition situés entre les éléments de numéros atomiques 57 (La) à 71 (Lu) inclus.

Ceux-ci sont aussi appelés plus communément terres rares, même si ce terme n’est pas très approprié étant donné qu’en dehors du prométhium (Pm), ils sont relativement abondants.

En dessous d’eux, on trouve la série des actinides. Les lanthanides et les actinides font partie du groupe des métaux du bloc f.

Les lanthanides sont des éléments dont les orbitales 4f sont, en général, partiellement ou complètement remplies, les seuls autres éléments ayant des électrons de valence f, sont les actinides. Ces orbitales f sont relativement internes, ce qui explique que les ions des éléments de ces séries, forment des liaisons chimiques généralement de caractère ionique: ils sont très électropositifs, on dit aussi qu’il s’agit de cations durs.

Le lanthane (La), le premier élément de la série à laquelle il donne son nom, est dans la 3ème colonne de la classification périodique, il n’est donc pas surprenant qu’il soit stable au degré d’oxydation 3. De plus, les éléments allant de (La) à (Yb) favorisent l’état d’oxydation 3 avec une uniformité qui n’a pas de pareil dans le tableau périodique.

Certains lanthanides peuvent exister aussi au degré d’oxydation 2 (notamment (Eu)) ou 4 (notamment (Ce) qui est dans la 4ème colonne). Ainsi La 3 et Ce 4 ont la structure électronique du gaz rare les précédents, (Xe) : leur degré d’oxydation maximal correspond au numéro de la colonne de la classification périodique où ils sont. Cette propriété assez générale, n’est toutefois pas valable pour les lanthanides plus lourds que (Ce) : elle s’arrête à la 4ème colonne, contrairement aux autres séries de transition (aussi bien d que f). Ceci s’explique encore par le fait que les orbitales f sont relativement internes : il est difficile d’arracher plus d’électrons (f donc).

Les éléments suivants sont des lanthanides :

lanthane (La),
cérium (Ce),
praséodyme (Pr),
néodyme (Nd),
prométhium (Pm),
samarium (Sm),
europium (Eu),
gadolinium (Gd),
terbium (Tb),
dysprosium (Dy),
holmium (Ho),
erbium (Er),
thulium (Tm),
ytterbium (Yb),
lutécium (Lu).

Les Métalloïdes

Un métalloïde est un élément chimique semi-métallique, c’est-à-dire dont les propriétés physiques et chimiques sont intermédiaires entre celles d’un métal et d’un non-métal. La différenciation entre métalloïde et métal prend en compte plusieurs critères, mais la plupart des métalloïdes sont des semi-conducteurs plutôt que des conducteurs. Il existe un nombre pair d’électrons par cellule unité, de sorte que les bandes de valence devraient être remplies, et les bandes de conduction inoccupées, ce qui donnerait lieu à un semi-conducteur.

Cependant, dans un semi métal, la bande de valence la plus haute et la bande de conduction la plus basse se recouvrent. Il en résulte que tous les états de la bande de valence la plus haute ne sont pas occupés, et les états de la bande de conduction la plus basse sont partiellement occupés.

De ce fait, un semi-métal est un conducteur dans lequel les porteurs de charge sont soit des trous dans la bande de valence soit des électrons dans la bande de conduction. Il est possible en appliquant une pression de modifier la structure de bande d’un matériau pour produire une transition semi-conducteur semi-métal. Les métalloïdes sont rassemblés dans une même zone triangulaire du tableau périodique des éléments ; ce sont :

le bore (B),
le silicium (Si),
le germanium (Ge),
l’arsenic (As),
l’antimoine (Sb),
le tellure (Te),
le polonium (Po).

Les Métaux Alcalino Terreux

Un métal alcalino-terreux est un élément chimique de la seconde colonne du tableau périodique des éléments. Ce nom vient du terme « métaux de terre » utilisé en alchimie et décrivant les métaux qui résistent au feu (les oxydes de métaux alcalino-terreux n’étant pas affectés par le feu).

Les noms de ces éléments proviennent de leurs oxydes, les terres alcalines. Les anciens termes désignant ces oxydes furent béryllia (oxyde de béryllium), magnésia, strontia, baryta et chaux vive (oxyde de calcium). La désignation « alcalino-terreux » est due au fait que ce groupe forme un intermédiaire entre les oxydes de métaux alcalins et les oxydes de terres rares.

L’utilisation du terme « terreux » pour classifier des substances à l’apparence inerte remonte à des temps anciens. Le plus ancien système connu est celui de la Grèce antique, et consistait en un groupe de 4 éléments classiques, incluant la terre.

Des philosophes et alchimistes évoluèrent ce modèle par la suite, soit Aristote, Paracelse, John Becher et George Stahl. En 1789, Antoine Lavoisier dans son Traité Élémentaire de Chimie, nota que ces terres étaient en fait des composés chimiques. Il les appela alors substances simples salifiables terreuses. Par la suite il suggéra que les terres alcalines seraient peut-être des oxydes de métaux, mais il admit que ceci n’était qu’une simple conjecture.

En 1808, Humphry Davy continua le travail de Lavoisier et fut le premier à obtenir des échantillons de métal par électrolyse de leurs terres en fusion. Ces éléments sont caractérisés par une couleur argentée, une faible densité, une grande malléabilité, leur réaction facile avec les halogènes pour former un sel ionique, et avec l’eau (quoique celle-ci soit moins facile qu’avec les métaux alcalins) pour former des hydroxydes fortement basiques.

Par exemple, alors que le sodium et le potassium réagissent avec l’eau à température ambiante, le magnésium ne réagit qu’avec la vapeur d’eau et le calcium avec l’eau chaude. Les éléments de ce groupe possèdent deux électrons sur leur couche électronique la plus extérieure et leur configuration électronique la plus stable se fait par la perte de deux électrons pour former un ion positif doublement chargé.

Le groupe des métaux alcalino-terreux, dit Groupe 2 (anciennement IIA), comprend

le béryllium (Be),
le magnésium (Mg),
le calcium (Ca),
le strontium (Sr),
le baryum (Ba)
le radium (Ra).

Les Métaux Alcalins

Un métal alcalin est un élément chimique de la première colonne du tableau périodique des éléments.

Ils ne sont jamais trouvés sous forme élémentaire dans la nature. Il sont très réactifs notamment avec l’humidité de l’air et, pour cela, on les conserve dans de l’huile minérale (huile de vaseline par exemple). Le mot alcalin provient de l’arabe al-gilyi signifiant la soude.

Les métaux alcalins sont de couleur argentée, mous et de faible densité. Ils réagissent facilement avec les halogènes pour former des sels ioniques, et avec l’eau pour former des hydroxydes fortement basiques.

Ces éléments ont un électron dans leur couche électronique la plus externe, et donc la manière d’atteindre l’état énergétique favorisé se fait par perte d’un électron pour former un ion positif.

L’hydrogène, avec son électron solitaire, devrait normalement appartenir au groupe des métaux alcalins.

Toutefois, la perte de cet électron requiert une plus grande quantité d’énergie que pour les métaux alcalins. Comme pour les halogènes, il faut un électron en plus à l’hydrogène pour compléter sa couche extérieure, et donc on peut considérer que pour certains aspects, il se comporte comme un halogène.

On le trouve sous forme d’un gaz diatomique (le dihydrogène H2), et il peut même former des sels avec les métaux alcalins, où ceux-ci lui fournissent un électron Toutefois, à l’état solide (très haute pression et très basse température), il se comporte comme un métal, bien que ces conditions ne se rencontrent pas sur Terre. Voir hydrogène métallique.

Les métaux alcalins sont très réactifs. Ils ont les plus bas potentiels d’ionisation de leurs périodes. L’élimination d’un simple électron de la couche externe leur donne la configuration stable des gaz nobles. Cependant, les deuxièmes potentiels d’ionisation sont très élevés puisqu’il est très difficile d’arracher un électron d’une espèce qui a une configuration de gaz noble.

Les vapeurs de métaux alcalins (ou de leurs ions) excités par la chaleur ou l’électricité sont connus pour émettre des couleurs caractéristiques. C’est ainsi que la spectroscopie a vu ses premiers pas se réaliser, grâce aux expériences de Bunsen et Kirchhoff. Les couleurs sont dues au fait que le spectre d’émission atomique est un spectre de raie, et non un spectre continu de type corps noir, preuve de la nature quantique des niveaux d’énergie dans les atomes et ions. Les couleurs caractéristiques sont :

lithium : rose fuchsia intense ; de fait très utilisé en pyrotechnie,
sodium : jaune-orangé intense ; utilisé en pyrotechnie et dans les ampoules d’éclairages publics,
potassium : mauve pâle.
Le lithium (Li),
le sodium (Na),
le potassium (K),
le rubidium (Rb),
le césium (Cs)
le francium (Fr)
sont des métaux alcalins.

Les Métaux de Transition

Les 38 éléments chimiques situés au centre de la classification périodique sont communément appelés les métaux de transition. Ce nom provient de leur position dans le tableau périodique des éléments, qui représente l’addition successive d’un électron dans l’orbitale d des atomes lorsque l'on passe de l’un à l’autre à travers la période.

Les métaux de transition sont chimiquement définis comme « les éléments qui forment au moins un ion avec une sous-couche d partiellement remplie.» Comme nous le verrons ci-dessous certains éléments de ce groupe ne correspondent pas exactement à cette définition.

3 (III B) Sc 21 – Y 39 –
4 (IV B) Ti 22 – Zr 40 – Hf 72 – Rf 104
5 (V B) V 23 – Nb 41 – Ta 73 – Db 105
6 (VI B) Cr 24 – Mo 42 – W 74 – Sg 106
7 (VII B) Mn 25 – Tc 43 – Re 75 – Bh 107
8 (VIII B) Fe 26 – Ru 44 – Os 76 – Hs 108
9 (VIII B) Co 27 – Rh 45 – Ir 77 – Mt 109
10 (VIII B) Ni 28 – Pd 46 – Pt 78 – Ds 110
11 (I B) Cu 29 – Ag 47 – Au 79 – Rg 111
12 (II B) Zn 30 – Cd 48 – Hg 80 – Uub 112

Du Scandium au Zinc, les éléments du bloc d remplissent progressivement leur orbitale d à travers la série. À l’exception du cuivre et du chrome, tous les éléments du bloc d ont deux électrons dans leur orbitale extérieure s, même les éléments avec une orbitale 3d incomplète.

Ceci est inhabituel car normalement les orbitales plus basses sont remplies avant les orbitales extérieures, mais dans ce cas les orbitales s des éléments du bloc d sont à un niveau d’énergie plus faible que les orbitales d. Comme les atomes sont toujours dans leur état énergétique le plus stable, les orbitales s sont remplies d’abord.

Le cuivre et le chrome possèdent un seul électron dans leur orbitale extérieure s à cause de la répulsion électronique. Partager un électron entre les orbitales s et d est plus stable énergiquement que d’avoir deux électrons dans l’orbitale s extérieure.

Tous les éléments du bloc d ne sont pas des métaux de transition. Par exemple, le scandium et le zinc ne correspondent pas à la définition donnée ci-dessus. Le scandium a un électron dans son orbitale d et deux électrons dans son orbitale extérieure s. Comme le seul ion du scandium (Sc3 ) n’a aucun électron dans son orbitaled, il ne correspond plus à la définition des métaux de transition car il n’a plus de sous-couche d partiellement remplie. De la même façon, cette définition ne peut être appliquée au Zinc, car l’ion Zn2 possède une orbitale d pleine.

Les éléments de transition ont en général une forte densité, une température de fusion et de vaporisation élevée. Ces propriétés proviennent de la capacité des électrons de la couche d de se délocaliser dans le réseau métallique. Dans les substances métalliques, plus le nombre d’électrons partagés entre les noyaux est grand, plus fort est le métal. Voici quatre caractéristiques communes des métaux de transition : ils forment des composés colorés ; ils possèdent de nombreux états d’oxydation ; ce sont de bons catalyseurs ; ils peuvent former des complexes.

Comparé aux métaux alcalino-terreux (groupe 2) tel que le calcium, les métaux de transition peuvent former des ions avec une grande variété d’états d’oxydation. Le calcium typiquement ne perd pas plus de deux électrons, alors qu’un métal de transition peut en perdre jusqu’à neuf. On peut en comprendre la raison en étudiant les potentiels d’ ionisation des deux groupes. L’énergie requise pour enlever un électron du calcium est faible jusqu’à ce que l’on commence à enlever des électrons sous les deux électrons de sa couche s.

En fait Ca3 a une telle énergie d’ionisation qu’on ne le trouve pas naturellement. En revanche avec un élément comme le vanadium on observe une augmentation linéaire de l’énergie d’ionisation entre les orbitales s et d, ceci étant du à la très faible différence énergétique entre les orbitales 3d et4s

Certains motifs peuvent être observés à travers une période des métaux de transition : Le nombre d’états d’oxydation de chaque ion augmente jusqu’au manganèse, puis diminue.

Cette chute est provoquée par la plus forte attraction des protons du noyau sur les électrons, les rendant plus difficiles à arracher.

Quand un élément est dans un faible état d’oxydation, on peut le trouver sous forme d’ion simple.

En revanche pour les états d’oxydation les plus élevés on le trouve souvent sous forme de composé lié de manière covalente à l’oxygène ou au fluor.
Les métaux de transition forment de bons catalyseurs homogènes et hétérogènes.
Par exemple le fer est un catalyseur dans le procédé de Haber, le nickel et le platine sont utilisés dans l’hydrogénation des alcènes.

Métaux pauvres et autres métaux

Les métaux pauvres sont les éléments chimiques métalliques qui, dans le tableau périodique des éléments, sont adjacents aux métalloïdes d’un côté et aux métaux de transition de l’autre.

À part l’aluminium, ils ont tendance à être mous avec un point de fusion bas. Les métaux pauvres sont :

aluminium (Al),
gallium (Ga),
indium (In),
étain (Sn),
thallium (Tl),
plomb (Pb),
bismuth (Bi),
ununquadium (Uuq),

Les éléments suivants sont classés provisoirement dans cette catégorie :

ununtrium (Uut),
ununpentium (Uup),
ununhexium (Uuh),

Les Non Métaux

Un non-métal est un élément chimique non métallique qui n’est ni un halogène, ni un gaz rare.

Les propriétés physiques des non-métaux les différencient nettement des métaux : ils conduisent mal l’électricité (conductivité électrique, excepté le carbone sous sa forme graphite) et la chaleur (conductivité thermique, excepté le carbone sous ses formes graphite et… diamant) ; ils ne sont ni malléables, ni ductiles.

À noter qu’à des conditions de pression et de température extrêmes, un non-métal comme l’hydrogène devient métallique (l’hydrogène est complètement monoatomique à une pression d’environ 300 GPa), ce qui explique l’important champ magnétique de la planète gazeuse Jupiter. Les non-métaux forment généralement des liaisons ioniques avec les métaux.

Les non-métaux comprennent ainsi les éléments suivants :

hydrogène (H),
carbone (C),
azote (N),
oxygène (O),
phosphore (P),
soufre (S),
sélénium (Se)



© Jean-Claude THIMOLÉON JOLY
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Mots clés : oligo-éléments, santé, recherches, chimie
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