Tendance : le rayon atomique

Un atome de césium a un rayon environ deux fois et demie plus grand que celui d'un atome de fluor : 343 pm contre 135 pm selon PubChem.

Un atome n'a pas de bord net, car ses électrons s'estompent peu à peu comme un brouillard. Les chimistes ont quand même besoin d'une taille, alors ils la définissent d'après la distance à laquelle les atomes s'approchent les uns des autres. Le modèle utilise le rayon de van der Waals de PubChem : la moitié de la distance entre deux atomes qui se touchent sans se lier. Active « Hauteur : Rayon atomique » et le tableau devient un paysage. La crête la plus haute est tout à gauche, en bas, et le terrain le plus bas est en haut à droite.

En descendant un groupe : plus gros

En descendant un groupe, chaque élément a une couche d'électrons de plus que celui du dessus. Une nouvelle couche est plus loin du noyau, donc l'atome grossit. Dans le groupe 1, les valeurs de PubChem passent du lithium à 182 pm au sodium à 227 pm, au potassium à 275 pm et au césium à 343 pm. Un picomètre vaut un billionième de mètre : même le césium, le plus gros atome stable, n'a qu'un rayon d'environ un tiers de nanomètre.

Le long d'une période : plus petit

Celle-ci surprend la plupart des gens. De gauche à droite dans une période, chaque atome a plus de protons et plus d'électrons que le précédent, et pourtant les atomes rapetissent. La raison : les nouveaux électrons vont tous sur la même couche externe, alors que le noyau gagne de la charge positive. Des électrons d'une même couche se protègent mal les uns les autres du noyau, donc les électrons externes subissent une attraction de plus en plus forte et se rapprochent. Dans la période 2, le rayon tombe du lithium à 182 pm au fluor à 135 pm.

L'attraction que ressent vraiment un électron externe s'appelle la charge nucléaire effective. C'est la charge du noyau moins la part compensée par les électrons internes. Elle augmente régulièrement le long d'une période. En descendant un groupe, elle change beaucoup moins, car les protons en plus sont compensés par une couche d'électrons protecteurs en plus, et c'est l'effet de distance qui l'emporte.

Lire le modèle honnêtement

Les vraies données sont plus irrégulières que la règle du manuel. Les gaz nobles ont des rayons de van der Waals plus grands que leurs voisins, car on les mesure sur des atomes qui se touchent sans jamais se lier, alors que d'autres rayons du même tableau viennent de cristaux liés. Les métaux de transition changent très peu le long du bloc d. La tendance est la plus nette dans les blocs s et p. Les cases des éléments synthétiques les plus lourds restent grises et plates, car personne n'a mesuré leur taille.

La taille compte en chimie. Un gros atome retient mal ses électrons externes : les gros atomes de métal comme le césium les cèdent facilement. Un petit atome comme le fluor retient fortement ses électrons et attire aussi ceux des autres atomes. Le rayon est la première des tendances, et le chapitre suivant, sur l'électronégativité, en découle.

Les atomes changent de taille quand ils deviennent des ions. Un atome de sodium qui perd son unique électron externe perd aussi toute sa troisième couche : l'ion Na⁺ est donc bien plus petit que l'atome, avec un rayon ionique d'environ 102 pm. Un atome de chlore qui gagne un électron ajoute de la répulsion entre électrons de la même couche, et l'ion Cl⁻ gonfle jusqu'à environ 181 pm. Ces deux nombres fixent l'espacement dans un cristal de sel, que tu peux voir dans le modèle de molécule du cours sur les liaisons.