Le bloc p : métalloïdes, halogènes et gaz nobles

Les six colonnes de droite du tableau périodique, les groupes 13 à 18, forment le bloc p, où le dernier électron entre dans une orbitale p. Les blocs s et d ne contiennent que des métaux, mais le bloc p réunit côte à côte métaux, métalloïdes et non-métaux. Le carbone, l'azote et l'oxygène qui composent les êtres vivants, le silicium de l'électronique et l'argon de l'air s'y trouvent tous, ce qui en fait la partie la plus variée du tableau.

Vue d'ensemble

Dans le bloc p, les propriétés évoluent dans deux directions.

• De gauche à droite : les atomes tendent de plus en plus à gagner des électrons plutôt qu'à en perdre ; le caractère métallique diminue et le caractère non métallique augmente.
• De haut en bas : les atomes grossissent et perdent plus facilement leurs électrons externes ; le caractère métallique augmente.

C'est pourquoi le bas à gauche du bloc p (aluminium, étain, plomb, bismuth) est métallique, le haut à droite (azote, oxygène, fluor) non métallique, et une bande diagonale de métalloïdes court entre les deux, du bore vers l'astate.

Le nombre d'électrons de la couche externe découle du numéro de groupe : trois dans le groupe 13 (s²p¹), quatre dans le groupe 14, cinq dans le groupe 15, six dans le groupe 16, sept dans le groupe 17 et huit dans le groupe 18 (l'hélium en a deux).

Groupe 13 : la famille du bore

Le bore est un métalloïde ; l'aluminium, le gallium, l'indium et le thallium sont des métaux. L'aluminium est le métal le plus abondant de la croûte terrestre. Il est léger, et un mince film d'oxyde compact le protège de la corrosion. Le gallium fond vers 30 °C, assez bas pour fondre dans la main, et le nitrure de gallium est le matériau clé des LED bleues. L'indium entre dans l'oxyde d'indium-étain, le conducteur transparent des écrans tactiles.

En descendant le groupe 13, le degré d'oxydation +1 devient plus stable par rapport à +3, et le thallium forme couramment des composés +1. Cela s'explique par le fait que, dans les atomes lourds, la paire d'électrons s la plus externe répugne à participer aux liaisons, un phénomène appelé effet de paire inerte.

Groupe 14 : la famille du carbone

Le carbone est un non-métal, le silicium et le germanium sont des métalloïdes, l'étain et le plomb des métaux. C'est l'un des exemples les plus nets d'un même groupe couvrant toute la gamme du non-métal au métal.

Le carbone peut se lier à lui-même en longues chaînes et en cycles, formant le squelette de millions de composés organiques. Selon la façon dont les atomes sont liés, le carbone pur peut être du diamant, du graphite, du graphène ou des fullerènes, des allotropes aux propriétés remarquablement différentes. Le silicium est le deuxième élément le plus abondant de la croûte après l'oxygène, présent surtout sous forme de dioxyde de silicium dans le sable et les roches. Les cristaux de silicium ultra-pur sont le fondement des puces électroniques et des cellules solaires. Le plomb, en raison de l'effet de paire inerte, est plus stable à l'état +2.

Groupe 15 : la famille de l'azote

L'azote constitue environ 78 % de l'air en volume, et pourtant les deux atomes d'une molécule N₂ sont unis par une triple liaison si forte que le gaz est assez peu réactif. Le phosphore possède plusieurs allotropes, dont les phosphores blanc, rouge et noir ; le phosphore blanc est assez réactif pour s'enflammer spontanément à l'air. L'azote et le phosphore sont indispensables à l'ADN et à l'ATP et sont les principaux nutriments des engrais. L'arsenic et l'antimoine sont des métalloïdes et le bismuth un métal. L'arsenic est tristement célèbre comme poison, mais il entre aussi dans des matériaux électroniques comme l'arséniure de gallium.

Groupe 16 : la famille de l'oxygène (chalcogènes)

L'oxygène est l'élément le plus abondant en masse à la fois dans la croûte terrestre et dans le corps humain. Outre O₂, il forme l'ozone, O₃, qui absorbe le rayonnement ultraviolet dans la stratosphère. Le soufre est un solide jaune présent autour des volcans et la matière première de l'acide sulfurique. Le sélénium et le tellure présentent un comportement semi-métallique, et le polonium est un métal radioactif. Le nom du groupe, chalcogènes, vient de mots grecs signifiant « qui engendre les minerais ».

Groupe 17 : les halogènes

Le fluor, le chlore, le brome, l'iode, l'astate et le tennesse forment le groupe 17. « Halogène » signifie « qui engendre le sel », car ces éléments se combinent facilement avec les métaux pour former des sels comme le chlorure de sodium.

Un atome d'halogène possède sept électrons externes et n'a besoin que d'un de plus pour atteindre l'arrangement stable d'un gaz noble ; il attire donc fortement les électrons. L'aspect des éléments évolue régulièrement en descendant le groupe.

Les molécules grossissent en descendant le groupe ; les forces qui s'exercent entre elles augmentent, et les points de fusion et d'ébullition s'élèvent.

La réactivité augmente vers le haut. Le fluor a l'électronégativité la plus élevée de tous les éléments et réagit violemment même avec le verre et l'eau. Les réactions de déplacement montrent clairement l'ordre. Faire barboter du chlore dans une solution de bromure de potassium libère du brome, et la solution devient orange :

Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂

Le brome ne peut pas déplacer le chlorure dans le sens inverse. La séquence F > Cl > Br > I reflète la force avec laquelle chaque élément attire un électron supplémentaire.

Les halogènes sont partout autour de nous : le chlore désinfecte l'eau du robinet et les piscines, le fluorure du dentifrice aide à prévenir les caries, et l'iode sert d'antiseptique et est nécessaire aux hormones thyroïdiennes. Les gaz et liquides élémentaires eux-mêmes sont toutefois toxiques et corrosifs.

Groupe 18 : les gaz nobles

L'hélium, le néon, l'argon, le krypton, le xénon, le radon et l'oganesson forment le groupe 18. Leurs couches externes sont pleines, et l'on a longtemps cru qu'ils ne formaient aucun composé ; on les appelait souvent « gaz inertes ».

Cette croyance prit fin en 1962. Neil Bartlett, chimiste britannique travaillant au Canada, avait constaté que l'hexafluorure de platine (PtF₆) est un oxydant assez puissant pour arracher un électron à une molécule d'oxygène. Remarquant que la première énergie d'ionisation du xénon est presque identique à celle d'O₂, il fit réagir le xénon avec PtF₆ et obtint un solide jaune orangé, le premier composé d'un gaz noble. La même année, une autre équipe fabriqua directement du tétrafluorure de xénon (XeF₄) à partir de xénon et de fluor. De nombreux autres composés du xénon suivirent, dont XeF₂, XeF₆ et l'oxyde XeO₃, et l'on montra plus tard que le krypton forme lui aussi des composés comme KrF₂.

Les gaz nobles les plus lourds ont de gros atomes dont les électrons externes sont plus éloignés du noyau ; leurs énergies d'ionisation sont donc plus faibles et la formation de composés devient possible. On ne connaît aucun composé neutre stable de l'hélium ou du néon. Depuis ces découvertes, on qualifie ce groupe de « noble » (très peu réactif) plutôt que d'« inerte » (totalement non réactif).

Leurs usages exploitent tous cette faible réactivité :

• Hélium : ballons et dirigeables, et refroidissement des aimants supraconducteurs des appareils d'IRM.
• Néon : la lueur rouge orangé des enseignes au néon.
• Argon : gaz de protection pour le soudage et gaz de remplissage des ampoules à incandescence. Avec environ 0,93 % de l'air, c'est le gaz noble le plus courant.
• Krypton et xénon : lampes à haute intensité, certains phares automobiles et ergol des moteurs ioniques d'engins spatiaux.
• Radon : un gaz radioactif qui s'échappe des sols et des roches et peut s'accumuler dans les sous-sols, augmentant le risque de cancer du poumon.

Retour sur les métalloïdes

Les métalloïdes du bloc p, bore, silicium, germanium, arsenic, antimoine et tellure, mêlent traits métalliques et non métalliques. Surtout, leur conductivité électrique dépend fortement de la température et d'infimes quantités d'impuretés. Ajouter un peu de phosphore au silicium donne un semi-conducteur de type n, doté d'électrons en excès ; ajouter du bore donne un semi-conducteur de type p, en déficit d'électrons. Cette technique, le dopage d'un élément du groupe 14 par des atomes des groupes 13 ou 15, est à la base de tout appareil électronique moderne. Les numéros de groupe du tableau périodique se traduisent directement en règles de conception de l'ingénierie des semi-conducteurs.