Masse moyenne d’un atome en unités de masse atomique (1 u vaut 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12). Tient compte du mélange naturel des isotopes de l’élément.
Numéro de la colonne verticale, de 1 à 18 selon la numérotation de l’IUPAC. Les éléments d’un même groupe ont la même couche externe, donc des propriétés proches.
Numéro de la ligne horizontale. Il est en général égal au nombre de couches électroniques de l’atome ; le palladium fait exception, avec quatre couches en période 5.
Sous-couche (s, p, d ou f) qui reçoit les derniers électrons dans l’ordre habituel de remplissage ; elle partage le tableau en quatre blocs. Certains atomes font exception : le lanthane ouvre le bloc f mais n’a aucun électron f.
[He] 2s² 2p¹
Répartition des électrons dans les sous-couches. Les crochets désignent le gaz noble précédent, l’exposant le nombre d’électrons dans une sous-couche.
2, 3
Nombre d’électrons sur chaque couche, du noyau vers l’extérieur.
2 075 °C (2 348 K)
Température à laquelle le solide devient liquide à pression normale. L’hélium, le carbone et l’arsenic ne fondent pas à pression normale : l’hélium demande environ 25 atm, le carbone et l’arsenic passent directement à l’état de vapeur.
4 000 °C (4 273 K)
Température à laquelle le liquide bout à pression normale. Pour le carbone et l’arsenic, température à laquelle le solide se sublime.
2,37 g/cm³
Masse d’un centimètre cube de la substance. Pour les gaz, à 0 °C et à pression normale.
2,04 Pauling
Capacité d’un atome à attirer les électrons dans une liaison chimique. Sur l’échelle de Pauling, elle va de 0,79 pour le césium à 3,98 pour le fluor.
8,298 eV
Énergie nécessaire pour arracher à un atome son électron le moins lié. Plus elle est faible, plus l’élément cède facilement un électron, ce qui est typique des métaux.
0,28 eV
Énergie libérée quand un atome neutre capte un électron. Elle est la plus élevée pour les halogènes. Les gaz nobles, l’azote et certains métaux ne forment pas d’ion négatif stable.
84 pm
Moitié de la longueur d’une liaison covalente simple entre deux atomes de l’élément. Il donne la taille de l’atome dans une molécule ou un cristal : 76 pm pour le carbone, 132 pm pour le fer.
+3
Charges que l’atome aurait dans ses composés si toutes ses liaisons étaient ioniques. Les principales sont indiquées.
Découvert
1808
Découvert par
Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac et Louis Jacques Thénard
Le bore (B) est un élément chimique de numéro atomique 5. Il se trouve dans le groupe 13 et la période 2 du tableau périodique, dans le bloc p. C’est un métalloïde. État à température ambiante : solide. Sa masse atomique standard est de 10,81.
Origine du nom
L’élément doit son nom au borax, le minéral dont on l’a tiré ; le mot remonte à l’arabe būraq et au persan būrah. Le nom français bore a été créé en 1808 par Joseph Louis Gay-Lussac et Louis Jacques Thénard, qui venaient d’isoler l’élément.
Où trouve-t-on le bore ?
Le bore est rare : les étoiles n’en fabriquent pas, et il se forme dans l’espace quand les rayons cosmiques brisent des noyaux plus lourds. Sur Terre, on ne le trouve jamais libre, seulement sous forme de borates. L’eau les a concentrés en riches gisements au fond d’anciens lacs asséchés ; les principaux minéraux sont le borax (tincal), la kernite, la colémanite et l’ulexite. La Turquie et les États-Unis en sont les premiers producteurs.
À quoi sert le bore ?
L’essentiel du bore va dans le verre : fibre de verre pour l’isolation et verre borosilicaté pour les plats résistant à la chaleur et la verrerie de laboratoire. Le perborate de sodium est un agent blanchissant pour la lessive, et le borax un produit de nettoyage. Le bore 10 absorbe les neutrons et sert dans les barres de contrôle des réacteurs nucléaires. Le bore donne aussi une flamme verte aux feux d’artifice et aux fusées éclairantes, et des traces de bore dans le silicium servent aux semi-conducteurs.
Le saviez-vous ?
Les plantes ont besoin d’un peu de bore pour construire leurs parois cellulaires, mais un léger excès dans le sol abîme déjà leurs feuilles.
Pour l’homme, les borates sont à peu près aussi toxiques que le sel de table.
L’acide borique était autrefois recueilli dans les sources chaudes et fumantes de Larderello, en Toscane.