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.
[Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p¹
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, 8, 18, 3
Nombre d’électrons sur chaque couche, du noyau vers l’extérieur.
29,8 °C (302,91 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.
2 204 °C (2 477 K)
Température à laquelle le liquide bout à pression normale. Pour le carbone et l’arsenic, température à laquelle le solide se sublime.
5,91 g/cm³
Masse d’un centimètre cube de la substance. Pour les gaz, à 0 °C et à pression normale.
1,81 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.
5,999 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.
0,301 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.
122 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.
Le gallium (Ga) est un élément chimique de numéro atomique 31. Il se trouve dans le groupe 13 et la période 4 du tableau périodique, dans le bloc p. C’est un métal pauvre. État à température ambiante : solide. Sa masse atomique standard est de 69,723.
Origine du nom
Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran découvrit le gallium en 1875 grâce à ses raies violettes dans le spectre d’un minerai de zinc et le nomma d’après la Gaule, en latin Gallia, « en l’honneur de la France ». On a prétendu ensuite qu’il y avait aussi caché son propre nom, puisque « coq » se dit gallus en latin ; il l’a démenti. Quatre ans plus tôt, Dmitri Mendeleïev avait prédit l’élément sous le nom d’« éka-aluminium ». Quand Lecoq mesura une densité de 4,7, Mendeleïev lui écrivit qu’elle devait être d’environ 5,9, et de nouvelles mesures lui donnèrent raison.
Où trouve-t-on le gallium ?
Le gallium n’a pas de minerai propre : il est dispersé à l’état de traces dans d’autres minéraux et on ne l’obtient que comme sous-produit, surtout de la bauxite, le minerai d’aluminium, et des minerais de zinc.
À quoi sert le gallium ?
L’essentiel du gallium va dans l’électronique. L’arséniure de gallium sert aux puces rapides et aux lasers, et le nitrure de gallium est le matériau des LED bleues et violettes. Comme il reste liquide dans un très large domaine de températures, le gallium et ses alliages remplacent aussi le mercure dans certains thermomètres.
Le saviez-vous ?
Le gallium fond vers 30${}°C${}: un morceau tenu dans la main se transforme peu à peu en liquide argenté.
Comme l’eau, le gallium se dilate en gelant, assez pour fêler une bouteille de verre.