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.
[Kr] 5s¹ 4d⁷
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, 15, 1
Nombre d’électrons sur chaque couche, du noyau vers l’extérieur.
2 334 °C (2 607 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.
4 150 °C (4 423 K)
Température à laquelle le liquide bout à pression normale. Pour le carbone et l’arsenic, température à laquelle le solide se sublime.
12,1 g/cm³
Masse d’un centimètre cube de la substance. Pour les gaz, à 0 °C et à pression normale.
2,2 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.
7,361 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.
1,046 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.
146 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.
+4, +3
Charges que l’atome aurait dans ses composés si toutes ses liaisons étaient ioniques. Les principales sont indiquées.
Le ruthénium (Ru) est un élément chimique de numéro atomique 44. Il se trouve dans le groupe 8 et la période 5 du tableau périodique, dans le bloc d. C’est un métal de transition. État à température ambiante : solide. Sa masse atomique standard est de 101,07.
Origine du nom
Le ruthénium doit son nom à la Russie, en latin Ruthenia. Karl Klaus le découvrit en 1844 à l’université de Kazan, dans les résidus laissés par du minerai de platine de l’Oural dissous dans l’eau régale. D’autres s’en étaient approchés avant lui : Gottfried Osann l’avait signalé à l’état impur, et en 1808 le chimiste polonais Jędrzej Śniadecki annonça un élément qu’il appela vestium, d’après l’astéroïde Vesta, mais retira sa découverte quand d’autres ne purent reproduire ses résultats.
Où trouve-t-on le ruthénium ?
Le ruthénium fait partie des métaux du groupe du platine et se trouve avec eux. On l’obtient comme sous-produit du raffinage du platine et de l’extraction du nickel.
À quoi sert le ruthénium ?
Un peu de ruthénium rend le platine et le palladium beaucoup plus durs, et ces alliages servent aux contacts électriques qui ne doivent pas s’user. Ajouter seulement 0,1 % de ruthénium rend le titane environ cent fois plus résistant à la corrosion. Les composés du ruthénium sont aussi des catalyseurs polyvalents en chimie.
Le saviez-vous ?
Le tétroxyde de ruthénium est un composé toxique qui peut exploser.