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.
[Ne] 3s² 3p²
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, 4
Nombre d’électrons sur chaque couche, du noyau vers l’extérieur.
1 414 °C (1 687 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.
3 265 °C (3 538 K)
Température à laquelle le liquide bout à pression normale. Pour le carbone et l’arsenic, température à laquelle le solide se sublime.
2,33 g/cm³
Masse d’un centimètre cube de la substance. Pour les gaz, à 0 °C et à pression normale.
1,90 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.
8,152 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.
1,39 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.
111 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, +2, -4
Charges que l’atome aurait dans ses composés si toutes ses liaisons étaient ioniques. Les principales sont indiquées.
Le silicium (Si) est un élément chimique de numéro atomique 14. Il se trouve dans le groupe 14 et la période 3 du tableau périodique, dans le bloc p. C’est un métalloïde. État à température ambiante : solide. Sa masse atomique standard est de 28,085.
Origine du nom
Le nom vient du latin silex, « silex », une pierre faite de silice. Humphry Davy proposa silicium en 1808, avec la terminaison -ium des métaux, car il pensait en avoir un. En 1817, Thomas Thomson remplaça le nom anglais par silicon, sur le modèle de carbon et boron, auxquels le silicium ressemble.
Où trouve-t-on le silicium ?
Le silicium est le deuxième élément le plus abondant de la croûte terrestre après l’oxygène, plus du quart de sa masse. On ne le trouve jamais libre, toujours lié à l’oxygène : sous forme de silice dans le sable, le quartz, le silex, l’améthyste, l’agate et l’opale, et de silicates dans les feldspaths, le mica, l’argile et le granite.
À quoi sert le silicium ?
L’essentiel du silicium est utilisé sans être purifié : le sable, l’argile et la pierre deviennent béton, briques et verre. On ajoute du silicium à l’acier et aux alliages d’aluminium. Purifié à l’extrême, il est le matériau des puces électroniques, des transistors et des cellules solaires. Il forme aussi le squelette des silicones — joints, lubrifiants, implants médicaux —, et le carbure de silicium est un abrasif très dur.
Le saviez-vous ?
La Silicon Valley, en Californie, doit son nom aux puces en silicium qu’on y fabrique.
De minuscules algues, les diatomées, construisent leur coque en silice.
En Égypte, on fabriquait du verre à partir de sable siliceux il y a au moins 3 500 ans.