Les propriétés physiques et chimiques de la matière (état, dureté, conductivité, réactivité chimique) dépendent des forces liant les atomes entre eux.

Ces forces dépendent de la structure électronique des atomes en particulier des énergies de liaison entre noyaux et électrons des couches externes. Il est donc logique de trouver cette périodicité des éléments, entre autre pour des rayons atomiques et ioniques, l'énergie ionisation, l'affinité électronique et l'électronégativité.

Propriétés électriques et structurales des éléments

En fonction de leur conductivité les éléments peuvent être classifiés en métaux, non métaux (métalloïdes) et semi-conducteurs (semi-métaux).

La conductivité des métaux est grande et diminue avec la température. La conductivité des non-métaux est très faible c.a.d. ils sont des isolants. Enfin la conductivité des semi-conducteurs est intermédiaire entre celle des métaux et des isolants.

Certains éléments ont des formes allotropiques : dans l'une l'élément est isolant, dans l'autre - semi-conducteur. Par exemple, tandis que l'étain blanc (Sn) est conducteur, l'étain gris (Sn) est semi-conducteur.

En général le comportement métallique se manifeste chez les éléments de transition, les groupes I, II et les éléments plus lourds des groupes IIIA, IVA et VA. En ce qui s'agit de la structure, les éléments métalliques possèdent des structures cristallines.

Les éléments métalloïdes sont les membres les plus légers des groupes IVA, VA, VIA et VIIA. Ils se présentent sous la forme de petites molécules covalentes comme N2,Cl2, S8.

Les semi-conducteurs sont disposés sur une diagonale dans le tableau périodique: B - Si - Ge - As - Te. Les semi-conducteurs ont des structures cristallines qui peuvent être des réseaux tridimensionnels ou des molécules à longue chaîne.

Les rayons atomiques et ioniques

Le rayon atomique

Selon Lenard-Joues le rayon atomique est la plus courte distance entre les noyaux de deux atomes d'un gaz libre divisée par 2.

Le tableau représente les variations du rayon en fonction du numéro atomique des éléments.

En comparant les rayons en verticale c.a.d. en groupe on constate que le rayon atomique augmente vers les éléments plus lourds. Donc le rayon des éléments d'une même colonne augmente avec Z, par exemple -  Li, Na, K, Rb, Cs (colonne IA) ou F, Cl, Be, I, At (colonne VIIA).

L'interprétation de ces variations périodiques met en jeu deux facteurs:

Rayons  ioniques

Les ions obtenus par cession ou capture d'électrons à partir d'atomes neutres présentent nécessairement des dimensions différentes de celles de ces derniers, comme il est facile de le constater en les comparant les rayons des cations et des anions.

Le tableau comprend les valeurs exactes de quelques éléments et ions.

Energie d'ionisation

L'énergie d'ionisation est l'énergie minimale nécessaire pour l'extraction d'un électron de l'enveloppe électronique d'un atome pour former ainsi un ion positif gazeux.

où Ei est égale à l'énergie avec laquelle l'atome retient son électron, enélectronVolt (eV) ou kJ/mol.

Par exemple, les énergies d'ionisation de l'atome de potassium K et de chlore Cl sont comme suit:

Il est donc plus facile d'arracher l'électron 4s1  du potassium qu'un des électrons 3d du chlore.

L'énergie d'ionisation *Ei  est donc une valeur quantitative de la stabilité de la structure électronique de l'atome isolé. Elle est d'autant plus faible que l'électron est plus éloigné du noyau, La dinunition de *Ei avec Z est due à l'écranisation des électrons de valence par les électrons qui les séparent du noyau et diminuent l'énergie d'attraction.

La figure compare les énergies d'ionisation des éléments des cinq premières périodes.

Dans les valeurs de  *Ei il y a une périodicité pareille à celle des propriétés chimiques. L'énergie d'ionisation des métaux alcalins est plus faible en comparaison des gaz rares. L'énergie d'ionisation des autres éléments a des valeurs intermediaires.

Affinité électronique

L'affinité électronique c'est l'énergie qui se dégage (ou absorbe) à l'attraction d'un électron sur un atome.

Une affinité électronique positive veut dire qu'il faut de l'énergie pour enlever l'électron de l'ion, et une affinité électronique  négative   signifie que l'ion isolé est instable.

Pour la plus grande partie des atomes à l'attraction d'un électron se dégage (libère) de l'énergie - donc, une affinité électronique  négative.

Si l'attraction de l'électron nécessite un apport d'énergie d'extérieure ? l'affinité est positive.

L'affinité électronique dépend d'une façon périodique du nombre d'électrons de valence.

Pour l'hydrogène (H) et le sodium (Na) respectivement l'affinité électronique est négative, caril y a une tendance de formation de la structure stable s2.

Pour Be, Mg, métaux alcalino-terreux, N, Mn et gaz nobles, l'affinité électronique est positive, car leurs orbitales s, p et d sont soit complètes, soit mi-remplies.

Pour  les halogènes  l'affinité électronique est fortement négative, car il faut un seul électron pour la formation de la configuration électronique d'un gaz noble.

L'électronégativité

C'est le pouvoir d'un atome d'attirer ? lui les électrons. Selon la définition de Milliken l'électronégativité *  est égale à la moyenne arithmétique de l'énergie d'ionisation *Ei  et de l'affinité électronique *EiAE:

*=(*Ei +*EiAE)/2

Selon la définition de Pauling Pauling c'est le pouvoir d'un atome d'attirer à lui les électrons qui est basée sur la valeur expérimentale des énergies de liaison. L'électronégativité relative des éléments se mesure sur une échelle arbitraire allant de 0 à 4, proposée par Pauling

Les valeurs numériques de l'electronégativité augmentent avez le nombre atomique Z dans chaque période avec quelques irrégularités, notamment pour les éléments de transition.

Dans un groupe donné ont constate une diminution l'électronégativités avec Z.

Les éléments de faible électronégativité (<2) correspondent sensiblement à ce que l'on appelle métaux, les éléments de forte électronégativité (>2) aux non-métaux .

Ces deux ensembles sont séparés par des éléments appelés usuellement  semi-métaux . Les non-métaux sont dans la partie droite et en haut du tableau périodique. Les métaux ? à gauche et en bas. Les semi-métaux sont au voisinage d'une oblique séparant les domaines des non-métaux et des métaux.