L'élement carbone possède 3 isotopes : le carbone 12, le carbone 13 et le carbone 14. Comme ce sont tous des nucléides du carbone, ils ont tous :

• 6 protons
• 6 électrons

3 nucléides				1 élément

Dans le tableau périodique, ils sont tous les 3 rassemblés en une seule case, appelée "carbone", c'est l'élément. La masse attribuée  à cet élément est appelée masse atomique.

Pourquoi fonctionner ainsi ? Simplement parce que si je prend x grammes d'un élément, je vais très certainement retrouver les différents isotopes qui existent dans la nature en quantité globalement similaire à leur abondance.

Cette valeur représente la masse atomique. Elle est exprimée en Unité de Masse Atomique (U.M.A). L'U.M.A représente le douzième de la masse du nucléide ¹²C.

Pour qu'elle soit RELATIVE il faut la diviser par 1 U.M.A de telle façon à ce que la masse atomique relative n'ait pas d'unités !

Cette formule permet aussi de calculer les paramètres isotopiques, si on connait la masse atomique relative. C'est une variante d'exerice. En vous fournissant la masse atomique relative et toutes les informations sur les isotopes sauf une, vous pouvez facilement retrouver la donnée manquante.

Regardons d'un peu plus près ce qui pousse les éléments à réagir si différemment. Dans le tableau périodique, une colonne est très importante pour comprendre cela, c'est la dernière colonne ; celle des gaz inertes. Si ils sont inertes, c'est parce qu'ils ne réagissent pas, ils ne souhaitent pas changer de structure électronique .... Quand on ne souhaite pas changer, c'est que l'on est bien comme on est ; on est stable ... Quand nous regardons leur structure électronique, nous nous apperçevons que leur dernière orbitale est complète ; elle contient le maximum d'électrons. C'est ce qui les rend si particuliers, si stables, si inertes !

En soi, tous les éléments souhaitent atteindre cette stabilité, ressembler aux gaz rares et pour y arriver, avec le moins d'effort (le moins de dépense énergétique), il leur faut des stratégies différentes car leurs structures électroniques sont parfois très différentes.  Il vont choisir de faire correspondre leur structure électronique à celle du gaz inerte le plus proche (et s'entourer de 8 électrons), c'est ce que l'on appelle la règle de l'octet ... qui a ses limites ...

Nous expliquerons plus en détail ce qui se passe lors de la formation de molécules ou d'ions, ainsi que les notations à utiliser dans le chapitre dédié aux molécules. Nous allons simplemen, ici, expliquer la tendance naturelle des éléments à former des molécules ou des ions.

Prenons les familles "a" pour l'expliquer facilement :

	Ceux de gauche (les familles Ia, IIa et IIIa), les métaux, ont un, deux ou trois électrons en plus qu'un gaz rare, ils auront tendance à les perdre pour ressembler plus facilement à un gaz inerte : le précédent.
	Ceux de droite (les familles VIIa, VIa et Va), ont à peu de chose près, la structure d'un gaz rare, il leur manque un, deux ou trois électrons. Ils auront plus facile de prendre les électrons qui leur manque.

Finalement comme il y a 8 familles "a" ; il y a ceux qui sont au milieu (la famille IVa) ... et qui ont 4 électrons célibataires. Ceux là pourront prendre ou perdre leurs 4 électrons.

Si certains éléments prennent ou perdent des électrons (et nous verrons pourquoi et comment plus loin), il y aura un déséquilibre entre le nombre de protons dans le noyau (qui n'à pas changé) et le nombre d'électrons qui lui aura changé. On ne les appelera plus des éléments (un élément est par définition neutre) mais des ions. On poura ainsi avoir : des ions positifs : ceux qui ont perdu des électrons (l'électron étant négatif, il y aura alors plus de protons que d'électrons, plus de charges + que de charges -). des ions négatifs : ceux qui ont pris des électrons (puisqu'ils auront plus d'électrons que de protons) On a donc, en fonction de leur position dans le tableau, des éléments qui auront tendance à prendre des électrons et d'autres qui auront tendance à les perdre. Ce constat nous amène à définir un nouveau concept, celui de l'électronégativité :

L'électronégativité est la tendance d'un atome à garder ses électrons et à en attirer d'autres.

Nous dirons donc que les métaux (qui ont tendance à perdre leurs électrons) seront moins électronégatifs que les non-métaux qui auront tendance à garder leurs électrons et à en attirer d'autres.

Si on recolorie le tableau périodique en prenant comme code couleur que

• plus l'élément est électronégatif il sera rouge (maximum : le fluor en bordreau)
• moins l'élément est électronégatif il sera bleu (minimum : le francium en bleu foncé)

Nous obtenons un nouveau visuel du tableau périodique qui décrit fort bien cette tendance qu'est l'électronégativité. On remarque que l'électronégativité augmente lorsque l'on remonte une famille ou quand on parcours une période de gauche à droite. Certains éléments peuvent sortir de cette logique, cela leur confert généralement des propriétés particulières.