Le rayon atomique est la différence entre le rayon de Van der Waals et le rayon covalent. Le rayon de Van der Waals est le rayon correspondant à la plus petite distance entre deux atomes de gaz libre (c'est le σ/2 de Lennard - Jones). Ces atomes sont donc non liés chimiquement. Tout comme la taille d'une orbitale ne peut pas être spécifiée exactement, la taille exacte d'un atome n'est pas connue. Nous devons faire certains choix arbitraires pour obtenir les valeurs de rayons atomiques. Ces valeurs peuvent être connues en mesurant la distance entre atomes dans des composés chimiques. Par exemple, dans la molécule de brome (Br2), la distance entre les deux noyaux est de 228 pm. Le rayon atomique du brome est supposé être la moitié de cette valeur, soit 114 pm. Ce rayon est appelé rayon covalent.

Ce dernier est plus petit que le rayon de VdW à cause de l'interpénétration des orbitales lors d'une liaison chimique. Nous constatons que le rayon augmente de droite à gauche et de haut en bas. Dans une même famille, quand n augmente, le rayon augmente (figure XXI). Il faut encore remarquer que dans beaucoup de composés, les éléments sont présents sous forme ionique. Le rayon cationique sera plus petit que le rayon de l'atome neutre correspondant, lui même plus petit que le rayon anionique. Ainsi, Na+ sera beaucoup plus petit que Na et Cl- sera beaucoup plus gros que Cl.

Le tableau périodique des éléments a été établit par Mendeleïev bien avant la mécanique quantique. Il a reprit sous forme de lignes et colonnes tous les éléments connus en fonction de leurs propriétés (réactivité, masse,...). A son époque, certains trous restaient dans son tableau. Il a supposé que des éléments devaient encore être découverts.

On peut reconstruire le tableau périodique des éléments en remplissant progressivement toutes les orbitales électroniques, en commençant par celles qui sont les plus proches du noyau (les moins énergétiques).

Le remplissage des orbitales atomiques est complexe et soumis à 3 principes.

· Principe de l’Aufbau : « Comme les protons sont ajoutés un par un au noyau pour construire les éléments, les électrons sont ajoutés de la même façon aux orbitales de "type hydrogène" ».


-> Les électrons commencent donc par remplir les orbitales les plus stables.

L’ordre de remplissage des orbitales est le suivant : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d,7p, … On pourrait se demander pourquoi les orbitales s sont plus stables que les autres. C’est tout simplement car elles ont un effet de pénétration qui les stabilise plus (l’électron se trouve plus souvent près du noyau, or un électron qui se trouve près du noyau est plus stabilisé que ce même électron situé loin du noyau). C’est ce qui est représenté sur la figure XVIII où l’on voit clairement les effets de pénétration de 3 orbitales différentes 3s, 3p et 3d.

· Principe d’exclusion de Pauli : « Pour un atome donné, deux électrons ne peuvent pas avoir la même combinaison des quatre nombres quantiques (n, l, ml, ms). »