Tabela periódica

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Periodic table (32-col, enwiki), black and white.png

A tabela periódica , também conhecida como a tabela periódica dos ( as ) elementos , é uma exposição tabular dos elementos químicos . É amplamente utilizado na química , física e outras ciências, e geralmente é visto como um ícone da química. É uma formulação gráfica da lei periódica, que afirma que as propriedades dos elementos químicos exibem uma dependência periódica de seus números atômicos .

A tabela é dividida em quatro áreas retangulares chamadas de blocos . As linhas da tabela são chamadas de períodos e as colunas são chamadas de grupos . Os elementos do mesmo grupo de colunas da tabela periódica apresentam características químicas semelhantes. As tendências percorrem a tabela periódica, com o caráter não metálico (mantendo seus próprios elétrons) aumentando da esquerda para a direita ao longo de um período, e de baixo para cima em um grupo, e o caráter metálico (entrega de elétrons para outros átomos) aumentando na direção oposta. A razão subjacente para essas tendências são as configurações eletrônicas dos átomos.

A primeira tabela periódica a se tornar geralmente aceita foi a do químico russo Dmitri Mendeleev em 1869: ele formulou a lei periódica como uma dependência das propriedades químicas da massa atômica. Como nem todos os elementos eram conhecidos, havia lacunas em sua tabela periódica, e Mendeleev usou com sucesso a lei periódica para prever as propriedades de alguns dos elementos ausentes. A lei periódica foi reconhecida como uma descoberta fundamental no final do século 19, e foi explicada com a descoberta do número atômico e trabalhos pioneiros na mecânica quântica do início do século 20 que iluminaram a estrutura interna do átomo. Com a descoberta de Glenn T. Seaborg em 1945 que os actinídeosfossem, na verdade, blocos f em vez de elementos do bloco d, chegou-se a uma forma reconhecidamente moderna da tabela. A tabela periódica e a lei são agora uma parte central e indispensável da química moderna.

A tabela periódica continua a evoluir com o progresso da ciência. Na natureza, existem apenas elementos até o número atômico 94; para ir mais longe, foi necessário sintetizar novos elementos em laboratório. Hoje, todos os primeiros 118 elementos são conhecidos, completando as primeiras sete linhas da tabela, mas a caracterização química ainda é necessária para que os elementos mais pesados ​​confirmem que suas propriedades correspondem às suas posições. Ainda não se sabe até que ponto a mesa se estenderá e se os padrões da parte conhecida da mesa continuarão nessa região desconhecida. Algumas discussões científicas também continuam sobre se alguns elementos estão posicionados corretamente na tabela de hoje. Existem muitas representações alternativas da lei periódica, e há alguma discussão sobre se existe ou não uma forma ótima da tabela periódica.

Visão geral

Vistas 3D de alguns orbitais atômicos semelhantes ao hidrogênio mostrando densidade de probabilidade e fase (orbitais g e superiores não são mostrados)

Os menores constituintes de toda a matéria normal são conhecidos como átomos . Os átomos são extremamente pequenos, tendo cerca de um décimo bilionésimo de um metro de diâmetro; assim, sua estrutura interna é governada pela mecânica quântica . [1] Os átomos consistem em um pequeno núcleo carregado positivamente , feito de prótons carregados positivamente e nêutrons não carregados , rodeado por uma nuvem de elétrons carregados negativamente; as cargas se cancelam, então os átomos são neutros. [2] Elétrons participam de reações químicas , mas o núcleo não. [2]Quando os átomos participam de reações químicas, eles podem ganhar ou perder elétrons para formar íons com carga positiva ou negativa ; ou eles podem compartilhar elétrons uns com os outros. [3]

Os átomos podem ser subdivididos em diferentes tipos com base no número de prótons (e, portanto, também de elétrons) que possuem. [2] Isso é chamado de número atômico , frequentemente simbolizado por Z [4], já que o alemão para número é Zahl . Cada número atômico distinto, portanto, corresponde a uma classe de átomo: essas classes são chamadas de elementos químicos . [5] Os elementos químicos são o que a tabela periódica classifica e organiza. O hidrogênio é o elemento com número atômico 1; hélio , número atômico 2; lítio , número atômico 3; e assim por diante. Cada um desses nomes pode ser abreviado por uma ou duas letrassímbolo químico ; aqueles para hidrogênio, hélio e lítio são, respectivamente, H, He e Li. [6] Os nêutrons não afetam a identidade química do átomo, mas afetam seu peso. Átomos com o mesmo número de prótons, mas com números diferentes de nêutrons, são chamados de isótopos do mesmo elemento químico. [6] Elementos de ocorrência natural geralmente ocorrem como misturas de diferentes isótopos; uma vez que cada isótopo geralmente ocorre com uma abundância característica, os elementos de ocorrência natural têm pesos atômicos bem definidos , definidos como a massa média de um átomo de ocorrência natural desse elemento. [7]

Hoje, 118 elementos são conhecidos, os primeiros 94 dos quais ocorrem na natureza. Dos 94 elementos naturais, oitenta são estáveis; mais três ( bismuto , tório e urânio ) sofrem decadência radioativa , mas tão lentamente que grandes quantidades sobrevivem da formação da Terra; e outros onze decaem com rapidez suficiente para que sua continuada ocorrência de vestígios repouse em serem constantemente regenerados como produtos intermediários da decomposição do tório e do urânio. Todos os 24 elementos artificiais conhecidos são radioativos. [6]

A tabela periódica é uma descrição gráfica da lei periódica, [8] que afirma que as propriedades e estruturas atômicas dos elementos químicos são uma função periódica de seu número atômico . [9] Os elementos são colocados na tabela periódica por suas configurações eletrônicas , [10] que exibem recorrências periódicas que explicam as tendências das propriedades na tabela periódica. [11]

Pode-se pensar que um elétron habita um orbital atômico , o que caracteriza a probabilidade de ele ser encontrado em qualquer região específica do átomo. Suas energias são quantizadas , o que significa que só podem assumir valores discretos. Além disso, os elétrons obedecem ao princípio de exclusão de Pauli : elétrons diferentes devem estar sempre em estados diferentes. Isso permite a classificação dos possíveis estados que um elétron pode assumir em vários níveis de energia conhecidos como camadas, divididos em subcamadas individuais, cada uma contendo um certo tipo de orbital. Cada orbital pode conter até dois elétrons: eles são diferenciados por uma quantidade conhecida como spin , que pode ser para cima ou para baixo. [12] [a]Os elétrons se organizam no átomo de forma que a energia total que possuem seja minimizada, de modo que ocupem os orbitais de menor energia disponíveis, a menos que a energia seja fornecida. [14] Apenas os elétrons mais externos (os chamados elétrons de valência ) têm energia suficiente para se libertar do núcleo e participar de reações químicas com outros átomos. Os outros são chamados de elétrons centrais . [15]

ℓ →
n
0 1 2 3 4 5 6
Orbital s p d f g h eu Capacidade da casca
1 1s 2
2 2s 2p 8
3 3s 3p 3d 18
4 4s 4p 4d 4f 32
5 5s 5p 5d 5f 5g 50
6 6s 6p 6d 6f 6g 6h 72
7 7s 7p 7d 7f 7g 7h 7i 98
Capacidade do subshell 2 6 10 14 18 22 26

Os elementos são conhecidos com até as sete primeiras conchas ocupadas. A primeira camada contém apenas um orbital, um orbital esférico s. Como está na primeira camada, é chamado de orbital 1s. Isso pode conter até dois elétrons. A segunda camada contém similarmente um orbital 2s, mas também contém três orbitais p em forma de haltere e, portanto, pode preencher até oito elétrons (2 × 1 + 2 × 3 = 8). A terceira camada contém um orbital 3s, três orbitais 3p e cinco orbitais 3d e, portanto, tem uma capacidade de 2 × 1 + 2 × 3 + 2 × 5 = 18. A quarta camada contém um orbital 4s, três orbitais 4p, cinco Orbitais 4d e sete orbitais 4f, levando assim a uma capacidade de 2 × 1 + 2 × 3 + 2 × 5 + 2 × 7 = 32. [16] Cascas superiores contêm mais tipos de orbitais que continuam o padrão, mas tais tipos de orbitais não são preenchidos nos elementos conhecidos.[17] Os tipos de subcamadas são caracterizados pelos números quânticos . Quatro números descrevem um elétron em um átomo completamente: o número quântico principal n (a camada), o número quântico azimutal ℓ (o tipo orbital), o número quântico magnético m (em qual dos orbitais de um certo tipo ele está) , e o número quântico de spin s . [11]

Aufbau Principle.png

A seqüência em que os orbitais são preenchidos é dada pelo princípio de Aufbau , também conhecido como regra de Madelung ou Klechkovsky. As camadas se sobrepõem em energias, criando uma sequência da seguinte forma: [18]

1s ≪ 2s <2p ≪ 3s <3p ≪ 4s <3d <4p ≪ 5s <4d <5p ≪ 6s <4f <5d <6p ≪ 7s <5f <6d <7p ≪ ...

Aqui, o sinal ≪ significa "muito menos que", em oposição a <que significa apenas "menos que". [18] Em outras palavras, os elétrons entram nos orbitais em ordem crescente de n + ℓ, e se dois orbitais estiverem disponíveis com o mesmo valor de n + ℓ, aquele com n menor será ocupado primeiro. [17] [19]

As sobreposições ficam bem próximas no ponto onde os orbitais d entram em cena, [20] e a ordem pode mudar com a carga atômica. [21] [b]

Partindo do átomo mais simples, isso nos permite construir a tabela periódica um de cada vez na ordem do número atômico, considerando os casos de átomos individuais. No hidrogênio , há apenas um elétron, que deve ir para o orbital 1 de menor energia. Esta configuração é, portanto, escrita 1s 1 . O hélio adiciona um segundo elétron, que também vai para 1s e preenche a primeira camada completamente. [11]

O terceiro elemento, o lítio , não tem mais espaço na primeira camada. Seu terceiro elétron deve, portanto, entrar na subcamada 2s; este é seu único elétron de valência, já que o orbital 1s agora está muito próximo do núcleo para participar quimicamente. A subcamada 2s é completada pelo próximo elemento berílio . Os seguintes elementos então preenchem os orbitais p. O boro coloca seu novo elétron em um orbital 2p; o carbono preenche um segundo orbital 2p; e com o nitrogênio todos os três orbitais 2p tornam-se ocupados individualmente. Isso é consistente com a regra de Hund , que afirma que os átomos preferem ocupar individualmente cada orbital do mesmo tipo antes de preenchê-los com o segundo elétron. Oxigênio, flúor e néon então completam os orbitais 2p já preenchidos individualmente; a última delas preenche completamente a segunda camada. [11]

A partir do elemento 11, o sódio , não há mais espaço na segunda casca, que daqui em diante é uma casca central igual à primeira. Assim, o décimo primeiro elétron entra no orbital 3s. Na tabela à direita, as configurações foram abreviadas: o núcleo 1s 2 2s 2 2p 6 é abreviado [Ne], pois é idêntico à configuração eletrônica do néon. O magnésio termina este orbital 3s e, a partir daí, os seis elementos alumínio , silício , fósforo , enxofre , cloro e argôniopreencha os três orbitais 3p. Isso cria uma série análoga em que as estruturas da camada externa do sódio até o argônio são exatamente análogas às do lítio até o néon, e é a base para a periodicidade química que a tabela periódica ilustra: [11] em intervalos regulares, mas variáveis, de números atômicos, as propriedades dos elementos químicos se repetem aproximadamente. [8]

Z Símbolo Elemento Configuração de elétron
1 H hidrogênio 1s 1
2 Ele hélio 1s 2
3 Li lítio 1s 2 2s 1
4 Ser berílio 1s 2 2s 2
5 B boro 1s 2 2s 2 2p 1
6 C carbono 1s 2 2s 2 2p 2
7 N azoto 1s 2 2s 2 2p 3
8 O oxigênio 1s 2 2s 2 2p 4
9 F flúor 1s 2 2s 2 2p 5
10 Ne néon 1s 2 2s 2 2p 6
11 N / D sódio [Ne] 3s 1
12 Mg magnésio [Ne] 3s 2
13 Al alumínio [Ne] 3s 2 3p 1
14 Si silício [Ne] 3s 2 3p 2
15 P fósforo [Ne] 3s 2 3p 3
16 S enxofre [Ne] 3s 2 3p 4
17 Cl cloro [Ne] 3s 2 3p 5
18 Ar argônio [Ne] 3s 2 3p 6
19 K potássio [Ar] 4s 1
20 Ca cálcio [Ar] 4s 2
21 Sc escândio [Ar] 3d 1 4s 2
22 Ti titânio [Ar] 3d 2 4s 2
23 V vanádio [Ar] 3d 3 4s 2
24 Cr cromo [Ar] 3d 5 4s 1
25 Mn manganês [Ar] 3d 5 4s 2
26 Fe ferro [Ar] 3d 6 4s 2
27 Co cobalto [Ar] 3d 7 4s 2
28 Ni níquel [Ar] 3d 8 4s 2
29 Cu cobre [Ar] 3d 10 4s 1
30 Zn zinco [Ar] 3d 10 4s 2
31 Ga gálio [Ar] 3d 10 4s 2 4p 1
32 Ge germânio [Ar] 3d 10 4s 2 4p 2
33 Como arsênico [Ar] 3d 10 4s 2 4p 3
34 Se selênio [Ar] 3d 10 4s 2 4p 4
35 Br bromo [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5
36 Kr criptônio [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6

Os primeiros dezoito elementos podem, portanto, ser organizados como o início de uma tabela periódica. Elementos na mesma coluna têm o mesmo número de elétrons externos e configurações análogas de elétrons externos: essas colunas são chamadas de grupos. A única exceção é o hélio, que tem dois elétrons externos como berílio e magnésio, mas é colocado com néon e argônio para enfatizar que sua camada externa está cheia. Existem oito colunas neste fragmento da tabela periódica, correspondendo a no máximo oito elétrons externos. [3] Uma linha começa quando uma nova casca começa a ser preenchida; essas linhas são chamadas de períodos. [16] Finalmente, a coloração ilustra os blocos: os elementos no bloco s (de cor vermelha) estão preenchendo os orbitais s, enquanto aqueles no bloco p (de cor amarela) estão preenchendo os orbitais p. [16]

1
H
2
ele
2 × 1 = 2 elementos
1s 0p
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
2 × (1 + 3) = 8 elementos
2s 2p
11
Na
12
mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
2 × (1 + 3) = 8 elementos
3s 3p

Começando a próxima linha, para o potássio e o cálcio, o orbital 4s tem a energia mais baixa e, portanto, eles o preenchem. O potássio adiciona um elétron à camada 4s ([Ar] 4s 1 ) e o cálcio então o completa ([Ar] 4s 2 ). No entanto, partindo do escândio, o orbital 3d se torna o próximo com maior energia. Os orbitais 4s e 3d têm aproximadamente a mesma energia e competem para preencher os elétrons e, portanto, a ocupação não está preenchendo de forma consistente os orbitais 3d, um de cada vez. A ordem precisa de energia de 3d e 4s muda ao longo da linha, e também muda dependendo de quantos elétrons são removidos do átomo. Por exemplo, devido à repulsão entre os elétrons 3d e os 4s, emcromo o nível de energia 4s torna-se ligeiramente mais alto que 3d, torna-se mais lucrativo ter uma configuração [Ar] 3d 5 4s 1 do que uma configuração [Ar] 3d 4 4s 2 . Uma anomalia semelhante ocorre no cobre . [11] Estas são violações da regra Madelung. Tais anomalias, no entanto, não têm qualquer significado químico, [21] já que as várias configurações estão tão próximas em energia umas das outras [20] que a presença de um átomo próximo pode alterar o equilíbrio. [11] A tabela periódica, portanto, ignora estes e considera apenas configurações idealizadas. [10]

No zinco , os orbitais 3d são completamente preenchidos com um total de dez elétrons. Em seguida, vêm os orbitais 4p completando a linha, que são preenchidos progressivamente por gálio através do criptônio , de uma maneira totalmente análoga aos elementos do bloco p anteriores. [11] A partir do gálio, os orbitais 3d fazem parte do núcleo eletrônico e não participam mais da química. Os elementos do bloco s e p, que preenchem suas camadas externas, são chamados de elementos do grupo principal ; os elementos do bloco d (de cor azul abaixo), que preenchem uma camada interna, são chamados de elementos de transição (ou metais de transição, uma vez que são todos metais). [22]

Como 5s é preenchido antes de 4d, que é preenchido antes de 5p, a quinta linha tem exatamente a mesma estrutura da quarta. [16]

1
H
2
ele
2 × 1 = 2 elementos
1s 0d 0p
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
2 × (1 + 3) = 8 elementos
2s 0d 2p
11
Na
12
mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
2 × (1 + 3) = 8 elementos
3s 0d 3p
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
2 × (1 + 3 + 5) = 18 elementos
4s 3d 4p
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
dentro
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
2 × (1 + 3 + 5) = 18 elementos
5s 4d 5p

A sexta linha da tabela também começa com dois elementos do bloco S: césio e bário . Depois disso, os primeiros elementos do bloco f (de cor verde abaixo) começam a aparecer, começando com o lantânio . Às vezes, eles são chamados de elementos de transição interna. [22] Como agora existem não apenas subcamadas 4f, mas também 5d e 6s em energias semelhantes, a competição ocorre mais uma vez com muitas configurações irregulares; [20] isso resultou em alguma disputa sobre onde exatamente o bloco f deve começar, mas a maioria dos que estudam o assunto concorda que ele começa no lantânio de acordo com o princípio de Aufbau. [23] Embora o lantânio não preencha o orbital 4f devido à repulsão entre os elétrons,[21] seus orbitais 4f são baixos o suficiente em energia para participar da química. [24] No itérbio , os sete orbitais 4f são completamente preenchidos com quatorze elétrons; depois disso, uma série de dez elementos de transição ( lutécio a mercúrio ) segue, [25] [26] [27] e, finalmente, seis elementos do grupo principal ( tálio a radônio ) completam o período. [28]

A sétima linha é igualmente análoga à sexta linha: 7s preenche, então 5f, então 6d e finalmente 7p. [16] Por muito tempo, a sétima linha ficou incompleta, pois a maioria de seus elementos não ocorrem na natureza. Os elementos que faltavam além do urânio começaram a ser sintetizados em laboratório em 1940, quando o neptúnio foi feito. [29] A linha foi concluída com a descoberta de tennessine em 2010 [30] (o último elemento oganesson já havia sido feito em 2002), [31] e os últimos elementos nesta sétima linha foram validados e receberam nomes em 2016. [ 32]

1
H
2
ele
2 × 1 = 2 elementos
1s 0f 0d 0p
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
2 × (1 + 3) = 8 elementos
2s 0f 0d 2p
11
Na
12
mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
2 × (1 + 3) = 8 elementos
3s 0f 0d 3p
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
2 × (1 + 3 + 5) = 18 elementos
4s 0f 3d 4p
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
dentro
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
2 × (1 + 3 + 5) = 18 elementos
5s 0f 4d 5p
55
Cs
56
Ba
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
em
86
Rn
2 × (1 + 3 + 5 + 7) = 32 elementos
6s 4f 5d 6p
87
Fr
88
Ra
89
Ac
90
th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
am
96
cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
Não
103
Lr
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Nh
114
Fl
115
Mc
116
Lv
117
Ts
118
Og
2 × (1 + 3 + 5 + 7) = 32 elementos
7s 5f 6d 7p

Isso completa a tabela periódica moderna, com todas as sete linhas totalmente preenchidas até a capacidade máxima. [32]

A tabela a seguir mostra a configuração eletrônica de um átomo neutro em fase gasosa de cada elemento. Diferentes configurações podem ser favorecidas em diferentes ambientes químicos. [21] Os elementos do grupo principal têm configurações eletrônicas inteiramente regulares; os elementos de transição e de transição interna mostram uma série de irregularidades devido à competição mencionada entre subcamadas próximas em nível de energia. Para os últimos dez elementos, faltam dados experimentais [33] e, portanto, configurações calculadas foram mostradas em seu lugar. [34] Subshells completamente preenchidos foram esmaecidos.

Formulários de apresentação

Por razões de espaço, a tabela periódica é comumente apresentada com os elementos do bloco f cortados e colocados como uma nota de rodapé abaixo do corpo principal da tabela, como abaixo. [3] [16] [35]

Grupo 1 2   3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Hidrogênio e
metais alcalinos
Metais alcalinos terrestres Pnictogens Calcogênios Halogênios
Gases nobres
Período

1

Hidrogênio1H1,008 Hélio2Ele4,0026
2 Lítio3Li6,94 Berílio4Ser9.0122 Boro5B10,81 Carbono6C12.011 Azoto7N14,007 Oxigênio8O15.999 Flúor9F18,998 Néon10Ne20.180
3 Sódio11N / D22,990 Magnésio12Mg24,305 Alumínio13Al26,982 Silício14Si28.085 Fósforo15P30.974 Enxofre16S32,06 Cloro17Cl35,45 Argônio18Ar39,95
4 Potássio19K39.098 Cálcio20Ca40.078 Escândio21Sc44,956 Titânio22Ti47.867 Vanádio23V50.942 Cromo24Cr51,996 Manganês25Mn54.938 Ferro26Fe55,845 Cobalto27Co58.933 Níquel28Ni58,693 Cobre29Cu63.546 Zinco30Zn65,38 Gálio31Ga69,723 Germânio32Ge72.630 Arsênico33Como74.922 Selênio34Se78.971 Bromo35Br79,904 Krypton36Kr83,798
5 Rubídio37Rb85.468 Estrôncio38Sr87,62 Ítrio39Y88,906 Zircônio40Zr91,224 Nióbio41Nb92,906 Molibdênio42Mo95,95 Tecnécio43Tc[97] Rutênio44Ru101,07 Ródio45Rh102,91 Paládio46Pd106,42 Prata47Ag107,87 Cádmio48CD112,41 Índio49No114,82 Lata50Sn118,71 Antimônio51Sb121,76 Telúrio52Te127,60 Iodo53eu126,90 Xenon54Xe131,29
6 Césio55Cs132,91 Bário56BA137,33 1 asterisk Lutécio71Lu174,97 Háfnio72Hf178,49 Tântalo73Ta180,95 Tungstênio74C183,84 Rênio75186,21 Ósmio76Os190,23 Iridium77Ir192,22 Platina78Pt195,08 Ouro79Au196,97 Mercúrio80Hg200,59 Tálio81Tl204,38 Liderar82Pb207,2 Bismuto83Bi208,98 Polônio84Po[209] Astatine85No[210] Radon86Rn[222]
7 Francium87Fr[223] Rádio88Ra[226] 1 asterisk Lawrencium103Lr[266] Rutherfordium104Rf[267] Dubnium105Db[268] Seabórgio106Sg[269] Bohrium107Bh[270] Hassium108Hs[269] Meitnerium109Mt[278] Darmstádio110Ds[281] Roentgenium111Rg[282] Copernicium112Cn[285] Nihonium113Nh[286] Flerovium114Fl[289] Moscovium115Mc[290] Livermorium116Lv[293] Tennessine117Ts[294] Oganesson118Og[294]
1 asterisk Lantânio57La138,91 Cério58Ce140,12 Praseodímio59Pr140,91 Neodímio60WL144,24 Promécio61PM[145] Samário62Sm150,36 Europium63Eu151,96 Gadolínio64D'us157,25 Térbio65Tb158,93 Disprósio66Dy162,50 Holmium67Ho164,93 Erbium68Er167,26 Túlio69Tm168,93 Itérbio70Yb173,05  
1 asterisk Actínio89Ac[227] Tório90º232,04 Protactínio91Pa231,04 Urânio92você238,03 Neptúnio93Np[237] Plutônio94Pu[244] Americium95Sou[243] Curium96Cm[247] Berquélio97Bk[247] Californium98Cf[251] Einsteinium99Es[252] Fermium100Fm[257] Mendelévio101Md[258] Nobelium102Não[259]

Ambos os formulários representam a mesma tabela periódica. [6] A forma com o bloco f incluído no corpo principal é algumas vezes chamada de coluna de 32 [6] ou forma longa; [38] a forma com o bloco f cortado é algumas vezes chamada de 18 colunas [6] ou forma de médio-longo. [38] A forma de 32 colunas tem a vantagem de mostrar todos os elementos em sua seqüência correta, mas tem a desvantagem de exigir mais espaço. [39]

Todas as tabelas periódicas mostram os símbolos dos elementos; muitos também fornecem informações suplementares sobre os elementos, por meio de codificação por cores ou como dados nas células. A tabela acima mostra os nomes e números atômicos dos elementos, e também seus blocos, ocorrências naturais e pesos atômicos padrão . Para os elementos de vida curta sem pesos atômicos padrão, o número de massa do isótopo conhecido mais estável é usado. Outras tabelas podem incluir propriedades como estado da matéria, pontos de fusão e ebulição, densidades, bem como fornecer diferentes classificações dos elementos. [c]

De acordo com uma convenção de nomenclatura internacional, os grupos são numerados de 1 a 18 da coluna mais à esquerda (os metais alcalinos) à coluna mais à direita (os gases nobres). [40] Anteriormente, eles eram conhecidos por algarismos romanos . Na América, os algarismos romanos eram seguidos por um "A" se o grupo estava no bloco s ou p , ou um "B" se o grupo estava no bloco d . Os algarismos romanos usados ​​correspondem ao último dígito da convenção de nomenclatura atual (por exemplo, os elementos do grupo 4 eram o grupo IVB e os elementos do grupo 14 eram o grupo IVA). Na Europa, as letras eram semelhantes, exceto que "A" era usado se o grupo fosse antes do grupo 10e "B" foi usado para grupos incluindo e após o grupo 10. Além disso, os grupos 8, 9 e 10 costumavam ser tratados como um grupo de tamanho triplo, conhecido coletivamente em ambas as notações como grupo VIII. Em 1988, o novo sistema de nomenclatura IUPAC foi colocado em uso e os nomes de grupo antigos foram descontinuados. [35]

Grupo IUPAC 1 a 2 n / D 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Mendeleev (I – VIII) I A II A III B IV B V B VI B VII B VIII B I B II B III B IV B V B VI B VII B b
CAS (US, ABA) I A IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA ATRAVÉS DA VIIA VIIIA
antigo IUPAC (Europa, AB) I A IIA IIIA IVA VA ATRAVÉS DA VIIA VIII B IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB 0
Nome trivial H e metais alcalinos r Metais alcalino-terrosos r Metais de cunhagem Triels Tetrels Pnicto-gens r Chal-co-gens r Halo-gens r Gases nobres r
Nome por elemento r Grupo de lítio Grupo berílio Grupo escândio Grupo titânio Grupo vanádio Grupo cromo Grupo manganês Grupo de ferro Grupo cobalto Grupo níquel Grupo de cobre Grupo zinco Grupo de boro Grupo de carbono Grupo nitrogênio Grupo oxigênio Grupo flúor Grupo de hélio ou néon
Período 1  H  Ele
Período 2 Li Ser B C N O F Ne
Período 3 N / D Mg Al Si P S Cl Ar
Período 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge Como Se Br Kr
Período 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag CD No Sn Sb Te eu Xe
Período 6 Cs BA La – Yb Lu Hf Ta C Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po No Rn
Período 7 Fr Ra Ac – Não Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
o Grupo 1 é composto de hidrogênio (H) e metais alcalinos. Os elementos do grupo têm um elétron-s na camada externa do elétron. O hidrogênio não é considerado um metal alcalino, pois não é um metal, embora seja mais análogo a eles do que qualquer outro grupo. Isso torna o grupo um tanto excepcional. n / a Não tem um número de grupo b Grupo 18, os gases nobres, não foram descobertos na época da tabela original de Mendeleev. Posteriormente (1902), Mendeleev aceitou as evidências de sua existência, podendo ser colocados em um novo "grupo 0", de forma consistente e sem quebrar o princípio da tabela periódica. r Nome do grupo conforme recomendado pela IUPAC.


Tendências periódicas

Como as reações químicas envolvem os elétrons de valência, [3] pode-se esperar que elementos com configurações eletrônicas externas semelhantes reajam de maneira semelhante e formem compostos com proporções semelhantes de elementos neles. [41] Tais elementos são colocados no mesmo grupo e, portanto, tendem a haver semelhanças e tendências claras no comportamento químico à medida que se avança no grupo. [42] Como configurações análogas retornam em intervalos regulares, as propriedades dos elementos exibem recorrências periódicas, daí o nome da tabela periódica e a lei periódica. Essas recorrências periódicas foram notadas muito antes de a teoria subjacente que as explica ser desenvolvida. [43] [44]

Por exemplo, a valência de um elemento pode ser definida como o número de átomos de hidrogênio que podem se combinar com ele para formar um hidreto binário simples ou como duas vezes o número de átomos de oxigênio que podem se combinar com ele para formar um óxido binário simples ( ou seja, não um peróxido ou superóxido ). As valências dos elementos do grupo principal estão diretamente relacionadas ao número do grupo: os hidretos nos grupos principais 1–2 e 13–17 seguem as fórmulas MH, MH 2 , MH 3 , MH 4 , MH 3 , MH 2 e finalmente MH. Os óxidos mais altos, em vez disso, aumentam em valência, seguindo as fórmulas M 2 O, MO, M 2 O 3, MO 2 , M 2 O 5 , MO 3 , M 2 O 7 . [d] A configuração do elétron sugere uma explicação pronta a partir do número de elétrons disponíveis para ligação, [41] embora uma explicação completa exija a consideração da energia que seria liberada na formação de compostos com diferentes valências, em vez de simplesmente considerar as configurações do elétron sozinhas. [45] Hoje, a noção de valência foi estendida pela do estado de oxidação , que é a carga formal deixada em um elemento quando todos os outros elementos em um composto foram removidos como seus íons. [41]

Como os elementos no mesmo grupo compartilham as mesmas configurações de valência, eles geralmente exibem comportamento químico semelhante. Por exemplo, todos os metais alcalinos do primeiro grupo têm um elétron de valência e formam uma classe de elementos muito homogênea: são todos metais moles e reativos. No entanto, há muitos fatores envolvidos e os grupos podem frequentemente ser heterogêneos. Por exemplo, os elementos estáveis ​​do grupo 14 compreendem um não metal ( carbono ), dois semicondutores ( silício e germânio ) e dois metais ( estanho e chumbo ). No entanto, eles estão unidos por terem quatro elétrons de valência. [46]

Raio atômico

Tendência em raios atômicos

Os raios atômicos (o tamanho dos átomos) geralmente diminuem da esquerda para a direita ao longo dos elementos do grupo principal, porque a carga nuclear aumenta, mas os elétrons externos ainda estão na mesma camada. No entanto, descendo uma coluna, os raios geralmente aumentam, porque os elétrons mais externos estão em camadas mais altas e, portanto, mais distantes do núcleo. [3] [47]

Nos elementos de transição, uma camada interna está sendo preenchida, mas o tamanho do átomo ainda é determinado pelos elétrons externos. O aumento da carga nuclear através da série e o aumento do número de elétrons internos para blindagem compensam um ao outro, de modo que a diminuição do raio é menor. [47] Os átomos 4p e 5d, surgindo imediatamente após os novos tipos de séries de transição serem introduzidos pela primeira vez, são menores do que o esperado. [48]

Energia de ionização

Gráfico das primeiras energias de ionização dos elementos em eletronvolts (previsões usadas para os elementos 105-118)

A primeira energia de ionização de um átomo é a energia necessária para remover um elétron dele. Isso varia com o raio atômico: a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita e de cima para baixo, porque os elétrons que estão mais próximos do núcleo são mantidos com mais força e são mais difíceis de remover. A energia de ionização, portanto, é minimizada no primeiro elemento de cada período - hidrogênio e os metais alcalinos - e então geralmente aumenta até atingir o gás nobre na borda direita do período. [3] Existem algumas exceções a esta tendência, como o oxigênio, onde o elétron sendo removido é pareado e, portanto, a repulsão intereletrônica torna mais fácil remover do que o esperado. [49]

Na série de transição, os elétrons externos são preferencialmente perdidos, embora os orbitais internos estejam se enchendo. Por exemplo, na série 3d, os elétrons 4s são perdidos primeiro, embora os orbitais 3d estejam sendo preenchidos. O efeito de blindagem da adição de um elétron 3d extra aproximadamente compensa o aumento na carga nuclear e, portanto, as energias de ionização permanecem quase sempre constantes, embora haja um pequeno aumento especialmente no final de cada série de transição. [50]

Como os átomos de metal tendem a perder elétrons em reações químicas, a energia de ionização é geralmente correlacionada com a reatividade química, embora haja outros fatores envolvidos também. [50]

Afinidade de elétron

Tendência nas afinidades eletrônicas

A propriedade oposta à energia de ionização é a afinidade eletrônica , que é a energia liberada ao adicionar um elétron ao átomo. [51] Um elétron que passa será mais facilmente atraído por um átomo se sentir a atração do núcleo com mais força, e especialmente se houver um orbital externo parcialmente preenchido disponível que possa acomodá-lo. Portanto, a afinidade eletrônica tende a aumentar de baixo para cima e da esquerda para a direita. A exceção é a última coluna, os gases nobres, que possuem uma camada completa e não têm espaço para outro elétron. Isso dá aos halogênios na penúltima coluna as afinidades eletrônicas mais altas. [3]

Alguns átomos, como os gases nobres, não têm afinidade eletrônica: eles não podem formar ânions de fase gasosa estáveis. [52] Os gases nobres, com altas energias de ionização e nenhuma afinidade eletrônica, têm pouca inclinação para ganhar ou perder elétrons e geralmente não são reativos. [3]

Algumas exceções às tendências ocorrem: oxigênio e flúor têm afinidades eletrônicas mais baixas do que seus homólogos mais pesados, enxofre e cloro, porque são átomos pequenos e, portanto, o elétron recém-adicionado experimentaria repulsão significativa dos já presentes. Para os elementos não metálicos, a afinidade eletrônica também se correlaciona um pouco com a reatividade, mas não perfeitamente, uma vez que outros fatores estão envolvidos. Por exemplo, o flúor tem uma afinidade eletrônica menor do que o cloro, mas é mais reativo. [51]

Eletro-negatividade

Outra propriedade importante dos elementos é sua eletronegatividade . Os átomos formam ligações covalentes entre si, compartilhando elétrons em pares, criando uma sobreposição de orbitais de valência. O grau em que cada átomo atrai o par de elétrons compartilhado depende da eletronegatividade do átomo [53] - a tendência de um átomo de ganhar ou perder elétrons. [3]O átomo mais eletronegativo tenderá a atrair mais o par de elétrons, e quanto menos eletronegativo (ou mais eletropositivo) ele o atrairá menos. A eletronegatividade é igualmente dependente da força com que o núcleo pode atrair o par de elétrons e, portanto, exibe uma variação semelhante às outras propriedades já discutidas: a eletronegatividade tende a cair indo de cima para baixo e subir da esquerda para a direita. Os metais alcalinos e alcalino-terrosos estão entre os elementos mais eletropositivos, enquanto os calcogênios, halogênios e gases nobres estão entre os mais eletronegativos. [53]

A eletronegatividade é geralmente medida na escala de Pauling, na qual o átomo mais eletronegativo ( flúor ) recebe a eletronegatividade 4,0 e o átomo menos eletronegativo ( césio ) recebe a eletronegatividade 0,79. [3] A eletronegatividade de um elemento também depende um pouco da identidade e do número de átomos aos quais está ligado, bem como de quantos elétrons já perdeu: um átomo se torna mais eletronegativo quando perde mais elétrons. Esses efeitos deixam a tendência geral intacta. [53]

Metalicidade

Uma substância simples é uma substância formada a partir de átomos de um elemento químico. As substâncias simples dos átomos mais eletronegativos tendem a compartilhar elétrons, formando moléculas covalentes discretas (como hidrogênio ou oxigênio) ou estruturas covalentes gigantes (como carbono ou silício). Os gases nobres simplesmente permanecem como átomos individuais. Os átomos mais eletropositivos, entretanto, tendem a perder elétrons, criando um "mar" de elétrons engolfando cátions. [3] Os orbitais externos de um átomo se sobrepõem para compartilhar elétrons com todos os seus vizinhos, criando uma estrutura gigante de orbitais moleculares que se estendem por toda a estrutura. [54] Este "mar" com carga negativa atrai todos os íons e os mantém juntos em uma ligação metálica . Os elementos que formam tais ligações são freqüentemente chamados demetais . [3] Alguns elementos podem formar várias substâncias simples com estruturas diferentes: são chamados de alótropos . Por exemplo, diamante e grafite são dois alótropos de carbono. [46]

Devido às tendências mencionadas, os metais são geralmente encontrados no lado esquerdo da tabela periódica e os não metais no lado direito. A metalicidade tende a se correlacionar com a eletropositividade e a vontade de perder elétrons, que aumenta da direita para a esquerda e de cima para baixo; portanto, a linha divisória entre metais e não metais é aproximadamente diagonal. A maioria dos elementos são metais, porque as séries de transição aparecem à esquerda desta diagonal. Os elementos próximos à fronteira tendem a ter propriedades intermediárias entre as dos metais e não metais, e podem ter algumas propriedades características de ambos. Eles são freqüentemente denominados semimetais ou metalóides . [3] Por exemplo, o arsênico tem vários alótropos, mas apenas um conduz eletricidade como um metal.

A tabela a seguir considera os alótropos mais estáveis ​​em condições padrão. Os elementos de cor amarela formam substâncias simples que são bem caracterizadas por ligações metálicas. Os elementos de cor azul claro formam estruturas covalentes gigantes, enquanto aqueles de cor azul escuro formam pequenas moléculas ligadas covalentemente que são mantidas juntas por forças mais fracas de van der Waals . Os gases nobres são coloridos em violeta: suas moléculas são átomos individuais e nenhuma ligação covalente ocorre. As células esmaecidas são para elementos que não foram preparados em quantidades suficientes para que seus alótropos mais estáveis ​​tenham sido caracterizados desta forma. [e]

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Grupo  →
↓  Período
1 H Ele
2 Li Ser B C N O F Ne
3 N / D Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge Como Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag CD No Sn Sb Te eu Xe
6 Cs BA La Ce Pr WL PM Sm Eu D'us Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta C Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po No Rn
7 Fr Ra Ac º Pa você Np Pu Sou Cm Bk Cf Es Fm Md Não Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og

Geralmente, os metais são brilhantes e densos. [3] Eles geralmente têm pontos de fusão e ebulição altos devido à força da ligação metálica, e são maleáveis ​​e dúcteis (facilmente esticados e moldados) porque os átomos podem se mover em relação uns aos outros sem quebrar a ligação metálica. [56] Eles conduzem eletricidade porque seus elétrons são livres para se mover em todas as três dimensões. Da mesma forma, eles conduzem calor, que é transferido pelos elétrons como energia cinética extra : eles se movem mais rápido. Essas propriedades persistem no estado líquido, pois embora a estrutura do cristal seja destruída na fusão, os átomos ainda se tocam e a ligação metálica persiste, embora esteja enfraquecida. [56] Os metais tendem a ser reativos com os não metais. [3]

Os não metais exibem propriedades diferentes. Aqueles que formam cristais covalentes gigantes exibem altos pontos de fusão e ebulição, pois é preciso muita energia para superar as fortes ligações covalentes. Aquelas que formam moléculas discretas são mantidas juntas principalmente pelas forças intermoleculares, que são mais facilmente superadas; assim, eles tendem a ter pontos de fusão e ebulição mais baixos, [57] e muitos são líquidos ou gases em temperatura ambiente. [3] Os não-metais costumam ter aparência opaca e reativos com os metais (exceto para os gases nobres). [3] Eles são frágeis quando sólidos, pois seus átomos são mantidos firmemente no lugar. Eles são menos densos e conduzem mal a eletricidade, [3]porque não há elétrons móveis; os orbitais que se sobrepõem para permitir a deslocalização têm uma energia muito alta para serem alcançados. [58] No entanto, especialmente perto da fronteira, esse gap de energia é pequeno e os elétrons podem facilmente cruzá-lo quando são termicamente excitados. Portanto, muitos elementos próximos à linha de fronteira são semicondutores , como o silício [58] e o germânio. [59]

Como tal, é comum designar uma classe de metaloides abrangendo a fronteira entre metais e não metais, já que os elementos dessa região são intermediários em ambas as propriedades físicas e químicas. [3] No entanto, não existe consenso na literatura sobre exatamente quais elementos devem ser designados. Quando tal categoria é usada, boro, silício, germânio, arsênio, antimônio e telúrio são geralmente incluídos; mas a maioria das fontes também inclui outros elementos, sem acordo sobre quais elementos extras devem ser adicionados e, em vez disso, alguns outros são subtraídos desta lista. [f] Por exemplo, a tabela periódica usada pela American Chemical Society inclui o polônio como metalóide, [60] mas a usada pela Royal Society of Chemistry não, [61]e o incluído na Encyclopædia Britannica não se refere a metalóides ou semimetais de forma alguma. [62]

Outras manifestações de periodicidade

Existem algumas outras relações em toda a tabela periódica entre elementos que não estão no mesmo grupo, como as relações diagonais entre elementos que são diagonalmente adjacentes (por exemplo, lítio e magnésio). [63] Algumas semelhanças também podem ser encontradas entre os grupos principais e os grupos de metais de transição, ou entre os primeiros actinídeos e os primeiros metais de transição, quando os elementos têm o mesmo número de elétrons de valência. Assim, o urânio se assemelha um pouco ao cromo e ao tungstênio no grupo 6, [63] já que todos os três têm seis elétrons de valência. [64]

A primeira linha de cada bloco tende a mostrar propriedades bastante distintas das outras linhas, porque o primeiro orbital de cada tipo (1s, 2p, 3d, 4f, 5g, etc.) é significativamente menor do que o esperado. [65] O grau da anomalia é mais alto para o bloco s, é moderado para o bloco p e é menos pronunciado para os blocos d e f. [63]Há também uma diferença par-ímpar entre os períodos (exceto no bloco s) que às vezes é conhecida como periodicidade secundária: os elementos em períodos pares têm raios atômicos menores e preferem perder menos elétrons, enquanto os elementos em períodos ímpares (exceto o primeiro) diferem na direção oposta. Assim, muitas propriedades no bloco p mostram um zigue-zague em vez de uma tendência suave ao longo do grupo. Por exemplo, o fósforo e o antimônio em períodos ímpares do grupo 15 alcançam prontamente o estado de oxidação +5, enquanto o nitrogênio, o arsênio e o bismuto em períodos pares preferem permanecer em +3. [63] [66]

Fluxo de mercúrio líquido. Seu estado líquido à temperatura ambiente é resultado da relatividade especial.

Quando os núcleos atômicos ficam altamente carregados, a relatividade especial se torna necessária para avaliar o efeito do núcleo na nuvem de elétrons. Esses efeitos relativísticos resultam em elementos pesados ​​cada vez mais com propriedades diferentes em comparação com seus homólogos mais leves na tabela periódica. Por exemplo, os efeitos relativísticos explicam por que o ouro é dourado e o mercúrio é um líquido. [67] [68] Espera-se que esses efeitos se tornem muito fortes no final do sétimo período, podendo levar a um colapso da periodicidade. [69] Configurações de elétrons e propriedades químicas são apenas claramente conhecidas até o elemento 108 ( hassium), portanto, a caracterização química dos elementos mais pesados ​​continua sendo um tópico de pesquisa atual. [70]

Muitas outras propriedades físicas dos elementos exibem variação periódica de acordo com a lei periódica, como pontos de fusão , pontos de ebulição , calores de fusão , calores de vaporização , energia de atomização e assim por diante. Variações periódicas semelhantes aparecem para os compostos dos elementos, que podem ser observadas comparando hidretos, óxidos, sulfetos, halogenetos e assim por diante. [53] As propriedades químicas são mais difíceis de descrever quantitativamente, mas da mesma forma exibem suas próprias periodicidades. Os exemplos incluem como os estados de oxidação tendem a variar em etapas de 2 nos elementos do grupo principal, mas em etapas de 1 para os elementos de transição; a variação no ácido epropriedades básicas dos elementos e seus compostos; as estabilidades dos compostos; e métodos de isolamento dos elementos. [41] A periodicidade é e tem sido usada amplamente para prever as propriedades de novos elementos e novos compostos desconhecidos, e é fundamental para a química moderna. [71]

Classificação dos elementos

Uma tabela periódica codificada por cores para mostrar alguns conjuntos comumente usados ​​de elementos semelhantes. As categorias e seus limites diferem um pouco entre as fontes. [60]

Muitos termos têm sido usados ​​na literatura para descrever conjuntos de elementos que se comportam de maneira semelhante. Os nomes de grupos de metal alcalino , metal alcalino-terroso , pnictogênio , calcogênio , halogênio e gás nobre são reconhecidos pela IUPAC; os outros grupos podem ser referidos por seu número ou por seu primeiro elemento (por exemplo, o grupo 6 é o grupo cromo). [72] Alguns dividem os elementos do bloco p dos grupos 13 a 16 por metalicidade, [62] [60] embora não haja uma definição IUPAC nem um consenso preciso sobre exatamente quais elementos devem ser considerados metais, não metais ou semimetais (às vezes chamados de metalóides). [62][60] [72] Também não há um consenso sobre como os metais que sucedem os metais de transição devem ser chamados, com metal pós-transição e metal pobre entre as possibilidades que foram usados. [g] Algumas monografias avançadas excluem os elementos do grupo 12 dos metais de transição devido às suas propriedades químicas às vezes bastante diferentes, mas esta não é uma prática universal. [73]

Os lantanídeos são considerados os elementos La – Lu, que são todos muito semelhantes entre si: historicamente, eles incluíam apenas Ce – Lu, mas o lantânio passou a ser incluído pelo uso comum. Os elementos de terras raras (ou metais de terras raras) adicionam escândio e ítrio aos lantanídeos. [72] Analogamente, os actinídeos são considerados os elementos Ac – Lr (historicamente Th – Lr), [72] embora a variação das propriedades neste conjunto seja muito maior do que dentro dos lantanídeos. [21] IUPAC recomenda os nomes lantanídeos e actinóides para evitar ambiguidade, como o sufixo -IDE tipicamente indica um ião negativo; entretanto lantanídeose os actinídeos permanecem comuns. [72]

Existem muitas outras categorizações e são usadas de acordo com certas disciplinas. Na astrofísica, um metal é definido como qualquer elemento com número atômico maior que 2, ou seja, qualquer coisa exceto hidrogênio e hélio. [74] A física tem suas próprias definições para metais e semimetais que não coincidem com a ideia química de metalicidade. [75] Alguns termos são amplamente usados, mas sem qualquer definição muito formal, como " heavy metal ", que recebeu uma ampla gama de definições que foi criticado como "efetivamente sem sentido". [76]

O escopo dos termos varia significativamente entre os autores. Por exemplo, de acordo com a IUPAC, os gases nobres se estendem para incluir todo o grupo, incluindo o elemento superpesado muito radioativo oganesson. [77] No entanto, entre aqueles que se especializam nos elementos superpesados, isso não é feito com frequência: neste caso, "gás nobre" é tipicamente considerado como implicando o comportamento não reativo dos elementos mais leves do grupo. Uma vez que os cálculos geralmente prevêem que o oganesson não deve ser particularmente inerte devido aos efeitos relativísticos, seu status como um gás nobre é freqüentemente questionado neste contexto. [78] Além disso, às vezes são encontradas variações nacionais: no Japão, os metais alcalino-terrosos geralmente não incluem berílio e magnésio, pois seu comportamento é diferente do dos metais mais pesados ​​do grupo 2.[79]

História

Tabela periódica de Mendeleev de 1869

Em 1817, o físico alemão Johann Wolfgang Döbereiner começou a formular uma das primeiras tentativas de classificar os elementos. [80] Em 1829, ele descobriu que poderia formar alguns dos elementos em grupos de três, com os membros de cada grupo tendo propriedades relacionadas. Ele chamou esses grupos de tríades . [81] [82] Cloro, bromo e iodo formaram uma tríade; assim como o cálcio, estrôncio e bário; lítio, sódio e potássio; e enxofre, selênio e telúrio. Hoje, todas essas tríades fazem parte dos grupos modernos. [83]Vários químicos continuaram seu trabalho e foram capazes de identificar cada vez mais relações entre pequenos grupos de elementos. No entanto, eles não puderam construir um esquema que englobasse todos eles. [84]

Tabela periódica de Mendeleev de 1871

A descoberta veio do químico russo Dmitri Mendeleev . Embora outros químicos tivessem descoberto outras versões do sistema periódico mais ou menos na mesma época, Mendeleev foi o mais dedicado a desenvolver e defender seu sistema, e foi o sistema que mais impactou a comunidade científica. [85] Em 17 de fevereiro de 1869, Mendeleev começou a organizar os elementos e compará-los por seus pesos atômicos. Ele começou com alguns elementos e, ao longo do dia, seu sistema cresceu até englobar a maioria dos elementos conhecidos. Depois de encontrar um arranjo consistente, sua tabela impressa apareceu no mês seguinte no jornal da Sociedade Química Russa. [86]Em alguns casos, parecia haver um elemento faltando no sistema, e ele previu com ousadia que isso significava que o elemento ainda não tinha sido descoberto. Em 1871, Mendeleev publicou um longo artigo, incluindo uma forma atualizada de sua tabela, que tornava explícitas suas previsões para elementos desconhecidos. Mendeleev previu as propriedades de três desses elementos desconhecidos em detalhes: como estariam faltando homólogos mais pesados ​​de boro, alumínio e silício, ele os chamou de eka-boro, eka-alumínio e eka-silício ("eka" sendo sânscrito para "1"). [86] [87] : 45

Dmitri Mendeleev

Em 1875, o químico francês Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran , trabalhando sem conhecimento da previsão de Mendeleev, descobriu um novo elemento em uma amostra do mineral esfalerita e deu-lhe o nome de gálio. Ele isolou o elemento e começou a determinar suas propriedades. Mendeleev, lendo a publicação de Boisbaudran, enviou uma carta alegando que o gálio era seu eka-alumínio previsto. Embora Lecoq de Boisbaudran fosse inicialmente cético e suspeitasse que Mendeleev estava tentando levar o crédito por sua descoberta, ele mais tarde admitiu que Mendeleev estava correto. [88] Em 1879, o químico sueco Lars Fredrik Nilson descobriu um novo elemento, que ele chamou de escândio: acabou sendo eka-boro. Eka-silício foi encontrado em 1886 por um químico alemãoClemens Winkler , que lhe deu o nome de germânio. As propriedades do gálio, escândio e germânio coincidiam com o que Mendeleev previra. [89] Em 1889, Mendeleev observou na Palestra Faraday para a Royal Institution de Londres que não esperava viver o suficiente "para mencionar sua descoberta à Sociedade Química da Grã-Bretanha como uma confirmação da exatidão e generalidade do periódico lei". [90] Mesmo a descoberta dos gases nobres no final do século 19, que Mendeleev não havia previsto, se encaixou perfeitamente no esquema de Mendeleev como um oitavo grupo principal. [91]

Henry Moseley

Depois que a estrutura interna do átomo foi sondada, o físico amador holandês Antonius van den Broek propôs em 1913 que a carga nuclear determinava a colocação dos elementos na tabela periódica. [92] O físico da Nova Zelândia Ernest Rutherford cunhou a palavra "número atômico" para esta carga nuclear. [93] No mesmo ano, o físico inglês Henry Moseley, usando espectroscopia de raios-X, confirmou experimentalmente a proposta de van den Broek. Moseley determinou o valor da carga nuclear de cada elemento do alumínio ao ouro e mostrou que a ordem de Mendeleev na verdade coloca os elementos em ordem sequencial por carga nuclear.[94] A carga nuclear é idêntica àcontagem de prótons e determina o valor do número atômico ( Z ) de cada elemento. Usar o número atômico fornece uma seqüência definitiva baseada em números inteiros para os elementos. A pesquisa de Moseley resolveu imediatamente as discrepâncias entre o peso atômico e as propriedades químicas; esses foram casos como telúrio e iodo, onde o número atômico aumenta, mas o peso atômico diminui. [92] Embora Moseley tenha sido morto logo na Primeira Guerra Mundial, o físico sueco Manne Siegbahn continuou seu trabalho até o urânio , e estabeleceu que era o elemento com o maior número atômico conhecido até então (92). [95]Com base na pesquisa de Moseley e Siegbahn, também se sabia quais números atômicos correspondiam a elementos ausentes ainda não encontrados. [92]

O físico dinamarquês Niels Bohr aplicou a ideia de quantização de Max Planck ao átomo. Ele concluiu que os níveis de energia dos elétrons foram quantizados: apenas um conjunto discreto de estados de energia estáveis ​​eram permitidos. Bohr então tentou entender a periodicidade através das configurações eletrônicas, presumindo que os elétrons externos deveriam ser responsáveis ​​pelas propriedades químicas dos elementos, e que mover para o próximo elemento envolvia adicionar mais um elétron. Em 1913, ele produziu a primeira tabela periódica eletrônica. [96] Wolfgang Pauli posteriormente estendeu o esquema com os quatro números quânticos e formulou seu princípio de exclusãoque afirmava que dois elétrons não poderiam ter os mesmos quatro números quânticos. Isso explicava a extensão dos períodos da tabela periódica (2, 8, 18 e 32), que correspondia ao número de elétrons que cada camada poderia ocupar. [97] Em 1925, Friedrich Hund chegou a configurações próximas às modernas. [98] O princípio de Aufbau que descreve as configurações eletrônicas dos elementos foi observado pela primeira vez empiricamente por Erwin Madelung em 1926 e publicado em 1936. [17]

Glenn T. Seaborg

A essa altura, o pool de elementos ausentes, do hidrogênio ao urânio, havia encolhido para quatro: os elementos 43, 61, 85 e 87 continuavam ausentes. O elemento 43 acabou se tornando o primeiro elemento a ser sintetizado artificialmente por meio de reações nucleares, em vez de descoberto na natureza. Foi descoberto em 1937 pelos químicos italianos Emilio Segrè e Carlo Perrier , que batizaram sua descoberta de technetium , após a palavra grega para "artificial". [99] Os elementos 61 ( promécio ) e 85 ( astato ) também foram produzidos artificialmente; o elemento 87 ( frâncio ) tornou-se o último elemento a ser descoberto na natureza, pela química francesa Marguerite Perey . [100]Os elementos além do urânio também foram descobertos artificialmente, começando com a descoberta do neptúnio por Edwin McMillan e Philip Abelson em 1940 . [29] Glenn T. Seaborg e sua equipe continuaram descobrindo elementos de transurânio, começando com plutônio , e descobriram que, ao contrário do pensamento anterior, os elementos do actínio em diante eram congêneres do bloco f dos lantanídeos ao invés de metais de transição do bloco d. Ele então os chamou de actinídeos. [101]

Uma controvérsia significativa surgiu com os elementos 102 a 106 nas décadas de 1960 e 1970, quando surgiu a competição entre uma equipe de cientistas americanos no Laboratório Nacional Lawrence Berkeley (LBNL) e uma equipe de cientistas soviéticos no Joint Institute for Nuclear Research (JINR). Cada equipe reivindicou a descoberta e, em alguns casos, cada um propôs seu próprio nome para o elemento, criando uma controvérsia de nomenclatura de elemento que durou décadas. [102] A IUPAC inicialmente adotou uma abordagem sem intervenção, preferindo esperar para ver se um consenso chegaria. Infelizmente, foi também o auge da Guerra Fria e ficou claro depois de algum tempo que isso não aconteceria. Como tal, a IUPAC e oA União Internacional de Física Pura e Aplicada (IUPAP) criou um Grupo de Trabalho Transfermium (TWG, fermium sendo o elemento 100) em 1985 para estabelecer os critérios de descoberta. [103] Depois de alguma controvérsia, esses elementos receberam seus nomes finais em 1997. [104]

Os critérios do TWG foram usados ​​para arbitrar alegações de descoberta de elemento posteriores de institutos de pesquisa na Alemanha, Rússia e Japão. [105] Atualmente, a consideração das alegações de descoberta é realizada por um Grupo de Trabalho Conjunto IUPAC / IUPAP . Depois que a prioridade foi atribuída, os elementos foram oficialmente adicionados à tabela periódica e os descobridores foram convidados a propor seus nomes. [6] Em 2016, isso ocorria para todos os elementos até 118, completando assim as primeiras sete linhas da tabela periódica. [6] [106]

Em comemoração ao 150º aniversário da tabela periódica, as Nações Unidas declararam o ano de 2019 como o Ano Internacional da Tabela Periódica, celebrando "uma das conquistas mais significativas da ciência". [107] Hoje, a tabela periódica está entre os ícones mais reconhecidos da química. [108] A IUPAC está hoje envolvida com muitos processos relativos à tabela periódica: adição e nomeação de novos elementos, recomendação de números de grupos e nomes coletivos, determinação de quais elementos pertencem ao grupo 3 e atualização de pesos atômicos. [6]

Questões atuais

Embora a tabela periódica moderna seja padrão hoje, algumas variações podem ser encontradas no período 1 e no grupo 3. A discussão está em andamento sobre as colocações dos elementos relevantes. A controvérsia tem a ver com entendimentos conflitantes sobre se as propriedades químicas ou eletrônicas devem decidir principalmente a colocação da tabela periódica e visões conflitantes de como as evidências devem ser usadas. [108] Um problema potencial semelhante foi levantado por investigações teóricas dos elementos superpesados, cujas químicas podem não se encaixar em sua posição atual na tabela periódica. [109]

Período 1

Normalmente, o hidrogênio é colocado no grupo 1 e o hélio no grupo 18: esta é a posição encontrada na tabela periódica da IUPAC. [6] No entanto, algumas variações podem ser encontradas nessas duas questões. [110]

Como os metais do grupo 1, o hidrogênio tem um elétron em sua camada mais externa [111] e normalmente perde seu único elétron em reações químicas. [112] Ele tem algumas propriedades químicas semelhantes às do metal, sendo capaz de deslocar alguns metais de seus sais . [112] Mas o hidrogênio forma um gás não metálico diatômico em condições padrão, ao contrário dos metais alcalinos, que são metais sólidos reativos. Isso e a formação de hidretos do hidrogênio , em que ele ganha um elétron, aproxima-o das propriedades dos halogênios que fazem o mesmo. Além disso, os dois halogênios mais leves ( flúor e cloro ) são gasosos como o hidrogênio em condições padrão.[112] O hidrogênio, portanto, tem propriedades correspondentes às dos metais alcalinos e dos halogênios, mas não corresponde a nenhum dos grupos perfeitamente e, portanto, é difícil de localizar por sua química. [112] Portanto, embora a colocação eletrônica do hidrogênio no grupo 1 predomine, alguns arranjos mais raros mostram o hidrogênio no grupo 17, [113] o hidrogênio duplicado em ambos os grupos 1 e 17, [114] [115] ou flutuando separadamente de todos grupos. [115] [116] [110]

O hélio é um gás nobre não reativo em condições padrão e tem uma camada externa completa: essas propriedades são como os gases nobres no grupo 18, mas não como os metais alcalino-terrosos reativos do grupo 2. Portanto, o hélio é quase universalmente colocado no grupo 18 [6] que suas propriedades melhor combinam. [110] No entanto, o hélio tem apenas dois elétrons externos em sua camada externa, enquanto os outros gases nobres têm oito; e é um elemento do bloco s, enquanto todos os outros gases nobres são elementos do bloco p. Dessas maneiras, o hélio combina melhor com os metais alcalino-terrosos. [111] [110] Portanto, o hélio fora de todos os grupos raramente pode ser encontrado. [116] [110]Alguns químicos têm defendido que a colocação eletrônica no grupo 2 seja adotada para o hélio. [117] [118] [119] [120] [121] Tais argumentos químicos baseiam-se na tendência de anomalia da primeira linha, já que o hélio como o primeiro elemento s 2 antes dos metais alcalino-terrosos se destaca como anômalo de uma forma que o hélio como o primeiro gás nobre não. [117]

Grupo 3

Sc, Y, Lu, Lr
Hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro Argônio
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio Cromo Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo Krypton
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio Tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio Índio Lata Antimônio Telúrio Iodo Xenon
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio Neodímio Promécio Samário Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon
Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
Sc, Y, La, Ac
Hydrogen Helium
Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon
Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon
Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon
Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon
Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson

Published periodic tables show variation regarding the heavier members of group 3, which begins with scandium and yttrium.[117] They are most commonly lanthanum and actinium, but there are many physical and chemical arguments that they should instead be lutetium and lawrencium.[122] A compromise can also sometimes be found, in which the spaces below yttrium are left blank. This leaves it ambiguous if the group only contains scandium and yttrium,[123] or if it also extends to include all thirty lanthanides and actinides.[38]

Sc, Y
Hydrogen Helium
Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon
Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon
Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon
Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon
Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
Sc, Y, *, **
Hydrogen Helium
Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon
Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon
Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon
Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon
Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson

Based on the electron configurations that were known at the time, lanthanum was initially placed as the first of the 5d elements as it added a d-electron to the preceding element. This made it the third member of group 3, with cerium to lutetium then following as the f-block, which then split the d-block in two.[122] But in 1937, it was found that the 4f subshell completed filling at ytterbium rather than at lutetium as had previously been thought.[117] As such, the Soviet physicists Lev Landau and Evgeny Lifshitz pointed out in 1948 that the new configurations suggested that the first 5d element was lutetium and not lanthanum.[117][124] This avoids the d-block split by letting the f-block precede the d-block in accordance with the Aufbau principle.[38] Several physicists and chemists in the following decades supported this reassignment based on other physical and chemical properties of the elements involved,[63][117] although this evidence has in turn been criticised as having been selectively chosen.[117] Most authors did not make the change.[117]

In 1988, a IUPAC report was published that touched on the matter. While it wrote that electron configurations were in favour of the new assignment of group 3 with lutetium and lawrencium, it instead decided on a compromise where the lower spots in group 3 were instead left blank, because the traditional form with lanthanum and actinium remained popular.[35] This makes the f-block appear with 15 elements despite quantum mechanics dictating that it should have 14, and leaves it unclear if group 3 contains only scandium and yttrium, or if it contains all lanthanides and actinides in addition.[125] This did not stop the debate. Most sources focusing on the question supported the reassignment,[23] but some authors argued instead in favour of the traditional form with lanthanum as the first 5d element,[117][108] sometimes giving rise to furious debate.[126][127] A minority of textbooks accepted the reassignment, but most either showed the older form or the IUPAC compromise.[128]

In 2015 IUPAC began an ongoing project to decide whether lanthanum or lutetium should go in group 3. It considered the question to be "of considerable importance" for chemists, physicists, and students, noting that the variation in published periodic tables on this point typically puzzled students and instructors.[128] A provisional report appeared from it in 2021, which was in favour of lutetium as the first 5d element. The reasons given were to display all elements in order of increasing atomic number, avoid the d-block split, and to have the blocks follow the widths quantum mechanics demands of them (2, 6, 10, and 14).[125] Currently, IUPAC's website on the periodic table still shows the 1988 compromise, but mentions and links to the project in progress.[6]

Superheavy elements

Although all elements up to oganesson have been discovered, of the elements above hassium (element 108), only copernicium (element 112), nihonium (element 113), and flerovium (element 114) have been chemically investigated. These investigations so far have not produced conclusive results.[129] Some of the elements past hassium may behave differently from what would be predicted by extrapolation, due to relativistic effects. For example, extrapolation would suggest that copernicium and flerovium behave as metals, like their respective lighter congeners mercury and lead. However, they have been predicted to possibly exhibit some noble-gas-like properties, even though neither is placed in group 18 with the other noble gases.[129][70] The current experimental evidence still leaves open the question of whether or not this is the case.[129][130] At the same time, oganesson (element 118) is expected to be a solid semiconductor at standard conditions, despite being in group 18.[131]

Some scientists have argued that should these superheavy elements truly have different properties than their position on the periodic table suggests, the periodic table should be altered to place them with more chemically similar elements. On the other hand, others have argued that the periodic table should reflect atomic structure rather than chemical properties, and oppose such a change.[109]

Future extension beyond the seventh period

One possible form of the extended periodic table to element 172, suggested by Finnish chemist Pekka Pyykkö. Deviations from the Madelung order begin to appear at elements 139 and 140.[132]

The most recently named elements completed the seventh row of the periodic table.[6] Future elements would have to begin an eighth row. These elements may be referred to either by their atomic numbers (e.g. "element 119"), or by the IUPAC systematic element names which directly relate to the atomic numbers.[6] All attempts to synthesise such elements have failed so far. Attempts to produce the first two eighth-row elements are either ongoing or planned at laboratories in Russia and Japan.[133][134]

Currently, discussion continues if this future eighth period should follow the pattern set by the earlier periods or not, as calculations predict that by this point relativistic effects should result in significant deviations from the Madelung rule. Various different models have been suggested. All agree that the eighth period should begin like the previous ones with two 8s elements, and that there should then follow a new series of g-block elements filling up the 5g orbitals, but the precise configurations calculated for these 5g elements varies widely between sources. Beyond this 5g series, calculations do not agree on what should follow.[135][136][132][137][138]

It is expected that nuclear stability will prove the decisive factor constraining the number of possible elements, and that it will depend on the balance between the electric repulsion between protons and the strong force binding nucleons together.[139] As nucleons are arranged in shells, just like electrons, a closed shell can significantly increase stability: the known superheavy nuclei exist because of such a shell closure. They are probably close to a predicted island of stability, where superheavy nuclides should have significantly longer half-lives: predictions range from minutes or days, to millions or billions of years.[140][141] However, as the number of protons increases beyond about 126, this stabilising effect should vanish. It is not clear if further-out shell closures would allow heavier elements to exist.[142][143][144][62] At high mass numbers, quark matter may become stable, in which the nucleus is composed of freely flowing up and down quarks instead of binding them into protons and neutrons, creating a continent of stability instead of an island.[145][146]

Even if eighth-row elements can exist, producing them is likely to be difficult, and become increasingly so as atomic number rises.[147] Although the 8s elements are expected to be reachable with present means, the 5g elements are expected to require new technology,[148] if they can be produced at all.[149] Experimentally characterising these elements chemically would also pose a great challenge.[133]

Alternative periodic tables

The periodic law may be represented in multiple ways, of which the standard periodic table is only one.[150] Within 100 years of the appearance of Mendeleev's table in 1869, Edward G. Mazurs had collected an estimated 700 different published versions of the periodic table.[64][151] Many forms retain the rectangular structure, including Charles Janet's left-step periodic table, and the modernised form of Mendeleev's original 8-column layout that is still common in Russia. Other periodic table formats have been shaped much more exotically, such as spirals (Theodor Benfey's pictured to the right), circles, triangles, and even elephants.[152]

Alternative periodic tables are often developed to highlight or emphasize chemical or physical properties of the elements that are not as apparent in traditional periodic tables, with different ones skewed more towards emphasizing chemistry or physics at either end.[153] The standard form, which remains by far the most common, is somewhere in the middle.[153]

The many different forms of periodic table have prompted the questions of whether there is an optimal or definitive form of periodic table, and if so what it might be. There is no current consensus answer, though several forms have been suggested in that capacity.[123][153][154]

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6 s1 s2
1s H He
2s Li Be
2p 3s B C N O F Ne Na Mg
3p 4s Al Si P S Cl Ar K Ca
3d 4p 5s Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr
4d 5p 6s Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te  I  Xe Cs Ba
4f 5d 6p 7s La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra
5f 6d 7p 8s Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og 119 120
f-block d-block p-block s-block
This form of periodic table is congruent with the order in which electron shells are ideally filled according to the Madelung rule, as shown in the accompanying sequence in the left margin (read from top to bottom, left to right). The experimentally determined ground-state electron configurations of the elements differ from the configurations predicted by the Madelung rule in twenty instances, but the Madelung-predicted configurations are always at least close to the ground state. The last two elements shown, elements 119 and 120, have not yet been synthesized.

Notes

  1. ^ Strictly speaking, one cannot draw an orbital such that the electron is guaranteed to be inside it, but it can be drawn to guarantee a 90% probability of this for example.[13]
  2. ^ Once two to four electrons are removed, the d and f orbitals usually become lower in energy than the s ones:[21]
    1s ≪ 2s < 2p ≪ 3s < 3p ≪ 3d < 4s < 4p ≪ 4d < 5s < 5p ≪ 4f < 5d < 6s < 6p ≪ 5f < 6d < 7s < 7p ≪ ...
    and in the limit for extremely highly charged ions, orbitals simply fill in the order of increasing n instead. There is a gradual transition between the limiting situations of highly charged ions (increasing n) and neutral atoms (Madelung's rule).[17]
  3. ^ See for example the periodic table poster sold by Sigma-Aldrich.
  4. ^ There are many lower oxides as well: for example, phosphorus in group 15 forms two oxides, P2O3 and P2O5.[41]
  5. ^ Descriptions of the structures formed by the elements can be found throughout Greenwood and Earnshaw. There are two borderline cases. Arsenic's most stable form conducts electricity like a metal, but the bonding is significantly more localised to the nearest neighbours than it is for the similar structures of antimony and bismuth.[55] Carbon as graphite shows metallic conduction parallel to its planes, but is a semiconductor perpendicular to them.
  6. ^ See lists of metalloids.
  7. ^ See post-transition metal.

References

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Further reading

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