A tabela periódica dos elementos , também chamada de tabela ou tabela de Mendeleev , tabela periódica ou simplesmente tabela periódica , representa todos os elementos químicos , ordenados por número atômico crescente e organizados de acordo com sua configuração eletrônica , que fundamenta suas propriedades químicas.
O desenho desta mesa é geralmente atribuído ao químico russo Dmitry Ivanovich Mendeleev , que, em 1869, construiu uma mesa, diferente da que se usa hoje, mas semelhante em princípio, cujo grande interesse era propor um sistema sistemático de classificação dos elementos conhecidos na época para sublinhar a periodicidade das suas propriedades químicas, para identificar os elementos que faltavam descobrir, até para prever certas propriedades de elementos químicos então desconhecidos.
A tabela periódica passou por muitos reajustes desde então até assumir a forma que conhecemos hoje. Tornou-se uma referência universal com a qual todos os tipos de comportamento físico e químico dos elementos podem ser relacionados. Desde a atualização do IUPAC de 28 de novembro de 2016 , seu formulário padrão contém 118 itens, variando de hidrogênio 1 H a oganesson 118 Og.
Esta tabela é a representação mais comum da classificação de elementos químicos. Alguns químicos propuseram outras formas de classificar os elementos, mas estas permanecem confinadas ao domínio científico.
Bloco s | f | Bloco d | Bloco p ( Ele em blocos ) | ||||||||||||||||
↓ → | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | |
1 | 1 hora |
2 ele |
|||||||||||||||||
2 | 3 Li |
4 Be |
5 B |
6 C |
7 N |
8 O |
9 F |
10 fazer |
|||||||||||
3 | 11 Na |
12 mg |
13 Al |
14 se |
15 P |
16 S |
17 Cl |
18 Ar |
|||||||||||
4 | 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 Ace |
34 Se |
35 Br |
36 Kr |
|
5 | 37 Rb |
38 Sr |
39 Y |
40 Zr |
41 Nb |
42 MB |
43 Tc |
44 Ru |
45 Rh |
46 Pd |
47 Ag |
48 CDs |
49 dentro |
50 Sn |
51 Sb |
52 Te |
53 I |
54 Xe |
|
6 | 55 Cs |
56 Ba |
* |
71 ler |
72 Hf |
73 Seu |
74 W |
75 Re |
76 ossos |
77 Ir |
78 pt |
79 para |
80 Hg |
81 Tl |
82 Pb |
83 Bi |
84 Po |
85 em |
86 Rn |
7 | 87 Fr |
88 Ra |
* * |
103 Lr |
104 Rf |
105 Db |
106 Sg |
107 Bh |
108 horas |
109 Mt |
110 Ds |
111 Rg |
112 Cn |
113 Nh |
114 Fl |
115 Mc |
116 Lv |
117 Ts |
118 Og |
↓ | |||||||||||||||||||
Lantanídeos |
* |
57 o |
58 este |
59 Pr |
60 kt |
61 Pm |
62 Sm |
63 eu |
64 Gd |
65 Tb |
66 Dy |
67 Ho |
68 Er |
69 Tm |
70 Yb |
||||
Actinides |
* * |
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 bilhões |
102 Não |
Lenda |
A abundância natural é indicada pelas bordas das caixas: |
A condição padrão a 0 ° C e 1 atm |
|||||||
Linha contínua | Elemento primordial | é indicado pela cor do número atômico : | |||||||
94 Pu |
← Número atômico | Traços grossos | Produto de decomposição de outros elementos | Preto | Azul | vermelho | Cinza | ||
← Símbolo químico | Limpar linhas pontilhadas | Elemento sintético (artificial) | Sólido | Líquido | Gasoso | Desconhecido |
Metais | Não metais | ||||||||
Alcalis |
Alcalino- terroso |
Lantanídeos |
Metais de transição |
Metais pobres |
Metalóides |
Outros não metais |
Halogênio |
Gases nobres |
Itens não classificados |
Actinides |
Dos 118 elementos químicos conhecidos, 83 são considerados primordiais porque eles têm pelo menos um isótopo que é estável ou estável o suficiente para ser mais antigo que a Terra . Dentre eles, três são radioativos : urânio 92 U, tório 90 Th e bismuto 83 Bi; no entanto, a radioatividade deste último é tão baixa que só foi revelada em 2003.
11 elementos existem naturalmente no ambiente terrestre, mas são muito radioativos para que seus isótopos presentes durante a formação do sistema solar tenham sobrevivido até hoje: eles são formados continuamente pela decadência radioativa de outros elementos químicos, principalmente de urânio e tório. É o caso, por exemplo, do tecnécio 43 Tc, o mais leve deles, que é um produto da fissão do urânio, ou do plutônio 94 Pu, o mais pesado deles, que é considerado um radioisótopo natural presente em pequenas quantidades na pechblenda , o principal minério de urânio . A cadeia de decaimento do Urânio 238 , principal isótopo natural do urânio, assim continuamente Produto protactínio 234 Pa , o tório 234 Th e 230 Th , o rádio 226 Ra , o radônio 222 Rn do polônio 218 Po , 214 Po e 210 Po , bismuto 214 Bi e 210 Bi , e chumbo 214 Pb , 210 Pb e 206 Pb , sendo este último estável .
Os últimos 24 elementos são ditos sintéticos , porque não existem naturalmente no ambiente terrestre e são produzidos artificialmente em reatores nucleares ou experimentalmente em laboratório. No entanto, alguns deles podem ser encontrados na natureza como resultado de testes nucleares atmosféricos ou acidentes nucleares , como é o caso, em certas áreas contaminadas, para amerício 95 Am, cúrio 96 cm, berquélio 97 Bk e califórnio 98 Ver fora em nosso planeta, esses elementos, assim como o einstênio 99 Es, podem ser produzidos naturalmente por processos r durante as explosões de supernovas , como há muito se pensava do isótopo 254 Cf , hipótese entretanto refutada desde então; eles também teriam sido detectados no espectro da estrela de Przybylski .
Dos 103 elementos cujo estado padrão é conhecido em condições normais de temperatura e pressão ( 0 ° C e 1 atm ), 90 são sólidos , 11 são gasosos e apenas dois são líquidos : bromo 35 Br, derretendo a - 7,2 ° C , e mercúrio 80 Hg, fundindo a -38,8 ° C ; vários elementos sólidos, no entanto, têm um ponto de fusão próximo à temperatura ambiente, por exemplo, frâncio 87 Fr, a 27 ° C , césio 55 Cs, a 28,5 ° C , gálio 31 Ga, a 29,8 ° C, o rubídio 37 Rb, a 39,3 ° C , ou o fósforo branco 15 P, a 44,2 ° C .
Uma vez que as propriedades físico-químicas dos elementos são baseadas em sua configuração eletrônica , esta é a base do arranjo da tabela periódica. Assim, cada linha da tabela, denominada período , corresponde a uma camada eletrônica , identificada por seu número quântico principal , anotado n : há sete camadas eletrônicas conhecidas no estado fundamental , portanto sete períodos na tabela periódica padrão, numeradas de 1 a 7. Cada período é dividido em um a quatro blocos , que correspondem às subcamadas eletrônicas , identificadas por seu número quântico secundário , notado ℓ : existem quatro tipos de subcamadas eletrônicas conhecidas no estado fundamental, denotadas s , p , d e f (essas letras vêm de abreviações inicialmente usadas em espectroscopia ). Cada uma dessas subcamadas contém respectivamente 1, 3, 5 e 7 orbitais atômicos , identificados por seu número quântico magnético , observado m ℓ . Finalmente, cada orbital é ocupado por no máximo dois elétrons, cada um identificado por seu número quântico de spin magnético , observado m s .
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||
1 | H | ei | |||||||||||||||||
2 | Li | Ser | B | VS | NÃO | O | F | Nascer | |||||||||||
3 | N / D | Mg | Al | sim | P | S | Cl | Ar | |||||||||||
4 | K | Naquela | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ou | Cu | Zn | Ga | Ge | Ás | Se | Br | Kr | |
5 | Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | Em | Sn | Sb | Você | eu | Xe | |
6 | Cs | BA | * | Ler | Hf | Sua | C | D | Osso | Ir | Pt | No | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | No | Rn |
7 | Fr | Ra | * * |
Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | |||||||||||||||||||
* | O | este | Pr | WL | PM | Sm | Teve | D'us | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | |||||
* * |
Ac | º | Pa | você | Np | Poderia | Sou | Cm | Bk | Cf | É | Fm | Md | Não | |||||
Bloco s | Bloco f | Bloco d | Bloco p | ||||||||||||||||
Blocos da tabela periódica |
ℓ = 0 | ℓ = 3 | ℓ = 2 | ℓ = 1 | ||||||||||||
1s | |||||||||||||||
2s | 2p | 2p | 2p | ||||||||||||
3s | 3p | 3p | 3p | ||||||||||||
4s | 3d | 3d | 3d | 3d | 3d | 4p | 4p | 4p | |||||||
5s | 4d | 4d | 4d | 4d | 4d | 5p | 5p | 5p | |||||||
6s | 4f | 4f | 4f | 4f | 4f | 4f | 4f | 5d | 5d | 5d | 5d | 5d | 6p | 6p | 6p |
7s | 5f | 5f | 5f | 5f | 5f | 5f | 5f | 6d | 6d | 6d | 6d | 6d | 7p | 7p | 7p |
Orbitais por subcamadas que constituem os blocos da tabela periódica . |
Cada elétron de um átomo é, portanto, descrito por quatro números quânticos , que verificam as seguintes propriedades:
Em virtude do princípio de exclusão de Pauli , segundo o qual dois férmions (aqui, dois elétrons) do mesmo sistema (aqui, o mesmo átomo) não podem compartilhar o mesmo estado quântico , as subcamadas eletrônicas s , p , d e f podem conter cada uma não mais do que 2, 6, 10 e 14 elétrons, respectivamente; na tabela periódica, eles materializam assim o bloco s , o bloco p , o bloco d e o bloco f , contendo respectivamente 2, 6, 10 e 14 elementos por período.
Se uma segue a construção do bloco de tabela baseado em configurações electrónicas, o hélio deve estar acima da berílio na 2 th coluna, um cujos átomos ter uma subcamada externa n s 2 , e não acima do néon , no 18 th coluna, cuja os átomos têm uma subcamada externa n p 6 ; Hélio, no entanto, é normalmente posicionada no 18 th coluna, como é que os gases nobres , de que faz parte quimicamente.
Ordem indicativa de preenchimento de camadas e subcamadas aumentando a energia de acordo com a regra de Klechkowski .
Construção da mesa a partir de orbitais atômicos .
Todas as subcamadas de um período não pertencem necessariamente à mesma camada eletrônica : a partir de 3 e período, as subcamadas pertencentes a diferentes camadas são preenchidas no mesmo período. De fato, a distribuição dos elétrons nos diferentes níveis de energia quântica ao redor do átomo obedece ao princípio de Aufbau (" edificação " em alemão), segundo o qual a ordem precisa das subcamadas eletrônicas é dada pela regra de Klechkowski : as subcamadas são preenchidas de modo que os valores n + ℓ então n estão aumentando, com n o número quântico principal e ℓ o número quântico azimutal .
Período | Subpêlo | Números quânticos | Número quântico magnético | Número de elétrons | ||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Principal | Azimutal | -3 | -2 | -1 | 0 | 1 | 2 | 3 | Subpêlo | Período | ||
n o 1 | 1 s | n = 1 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 2 | ||||||
n o 2 | 2 s | n = 2 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 8 | ||||||
2 p | n = 2 | ℓ = 1 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||
n o 3 | 3 s | n = 3 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 8 | ||||||
3 p | n = 3 | ℓ = 1 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||
n o 4 | 4 s | n = 4 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 18 | ||||||
3 d | n = 3 | ℓ = 2 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||
4 p | n = 4 | ℓ = 1 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||
n o 5 | 5 s | n = 5 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 18 | ||||||
4 d | n = 4 | ℓ = 2 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||
5 p | n = 5 | ℓ = 1 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||
n o 6 | 6 s | n = 6 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 32 | ||||||
4 f | n = 4 | ℓ = 3 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 14 | ||
5 d | n = 5 | ℓ = 2 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||
6 p | n = 6 | ℓ = 1 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||
n o 7 | 7 s | n = 7 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 32 | ||||||
5 f | n = 5 | ℓ = 3 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 14 | ||
6 d | n = 6 | ℓ = 2 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||
7 p | n = 7 | ℓ = 1 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 |
É a sucessão das subcamadas eletrônicas de cada período que determina a estrutura da tabela periódica em blocos, sendo cada período definido pelo retorno de uma subcamada s seguindo uma subcamada p do período anterior, com um número quântico principal incrementado em um .
A regra de Klechkowski é observada por mais de 80% dos 103 elementos cuja configuração eletrônica para o estado fundamental é conhecida com precisão, mas vinte itens há exceções. O estado fundamental é, de fato, por definição, aquele com a energia mais baixa, e o número quântico do spin magnético dos elétrons entra em ação para determinar essa energia: quanto maior o spin resultante dos elétrons de um orbital atômico , mais estável é a configuração desses elétrons neste orbital ( regra de Hund ). Segue-se que, para os elementos do bloco d e bloco f ( metais de transição , lantanídeos e actinídeos ), é energeticamente menos favorável seguir a regra de Klechkowski do que favorecer a ocupação ímpar da maioria das subcamadas. Externas quando o d ou f a camada está vazia, meio preenchida ou totalmente preenchida, porque a diferença de energia entre essas subcamadas é menor do que o ganho de energia induzido pela redistribuição de elétrons, de modo que seu spin resultante do número quântico magnético é o mais alto - na tabela a seguir, as distribuições irregulares de elétrons são mostrado em negrito:
Elemento químico | Família | Configuração eletronica | ||
---|---|---|---|---|
24 | Cr | Cromo | Metal de transição | [ Ar ] 4s 1 3d 5 |
28 | Ou | Níquel | Metal de transição | [ Ar ] 4s 1 3d 9 (*) |
29 | Cu | Cobre | Metal de transição | [ Ar ] 4s 1 3d 10 |
41 | Nb | Nióbio | Metal de transição | [ Kr ] 5s 1 4d 4 |
42 | Mo | Molibdênio | Metal de transição | [ Kr ] 5s 1 4d 5 |
44 | Ru | Rutênio | Metal de transição | [ Kr ] 5s 1 4d 7 |
45 | Rh | Ródio | Metal de transição | [ Kr ] 5s 1 4d 8 |
46 | Pd | Paládio | Metal de transição | [ Kr ] 4d 10 |
47 | Ag | Prata | Metal de transição | [ Kr ] 5s 1 4d 10 |
57 | O | Lantânio | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 5d 1 |
58 | este | Cério | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 1 5d 1 |
64 | D'us | Gadolínio | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 7 5d 1 |
78 | Pt | Platina | Metal de transição | [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 9 |
79 | No | Ouro | Metal de transição | [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 10 |
89 | Ac | Actínio | Actinide | [ Rn ] 7s 2 6d 1 |
90 | º | Tório | Actinide | [ Rn ] 7s 2 6d 2 |
91 | Pa | Protactínio | Actinide | [ Rn ] 7s 2 5f 2 6d 1 |
92 | você | Urânio | Actinide | [ Rn ] 7s 2 5f 3 6d 1 |
96 | Cm | Curium | Actinide | [ Rn ] 7s 2 5f 7 6d 1 |
103 | Lr | Lawrencium | Actinide | [ Rn ] 7s 2 5f 14 7p 1 |
O grande interesse da tabela periódica é organizar os elementos químicos de tal forma que suas propriedades físico-químicas possam ser amplamente previstas por sua posição na tabela. Essas propriedades evoluem de maneira diferente dependendo se você se move verticalmente ou horizontalmente na mesa.
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||
1 | H | ei | |||||||||||||||||
2 | Li | Ser | B | VS | NÃO | O | F | Nascer | |||||||||||
3 | N / D | Mg | Al | sim | P | S | Cl | Ar | |||||||||||
4 | K | Naquela | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ou | Cu | Zn | Ga | Ge | Ás | Se | Br | Kr | |
5 | Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | Em | Sn | Sb | Você | eu | Xe | |
6 | Cs | BA | * | Ler | Hf | Sua | C | D | Osso | Ir | Pt | No | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | No | Rn |
7 | Fr | Ra | * * |
Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | |||||||||||||||||||
* | O | este | Pr | WL | PM | Sm | Teve | D'us | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | |||||
* * |
Ac | º | Pa | você | Np | Poderia | Sou | Cm | Bk | Cf | É | Fm | Md | Não | |||||
Tabela periódica de elementos químicos |
Um período designa uma linha da tabela periódica. É definido pelo preenchimento progressivo das subcamadas eletrônicas até atingir a subcamada s da próxima camada eletrônica . As propriedades dos elementos geralmente variam muito ao longo de um período, mas podem ser localmente bastante semelhantes e constituem famílias completas de elementos químicos , em particular no bloco d (os chamados metais de " transição ") e especialmente no bloco f ( lantanídeos no 6 th período e actinídeos no 7 th período ).
Um grupo designa uma coluna da tabela periódica. Cada um dos 18 grupos da tabela periódica padrão é muitas vezes um conjunto de elementos com propriedades distintas de grupos vizinhos, especialmente nas extremidades esquerda e direita da tabela periódica (ou seja, nos blocos s e p ), onde eles estão. nomes de uso ao longo do tempo:
Se os termos pnictogen e calcogênio são bastante obsoletos hoje, os outros quatro, por outro lado, ainda são amplamente utilizados porque costumam ser confundidos com famílias de mesmo nome:
O grupo 3 é um caso especial na medida em que sua composição não é objeto de consenso entre os químicos: se os elementos dos períodos 4 e 5 que o constituem são sempre o escândio e o ítrio , esses períodos 6 e 7, por outro lado , são lantânio e actínio ou lutécio e lawrêncio . Isso significa que a composição dos blocos d e f também é variável segundo os autores, pois o grupo 3 faz parte do bloco d . A primeira opção, colocar lantânio e actínio no grupo 3 e, portanto, no bloco d, foi predominante até a virada do século, com, ao que parece, uma reversão de tendência desde então; esta escolha é essencialmente uma questão de convenção: as propriedades químicas do escândio, ítrio e lantanídeos (lantânio e lutécio incluídos) são, portanto, suficientemente semelhantes para que esses elementos sejam chamados coletivamente de terras raras . Por sua vez, a União Internacional de Química Pura e Aplicada ( IUPAC ) emitida emJaneiro de 2021 uma proposta que coloca o lutécio e o lawrencium no grupo 3 como um compromisso que satisfaça os princípios gerais que considera deverem orientar a formulação da tabela periódica.
A descrição quântica da configuração eletrônica dos átomos torna possível explicar a similaridade das propriedades químicas dentro de um grupo por uma configuração idêntica de elétrons na camada de valência . O raio atômico aumenta rapidamente de cima para baixo de uma coluna, porque a cada período é adicionada uma camada de elétrons . Como corolário, a energia de ionização e a eletronegatividade diminuem, porque os elétrons periféricos estão menos fortemente ligados ao núcleo na parte inferior da tabela.
Além das análises de linha e coluna, a tabela periódica também permite estabelecer relações diagonais entre certos elementos químicos do segundo e terceiro períodos que se encontram diagonalmente entre si na tabela. Esta é sempre a direção diagonal indo do canto superior esquerdo para o inferior direito, porque viajar um período para a direita e descer ao longo de uma coluna se traduz no caminho oposto na camada de valência dos átomos (respectivamente, diminuição e aumento no raio atômico , portanto, aumento e diminuição da eletronegatividade ). Segue certas semelhanças entre os elementos diagonais, que no entanto não compartilham o mesmo período ou o mesmo grupo: a distribuição dos metaloides na tabela periódica ilustra esse efeito.
Raio atômicoEm geral, o raio atômico tende a diminuir ao percorrer um período da esquerda para a direita, de metais alcalinos a gases nobres , e a aumentar ao percorrer um grupo de cima para baixo. Aumenta abruptamente ao passar de um período a outro, entre o gás nobre de um período P e o metal alcalino do período P + 1 . Isso é muito bem explicado pelas camadas eletrônicas que constituem os átomos , e essas observações fornecem evidências importantes para o desenvolvimento e confirmação das teorias da mecânica quântica .
A diminuição do raio atômico ao longo dos períodos decorre, principalmente, do fato de a carga elétrica do núcleo atômico aumentar ao longo de cada período, o que aumenta a atração do núcleo sobre os elétrons e, conseqüentemente, reduz o volume dos orbitais atômicos . A contração dos lantanídeos , observada durante o enchimento da subcamada 4f, ilustra muito bem esse fenômeno: o raio atômico do ósmio ( elemento 76 ) é quase idêntico ao do rutênio ( elemento 44 ), que está logo acima no tabela. Esta característica é observada ao longo da 6 th período de háfnio ( elemento 72 ) para a placa ( elemento 78 ), após o que é mascarado por um efeito relativista chamado inerte efeito par . Fenômeno semelhante também é observado com o preenchimento das n d subcamadas do bloco d , mas é menos acentuado do que o observado com os lantanídeos , embora tenha a mesma origem.
A tabela abaixo mostra os raios de covalência médios medidos para a maioria dos átomos , que ilustram as tendências observadas para os raios atômicos na tabela periódica:
H 31 |
Ele 28 |
|||||||||||||||||
Li 128 |
Be 96 |
B 84 |
C 76 |
No. 71 |
O 66 |
F 57 |
Ne 58 |
|||||||||||
Na 166 |
Mg 141 |
Al 121 |
Se 111 |
PÁG. 107 |
S 105 |
Cl 102 |
Ar 106 |
|||||||||||
K 203 |
É 176 |
Sc 170 |
Ti 160 |
V 153 |
Cr 139 |
Mn 139 |
Fe 132 |
Co 126 |
Nem 124 |
Cu 132 |
Zn 122 |
Ga 122 |
Ge 120 |
Ace 119 |
Se 120 |
Br 120 |
Kr 116 |
|
Rb 220 |
Sr 195 |
Y 190 |
Zr 175 |
Num 164 |
MB 154 |
Tc 147 |
Ru 146 |
Rh 142 |
Pd 139 |
Ag 145 |
Cd 144 |
Em 142 |
Sn 139 |
Sb 139 |
Te 138 |
I 139 |
Xe 140 |
|
Cs 244 |
Ba 215 |
* |
Leia 187 |
Hf 175 |
Seu 170 |
W 162 |
Re 151 |
Osso 144 |
Ir 141 |
Pt 136 |
Em 136 |
Hg 132 |
Tl 145 |
Pb 146 |
Bi 148 |
Po 140 |
Em 150 |
Rn 150 |
Fr 260 |
Ra 221 |
** |
Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | ||||||||||||||||||
* |
O 207 |
Este 204 |
Pr 203 |
Nd 201 |
Pm 199 |
Sm 198 |
Eu 198 |
Gd 196 |
Tb 194 |
Dy 192 |
Ho 192 |
Er 189 |
Tm 190 |
Yb 187 |
||||
** |
Ato 215 |
Th 206 |
Pa 200 |
U 196 |
Np 190 |
Pu 187 |
Tenho 180 |
Cm 169 |
Bk | Cf | É | Fm | Md | Não |
A energia de ionização , que implicitamente corresponde à primeira energia de ionização, é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo e formar um cátion . O elétron removido é o menos ligado ao núcleo atômico e é encontrado na camada de valência . A segunda energia de ionização é, portanto, a energia necessária para remover um segundo elétron do íon formado anteriormente, etc. Para um dado átomo, as energias de ionização sucessivas aumentam com o grau de ionização. Para o magnésio , por exemplo, a primeira energia de ionização de 738 kJ · mol -1 para formar o cátion Mg + , enquanto a segunda energia de ionização de 1450 kJ · mol -1 para formar o cátion Mg 2+ . Isso se explica pelo fato de os elétrons estarem ainda mais ligados ao núcleo quando estão em subcamadas internas, o que também explica que a energia da primeira ionização aumenta quando nos aproximamos do topo e da direita da mesa.
A energia de ionização saltou ao tentar remover um elétron de uma configuração eletrônica de um gás nobre , que é por exemplo o caso do magnésio ionizado duas vezes Mg 2+ , cuja configuração eletrônica é muito semelhante à do néon : a terceira energia de ionização passa de 7730 kJ · Mol -1 para formar o cátion Mg 3+ e corresponde à abstração de um elétron da camada inferior 2p após os dois elétrons da camada inferior 3s terem sido removidos durante a primeira e a segunda ionizações.
A tabela a seguir representa a primeira energia de ionização medida para a maioria dos elementos , o que permite visualizar as variações desta grandeza ao longo da tabela periódica. Observamos em particular vários mínimos locais ao redor do canto esquerdo inferior dos diferentes blocos , césio e frâncio para o bloco s , actínio para o bloco f , lawrêncio para o bloco d e tálio para o bloco p :
H 13.598 |
Ele 24.587 |
|||||||||||||||||
Li 5,3917 |
Be 9,3227 |
B 8.298 |
C 11,26 |
N 14.534 |
O 13.618 |
F 17.423 |
Ne 21.565 |
|||||||||||
Na 5.1391 |
Mg 7,6462 |
Al 5.9858 |
Si 8.1517 |
P 10.487 |
S 10,36 |
Cl 12.968 |
Ar 15,76 |
|||||||||||
K 4.3407 |
Ca 6.1132 |
Sc 6.5615 |
Ti 6.8281 |
V 6.7462 |
Cr 6.7665 |
Mn 7.434 |
Fe 7,9024 |
Co 7.881 |
Ni 7,6398 |
Cu 7.7264 |
Zn 9.3942 |
Ga 5,9993 |
Ge 7.8994 |
Ace 9.7886 |
Se 9.7524 |
Br 11.814 |
Kr 14 |
|
Rb 4,1771 |
Sr 5.6949 |
Y 6.2171 |
Zr 6.6339 |
Num 6.7588 |
MB 7.0924 |
Tc 7,28 |
Ru 7.3605 |
Rh 7.4589 |
Pd 8,3369 |
Ag 7.5762 |
Cd 8.9938 |
Em 5.7864 |
Sn 7.3439 |
Sb 8.6084 |
Te 9.0096 |
I 10.451 |
Xe 12,13 |
|
Cs 3,8939 |
Ba 5.2117 |
* |
Leia 5.4259 |
Hf 6,825 |
Seu 7,5496 |
W 7.864 |
Re 7.8335 |
Osso 8.4382 |
Ir 8.967 |
Pt 8.9587 |
Em 9.2255 |
Hg 10,438 |
Tl 6.1082 |
Pb 7.4167 |
Bi 7.2856 |
Po 8.417 |
Em 9.3175 |
Rn 10.749 |
Fr 4.0727 |
Ra 5.2784 |
** |
Lr 4.9 |
Rf 6 |
Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | ||||||||||||||||||
* |
O 5.5769 |
Este 5.5387 |
Pr 5.473 |
Nd 5.525 |
Pm 5,582 |
Sm 5,6436 |
Eu 5.6704 |
Gd 6.1501 |
Tb 5,8638 |
Dy 5.9389 |
Ho 6.0215 |
Er 6.1077 |
Tm 6.1843 |
Yb 6.2542 |
||||
** |
Ac 5.17 |
Th 6,3067 |
Pa 5,89 |
U 6.194 |
Np 6.2657 |
Pu 6.0262 |
Am 5,9738 |
Cm 5,9915 |
Bk 6,1979 |
Veja 6.2817 |
Isa 6,42 |
Fm 6,5 |
Md 6,58 |
Não 6,65 |
A eletronegatividade é uma indicação da tendência de um átomo de atrair elétrons . Depende tanto do número atômico quanto da distância dos elétrons de valência em relação ao núcleo atômico . Quanto maior a eletronegatividade, mais o elemento atrai elétrons. Esta magnitude, determinada por exemplo pela escala de Pauling , geralmente segue a mesma tendência da energia de ionização: aumenta à medida que subimos e à direita da mesa, com um máximo para o flúor e um mínimo para o frâncio . No entanto, há exceções a esta regra geral, que seguem as exceções para a evolução do raio atômico : o gálio e o germânio têm uma eletronegatividade maior que o alumínio e o silício, respectivamente, devido à contração do bloco d . Os elementos do 4 th período vinda imediatamente após os metais de transição têm particularmente pequeno raio atómico, resultando em uma electronegatividade superior. Observamos também que os metais do grupo da platina e os metais nobres têm uma eletronegatividade particularmente alta que aumenta em direção ao fundo da mesa, fenômeno que também é observado ao longo do grupo n o 6 .
H 2.2 |
ei | |||||||||||||||||
Li 0,98 |
Be 1,57 |
B 2.04 |
C 2,55 |
N 3.04 |
O 3,44 |
F 3,98 |
Nascer | |||||||||||
Na 0,93 |
Mg 1,31 |
Al 1.61 |
Si 1.9 |
P 2.19 |
S 2,58 |
Cl 3.16 |
Ar | |||||||||||
K 0,82 |
Ca 1 |
Sc 1,36 |
Ti 1.54 |
V 1.63 |
Cr 1.66 |
Mn 1,55 |
Fe 1,83 |
Co 1,88 |
Ni 1,91 |
Cu 1.9 |
Zn 1,65 |
Ga 1,81 |
Ge 2.01 |
Ace 2,18 |
Se 2.55 |
Br 2,96 |
Kr 3 |
|
Rb 0,82 |
Sr 0,95 |
Y 1,22 |
Zr 1,33 |
Nb 1.6 |
MB 2.16 |
Tc 1.9 |
Ru 2.2 |
Rh 2.28 |
Pd 2.2 |
Ag 1,93 |
Cd 1,69 |
Em 1,78 |
Sn 1,96 |
SB 2.05 |
Te 2.1 |
I 2,66 |
Xe 2.6 |
|
Cs 0,79 |
Ba 0,89 |
* |
Leia 1,27 |
Hf 1.3 |
Seu 1,5 |
W 2,36 |
Re 1.9 |
Osso 2.2 |
Ir 2.2 |
Pt 2.28 |
Em 2,54 |
Hg 2 |
Tl 1,62 |
Pb 2,33 |
Bi 2.02 |
Po 2 |
Em 2.2 |
Rn 2,2 |
Fr 0.7 |
Ra 0.9 |
** |
Lr 1.3 |
Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | ||||||||||||||||||
* |
o 1,1 |
Este 1,12 |
Pr 1.13 |
Nd 1,14 |
Pm 1,13 |
Sm 1,17 |
Eu 1.2 |
Gd 1,2 |
Tb 1.1 |
Dy 1,22 |
Ho 1.23 |
Er 1,24 |
Tm 1,25 |
Yb 1.1 |
||||
** |
Ac 1.1 |
Th 1.3 |
Pa 1,5 |
U 1,38 |
Np 1,26 |
Pu 1,28 |
Am 1.13 |
Cm 1,28 |
Bk 1.3 |
Cf 1.3 |
É 1,3 |
Fm 1.3 |
Md 1.3 |
Não 1.3 |
A afinidade eletrônica de um átomo é a quantidade de energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro para formar um ânion . Essa magnitude varia muito de elemento para elemento, mas os padrões são perceptíveis na tabela periódica, mostrando algumas semelhanças com a eletronegatividade . O halogênio tem a maior afinidade eletrônica, muito maior do que a de todos os outros elementos; é máximo para o cloro , e não para o flúor , ao contrário da eletronegatividade.
Em geral, os não metais têm uma afinidade eletrônica mais positiva do que a dos metais , enquanto a dos gases nobres , reagindo muito pouco, não foi medida. A afinidade eletrônica geralmente cresce ao longo de um período, mas é mais difícil identificar uma tendência ao longo dos grupos: ela deve diminuir para baixo ao longo de um grupo, uma vez que as camadas de valência estão cada vez menos ligadas ao núcleo, mas observamos experimentalmente que cerca de um terço dos elementos fogem dessa tendência e têm afinidade eletrônica maior do que a do elemento localizado acima deles na tabela periódica; somente a um r grupo, que dos metais alcalinos , é caracterizada por uma diminuição regular afinidade electrónica.
Caráter metálico1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||
1 | H | ei | |||||||||||||||||
2 | Li | Ser | B | VS | NÃO | O | F | Nascer | |||||||||||
3 | N / D | Mg | Al | sim | P | S | Cl | Ar | |||||||||||
4 | K | Naquela | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ou | Cu | Zn | Ga | Ge | Ás | Se | Br | Kr | |
5 | Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | Em | Sn | Sb | Você | eu | Xe | |
6 | Cs | BA |
* |
Ler | Hf | Sua | C | D | Osso | Ir | Pt | No | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | No | Rn |
7 | Fr | Ra |
* * |
Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | |||||||||||||||||||
* |
O | este | Pr | WL | PM | Sm | Teve | D'us | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | |||||
* * |
Ac | º | Pa | você | Np | Poderia | Sou | Cm | Bk | Cf | É | Fm | Md | Não | |||||
Li | Metais alcalinos | ||||||||||||||||||
Ser | Metais alcalinos terrestres | ||||||||||||||||||
O | Lantanídeos | ||||||||||||||||||
Ac | Actinides | ||||||||||||||||||
Sc | Metais de transição | ||||||||||||||||||
Al | Metais pobres | ||||||||||||||||||
B | Metalóides | ||||||||||||||||||
VS | Não-metais poliatômicos | ||||||||||||||||||
O | Não metais diatômicos | ||||||||||||||||||
Nascer | Não-metais monoatômicos | ||||||||||||||||||
Nh | Natureza química desconhecida |
Com base em suas propriedades físicas e químicas gerais, os elementos podem ser classificados em metais , metalóides e não metais :
Quanto menor a energia de ionização , eletronegatividade e afinidade eletrônica , mais o elemento possui um caráter metálico pronunciado. Por outro lado, os elementos para os quais essas quantidades são altas não são metálicos. Os não-metais, portanto, se agrupam em torno do canto superior direito da mesa (normalmente flúor e cloro ), enquanto a grande maioria dos elementos tem um caráter metálico mais ou menos pronunciado, o agrupamento mais metálico em torno do canto esquerdo inferior (normalmente frâncio e césio ). Entre esses dois extremos, é comum fazer a distinção entre os metais:
Entre os não metais, podemos distinguir, além das famílias convencionais:
Além das linhas, colunas e diagonais, os elementos são tradicionalmente agrupados em famílias com propriedades físico-químicas homogêneas:
Nas extremidades esquerda e direita da tabela, essas famílias se fundem grosso modo com grupos , enquanto no centro da tabela tendem a se fundir com blocos , ou mesmo com pontos . Esses agrupamentos de elementos com base em suas propriedades físicas e químicas são inerentemente imperfeitos, pois essas propriedades costumam variar continuamente na tabela periódica, portanto, é comum observar sobreposições nos limites entre esses agrupamentos. Assim, o berílio ainda é classificado como um metal alcalino, embora seus óxidos sejam anfotéricos e exiba uma tendência marcante para a formação de compostos covalentes , duas características de metais pobres como o alumínio . Da mesma forma, o radônio ainda é classificado como um gás nobre, embora não seja quimicamente inerte e tende a formar compostos iônicos , o que o aproxima dos metais .
Outros agrupamentos também estão em uso, por exemplo:
A configuração electrónica dos elementos é descrita de maneira satisfatória pelo modelo de orbitais atómicas para o meio da 7 th período . Para Z >> 100 , os efeitos relativísticos tornam-se significativos nos elétrons interagindo com um núcleo muito fortemente carregado , certas correções induzidas pela eletrodinâmica quântica não podem mais ser desprezadas, as aproximações considerando os elétrons individualmente para determinar os orbitais - aproximação do campo central - não são mais válidas , e os efeitos de acoplamento spin-órbita redistribuem os níveis de energia e, portanto, as subcamadas eletrônicas . Conclui-se que a distribuição dos elétrons ao redor do núcleo se torna difícil de modelar para esses elementos e que suas propriedades químicas podem ser mais difíceis de prever.
Embora as propriedades físicas e químicas de todos os elementos até o hassium 108 Hs sejam bem conhecidas, apenas dois elementos com número atômico superior a 108 foram objeto de estudos experimentais: copernicium 112 Cn e flerovium 114 Fl; portanto, muito pouca informação está disponível sobre as propriedades físicas e químicas de outros elementos com número atômico maior que 108.
O copernicium 112 Cn, cujas propriedades químicas têm sido particularmente estudadas, mostrou-se uma contraparte mais volátil do mercúrio e, portanto, estende-se bem ao grupo 12 . Pode, portanto, ser classificado entre os metais pobres como o mercúrio, mas também parece atender à definição IUPAC para os elementos de transição , ou seja, "um elemento químico cujos átomos têm uma sub-camada. Elétron d incompleto, ou que pode forma cátions dos quais o sub-escudo eletrônico d está incompleto "devido a efeitos relativísticos que estabilizam o sub-escudo eletrônico s em detrimento do sub-escudo d : o cátion Cn 2+ teria, portanto, a configuração eletrônica [Rn] 5f 14 6d 8 7s 2 . Copernicium também tem certas propriedades que o aproximam de gases nobres e pode, além disso, ser gasoso.
Flerovium, por sua vez, tem propriedades ambíguas: mais metal do que gás nobre, ao contrário do que os primeiros resultados obtidos em 2008 sugeriam, também seria volátil, mas mais reativo que o copernício, e poderia pertencer, como ele, a um novo família correspondente a "metais voláteis", intermediários entre metais e gases nobres do ponto de vista de suas propriedades de adsorção no ouro ; na medida em que se revela quimicamente semelhante ao chumbo, pode ser visto como um metal pobre , mas não pode ser estritamente classificado em uma família de elementos no estado atual de nosso conhecimento.
As propriedades do oganesson 118 Og, o qual deve ser um gás nobre sob o seu posicionamento na parte inferior do 18 th coluna da tabela, não foi estudada experimentalmente; a modelagem sugere que talvez pudesse ser um semicondutor sólido com propriedades que lembram metalóides .
Os elementos químicos são identificados na tabela periódica pelo seu número atômico , que representa o número de prótons contidos em seu núcleo , mas pode haver vários átomos diferentes para o mesmo elemento químico, diferindo uns dos outros pelo número de nêutrons em seu núcleo. . Como esses átomos ocupam o mesmo quadrado na tabela periódica, eles são considerados isótopos - com uma etimologia do grego antigo ἴσος τόπος que significa " no mesmo lugar ".
Os isótopos de um elemento geralmente têm exatamente as mesmas propriedades químicas porque sua configuração eletrônica é a mesma. Mas sendo a massa do núcleo diferente, observamos um efeito isotópico que é tanto mais pronunciado quanto o átomo é luz. Este é particularmente o caso do lítio 3 Li, hélio 2 He (do ponto de vista de suas propriedades físicas) e especialmente do hidrogênio 1 H.
O isótopo 2 H ( deutério ) do hidrogênio é suficientemente diferente do isótopo 1 H ( prótio ) que a IUPAC admite - mas não o recomenda - o uso de um símbolo químico específico do deutério (D) distinto daquele do hidrogênio (H) .
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||
1 | H | ei | |||||||||||||||||
2 | Li | Ser | B | VS | NÃO | O | F | Nascer | |||||||||||
3 | N / D | Mg | Al | sim | P | S | Cl | Ar | |||||||||||
4 | K | Naquela | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ou | Cu | Zn | Ga | Ge | Ás | Se | Br | Kr | |
5 | Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | Em | Sn | Sb | Você | eu | Xe | |
6 | Cs | BA |
* |
Ler | Hf | Sua | C | D | Osso | Ir | Pt | No | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | No | Rn |
7 | Fr | Ra |
* * |
Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | |||||||||||||||||||
* |
O | este | Pr | WL | PM | Sm | Teve | D'us | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | |||||
* * |
Ac | º | Pa | você | Np | Poderia | Sou | Cm | Bk | Cf | É | Fm | Md | Não | |||||
Pb | Pelo menos um isótopo deste elemento é estável | ||||||||||||||||||
Cm | Um isótopo tem um período de pelo menos 4 milhões de anos | ||||||||||||||||||
Cf | Um isótopo tem meia-vida de pelo menos 800 anos | ||||||||||||||||||
Md | Um isótopo tem meia-vida de pelo menos 1 dia | ||||||||||||||||||
Bh | Um isótopo tem meia-vida de pelo menos 1 minuto | ||||||||||||||||||
Og | Todos os isótopos conhecidos têm meia-vida de menos de 1 minuto |
80 dos 118 elementos da tabela periódica padrão têm pelo menos um isótopo estável : são todos os elementos com número atômico entre 1 ( hidrogênio ) e 82 ( chumbo ), exceto tecnécio 43 Tc e promécio 61 Pm, que são radioativos .
Do bismuto 83 Bi, todos os isótopos dos elementos conhecidos são radioativos. O isótopo 209 Bi, portanto, tem meia-vida de um bilhão de vezes a idade do universo . Quando o período ultrapassa quatro milhões de anos, a radioatividade produzida por esses isótopos torna-se desprezível e apresenta no curto prazo um risco para a saúde muito baixo: é o caso do urânio 238 , por exemplo , cuja meia-vida é de quase 4,5 bilhões de anos e cuja toxicidade é sobretudo química, em particular através de compostos solúveis como UF 6, UO 2 F 2, UO 2 Cl 2, UO 2 (NO 3 ) 2, UF 4, UCl 4, UO 3, alguns compostos pouco solúveis, como UO 2e U 3 O 8sendo radiotóxico .
Além de Z = 110 ( darmstádio 281 Ds), todos os isótopos dos elementos têm meia-vida de menos de 30 segundos e menos de um décimo de segundo do elemento 115 (moscovium 288 Mc).
O modelo em camadas da estrutura nuclear permite dar conta da maior ou menor estabilidade dos núcleos atômicos de acordo com sua composição em núcleons ( prótons e nêutrons ). Em particular, “ números mágicos ” de núcleons, conferindo uma estabilidade particular aos átomos que os compõem, foram observados experimentalmente e explicados por este modelo. O chumbo 208 , que é o mais pesado dos núcleos estáveis existentes, é composto pelo número mágico de 82 prótons e 126 nêutrons do número mágico.
Algumas teorias extrapolam esses resultados ao prever a existência de uma ilha de estabilidade entre os nuclídeos superpesados, para um “número mágico” de 184 nêutrons e - dependendo das teorias e modelos - 114 , 120 , 122 ou 126 prótons; uma abordagem mais moderna mostra, no entanto, por cálculos baseados no efeito de tunelamento , que, embora tais núcleos duplamente mágicos sejam provavelmente estáveis do ponto de vista da fissão espontânea , eles devem, no entanto, sofrer decaimentos α com meia-vida de alguns. microssegundos, enquanto uma ilha de relativa estabilidade poderia existir em torno do darmstádio 293, correspondendo a nuclídeos definidos por Z entre 104 e 116 e N entre 176 e 186: esses elementos poderiam ter isótopos com meias-vidas radioativas da ordem do minuto.
Não se sabe quantos prótons e elétrons um único átomo pode conter. O limite da prática de observabilidade é geralmente estimado em mais de Z = 130 , uma vez que a existência de átomos superpesados colide com o limite de estabilidade dos núcleos . Isso coloca o final da tabela periódica logo após um dos valores sugeridos para a última ilha de estabilidade , neste caso centrada em torno de Z = 126 .
Richard Feynman observado em 1948 que uma interpretação simples dos semi- relativistas equação de Dirac conduz a uma impossibilidade para representar orbitais quando o número atómico é Z> 1 / α ≈ 137 , onde α é a constante de estrutura fina : esses átomos não poderia ter um elétron estável orbital para mais de 137 elétrons , o que tornaria impossível a existência de átomos eletricamente neutros além de 137 prótons; o elemento 137 às vezes apelidou de "feynmanium". O modelo de Bohr também fornece uma velocidade maior do que a da luz para os elétrons da subcamada 1s no caso em que Z> 137 . Um estudo mais aprofundado, levando em consideração em particular o tamanho diferente de zero do núcleo, mostra, no entanto, que o número crítico de prótons para os quais a energia da ligação elétron - núcleo torna-se maior que 2 m 0 c 2 , onde m 0 representa a massa em repouso de um elétron ou pósitron , vale Z crit ≈ 173 : neste caso, se a subcamada 1s não estiver cheia, o campo eletrostático do núcleo cria ali um par elétron-pósitron, portanto l emissão de um pósitron; se este resultado não descarta completamente a possibilidade de um dia observar átomos compreendendo mais de 173 prótons, ele destaca um fator adicional de instabilidade relativo a eles.
Além dos sete períodos padrão, um oitavo período é previsto para classificar os átomos - até agora não observados - com mais de 118 prótons. Este oitavo período seria o primeiro a ter elementos do bloco g , caracterizado no estado fundamental por elétrons em um orbital g. No entanto, tendo em conta os limites sobre a frequência do bordo da mesa - efeitos relativistas sobre os electrões muito grandes átomos - que significativa em seguida tornar-se o último terço da 7 th período , é improvável que a configuração electrónica de tais átomos de obedecer às regras observada ao longo dos primeiros seis períodos. É particularmente difícil estabelecer o número de elementos contidos neste bloco g : a regra de Klechkowski prevê 18, mas o método Hartree-Fock prevê 22.
A tabela periódica estendida ao oitavo período com 22 elementos no bloco g poderia, assim, ter o seguinte aspecto:
1 | H | ei | |||||||||||||||||||||||||||||||
2 | Li | Ser | B | VS | NÃO | O | F | Nascer | |||||||||||||||||||||||||
3 | N / D | Mg | Al | sim | P | S | Cl | Ar | |||||||||||||||||||||||||
4 | K | Naquela | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ou | Cu | Zn | Ga | Ge | Ás | Se | Br | Kr | |||||||||||||||
5 | Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | Em | Sn | Sb | Você | eu | Xe | |||||||||||||||
6 | Cs | BA | O | este | Pr | WL | PM | Sm | Teve | D'us | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Ler | Hf | Sua | C | D | Osso | Ir | Pt | No | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | No | Rn | |
7 | Fr | Ra | Ac | º | Pa | você | Np | Poderia | Sou | Cm | Bk | Cf | É | Fm | Md | Não | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og | |
8 | 119 | 120 | * | 143 | 144 | 145 | 146 | 147 | 148 | 149 | 150 | 151 | 152 | 153 | 154 | 155 | 156 | 157 | 158 | 159 | 160 | 161 | 162 | 163 | 164 | 165 | 166 | 167 | 168 | 169 | 170 | 171 | 172 |
↓ | |||||||||||||||||||||||||||||||||
* | 121 | 122 | 123 | 124 | 125 | 126 | 127 | 128 | 129 | 130 | 131 | 132 | 133 | 134 | 135 | 136 | 137 | 138 | 139 | 140 | 141 | 142 |
Um nono período é às vezes mencionado, mas, dada a incerteza real sobre a possibilidade de mais futuros observarem dez novas características do oitavo período, todos os elementos do número atômico maior que 130 caem a priori de pura extrapolação matemática. Observe que uma variante da tabela acima, proposta por Fricke et al. em 1971 e revisado por Pekka Pyykkö em 2011, distribui os mesmos 172 elementos em 9 períodos, e não em 8, distribuindo-os não periodicamente: os elementos 139 e 140 são colocados entre os elementos 164 e 169 , no bloco p e não no bloquear g , enquanto que os elementos 165 a 168 são colocadas sobre um 9 th período nos blocos s e p.
Desde a primeira tentativa de classificar elementos químicos por Antoine Lavoisier em 1789 até a tabela periódica de Glenn Seaborg que usamos hoje, muitos cientistas, de diferentes origens - e às vezes disciplinas - cada um trouxe sua própria contribuição, ao longo de um período de quase dois séculos.
Foi em 1789 que o químico francês Antoine Lavoisier publicou em Paris seu Traite elementaire de chimie, apresentado em uma nova ordem e de acordo com as descobertas modernas . Esta obra de dois volumes lançou as bases da química moderna, em que faz o balanço do conhecimento da tarde XVIII th século nesta disciplina. Ele especifica em particular o conceito de elemento químico como uma substância simples que não pode ser decomposta em outras substâncias, tendo como corolário a lei fundamental de conservação da massa de cada uma dessas substâncias simples durante as reações químicas. Ele também mencionou que muitas substâncias consideradas simples no passado acabaram por ser compostos químicos (por exemplo, óleo e sal marinho), e disse que espera que isso seja considerado em breve. A terra (ou seja, certos minerais) como substâncias compostas de novos elementos.
Publicou nesta obra um quadro-síntese das "substâncias" consideradas na sua época como elementos químicos, tendo o cuidado de estabelecer uma equivalência com o vocabulário herdado dos alquimistas para eliminar qualquer ambigüidade. Esta tabela, que se pretendia exaustiva e uma ferramenta de referência, assim mencionada, entre os elementos químicos, luz e fogo, ainda considerados naquela época como princípios "químicos", embora o próprio Lavoisier invalidasse a teoria do flogisto :
Novos nomes | Combinando nomes antigos | |
Substâncias simples que pertencem aos três reinos e que podem ser consideradas como os elementos dos corpos |
Luz | |
Calórico |
Calor
|
|
Oxigênio |
Air deflogised
|
|
Azoto |
Phlogistique gas
|
|
Hidrogênio |
|
|
Substâncias não metálicas simples que podem ser oxidadas e acidificadas |
Enxofre | |
Fósforo | ||
Carbono | Carvão puro | |
Radical muriático | Desconhecido | |
Radical flúor | Desconhecido | |
Radical borácico | Desconhecido | |
Substâncias metálicas simples que podem ser oxidadas e acidificadas |
Antimônio | |
Prata | ||
Arsênico | ||
Bismuto | ||
Cobalto | ||
Cobre | ||
Lata | ||
Ferro | ||
Manganês | ||
Mercúrio | ||
Molibdênio | ||
Níquel | ||
Ouro | ||
Platina | ||
Liderar | ||
Tungstênio | ||
Zinco | ||
Substâncias terrosas salificáveis simples |
Lima |
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Magnésia |
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Barite |
Barote |
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Alumina |
Argila
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Sílica |
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" Tabela de substâncias simples " publicada por Antoine Lavoisier em 1789. |
Os elementos químicos são classificados em quatro famílias:
O cloro é designado como " radical muriático " porque Lavoisier acreditava que todos os ácidos eram oxoácidos - o nome oxigênio significa etimologicamente "formador de ácido" - e, portanto, buscou o "radical" que o oxigênio teria tornado ácido - o ácido muriático se referia ao ácido clorídrico , que no entanto não contém oxigênio.
Esta classificação tem acima de tudo o mérito de esclarecer certas noções fundamentais, mas ainda não revela nenhuma periodicidade das propriedades dos elementos classificados: os metais são, portanto, listados de forma bastante simples em ordem alfabética em francês.
A primeira tentativa de classificação moderna de elementos químicos vai para o químico alemão Johann Wolfgang Döbereiner que, em 1817, notou que a massa atômica do estrôncio (88) era igual à média aritmética das massas atômicas do cálcio (40) e do bário ( 137), que têm propriedades químicas semelhantes (hoje são classificados como metais alcalino-terrosos ). Em 1829, ele descobriu duas outras "tríades" desse tipo: a dos halogênios (a massa atômica do bromo (80) sendo igual à média aritmética (81) das do cloro (35,5) e do iodo. (127) ) e dos metais alcalinos (sendo a massa atômica do sódio (23) igual à média aritmética do lítio (7) e do potássio (39)).
Outros químicos identificaram outros conjuntos de elementos, e Leopold Gmelin publicou em 1843 a primeira edição de seu Handbuch der Chemie , que mencionava tríades, bem como três "tétrades" e um "pentade" - nitrogênio , fósforo , arsênico. , Antimônio e bismuto , que conhecemos hoje como os elementos do grupo 15 da tabela periódica .
Em 1859, o químico francês Jean-Baptiste Dumas generalizou as tríades de Döbereiner estendendo-as em tétrades incluindo os elementos mais leves, não mais definidos pelos meios aritméticos, mas por uma progressão semelhante de uma tétrade a outra, por exemplo:
Embora aparentemente semelhante à de Döbereiner, a abordagem de Dumas foi potencialmente muito mais frutífera porque era aplicável em um número muito maior de elementos: enquanto as progressões aritméticas são restritas a alguns grupos de elementos, o incremento observado por Dumas entre elementos sucessivos com propriedades semelhantes medem com precisão a duração do período entre esses dois elementos - um incremento de cerca de 16 entre os primeiros dois elementos de um tétrade, depois um incremento de cerca de 48 entre o segundo e o terceiro elementos e, a seguir, entre o terceiro e o quarto elementos.
O primeiro a notar a periodicidade das propriedades químicas dos elementos foi o geólogo francês Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois quando em 1862 classificou os elementos químicos então conhecidos de acordo com sua massa atômica determinada em 1858 pelo químico italiano Stanislao Cannizzaro . Ele normalizou a massa atômica de todos os elementos tomando a do oxigênio igual a 16, e, considerando que "as propriedades dos elementos são as propriedades dos números" organizou os elementos químicos em uma espiral em um cilindro dividido em dezesseis partes, a partir de então que os elementos com propriedades semelhantes aparecem um acima do outro.
Chancourtois então notou que certas "tríades" foram encontradas precisamente alinhadas nesta representação, assim como a tétrade oxigênio - enxofre - selênio - telúrio , que também passou a ter massas atômicas aproximadamente múltiplos de dezesseis (respectivamente 16, 32, 79 e 128) . Esta é a razão pela qual ele chamou essa representação de "parafuso telúrico" em referência ao telúrio. Foi o primeiro esboço da tabela periódica dos elementos. Isso, no entanto, não chamou a atenção da comunidade científica, porque Chancourtois não era químico e havia usado termos pertencentes ao campo da geoquímica na publicação que enviara à Academia de Ciências , que foi posteriormente editada sem seu esclarecimento diagramas, que tornavam o texto obscuro.
Conceitualmente, este foi um grande passo em frente, mas do ponto de vista prático Chancourtois não havia identificado o período correto para os elementos mais pesados, de modo que em sua representação uma mesma coluna incluía boro , alumínio e níquel , o que é correto para os dois primeiros, mas totalmente errado do ponto de vista químico para o terceiro.
No processo, o químico inglês John Alexander Reina Newlands publicou em 1863 uma classificação periódica que teve um impacto mais forte (embora tardia, e a posteriori ), por ter organizado os primeiros elementos então conhecidos pelo aumento da massa atômica - mais precisamente, pelo aumento massa equivalente - em uma tabela com sete linhas, organizando-os de modo que suas propriedades químicas sejam semelhantes por linhas, sem hesitar em colocar dois elementos na mesma caixa, se necessário, para evitar deixar caixas em branco em outro lugar.
Ao fazer isso, ele identificou uma nova tríade, cujas extremidades eram silício e estanho , e cujo elemento do meio ainda estava para ser descoberto: ele previu assim a existência do germânio , atribuindo-lhe uma massa atômica de cerca de 73. Mas a grande fraqueza de o seu trabalho foi não ter deixado uma caixinha vazia na sua mesa para acomodar o futuro germânio em particular: na verdade, procurou sobretudo classificar os elementos conhecidos numa tabela completa sem procurar uma classificação mais ampla tendo em conta os elementos possíveis a serem descobertos. , que ele havia previsto. Além disso, como Chancourtois, ele tinha um problema com a periodicidade, porque se os elementos leves conhecidos na época realmente tivessem uma periodicidade química a cada sete elementos, isso deixaria de ser válido além do cálcio , e a tabela de Newlands fica então inoperante:
EU. | II. | III. | 4. | V. | VI. | VII. | VIII. | |
1 | H | F | Cl | Co & Ni | Br | Pd | eu | Pt & Ir |
2 | Li | N / D | K | Cu | Rb | Ag | Cs | Tl |
3 | Ser | Mg | Naquela | Zn | Sr | CD | Ba & V | Pb |
4 | B | Al | Cr | Y | Este e o | você | Sua | º |
5 | VS | sim | Ti | Em | Zr | Sn | C | Hg |
6 | NÃO | P | Mn | Ás | Di & Mo | Sb | Nb | Bi |
7 | O | S | Fe | Se | Rh & Ru | Você | No | Osso |
Pintura de John Newlands ilustrando a "lei das oitavas", 1865. |
A demonstração de uma periodicidade global até o cálcio foi, no entanto, um grande avanço, e Newlands apresentou essa classificação chamando-a de "lei das oitavas" por analogia com as sete notas musicais, mas este trabalho não foi bem recebido por seus pares no London Chemical A sociedade, que muitas vezes o ridicularizou e obstruiu sua publicação; Foi somente após a publicação do trabalho de Dmitry Mendeleev que a qualidade dessa análise foi reconhecida.
O químico inglês William Odling - secretário da London Chemical Society e, portanto, rival de Newlands - também trabalhava, na década de 1860, em uma tabela periódica de elementos químicos notavelmente próxima daquela que Mendeleev publicaria em 1869. Foi organizada em períodos verticais com caixas vazias para elementos ausentes e colocados - ao contrário da primeira tabela de Mendeleev - platina , mercúrio , tálio e chumbo nos grupos corretos . Sua ação negativa contra Newlands, no entanto, manchou definitivamente a fama de Odling, e sua contribuição para o desenvolvimento da tabela periódica dos elementos é em grande parte desconhecida hoje.
A contribuição do químico alemão Lothar Meyer dificilmente é melhor reconhecida do que a de Odling, pois suas obras seminais foram publicadas depois das de Mendeleev, quando eram em sua maioria anteriores. Assim, ele publicou uma primeira versão de sua classificação de elementos em 1864 e, em seguida, finalizou em 1868 uma segunda versão mais completa, que não foi totalmente publicada até sua morte em 1895.
A primeira tabela de Meyer consistia em vinte e oito elementos classificados em seis famílias definidas por sua valência : foi um grande passo em direção à forma moderna da tabela periódica, organizada em grupos dependendo da configuração eletrônica dos elementos, ela mesma diretamente em relação a seus valência; entretanto, ainda não era a mesma mesa que é hoje, pois os elementos sempre foram arranjados por aumento da massa atômica. A segunda pintura de Meyer, que ampliou e corrigiu a primeira, foi publicada em 1870, poucos meses depois da de Mendeleïev, cujo impacto na comunidade científica ele reforçou ao trazer para as teses do químico russo, ainda muito disputado, o apoio de independentes trabalhar. A grande força desse trabalho residia nos períodos de duração variável, com um arranjo dos elementos que permitia evitar os agrupamentos desfavoráveis de Newlands, como o ferro , o ouro e certos elementos do grupo da platina entre o oxigênio , o enxofre e outros elementos do grupo 16 :
EU. | II. | III. | 4. | V. | VI. | VII. | VIII. | IX. |
B = 11,0 | Al = 27,3 | ? | ? In = 113,4 | Tl = 202,7 | ||||
? | ? | ? | ||||||
C = 11,97 | If = 28 | ? | Sn = 117,8 | Pb = 206,4 | ||||
Ti = 48 | Zr = 89,7 | ? | ||||||
N = 14,01 | P = 30,9 | Ace = 74,9 | Sb = 122,1 | Bi = 207,9 | ||||
V = 51,2 | Nb = 93,7 | Ta = 182,2 | ||||||
O = 15,96 | S = 31,98 | Se = 78 | Te = 128? | ? | ||||
Cr = 54,4 | Mo = 95,6 | W = 183,5 | ||||||
? | F = 19,1 | Cl = 35,38 | Br = 79,75 | I = 126,5 | ? | |||
Mn = 54,8 | Ru = 103,5 | Osso = 198,6 | ||||||
Fe = 55,9 | Rh = 104,1 | Ir = 196,7 | ||||||
Co = Ni = 58,6 | Pd = 106,2 | Pt = 196,7 | ||||||
Li = 7,01 | Na = 22,99 | K = 39,04 | Rb = 85,2 | Cs = 132,7 | ? | |||
Cu = 63,3 | Ag = 107,66 | Au = 196,2 | ||||||
? Be = 9,3 | Mg = 23,9 | Ca = 39,9 | Sr = 87,0 | Ba = 136,8 | ? | |||
Zn = 64,9 | Cd = 116,6 | Hg = 199,8 | ||||||
Tabela Periódica dos Elementos Químicos de Julius Lothar Meyer , publicada em 1870. |
Meyer também notou que se traçarmos uma curva representando a massa atômica na abcissa e o volume atômico de cada elemento na ordenada , essa curva apresenta uma série de máximos e mínimos periódicos, sendo os máximos correspondentes aos elementos mais eletropositivos .
Apesar da real qualidade do trabalho de seus contemporâneos, é de fato ao químico russo Dmitri Mendeleïev que devemos a primeira tabela periódica dos elementos que se aproximam da que usamos hoje, não apenas em sua forma, mas principalmente pela visão que acompanha isto. Ao contrário de seus predecessores, Mendeleev formulou explicitamente como sua pintura constituiu uma ferramenta para a análise teórica das propriedades da matéria:
O avanço foi significativo:
O trabalho de Mendeleev foi recebido com ceticismo por seus pares, mas a publicação subsequente de vários resultados semelhantes independentemente obtidos (os de John Newlands e Lothar Meyer em particular) mudou o consenso em favor dessa nova visão dos elementos químicos .
Foi por querer medir com precisão a massa atômica do oxigênio e do nitrogênio em comparação com a do hidrogênio que John William Strutt Rayleigh notou uma discrepância entre a massa atômica do nitrogênio produzida a partir da amônia e a do nitrogênio separado do ar atmosférico, ligeiramente mais pesado. Empregando uma metodologia rigorosa, William Ramsay conseguiu em 1894 isolar o argônio do "nitrogênio" atmosférico e explicou a aparente anomalia da massa atômica do nitrogênio atmosférico ao determinar a massa atômica desse novo elemento, para o qual nada foi previsto na pintura de Mendeleev. Sua natureza gasosa e inércia química o tornavam até então invisível para os químicos.
A massa atômica do argônio (um pouco menos de 40) é muito próxima à do cálcio (um pouco mais de 40) e, portanto, maior que a do potássio (39,1), o que trouxe alguns problemas de classificação, pois parecia haver "mais quarto "na tabela periódica entre cloro e potássio do que entre potássio e cálcio. As coisas complicaram-se ainda mais quando Ramsay e Morris Travers descobriram o néon em 1898, materializando-se, com o hélio (descoberto em 1868 pelo astrônomo francês Jules Janssen e o inglês Joseph Norman Lockyer ), o novo grupo de gases raros (ou gases nobres ), denominado “Grupo 0”: a massa atômica do neônio (20,2) foi exatamente intermediária entre as do flúor (19) e do sódio (23). Assim, gases raros pareciam posicionar-se às vezes entre um metal alcalino e um metal alcalino-terroso , às vezes entre um halogênio e um metal alcalino .
Depois da descoberta do elétron e dos isótopos pelo inglês Joseph John Thomson - que acompanhou os primórdios da física atômica com os trabalhos do alemão Max Planck , do neozelandês Ernest Rutherford e do dinamarquês Niels Bohr - a pesquisa do físico inglês Henry Moseley sobre a correlação entre a carga do núcleo atômico e o espectro de raios-X dos átomos resultou em 1913 na classificação tanto por elementos químicos em crescimento atômico , quanto por número atômico crescente. Foi um grande desenvolvimento, que resolveu todas as inconsistências decorrentes da classificação pela massa atômica, que se tornaram problemáticas desde o trabalho de sistematização de Dmitry Mendeleev .
O argônio foi então colocado entre o cloro e o potássio , e não entre o potássio e o cálcio , enquanto o cobalto foi claramente posicionado antes do níquel, embora seja um pouco mais pesado. Ele confirmou que o telúrio deve ser colocado antes do iodo, sem a necessidade de revisar sua massa atômica , ao contrário do que Mendeleev havia sugerido. Ele também notou que os elementos de número atômico 43 e 61 estavam faltando: o elemento 43 já havia sido previsto por Mendeleïev como eka-manganês (este é o tecnécio , radioativo, sintetizado em 1937), mas o elemento 61 era novo - este é o promécio , também radioativo, isolado em 1947:
O | eu | II | III | 4 | V | VI | VII | VIII | |||||||||
PARA | B | PARA | B | PARA | B | PARA | B | PARA | B | PARA | B | PARA | B | ||||
1 hora |
|||||||||||||||||
2 ele |
3 Li |
4 Be |
5 B |
6 C |
7 N |
8 O |
9 F |
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10 fazer |
11 Na |
12 mg |
13 Al |
14 se |
15 P |
16 S |
17 Cl |
||||||||||
18 Ar |
19 K |
29 Cu |
20 Ca |
30 Zn |
21 Sc |
31 Ga |
22 Ti |
32 ge |
23 V |
33 Ace |
24 Cr |
34 Se |
25 Mn |
35 Br |
26 Fe |
27 Co |
28 Ni |
36 Kr |
37 Rb |
47 Ag |
38 Sr |
48 CDs |
39 Y |
49 dentro |
40 Zr |
50 Sn |
41 Nb |
51 Sb |
42 MB |
52 Te |
(43) |
53 I |
44 Ru |
45 Rh |
46 Pd |
54 Xe |
55 Cs |
79 para |
56 Ba |
80 Hg |
57-71 Ln |
81 Tl |
72 Hf |
82 Pb |
73 Seu |
83 Bi |
74 W |
84 Po |
75 Re |
(85) |
76 ossos |
77 Ir |
78 pt |
86 Rn |
(87) |
88 Ra |
89 Ac |
90 th |
91 Pa |
92 U |
|||||||||||
57 o |
58 este |
59 Pr |
60 kt |
(61) |
62 Sm |
63 eu |
64 Gd |
65 Tb |
66 Dy |
67 Ho |
68 Er |
69 Tm |
70 Yb |
71 ler |
|||
Estrutura da Tabela Periódica dos Elementos publicada em 1913 por Henry Moseley . |
Esta pintura, inspirada diretamente na de John Newlands , foi o passo que conduziu ao layout contemporâneo. Em particular, o grupo de numeração com números romanos I a VIII , o qual data de volta em Newlands, e as letras A e B, introduzida por Moseley , ainda foram amplamente usadas no final da XX th século:
AI | II A | III B | IV B | VB | VI B | VII B | VIII | IB | II B | III A | IV A | VAI | ATRAVÉS DA | VII A | O | ||
1 hora |
2 ele |
||||||||||||||||
3 Li |
4 Be |
5 B |
6 C |
7 N |
8 O |
9 F |
10 fazer |
||||||||||
11 Na |
12 mg |
13 Al |
14 se |
15 P |
16 S |
17 Cl |
18 Ar |
||||||||||
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 Ace |
34 Se |
35 Br |
36 Kr |
37 Rb |
38 Sr |
39 Y |
40 Zr |
41 Nb |
42 MB |
(43) |
44 Ru |
45 Rh |
46 Pd |
47 Ag |
48 CDs |
49 dentro |
50 Sn |
51 Sb |
52 Te |
53 I |
54 Xe |
55 Cs |
56 Ba |
57-71 Ln |
72 Hf |
73 Seu |
74 W |
75 Re |
76 ossos |
77 Ir |
78 pt |
79 para |
80 Hg |
81 Tl |
82 Pb |
83 Bi |
84 Po |
(85) |
86 Rn |
(87) |
88 Ra |
89 Ac |
90 th |
91 Pa |
92 U |
(93) |
(94) |
(95) |
(96) |
(97) |
(98) |
(99) |
|||||
57 o |
58 este |
59 Pr |
60 kt |
(61) |
62 Sm |
63 eu |
64 Gd |
65 Tb |
66 Dy |
67 Ho |
68 Er |
69 Tm |
70 Yb |
71 ler |
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Tabela periódica nos anos 1920-1930, seguindo a obra de Henry Moseley . |
Era idêntica à tabela atual, exceto pelo sétimo período .
O físico americano Glenn Theodore Seaborg contribuiu em 1942 para o projeto Manhattan na equipe do físico italiano Enrico Fermi . Ele foi o responsável por isolar o plutônio - que ele mesmo sintetizou e caracterizou porFevereiro de 1941- a matriz de urânio em que foi formada. Foi durante este trabalho que desenvolveu um conhecimento aprofundado da química particular destes elementos. Assim, ele estabeleceu que a posição deles na tabela periódica (o urânio era então colocado sob o tungstênio e o plutônio sob o ósmio ) não levava em conta suas propriedades.
Em 1944, conseguiu sintetizar e caracterizar amerício e cúrio (elementos 95 e 96), o que lhe permitiu formalizar o conceito de actinídeos , ou seja, de uma nova família com propriedades específicas e formada pelos elementos 89 a 103 , localizados em os lantanídeos na tabela periódica, que assim assumiu sua configuração atual. Seaborg também conjecturou a existência de superactinídeos , agrupando os elementos 121 a 153 e localizados abaixo dos actinídeos.
A tabela periódica usada hoje é aquela redesenhada em 1944 por Seaborg.
Inúmeras apresentações alternativas de tabela periódica têm sido propostos ao longo do XX ° século , e apresentações gráficas inovadoras são regularmente oferecidos ainda. Um dos mais antigos e mais simples é a de um auto-didata francês também desconhecido, Charles Janet , que deu seu nome a uma disposição da tabela elaborada no início do XX ° século e recentemente redescoberto pelos anglo-saxões, em que é bastante bem conhecido para os especialistas no assunto (sob os nomes de Janet Forma ou da esquerda Passo Tabela periódica ) porque ocupa os elementos químicos durante períodos cada uma definida por um determinado valor de n + ℓ (onde n é o quântico principal número e ℓ o número quântico azimutal ), tendo a dupla mérito de permanecer familiar e de organizar os elementos na ordem natural dos blocos (da direita para a esquerda), ao contrário da mesa de sempre:
f 1 | f 2 | f 3 | f 4 | f 5 | f 6 | f 7 | f 8 | f 9 | f 10 | f 11 | f 12 | f 13 | f 14 | d 1 | d 2 | d 3 | d 4 | d 5 | d 6 | d 7 | d 8 | d 9 | d 10 | p 1 | p 2 | p 3 | p 4 | p 5 | p 6 | s 1 | s 2 |
H | ei | ||||||||||||||||||||||||||||||
Li | Ser | ||||||||||||||||||||||||||||||
B | VS | NÃO | O | F | Nascer | N / D | Mg | ||||||||||||||||||||||||
Al | sim | P | S | Cl | Ar | K | Naquela | ||||||||||||||||||||||||
Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ou | Cu | Zn | Ga | Ge | Ás | Se | Br | Kr | Rb | Sr | ||||||||||||||
Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | Em | Sn | Sb | Você | eu | Xe | Cs | BA | ||||||||||||||
O | este | Pr | WL | PM | Sm | Teve | D'us | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Ler | Hf | Sua | C | D | Osso | Ir | Pt | No | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | No | Rn | Fr | Ra |
Ac | º | Pa | você | Np | Poderia | Sou | Cm | Bk | Cf | É | Fm | Md | Não | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og | 119 | 120 |
Tabela periódica atual organizada como Charles Janet . |
Outra representação é a de Theodor Benfey, datada de 1960, cujo objetivo era remediar as descontinuidades da pintura padrão com o auxílio de uma representação em espiral:
Muitos modelos tridimensionais também foram propostos a fim de enriquecer a representação dos elementos com várias informações específicas.
Outra representação foi proposta por Timmothy Stowe, em losangos por níveis de preenchimento: ver tabela radial de elementos químicos .
A tabela de Mendeleev foi adaptada para representar outros dados físicos de elementos e foi aplicada para visualizar elementos totalmente diferentes.
Até a década de 1970, a indústria usava menos de vinte metais . Desde a década de 2000, acompanhando o desenvolvimento de produtos eletrônicos , tecnologias de informação e comunicação , aeronáutica , aliada à inovação técnica na busca por performance e rendimentos, explodiu a demanda por novos metais “high tech”, que hoje envolvem cerca de 60 metais. Praticamente todos os elementos da tabela são usados para o nº 92 (urânio). As reservas da maioria dos metais no nível de produção de 2008 variam de 20 a 100 anos.
" Elemento de transição: um elemento cujo átomo tem uma sub-camada d incompleta, ou que pode dar origem a cátions com uma sub-camada d incompleta." "