Elemento químico

En química, un elemento es una sustancia pura que consta únicamente de átomos que tienen todos el mismo número de protones en sus núcleos. A diferencia de los compuestos químicos, los elementos químicos no pueden descomponerse en sustancias más simples mediante ninguna reacción química. El número de protones en el núcleo es la propiedad que define a un elemento y se conoce como su número atómico (representado por el símbolo Z ): todos los átomos con el mismo número atómico son átomos del mismo elemento.Toda la materia bariónica del universo está compuesta de elementos químicos. Cuando diferentes elementos experimentan reacciones químicas, los átomos se reorganizan en nuevos compuestos que se mantienen unidos por enlaces químicos. Solo una minoría de elementos, como la plata y el oro, se encuentran sin combinar como elementos minerales nativos relativamente puros. Casi todos los demás elementos naturales se encuentran en la Tierra como compuestos o mezclas. El aire es principalmente una mezcla de los elementos nitrógeno, oxígeno y argón, aunque contiene compuestos que incluyen dióxido de carbono y agua.

La historia del descubrimiento y uso de los elementos comenzó con las sociedades humanas primitivas que descubrieron minerales nativos como el carbono, el azufre, el cobre y el oro (aunque el concepto de elemento químico aún no se entendía). Los intentos de clasificar materiales como estos dieron como resultado los conceptos de elementos clásicos, alquimia y varias teorías similares a lo largo de la historia humana. Gran parte de la comprensión moderna de los elementos se desarrolló a partir del trabajo de Dmitri Mendeleev, un químico ruso que publicó la primera tabla periódica reconocible en 1869. Esta tabla organiza los elementos aumentando el número atómico en filas ("períodos") en las que las columnas (" grupos") comparten propiedades físicas y químicas recurrentes ("periódicas"). La tabla periódica resume varias propiedades de los elementos,

Para noviembre de 2016, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada había reconocido un total de 118 elementos. Los primeros 94 ocurren naturalmente en la Tierra y los 24 restantes son elementos sintéticos producidos en reacciones nucleares. Excepto por los elementos radiactivos inestables (radionúclidos) que se descomponen rápidamente, casi todos los elementos están disponibles industrialmente en cantidades variables. El descubrimiento y la síntesis de nuevos elementos adicionales es un área de estudio científico en curso.

Descripción

Los elementos químicos más ligeros son el hidrógeno y el helio, ambos creados por nucleosíntesis del Big Bang durante los primeros 20 minutos del universo en una proporción de alrededor de 3:1 en masa (o 12:1 en número de átomos), junto con pequeñas trazas de la siguientes dos elementos, litio y berilio. Casi todos los demás elementos que se encuentran en la naturaleza fueron hechos por varios métodos naturales de nucleosíntesis. En la Tierra, pequeñas cantidades de nuevos átomos se producen naturalmente en reacciones nucleogénicas o en procesos cosmogénicos, como la espalación de rayos cósmicos. Los nuevos átomos también se producen de forma natural en la Tierra como isótopos radiogénicos hijos de los procesos de desintegración radiactiva en curso, como la desintegración alfa, la desintegración beta, la fisión espontánea, la desintegración de cúmulos y otros modos de desintegración más raros.

De los 94 elementos naturales, aquellos con números atómicos del 1 al 82 tienen cada uno al menos un isótopo estable (excepto el tecnecio, elemento 43 y el prometio, elemento 61, que no tienen isótopos estables). Los isótopos considerados estables son aquellos para los que aún no se ha observado decaimiento radiactivo. Los elementos con números atómicos del 83 al 94 son inestables hasta el punto de que se puede detectar la descomposición radiactiva de todos los isótopos. Algunos de estos elementos, en particular el bismuto (número atómico 83), el torio (número atómico 90) y el uranio (número atómico 92), tienen uno o más isótopos con vidas medias lo suficientemente largas como para sobrevivir como remanentes de la nucleosíntesis estelar explosiva que produjo los metales pesados ​​antes de la formación de nuestro Sistema Solar. A más de 1,9 × 10años, más de mil millones de veces más que la edad estimada actual del universo, el bismuto-209 (número atómico 83) tiene la vida media de desintegración alfa más larga conocida de cualquier elemento natural, y casi siempre se considera a la par con el 80 estable elementos. Los elementos más pesados ​​(aquellos más allá del plutonio, elemento 94) experimentan una desintegración radiactiva con vidas medias tan cortas que no se encuentran en la naturaleza y deben sintetizarse.

Ahora hay 118 elementos conocidos. En este contexto, "conocido" significa observado lo suficientemente bien, incluso a partir de unos pocos productos de descomposición, como para haber sido diferenciado de otros elementos. Más recientemente, la síntesis del elemento 118 (desde entonces llamado oganesson) se informó en octubre de 2006, y la síntesis del elemento 117 (tennessine) se informó en abril de 2010.De estos 118 elementos, 94 ocurren naturalmente en la Tierra. Seis de estos ocurren en cantidades traza extremas: tecnecio, número atómico 43; promethium, número 61; astato, número 85; francio, número 87; neptunio, número 93; y el plutonio, número 94. Estos 94 elementos se han detectado en el universo en general, en los espectros de las estrellas y también en las supernovas, donde los elementos radiactivos de vida corta se están formando recientemente. Los primeros 94 elementos se han detectado directamente en la Tierra como nucleidos primordiales presentes en la formación del Sistema Solar, o como productos naturales de fisión o transmutación del uranio y el torio.

Los 24 elementos más pesados ​​restantes, que no se encuentran hoy en la Tierra ni en los espectros astronómicos, se han producido artificialmente: todos son radiactivos, con vidas medias muy cortas; si algún átomo de estos elementos estuvo presente en la formación de la Tierra, es extremadamente probable, hasta el punto de certeza, que ya se hayan desintegrado, y si están presentes en las novas, han sido en cantidades demasiado pequeñas para haber sido notadas. El tecnecio fue el primer elemento supuestamente no natural sintetizado, en 1937, aunque desde entonces se han encontrado trazas de tecnecio en la naturaleza (y también es posible que el elemento se haya descubierto de forma natural en 1925). Este patrón de producción artificial y posterior descubrimiento natural se ha repetido con varios otros elementos radiactivos raros que ocurren naturalmente.

La lista de elementos está disponible por nombre, número atómico, densidad, punto de fusión, punto de ebullición y por símbolo, así como las energías de ionización de los elementos. Los nucleidos de elementos estables y radiactivos también están disponibles como una lista de nucleidos, ordenados por duración de vida media para aquellos que son inestables. Una de las presentaciones más convenientes, y ciertamente la más tradicional, de los elementos, es la tabla periódica, que agrupa elementos con propiedades químicas similares (y generalmente también estructuras electrónicas similares).

Número atómico

El número atómico de un elemento es igual al número de protones en cada átomo y define el elemento. Por ejemplo, todos los átomos de carbono contienen 6 protones en su núcleo atómico; entonces el número atómico del carbono es 6. Los átomos de carbono pueden tener diferentes números de neutrones; Los átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de neutrones se conocen como isótopos del elemento.

El número de protones en el núcleo atómico también determina su carga eléctrica, que a su vez determina el número de electrones del átomo en su estado no ionizado. Los electrones se colocan en orbitales atómicos que determinan las diversas propiedades químicas del átomo. El número de neutrones en un núcleo suele tener muy poco efecto sobre las propiedades químicas de un elemento (excepto en el caso del hidrógeno y el deuterio). Por lo tanto, todos los isótopos de carbono tienen propiedades químicas casi idénticas porque todos tienen seis protones y seis electrones, aunque los átomos de carbono pueden tener, por ejemplo, 6 u 8 neutrones. Es por eso que el número atómico, en lugar del número de masa o el peso atómico, se considera la característica de identificación de un elemento químico.

El símbolo del número atómico es Z.

Isótopos

Los isótopos son átomos del mismo elemento (es decir, con el mismo número de protones en su núcleo atómico), pero con diferente número de neutrones. Así, por ejemplo, hay tres isótopos principales de carbono. Todos los átomos de carbono tienen 6 protones en el núcleo, pero pueden tener 6, 7 u 8 neutrones. Dado que los números de masa de estos son 12, 13 y 14 respectivamente, los tres isótopos de carbono se conocen como carbono-12, carbono-13 y carbono-14, a menudo abreviados como C, C y C. Carbono en la vida cotidiana y en química es una mezcla de C (alrededor del 98,9 %), C (alrededor del 1,1 %) y alrededor de 1 átomo por trillón de C.

La mayoría de los elementos naturales (66 de 94) tienen más de un isótopo estable. Excepto por los isótopos de hidrógeno (que difieren mucho entre sí en masa relativa, lo suficiente como para causar efectos químicos), los isótopos de un elemento dado son químicamente casi indistinguibles.

Todos los elementos tienen algunos isótopos que son radiactivos (radioisótopos), aunque no todos estos radioisótopos se encuentran naturalmente. Los radioisótopos normalmente se descomponen en otros elementos al irradiar una partícula alfa o beta. Si un elemento tiene isótopos que no son radiactivos, estos se denominan isótopos "estables". Todos los isótopos estables conocidos ocurren naturalmente (ver isótopo primordial). Los numerosos radioisótopos que no se encuentran en la naturaleza se han caracterizado después de haberlos creado artificialmente. Ciertos elementos no tienen isótopos estables y están compuestos solo por isótopos radiactivos: específicamente, los elementos sin isótopos estables son el tecnecio (número atómico 43), el prometio (número atómico 61) y todos los elementos observados con números atómicos superiores a 82.

De los 80 elementos con al menos un isótopo estable, 26 tienen un solo isótopo estable. El número medio de isótopos estables para los 80 elementos estables es de 3,1 isótopos estables por elemento. El mayor número de isótopos estables que se producen para un solo elemento es 10 (para el estaño, el elemento 50).

Masa isotópica y masa atómica

El número de masa de un elemento, A, es el número de nucleones (protones y neutrones) en el núcleo atómico. Los diferentes isótopos de un elemento dado se distinguen por sus números de masa, que se escriben convencionalmente como un superíndice en el lado izquierdo del símbolo atómico (por ejemplo, U). El número de masa es siempre un número entero y tiene unidades de "nucleones". Por ejemplo, el magnesio-24 (24 es el número másico) es un átomo con 24 nucleones (12 protones y 12 neutrones).

Mientras que el número de masa simplemente cuenta el número total de neutrones y protones y, por lo tanto, es un número natural (o entero), la masa atómica de un solo átomo es un número real que da la masa de un isótopo particular (o "núclido") del elemento, expresado en unidades de masa atómica (símbolo: u). En general, el número de masa de un nucleido dado difiere ligeramente en valor de su masa atómica, ya que la masa de cada protón y neutrón no es exactamente 1 u; ya que los electrones contribuyen en menor medida a la masa atómica ya que el número de neutrones excede el número de protones; y (finalmente) por la energía de enlace nuclear. Por ejemplo, la masa atómica del cloro-35 a cinco dígitos significativos es 34,969 u y la del cloro-37 es 36,966 u. Sin embargo, la masa atómica en u de cada isótopo está bastante cerca de su número de masa simple (siempre dentro del 1%).C, que por definición tiene una masa de exactamente 12 porque u se define como 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12 neutro libre en el estado fundamental.

El peso atómico estándar (comúnmente llamado "peso atómico") de un elemento es el promedio de las masas atómicas de todos los isótopos del elemento químico que se encuentran en un entorno particular, ponderado por la abundancia isotópica, en relación con la unidad de masa atómica. Este número puede ser una fracción que no se acerque a un número entero. Por ejemplo, la masa atómica relativa del cloro es 35,453 u, que difiere mucho de un número entero, ya que es un promedio de aproximadamente 76 % de cloro-35 y 24 % de cloro-37. Cada vez que un valor de masa atómica relativa difiere en más del 1% de un número entero, se debe a este efecto promedio, ya que cantidades significativas de más de un isótopo están naturalmente presentes en una muestra de ese elemento.

Químicamente puro e isotópicamente puro

Los químicos y los científicos nucleares tienen diferentes definiciones de un elemento puro. En química, un elemento puro significa una sustancia cuyos átomos todos (o en la práctica casi todos) tienen el mismo número atómico o número de protones. Los científicos nucleares, sin embargo, definen un elemento puro como uno que consta de un solo isótopo estable.

Por ejemplo, un alambre de cobre tiene una pureza química del 99,99 % si el 99,99 % de sus átomos son de cobre, con 29 protones cada uno. Sin embargo, no es isotópicamente puro ya que el cobre ordinario consta de dos isótopos estables, 69 % Cu y 31 % Cu, con diferente número de neutrones. Sin embargo, un lingote de oro puro sería tanto química como isotópicamente puro, ya que el oro común consiste solo en un isótopo, Au.

Alótropos

Los átomos de elementos químicamente puros pueden unirse entre sí químicamente en más de una forma, lo que permite que el elemento puro exista en múltiples estructuras químicas (disposiciones espaciales de átomos), conocidas como alótropos, que difieren en sus propiedades. Por ejemplo, el carbono se puede encontrar como diamante, que tiene una estructura tetraédrica alrededor de cada átomo de carbono; el grafito, que tiene capas de átomos de carbono con estructura hexagonal apiladas una encima de otra; el grafeno, que es una sola capa de grafito muy fuerte; fullerenos, que tienen formas casi esféricas; y nanotubos de carbono, que son tubos con una estructura hexagonal (incluso estos pueden diferir entre sí en propiedades eléctricas). La capacidad de un elemento para existir en una de muchas formas estructurales se conoce como 'alotropía'.

El estado estándar, también conocido como estado de referencia, de un elemento se define como su estado termodinámicamente más estable a una presión de 1 bar y una temperatura determinada (normalmente a 298,15 K). En termoquímica, se define que un elemento tiene una entalpía de formación de cero en su estado estándar. Por ejemplo, el estado de referencia para el carbono es el grafito, porque la estructura del grafito es más estable que la de los otros alótropos.

Propiedades

Varios tipos de categorizaciones descriptivas se pueden aplicar ampliamente a los elementos, incluida la consideración de sus propiedades físicas y químicas generales, sus estados de la materia en condiciones familiares, sus puntos de fusión y ebullición, sus densidades, sus estructuras cristalinas como sólidos y sus orígenes.

Propiedades generales

Varios términos se utilizan comúnmente para caracterizar las propiedades físicas y químicas generales de los elementos químicos. Una primera distinción es entre metales, que conducen fácilmente la electricidad, no metales, que no lo hacen, y un pequeño grupo (los metaloides ), que tienen propiedades intermedias y, a menudo, se comportan como semiconductores.

Una clasificación más refinada se muestra a menudo en presentaciones de colores de la tabla periódica. Este sistema restringe los términos "metal" y "no metal" a solo algunos de los metales y no metales definidos más ampliamente, agregando términos adicionales para ciertos conjuntos de metales y no metales vistos de manera más amplia. La versión de esta clasificación utilizada en las tablas periódicas que se presentan aquí incluye: actínidos, metales alcalinos, metales alcalinotérreos, halógenos, lantánidos, metales de transición, metales posteriores a la transición, metaloides, no metales reactivos y gases nobles. En este sistema, los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos y los metales de transición, así como los lantánidos y los actínidos, son grupos especiales de metales vistos en un sentido más amplio. De manera similar, los no metales reactivos y los gases nobles son no metales vistos en un sentido más amplio.

Estados de materia

Otra distinción básica de uso común entre los elementos es su estado de la materia (fase), ya sea sólido, líquido o gas, a una temperatura y presión estándar seleccionada (STP). La mayoría de los elementos son sólidos a temperatura y presión atmosférica convencionales, mientras que varios son gases. Solo el bromo y el mercurio son líquidos a 0 grados Celsius (32 grados Fahrenheit) y presión atmosférica normal; el cesio y el galio son sólidos a esa temperatura, pero se funden a 28,4 °C (83,2 °F) y 29,8 °C (85,6 °F), respectivamente.

Puntos de fusión y ebullición

Los puntos de fusión y ebullición, típicamente expresados ​​en grados Celsius a una presión de una atmósfera, se usan comúnmente para caracterizar los diversos elementos. Si bien se conocen para la mayoría de los elementos, una o ambas de estas medidas aún no se han determinado para algunos de los elementos radiactivos disponibles solo en pequeñas cantidades. Dado que el helio sigue siendo líquido incluso en el cero absoluto a presión atmosférica, solo tiene un punto de ebullición y no un punto de fusión en las presentaciones convencionales.

Densidades

La densidad a la temperatura y presión estándar seleccionadas (STP) se usa con frecuencia para caracterizar los elementos. La densidad a menudo se expresa en gramos por centímetro cúbico (g/cm ). Dado que varios elementos son gases a las temperaturas que se encuentran comúnmente, sus densidades generalmente se establecen para sus formas gaseosas; cuando están licuados o solidificados, los elementos gaseosos tienen densidades similares a las de los otros elementos.

Cuando un elemento tiene alótropos con diferentes densidades, normalmente se selecciona un alótropo representativo en las presentaciones resumidas, mientras que las densidades de cada alótropo se pueden indicar donde se proporcionan más detalles. Por ejemplo, los tres alótropos familiares del carbono (carbono amorfo, grafito y diamante) tienen densidades de 1,8 a 2,1, 2,267 y 3,515 g/cm, respectivamente.

Estructuras cristalinas

Los elementos estudiados hasta la fecha como muestras sólidas tienen ocho tipos de estructuras cristalinas: cúbica, cúbica centrada en el cuerpo, cúbica centrada en las caras, hexagonal, monoclínica, ortorrómbica, romboédrica y tetragonal. Para algunos de los elementos transuránicos producidos sintéticamente, las muestras disponibles han sido demasiado pequeñas para determinar las estructuras cristalinas.

Ocurrencia y origen en la Tierra

Los elementos químicos también pueden clasificarse por su origen en la Tierra, y los primeros 94 se consideran naturales, mientras que aquellos con números atómicos superiores a 94 solo se han producido artificialmente como productos sintéticos de reacciones nucleares provocadas por el hombre.

De los 94 elementos naturales, 83 se consideran primordiales y estables o débilmente radiactivos. Los 11 elementos naturales restantes poseen vidas medias demasiado cortas para haber estado presentes al comienzo del Sistema Solar y, por lo tanto, se consideran elementos transitorios. De estos 11 elementos transitorios, 5 (polonio, radón, radio, actinio y protactinio) son productos de descomposición relativamente comunes del torio y el uranio. Los 6 elementos transitorios restantes (tecnecio, prometio, astato, francio, neptunio y plutonio) ocurren solo en raras ocasiones, como productos de modos de descomposición raros o procesos de reacción nuclear que involucran uranio u otros elementos pesados.

No se ha observado decaimiento radiactivo para elementos con números atómicos del 1 al 82, excepto 43 (tecnecio) y 61 (prometio). Sin embargo, se predice que los isótopos observacionalmente estables de algunos elementos (como el tungsteno y el plomo) son ligeramente radiactivos con vidas medias muy largas: por ejemplo, las vidas medias previstas para los isótopos observacionalmente estables del plomo oscilan entre 10 y 10años. Los elementos con números atómicos 43, 61 y 83 a 94 son lo suficientemente inestables como para detectar fácilmente su desintegración radiactiva. Tres de estos elementos, bismuto (elemento 83), torio (elemento 90) y uranio (elemento 92) tienen uno o más isótopos con vidas medias lo suficientemente largas como para sobrevivir como restos de la nucleosíntesis estelar explosiva que produjo los elementos pesados ​​antes de la Formación del Sistema Solar. Por ejemplo, con más de 1,9 × 10 años, más de mil millones de veces más que la edad estimada actual del universo, el bismuto-209 tiene la vida media de desintegración alfa más larga conocida de cualquier elemento natural.Los 24 elementos más pesados ​​(aquellos más allá del plutonio, el elemento 94) se desintegran radiactivamente con vidas medias cortas y no se pueden producir como hijas de elementos de vida más larga y, por lo tanto, no se sabe que ocurran en la naturaleza.

Tabla periódica

• v
• t
• mi

Tabla periódica

Grupo	1	2		3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	dieciséis	17	18
	Hidrógeno y metales alcalinos	Metales alcalinotérreos														pnictógenos	calcógenos	halógenos	gases nobles
Período 1	Hidrógeno1H​1.008		Helio2Él​4.0026
2	Litio3li​6.94	Berilio4Ser​9.0122		Boro5B​10.81	Carbón6C​12.011	Nitrógeno7norte​14.007	Oxígeno8O​15.999	Flúor9F​18.998	Neón10Nordeste​20.180
3	Sodio11N / A​22.990	Magnesio12magnesio​24.305		Aluminio13Alabama​26.982	Silicio14Si​28.085	Fósforo15PAG​30.974	AzufredieciséisS​32.06	Cloro17cl​35.45	Argón18Arkansas​39.95
4	Potasio19k​39.098	Calcio20California​40.078		Escandio21Carolina del Sur​44.956	Titanio22ti​47.867	Vanadio23V​50.942	Cromo24cr​51.996	Manganeso25Minnesota​54.938	Hierro26Fe​55.845	Cobalto27Co​58.933	Níquel28Ni​58.693	Cobre29cobre​63.546	Zinc30zinc​65.38	Galio31Georgia​69.723	Germanio32ge​72.630	Arsénico33Como​74.922	Selenio34Se​78.971	Bromo35hermano​79.904	Criptón36kr​83.798
5	Rubidio37Rb​85.468	Estroncio38señor​87.62		Itrio39Y​88.906	Circonio40Zr​91.224	Niobio41Nótese bien​92.906	Molibdeno42Mes​95.95	tecnecio43tc[97]	Rutenio44ru​101.07	Rodio45Rh​102.91	Paladio46PD​106.42	Plata47Agricultura​107.87	Cadmio48Discos compactos​112.41	indio49En​114.82	Estaño50sn​118.71	Antimonio51Sb​121.76	Telurio52Te​127.60	Yodo53yo​126.90	Xenón54Xe​131.29
6	Cesio55cs​132.91	Bario56Licenciado en Letras​137.33		lutecio71Lu​174.97	Hafnio72H.f.​178.49	tantalio73Ejército de reserva​180.95	Tungsteno74W​183.84	renio75Re​186.21	Osmio76Os​190.23	iridio77ir​192.22	Platino78punto​195.08	Oro79Au​196.97	Mercurio80Hg​200.59	talio81Tl​204.38	Plomo82Pb​207.2	Bismuto83Bi​208.98	Polonio84Correos[209]	astato85En[210]	Radón86Rn[222]
7	francio87fr[223]	Radio88Real academia de bellas artes[226]		Lawrence103Lr[266]	Rutherfordio104radiofrecuencia[267]	dubnio105DB[268]	seaborgio106sg[269]	Bohrio107bh[270]	Hassio108hs[269]	meitnerio109Monte[278]	Darmstadtio110Ds[281]	Roentgenio111Rg[282]	Copernicio112cn[285]	nihonio113Nueva Hampshire[286]	Flerovio114Florida[289]	moscovio115Mc[290]	Livermorio116Lv[293]	Tennessee117ts[294]	Oganesson118og[294]
				Lantano57La​138.91	Cerio58Ce​140.12	Praseodimio59PR​140.91	neodimio60Dakota del Norte​144.24	Prometeo61Pm[145]	Samario62pequeño​150.36	europio63UE​151.96	gadolinio64Di-s​157.25	Terbiosesenta y cincoTuberculosis​158.93	disprosio66dy​162.50	holmio67Ho​164.93	erbio68Eh​167.26	Tulio69Tm​168.93	Iterbio70Yb​173.05
		Actinio89C.A[227]	torio90el​232.04	Protactinio91Pensilvania​231.04	Uranio92tu​238.03	Neptunio93Notario público[237]	Plutonio94PU[244]	Americio95Soy[243]	Curio96Cm[247]	Berkelio97negro[247]	Californio98Cf.[251]	einstenio99ES[252]	fermio100FM[257]	Mendelevio101Maryland[258]	Nobelio102No[259]

Primordial de la decadencia Sintético El borde muestra la ocurrencia natural del elemento.

Peso atómico estándar A _{r, std} (E)

• California: 40.078 — Valor corto formal, redondeado (sin incertidumbre)
• Po: [209] — número de masa del isótopo más estable

bloque s

bloque f

bloque d

bloque p

Las propiedades de los elementos químicos a menudo se resumen usando la tabla periódica, que organiza los elementos de manera poderosa y elegante al aumentar el número atómico en filas ("períodos") en las que las columnas ("grupos") comparten características físicas y químicas recurrentes ("periódicas"). propiedades químicas. La tabla estándar actual contiene 118 elementos confirmados a partir de 2021.

Aunque existen precursores anteriores de esta presentación, su invención generalmente se atribuye al químico ruso Dmitri Mendeleev en 1869, quien pretendía que la tabla ilustrara las tendencias recurrentes en las propiedades de los elementos. El diseño de la tabla se ha perfeccionado y ampliado con el tiempo a medida que se han descubierto nuevos elementos y se han desarrollado nuevos modelos teóricos para explicar el comportamiento químico.

El uso de la tabla periódica ahora es omnipresente dentro de la disciplina académica de la química, proporcionando un marco extremadamente útil para clasificar, sistematizar y comparar todas las formas diferentes de comportamiento químico. La tabla también ha encontrado una amplia aplicación en física, geología, biología, ciencia de los materiales, ingeniería, agricultura, medicina, nutrición, salud ambiental y astronomía. Sus principios son especialmente importantes en ingeniería química.

Nomenclatura y símbolos

Los diversos elementos químicos se identifican formalmente por sus números atómicos únicos, por sus nombres aceptados y por sus símbolos.

Números atómicos

Los elementos conocidos tienen números atómicos del 1 al 118, presentados convencionalmente como números arábigos. Dado que los elementos pueden secuenciarse de forma única por número atómico, convencionalmente de menor a mayor (como en una tabla periódica), los conjuntos de elementos a veces se especifican mediante notaciones como "hasta", "más allá" o "desde... hasta"., como en "a través del hierro", "más allá del uranio" o "desde el lantano hasta el lutecio". Los términos "ligero" y "pesado" a veces también se usan informalmente para indicar números atómicos relativos (no densidades), como "más ligero que el carbono" o "más pesado que el plomo", aunque técnicamente el peso o la masa de los átomos de un elemento ( sus pesos atómicos o masas atómicas) no siempre aumentan monótonamente con sus números atómicos.

Nombres de elementos

La denominación de varias sustancias ahora conocidas como elementos precede a la teoría atómica de la materia, ya que varias culturas dieron nombres locales a varios minerales, metales, compuestos, aleaciones, mezclas y otros materiales, aunque en ese momento no se sabía qué productos químicos. cuales eran los elementos y cuales los compuestos. Como se identificaron como elementos, los nombres existentes para los elementos conocidos en la antigüedad (p. ej., oro, mercurio, hierro) se mantuvieron en la mayoría de los países. Las diferencias nacionales surgieron sobre los nombres de los elementos, ya sea por conveniencia, sutilezas lingüísticas o nacionalismo. Para algunos ejemplos ilustrativos: los hablantes de alemán usan "Wasserstoff" (sustancia de agua) para "hidrógeno", "Sauerstoff" (sustancia ácida) para "oxígeno" y "Stickstoff" (sustancia sofocante) para "nitrógeno",

A efectos de la comunicación y el comercio internacionales, los nombres oficiales de los elementos químicos, tanto los antiguos como los más recientemente reconocidos, son decididos por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), que ha optado por una especie de idioma inglés internacional, basándose en los tradicionales Nombres en inglés incluso cuando el símbolo químico de un elemento se basa en una palabra latina u otra palabra tradicional, por ejemplo, adoptando "oro" en lugar de "aurum" como el nombre del elemento 79 (Au). La IUPAC prefiere las grafías británicas "aluminium" y "caesium" a las estadounidenses "aluminum" y "cesium", y la estadounidense "sulfur" a la británica "sulfur". Sin embargo, los elementos que son prácticos para vender a granel en muchos países a menudo todavía tienen nombres nacionales utilizados localmente,

Según la IUPAC, los elementos químicos no son nombres propios en inglés; en consecuencia, el nombre completo de un elemento no suele escribirse con mayúscula en inglés, incluso si se deriva de un nombre propio, como en californium y einsteinium. Los nombres de isótopos de los elementos químicos también se escriben sin mayúsculas, por ejemplo, carbono-12 o uranio-235. Los símbolos de elementos químicos (como Cf para californio y Es para einstenio) siempre se escriben con mayúscula (ver más abajo).

En la segunda mitad del siglo XX, los laboratorios de física pudieron producir núcleos de elementos químicos con vidas medias demasiado cortas para que una cantidad apreciable de ellos existiera en cualquier momento. Estos también son nombrados por la IUPAC, que generalmente adopta el nombre elegido por el descubridor. Esta práctica puede conducir a la controvertida pregunta de qué grupo de investigación descubrió realmente un elemento, una pregunta que retrasó la denominación de elementos con número atómico de 104 o superior durante un tiempo considerable. (Ver controversia de nomenclatura de elementos).

Los precursores de tales controversias involucraron los nombres nacionalistas de elementos a fines del siglo XIX. Por ejemplo, el lutecio se nombró en referencia a París, Francia. Los alemanes se mostraron reacios a ceder los derechos de denominación a los franceses, a menudo llamándolo cassiopeium. De manera similar, el descubridor británico del niobio lo llamó originalmente columbium, en referencia al Nuevo Mundo. Fue ampliamente utilizado como tal por las publicaciones estadounidenses antes de la estandarización internacional (en 1950).

Simbolos quimicos

Elementos químicos específicos

Antes de que la química se convirtiera en una ciencia, los alquimistas habían diseñado símbolos arcanos tanto para metales como para compuestos comunes. Sin embargo, estos se utilizaron como abreviaturas en diagramas o procedimientos; no existía el concepto de átomos combinándose para formar moléculas. Con sus avances en la teoría atómica de la materia, John Dalton ideó sus propios símbolos más simples, basados ​​en círculos, para representar moléculas.

El actual sistema de notación química fue inventado por Berzelius. En este sistema tipográfico, los símbolos químicos no son meras abreviaturas, aunque cada uno consta de letras del alfabeto latino. Están pensados ​​como símbolos universales para personas de todos los idiomas y alfabetos.

El primero de estos símbolos estaba destinado a ser completamente universal. Dado que el latín era el idioma común de la ciencia en ese momento, eran abreviaturas basadas en los nombres latinos de los metales. Cu viene de cuprum, Fe viene de ferrum, Ag de argentum. Los símbolos no fueron seguidos por un punto (punto) como con las abreviaturas. A los elementos químicos posteriores también se les asignaron símbolos químicos únicos, basados ​​en el nombre del elemento, pero no necesariamente en inglés. Por ejemplo, el sodio tiene el símbolo químico 'Na' después del latín natrium. Lo mismo se aplica a "Fe" (ferrum) para el hierro, "Hg" (hidrargiro) para el mercurio, "Sn" (stannum) para el estaño, "Au" (aurum) para el oro, "Ag" (argentum) para la plata, " Pb" (plumbum) por plomo, "Cu" (cuprum) por cobre y "Sb" (stibium) por antimonio. "W" (wolframio) para tungsteno deriva en última instancia del alemán, "K" (kalium) para potasio en última instancia del árabe.

Los símbolos químicos se entienden internacionalmente cuando los nombres de los elementos pueden requerir traducción. A veces ha habido diferencias en el pasado. Por ejemplo, los alemanes en el pasado han usado "J" (para el nombre alternativo Jod) para yodo, pero ahora usan "I" y "Iod".

La primera letra de un símbolo químico siempre está en mayúscula, como en los ejemplos anteriores, y las letras posteriores, si las hay, siempre en minúsculas (letras minúsculas). Por lo tanto, los símbolos de californio y einstenio son Cf y Es.

Símbolos químicos generales

También hay símbolos en ecuaciones químicas para grupos de elementos químicos, por ejemplo, en fórmulas comparativas. Suelen ser una sola letra mayúscula, y las letras están reservadas y no se usan para nombres de elementos específicos. Por ejemplo, una " X " indica un grupo variable (generalmente un halógeno) en una clase de compuestos, mientras que " R " es un radical, lo que significa una estructura compuesta como una cadena hidrocarbonada. La letra " Q " se reserva para "calor" en una reacción química. " Y " también se usa a menudo como un símbolo químico general, aunque también es el símbolo del itrio. " Z " también se utiliza con frecuencia como un grupo de variables generales. " E" se usa en química orgánica para denotar un grupo atractor de electrones o un electrófilo; de manera similar, " Nu " denota un nucleófilo. " L " se usa para representar un ligando general en química inorgánica y organometálica. " M " también se usa a menudo en lugar de un metal general.

Al menos dos símbolos químicos genéricos adicionales de dos letras también están en uso informal, " Ln " para cualquier elemento lantánido y " An " para cualquier elemento actínido. " Rg " se usaba anteriormente para cualquier elemento de gas raro, pero el grupo de gases raros ahora se ha renombrado como gases nobles y el símbolo " Rg " ahora se ha asignado al elemento roentgenio.

Símbolos de isótopos

Los isótopos se distinguen por el número de masa atómica (total de protones y neutrones) para un isótopo particular de un elemento, con este número combinado con el símbolo del elemento pertinente. IUPAC prefiere que los símbolos de isótopos se escriban en notación de superíndice cuando sea práctico, por ejemplo, C y U. Sin embargo, también se utilizan otras notaciones, como carbono-12 y uranio-235, o C-12 y U-235.

Como caso especial, los tres isótopos naturales del elemento hidrógeno a menudo se especifican como H por H (protio), D por H (deuterio) y T por H (tritio). Esta convención es más fácil de usar en ecuaciones químicas, reemplazando la necesidad de escribir el número de masa para cada átomo. Por ejemplo, la fórmula del agua pesada puede escribirse D ₂ O en lugar de H ₂ O.

Origen de los elementos

Solo alrededor del 4% de la masa total del universo está compuesta de átomos o iones y, por lo tanto, está representada por elementos químicos. Esta fracción es aproximadamente el 15% de la materia total, siendo el resto de la materia (85%) materia oscura. Se desconoce la naturaleza de la materia oscura, pero no está compuesta de átomos de elementos químicos porque no contiene protones, neutrones ni electrones. (La parte restante que no es materia de la masa del universo está compuesta por la energía oscura, aún menos conocida).

Los 94 elementos químicos naturales fueron producidos por al menos cuatro clases de procesos astrofísicos. La mayor parte del hidrógeno, el helio y una cantidad muy pequeña de litio se produjeron en los primeros minutos del Big Bang. Esta nucleosíntesis del Big Bang ocurrió solo una vez; los otros procesos están en curso. La fusión nuclear dentro de las estrellas produce elementos a través de la nucleosíntesis estelar, incluidos todos los elementos, desde el carbono hasta el hierro, en número atómico. Los elementos con un número atómico superior al del hierro, incluidos elementos pesados ​​como el uranio y el plutonio, se producen mediante diversas formas de nucleosíntesis explosiva en supernovas y fusiones de estrellas de neutrones. Los elementos ligeros litio, berilio y boro se producen principalmente a través de la espalación de rayos cósmicos (fragmentación inducida por rayos cósmicos) de carbono, nitrógeno y oxígeno.

Durante las primeras fases del Big Bang, la nucleosíntesis de núcleos de hidrógeno resultó en la producción de hidrógeno-1 (protio, H) y helio-4 ( He), así como una cantidad menor de deuterio ( H) y cantidades muy minúsculas ( del orden de 10 ) de litio y berilio. Es posible que se hayan producido cantidades incluso más pequeñas de boro en el Big Bang, ya que se ha observado en algunas estrellas muy antiguas, mientras que el carbono no. En el Big Bang no se produjeron elementos más pesados ​​que el boro. Como resultado, la abundancia primordial de átomos (o iones) consistía en aproximadamente un 75 % de H, un 25 % de He y un 0,01 % de deuterio, con solo pequeñas trazas de litio, berilio y quizás boro.El enriquecimiento posterior de halos galácticos ocurrió debido a la nucleosíntesis estelar y la nucleosíntesis de supernova. Sin embargo, la abundancia de elementos en el espacio intergaláctico aún puede parecerse mucho a las condiciones primordiales, a menos que se haya enriquecido por algún medio.

En la Tierra (y en otros lugares), se siguen produciendo pequeñas cantidades de varios elementos a partir de otros elementos como productos de procesos de transmutación nuclear. Estos incluyen algunos producidos por rayos cósmicos u otras reacciones nucleares (ver nucleidos cosmogénicos y nucleogénicos), y otros producidos como productos de descomposición de nucleidos primordiales de larga vida. Por ejemplo, trazas (pero detectables) de carbono-14 ( C) se producen continuamente en la atmósfera por los rayos cósmicos que impactan en los átomos de nitrógeno, y el argón-40 ( Ar) se produce continuamente por la descomposición del potasio-40 que se produce primordialmente pero que es inestable. (K). Además, tres actínidos primordiales pero radiactivos, el torio, el uranio y el plutonio, se descomponen a través de una serie de elementos radiactivos inestables pero producidos de forma recurrente, como el radio y el radón, que están presentes transitoriamente en cualquier muestra de estos metales o sus minerales o compuestos. Otros tres elementos radiactivos, el tecnecio, el prometio y el neptunio, se encuentran sólo de manera incidental en materiales naturales, producidos como átomos individuales por fisión nuclear de los núcleos de varios elementos pesados ​​o en otros procesos nucleares raros.

Además de los 94 elementos naturales, la tecnología de la física nuclear humana ha producido varios elementos artificiales. A partir de 2021, estos experimentos han producido todos los elementos hasta el número atómico 118.

Abundancia

El siguiente gráfico (nótese la escala logarítmica) muestra la abundancia de elementos en nuestro Sistema Solar. La tabla muestra los doce elementos más comunes en nuestra galaxia (estimados espectroscópicamente), medidos en partes por millón, por masa. Las galaxias cercanas que han evolucionado de manera similar tienen un enriquecimiento correspondiente de elementos más pesados ​​que el hidrógeno y el helio. Las galaxias más distantes se ven como aparecían en el pasado, por lo que su abundancia de elementos parece más cercana a la mezcla primordial. Sin embargo, dado que las leyes y los procesos físicos parecen comunes en todo el universo visible, los científicos esperan que estas galaxias hayan desarrollado elementos en una abundancia similar.

La abundancia de elementos en el Sistema Solar está en consonancia con su origen de la nucleosíntesis en el Big Bang y varias estrellas supernova progenitoras. Hidrógeno y helio muy abundantes son productos del Big Bang, pero los siguientes tres elementos son raros ya que tuvieron poco tiempo para formarse en el Big Bang y no se producen en las estrellas (sin embargo, se producen en pequeñas cantidades por la ruptura de elementos más pesados ​​en el polvo interestelar, como resultado del impacto de los rayos cósmicos). Comenzando con el carbono, los elementos se producen en las estrellas mediante la acumulación de partículas alfa (núcleos de helio), lo que da como resultado una abundancia alternativamente mayor de elementos con números atómicos uniformes (estos también son más estables). En general, tales elementos hasta el hierro se forman en grandes estrellas en proceso de convertirse en supernovas. El hierro-56 es particularmente común, ya que es el elemento más estable que se puede hacer fácilmente a partir de partículas alfa (siendo un producto de la descomposición del níquel-56 radiactivo, en última instancia hecho de 14 núcleos de helio). Los elementos más pesados ​​que el hierro se forman en procesos de absorción de energía en estrellas grandes, y su abundancia en el universo (y en la Tierra) generalmente disminuye con su número atómico.

La abundancia de los elementos químicos en la Tierra varía desde el aire hasta la corteza y el océano, y en varios tipos de vida. La abundancia de elementos en la corteza terrestre difiere de la del Sistema Solar (como se ve en el Sol y planetas pesados ​​como Júpiter) principalmente en la pérdida selectiva de los elementos más ligeros (hidrógeno y helio) y también de neón volátil, carbono (como hidrocarburos), nitrógeno y azufre, como resultado del calentamiento solar en la formación temprana del sistema solar. El oxígeno, el elemento terrestre más abundante en masa, se retiene en la Tierra en combinación con el silicio. El aluminio al 8% en masa es más común en la corteza terrestre que en el universo y el sistema solar, pero la composición del manto mucho más voluminoso,

La composición del cuerpo humano, por el contrario, sigue más de cerca la composición del agua de mar, excepto que el cuerpo humano tiene reservas adicionales de carbono y nitrógeno necesarias para formar las proteínas y los ácidos nucleicos, junto con el fósforo en los ácidos nucleicos y la molécula de transferencia de energía. trifosfato de adenosina (ATP) que se produce en las células de todos los organismos vivos. Ciertos tipos de organismos requieren elementos adicionales particulares, por ejemplo, el magnesio en la clorofila en las plantas verdes, el calcio en las conchas de los moluscos o el hierro en la hemoglobina en los glóbulos rojos de los animales vertebrados.

Elementos en nuestra galaxia	Partes por millón en masa
Hidrógeno	739,000
Helio	240.000
Oxígeno	10,400
Carbón	4,600
Neón	1,340
Hierro	1,090
Nitrógeno	960
Silicio	650
Magnesio	580
Azufre	440
Potasio	210
Níquel	100

Elementos nutricionales en la tabla periódica.vtmi
H		Él
li	Ser		B	C	norte	O	F	Nordeste
N / A	magnesio		Alabama	Si	PAG	S	cl	Arkansas
k	California		Carolina del Sur	ti	V	cr	Minnesota	Fe	Co	Ni	cobre	zinc	Georgia	ge	Como	Se	hermano	kr
Rb	señor		Y	Zr	Nótese bien	Mes	tc	ru	Rh	PD	Agricultura	Discos compactos	En	sn	Sb	Te	yo	Xe
cs	Licenciado en Letras	*	Lu	H.f.	Ejército de reserva	W	Re	Os	ir	punto	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Correos	En	Rn
fr	Real academia de bellas artes	**	Lr	radiofrecuencia	DB	sg	bh	hs	Monte	Ds	Rg	cn	Nueva Hampshire	Florida	Mc	Lv	ts	og
	*	La	Ce	PR	Dakota del Norte	Pm	pequeño	UE	Di-s	Tuberculosis	dy	Ho	Eh	Tm	Yb
	**	C.A	el	Pensilvania	tu	Notario público	PU	Soy	Cm	negro	Cf.	ES	FM	Maryland	No

Leyenda: Los cuatro elementos orgánicos básicos. Elementos de cantidad Oligoelementos esenciales Considerado oligoelemento esencial por EE. UU., no por la Unión Europea Función sugerida por efectos de privación o manejo metabólico activo, pero sin función bioquímica claramente identificada en humanos Evidencia circunstancial limitada de trazas de beneficios o acción biológica en mamíferos No hay evidencia de acción biológica en mamíferos, pero es esencial en algunos organismos inferiores.(En el caso del lantano, la definición de un nutriente esencial como indispensable e irremplazable no es completamente aplicable debido a la extrema similitud de los lantánidos. Se sabe que los lantánidos tempranos estables hasta Sm estimulan el crecimiento de varios organismos que utilizan lantánidos.)

Historia

Definiciones en evolución

El concepto de "elemento" como sustancia indivisible se ha desarrollado a través de tres fases históricas principales: definiciones clásicas (como las de los antiguos griegos), definiciones químicas y definiciones atómicas.

Definiciones clásicas

La filosofía antigua postuló un conjunto de elementos clásicos para explicar los patrones observados en la naturaleza. Estos elementos originalmente se referían a la tierra, el agua, el aire y el fuego en lugar de los elementos químicos de la ciencia moderna.

El término "elementos" ( stoicheia ) fue utilizado por primera vez por el filósofo griego Platón alrededor del año 360 a. C. en su diálogo Timeo, que incluye una discusión sobre la composición de los cuerpos inorgánicos y orgánicos y es un tratado especulativo sobre química. Platón creía que los elementos introducidos un siglo antes por Empédocles estaban compuestos de pequeñas formas poliédricas: tetraedro (fuego), octaedro (aire), icosaedro (agua) y cubo (tierra).

Aristóteles, c. 350 a. C., también usó el término stoicheia y agregó un quinto elemento llamado éter, que formó los cielos. Aristóteles definió un elemento como:

Elemento: uno de esos cuerpos en los que otros cuerpos pueden descomponerse, y que en sí mismo no puede dividirse en otros.

Definiciones químicas

En 1661, Robert Boyle propuso su teoría del corpuscularismo que favorecía el análisis de la materia como constituida por unidades irreducibles de materia (átomos) y, eligiendo no ponerse del lado de la visión de Aristóteles de los cuatro elementos ni de la visión de Paracelso de los tres elementos fundamentales, dejó abierta la cuestión del número de elementos. La primera lista moderna de elementos químicos se dio en los Elementos de química de 1789 de Antoine Lavoisier, que contenía treinta y tres elementos, incluidos la luz y el calórico. En 1818, Jöns Jakob Berzelius había determinado los pesos atómicos de cuarenta y cinco de los cuarenta y nueve elementos entonces aceptados. Dmitri Mendeleev tenía sesenta y seis elementos en su tabla periódica de 1869.

Desde Boyle hasta principios del siglo XX, un elemento se definía como una sustancia pura que no podía descomponerse en ninguna sustancia más simple. Dicho de otra manera, un elemento químico no puede transformarse en otros elementos químicos mediante procesos químicos. Los elementos durante este tiempo generalmente se distinguían por sus pesos atómicos, una propiedad medible con bastante precisión mediante las técnicas analíticas disponibles.

Definiciones atómicas

El descubrimiento de 1913 por parte del físico inglés Henry Moseley de que la carga nuclear es la base física del número atómico de un átomo, refinada aún más cuando se apreció la naturaleza de los protones y los neutrones, eventualmente condujo a la definición actual de un elemento basado en el número atómico (número de átomos). protones por núcleo atómico). El uso de números atómicos, en lugar de pesos atómicos, para distinguir elementos tiene un mayor valor predictivo (ya que estos números son números enteros) y también resuelve algunas ambigüedades en la vista basada en la química debido a las diferentes propiedades de los isótopos y alótropos dentro del mismo elemento. Actualmente, la IUPAC define la existencia de un elemento si tiene isótopos con una vida útil superior a los 10 segundos que tarda el núcleo en formar una nube electrónica.

En 1914, se conocían setenta y dos elementos, todos de origen natural. Los elementos naturales restantes se descubrieron o aislaron en décadas posteriores, y varios elementos adicionales también se han producido sintéticamente, con gran parte de ese trabajo iniciado por Glenn T. Seaborg. En 1955, el elemento 101 fue descubierto y llamado mendelevio en honor a DI Mendeleev, el primero en ordenar los elementos de manera periódica.

Descubrimiento y reconocimiento de varios elementos.

Ahora se sabe que diez materiales familiares para varias culturas prehistóricas son elementos químicos: carbono, cobre, oro, hierro, plomo, mercurio, plata, azufre, estaño y zinc. Tres materiales adicionales ahora aceptados como elementos, arsénico, antimonio y bismuto, fueron reconocidos como sustancias distintas antes del 1500 d.C. El fósforo, el cobalto y el platino se aislaron antes de 1750.

La mayoría de los elementos químicos naturales restantes se identificaron y caracterizaron en 1900, incluidos:

• Materiales industriales ahora familiares como aluminio, silicio, níquel, cromo, magnesio y tungsteno.
• Metales reactivos como litio, sodio, potasio y calcio.
• Los halógenos flúor, cloro, bromo y yodo
• Gases como hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, helio, argón y neón
• La mayoría de los elementos de tierras raras, incluidos el cerio, el lantano, el gadolinio y el neodimio.
• Los elementos radiactivos más comunes, incluidos el uranio, el torio, el radio y el radón.

Los elementos aislados o producidos desde 1900 incluyen:

• Los tres elementos naturales estables restantes no descubiertos que ocurren regularmente: hafnio, lutecio y renio
• Plutonio, que fue producido sintéticamente por primera vez en 1940 por Glenn T. Seaborg, pero ahora también se conoce a partir de algunos fenómenos naturales persistentes.
• Los tres elementos naturales que ocurren incidentalmente (neptunio, prometio y tecnecio), que primero se produjeron sintéticamente pero luego se descubrieron en pequeñas cantidades en ciertas muestras geológicas.
• Cuatro productos de descomposición escasos del uranio o el torio (astato, francio, actinio y protactinio), y
• Varios elementos transuránicos sintéticos, comenzando con americio y curio

Elementos descubiertos recientemente

El primer elemento transuránico (elemento con número atómico superior a 92) descubierto fue el neptunio en 1940. Desde 1999, el Grupo de Trabajo Conjunto IUPAC/IUPAP ha considerado las reclamaciones por el descubrimiento de nuevos elementos. A partir de enero de 2016, los 118 elementos han sido confirmados como descubiertos por la IUPAC. El descubrimiento del elemento 112 fue reconocido en 2009, y se sugirió para él el nombre copernicium y el símbolo atómico Cn. El nombre y el símbolo fueron respaldados oficialmente por la IUPAC el 19 de febrero de 2010. El elemento más pesado que se cree que se sintetizó hasta la fecha es el elemento 118, oganesson, el 9 de octubre de 2006, por el Laboratorio de Reacciones Nucleares Flerov en Dubna, Rusia.Tennessine, el elemento 117 fue el último elemento que se afirmó que se descubrió, en 2009. El 28 de noviembre de 2016, los científicos de la IUPAC reconocieron oficialmente los nombres de cuatro de los elementos químicos más nuevos, con números atómicos 113, 115, 117 y 118.