Tabla periódica
La tabla periódica, también conocida como la tabla periódica de los elementos (químicos), es una visualización tabular de los elementos químicos. Es ampliamente utilizado en química, física y otras ciencias, y generalmente se lo considera un ícono de la química. Es una formulación gráfica de la ley periódica, que establece que las propiedades de los elementos químicos exhiben una dependencia periódica de sus números atómicos. La mesa está dividida en cuatro áreas más o menos rectangulares llamadas bloques. Las filas de la tabla se llaman períodos y las columnas se llaman grupos. Los elementos del mismo grupo de columnas de la tabla periódica muestran características químicas similares. Las tendencias recorren la tabla periódica, con el carácter no metálico (manteniendo sus propios electrones) aumentando de izquierda a derecha a lo largo de un período, y de abajo hacia arriba a lo largo de un grupo, y el carácter metálico (cediendo electrones a otros átomos) aumentando en la dirección opuesta.
La primera tabla periódica en ser generalmente aceptada fue la del químico ruso Dmitri Mendeleev en 1869: formuló la ley periódica como una dependencia de las propiedades químicas de la masa atómica. Como entonces no se conocían todos los elementos, había lagunas en su tabla periódica, y Mendeleev usó con éxito la ley periódica para predecir las propiedades de algunos de los elementos que faltaban. La ley periódica fue reconocida como un descubrimiento fundamental a fines del siglo XIX, y se explicó con el descubrimiento del número atómico y el trabajo pionero en mecánica cuántica de principios del siglo XX que iluminó la estructura interna del átomo. Con el descubrimiento de Glenn T. Seaborg en 1945 de que los actínidos eran de hecho elementos del bloque f en lugar del bloque d, se alcanzó una forma reconociblemente moderna de la tabla.
La tabla periódica continúa evolucionando con el progreso de la ciencia. En la naturaleza, solo existen elementos hasta el número atómico 94; para ir más allá, era necesario sintetizar nuevos elementos en el laboratorio. Hoy en día, se conocen todos los primeros 118 elementos, completando las primeras siete filas de la tabla, pero aún se necesita la caracterización química de los elementos más pesados para confirmar que sus propiedades coinciden con sus posiciones. Todavía no se sabe cuánto se extenderá la tabla más allá de estas siete filas y si los patrones de la parte conocida de la tabla continuarán en esta región desconocida. También continúa la discusión científica sobre si algunos elementos están correctamente posicionados en la tabla de hoy. Existen muchas representaciones alternativas de la ley periódica,
Visión general
La tabla periódica es una tabla estructurada bidimensional. Los elementos se colocan en las celdas de la tabla, en orden de lectura de número atómico ascendente. Las columnas de la tabla se llaman grupos, las filas se llaman períodos. Las rupturas al final de cada período ocurren de acuerdo con una repetición (o periodicidad) de las propiedades físicas y químicas de los elementos.
Estructura atomica
Los constituyentes más pequeños de toda la materia normal se conocen como átomos. Los átomos son extremadamente pequeños, miden alrededor de una diez mil millonésima parte de un metro de ancho; por tanto, su estructura interna está gobernada por la mecánica cuántica. Los átomos consisten en un pequeño núcleo con carga positiva, hecho de protones con carga positiva y neutrones sin carga, rodeados por una nube de electrones con carga negativa; las cargas se anulan, por lo que los átomos son neutros. Los electrones participan en las reacciones químicas, pero el núcleo no. Cuando los átomos participan en reacciones químicas, pueden ganar o perder electrones para formar iones con carga positiva o negativa; o pueden compartir electrones entre sí en su lugar.
Los átomos se pueden subdividir en diferentes tipos según la cantidad de protones (y, por lo tanto, también de electrones) que tienen. Esto se llama el número atómico, a menudo simbolizado Z como alemán para el número es Zahl. Cada número atómico distinto corresponde, por lo tanto, a una clase de átomo: estas clases se denominan elementos químicos. Los elementos químicos son los que clasifica y organiza la tabla periódica. El hidrógeno es el elemento con número atómico 1; helio, número atómico 2; litio, número atómico 3; y así. Cada uno de estos nombres se puede abreviar aún más con un símbolo químico de una o dos letras; los de hidrógeno, helio y litio son respectivamente H, He y Li.Los neutrones no afectan la identidad química del átomo, pero sí afectan su peso. Los átomos que tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones se denominan isótopos de un mismo elemento químico. Los elementos naturales generalmente se presentan como mezclas de diferentes isótopos; dado que cada isótopo generalmente se presenta con una abundancia característica, los elementos naturales tienen pesos atómicos bien definidos, definidos como la masa promedio de un átomo natural de ese elemento.
Hoy en día, se conocen 118 elementos, los primeros 94 de los cuales se sabe que ocurren naturalmente en la Tierra en la actualidad. De los 94 elementos naturales, ochenta tienen un isótopo estable; tres más (bismuto, torio y uranio) sufren una desintegración radiactiva, pero tan lentamente que sobreviven grandes cantidades de la formación de la Tierra; y once más se descomponen lo suficientemente rápido como para que su presencia continua de rastros se base principalmente en su regeneración constante como productos intermedios de la descomposición del torio y el uranio. Los 83 elementos que han sobrevivido desde la formación de la Tierra se llaman primordiales. Los 24 elementos artificiales conocidos son radiactivos.
Configuración electronica
La tabla periódica es una descripción gráfica de la ley periódica, que establece que las propiedades y estructuras atómicas de los elementos químicos son una función periódica de su número atómico. Los elementos se colocan en la tabla periódica por sus configuraciones electrónicas, que exhiben recurrencias periódicas que explican las tendencias de las propiedades a lo largo de la tabla periódica.
Se puede pensar que un electrón habita en un orbital atómico, lo que caracteriza la probabilidad de que se pueda encontrar en cualquier región particular del átomo. Sus energías están cuantizadas, es decir, sólo pueden tomar valores discretos. Además, los electrones obedecen al principio de exclusión de Pauli: diferentes electrones siempre deben estar en diferentes estados. Esto permite la clasificación de los posibles estados que puede tomar un electrón en varios niveles de energía conocidos como capas, divididas en subcapas individuales, cada una de las cuales contiene un cierto tipo de orbital. Cada orbital puede contener hasta dos electrones: se distinguen por una cantidad conocida como espín, que puede ser hacia arriba o hacia abajo.Los electrones se organizan en el átomo de tal manera que la energía total que tienen se minimiza, por lo que ocupan los orbitales de menor energía disponibles a menos que se les haya suministrado energía. Solo los electrones más externos (los llamados electrones de valencia) tienen suficiente energía para liberarse del núcleo y participar en reacciones químicas con otros átomos. Los otros se llaman electrones centrales.
| ℓ → norte ↓ | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Orbital | s | pags | d | F | gramo | h | i | Capacidad de la carcasa (2n) |
| 1 | 1s | 2 | ||||||
| 2 | 2s | 2p | 8 | |||||
| 3 | 3s | 3p | 3d | 18 | ||||
| 4 | 4s | 4p | 4d | 4f | 32 | |||
| 5 | 5s | 5p | 5d | 5f | 5g | 50 | ||
| 6 | 6s | 6p | 6d | 6f | 6g | 6 horas | 72 | |
| 7 | 7s | 7p | 7d | 7f | 7g | 7 horas | 7i | 98 |
| Capacidad de subcapa | 2 | 6 | 10 | 14 | 18 | 22 | 26 |
Se conocen elementos con hasta las primeras siete capas ocupadas. La primera capa contiene solo un orbital, un orbital esférico s. Como está en la primera capa, se llama orbital 1s. Esto puede contener hasta dos electrones. De manera similar, la segunda capa contiene un orbital 2s, pero también contiene tres orbitales p en forma de mancuerna y, por lo tanto, puede llenar hasta ocho electrones (2 × 1 + 2 × 3 = 8). La tercera capa contiene un orbital 3s, tres orbitales 3p y cinco orbitales 3d y, por lo tanto, tiene una capacidad de 2 × 1 + 2 × 3 + 2 × 5 = 18. La cuarta capa contiene un orbital 4s, tres orbitales 4p, cinco orbitales 4d y siete orbitales 4f, lo que lleva a una capacidad de 2 × 1 + 2 × 3 + 2 × 5 + 2 × 7 = 32. Las capas superiores contienen más tipos de orbitales que continúan el patrón, pero tales tipos de orbitales son no rellena los elementos conocidos.Los tipos de subcapas se caracterizan por los números cuánticos. Cuatro números describen completamente un electrón en un átomo: el número cuántico principal n (la capa), el número cuántico azimutal ℓ (el tipo de orbital), el número cuántico magnético m ℓ (en cuál de los orbitales de cierto tipo se encuentra), y el número cuántico de espín s.
El orden de llenado de la cáscara.
La secuencia en la que se llenan los orbitales viene dada por el principio de Aufbau, también conocido como regla de Madelung o Klechkovsky. Las capas se superponen en energías, creando una secuencia que es aproximadamente la siguiente:1s ≪ 2s < 2p ≪ 3s < 3p ≪ 4s < 3d < 4p ≪ 5s < 4d < 5p ≪ 6s < 4f < 5d < 6p ≪ 7s < 5f < 6d < 7p ≪...
Aquí el signo ≪ significa "mucho menos que" en oposición a < que significa simplemente "menos que". Expresado de otra manera, los electrones ingresan a los orbitales en orden creciente de n + ℓ, y si hay dos orbitales disponibles con el mismo valor de n + ℓ, el que tiene un n más bajo se ocupa primero.
Las superposiciones se acercan bastante en el punto donde los orbitales d entran en escena, y el orden puede cambiar ligeramente con el número atómico y la carga atómica.
Comenzando desde el átomo más simple, esto nos permite construir la tabla periódica de uno en uno en orden de número atómico, considerando los casos de átomos individuales. En el hidrógeno, solo hay un electrón, que debe ir en el orbital 1s de menor energía. Esta configuración se escribe así 1s. El helio agrega un segundo electrón, que también entra en 1s y llena la primera capa por completo.
El tercer elemento, el litio, no tiene más espacio en la primera capa. Por tanto, su tercer electrón debe entrar en la subcapa 2s, dando una configuración 1s 2s. El electrón 2s es el único electrón de valencia del litio, ya que el orbital 1s ahora está demasiado cerca del núcleo para participar químicamente. La subcapa 2s se completa con el siguiente elemento, berilio (1s 2s). Los siguientes elementos luego proceden a llenar los orbitales p. El boro (1s 2s 2p) pone su nuevo electrón en un orbital 2p; el carbono (1s 2s 2p) llena un segundo orbital 2p; y con nitrógeno (1s 2s 2p) los tres orbitales 2p se ocupan individualmente. Esto es consistente con la regla de Hund, que establece que los átomos preferirán ocupar individualmente cada orbital del mismo tipo antes de llenarlos con el segundo electrón. El oxígeno (1s 2s 2p), el flúor (1s 2s 2p) y el neón (1s 2s 2p) luego completan los orbitales 2p ya llenos individualmente; el último de estos llena completamente la segunda capa.
A partir del elemento 11, el sodio, ya no hay espacio en la segunda capa, que de aquí en adelante es una capa central como la primera. Así, el undécimo electrón entra en el orbital 3s en su lugar. El núcleo 1s 2s 2p se abrevia [Ne], ya que es idéntico a la configuración electrónica del neón: por lo tanto, la configuración del sodio se escribe [Ne] 3s. El magnesio ([Ne] 3s) termina este orbital 3s, y desde entonces los seis elementos aluminio, silicio, fósforo, azufre, cloro y argón llenan los tres orbitales 3p ([Ne] 3s 3p hasta [Ne] 3s 3p). Esto crea una serie análoga en la que las estructuras de la capa exterior del sodio al argón son exactamente análogas a las del litio al neón, y es la base de la periodicidad química que ilustra la tabla periódica: a intervalos regulares pero cambiantes de números atómicos, las propiedades de los elementos químicos se repiten aproximadamente.
Los primeros dieciocho elementos se pueden organizar como el comienzo de una tabla periódica. Los elementos en la misma columna tienen el mismo número de electrones externos y configuraciones electrónicas externas análogas: estas columnas se denominan grupos. La única excepción es el helio, que tiene dos electrones externos como el berilio y el magnesio, pero se coloca con neón y argón para enfatizar que su capa externa está llena. Hay ocho columnas en este fragmento de la tabla periódica, que corresponden como máximo a ocho electrones externos. Una fila comienza cuando comienza a llenarse una nueva capa; estas filas se llaman los períodos. Finalmente, el coloreado ilustra los bloques: los elementos en el bloque s (de color rojo) están llenando orbitales s, mientras que los del bloque p (de color amarillo) están llenando orbitales p.
| 1hora | 2el | 2×1 = 2 elementos1s | ||||||
| 3litros | 4ser | 5B _ | 6C _ | 7norte | 8O _ | 9F _ | 10ne | 2×(1+3) = 8 elementos2s 2p |
| 11na | 12mg | 13Al | 14años | 15P _ | 16S | 17cl _ | 18Ar | 2×(1+3) = 8 elementos3s 3p |
Comenzando con la siguiente fila, para el potasio y el calcio, el orbital 4s es el de menor energía y, por lo tanto, lo llenan. El potasio agrega un electrón a la capa 4s ([Ar] 4s), y luego el calcio la completa ([Ar] 4s). Sin embargo, a partir del escandio, el orbital 3d se convierte en el siguiente en energía. Los orbitales 4s y 3d tienen aproximadamente la misma energía y compiten por llenar los electrones, por lo que la ocupación no es llenar los orbitales 3d uno a la vez. El orden de energía preciso de 3d y 4s cambia a lo largo de la fila, y también cambia dependiendo de cuántos electrones se eliminen del átomo. Por ejemplo, debido a la repulsión entre los electrones 3d y los 4s, en el cromo el nivel de energía 4s se vuelve ligeramente superior al 3d, por lo que resulta más rentable tener un [Ar] 3dconfiguración 4s que una [Ar] 3d 4s. Una anomalía similar ocurre en el cobre. Estas son violaciones de la regla de Madelung. Sin embargo, tales anomalías no tienen ningún significado químico, ya que las diversas configuraciones tienen una energía tan cercana entre sí que la presencia de un átomo cercano puede cambiar el equilibrio. Por lo tanto, la tabla periódica los ignora y considera solo configuraciones idealizadas.
En el zinc, los orbitales 3d están completamente llenos con un total de diez electrones. Luego vienen los orbitales 4p que completan la fila, que se llenan progresivamente de galio a través de criptón, de manera totalmente análoga a los elementos del bloque p anteriores. A partir del galio, los orbitales 3d forman parte del núcleo electrónico y ya no participan en la química. Los elementos del bloque s y p, que llenan sus capas exteriores, se denominan elementos del grupo principal; los elementos del bloque d (de color azul a continuación), que llenan una capa interna, se denominan elementos de transición (o metales de transición, ya que todos son metales).
Como 5s se llena antes que 4d, que se llena antes que 5p, la quinta fila tiene exactamente la misma estructura que la cuarta (aunque nuevamente hay algunas anomalías cuando se llenan los orbitales 4d).
| 1hora | 2el | 2×1 = 2 elementos1s | ||||||||||||||||
| 3litros | 4ser | 5B _ | 6C _ | 7norte | 8O _ | 9F _ | 10ne | 2×(1+3) = 8 elementos2s 2p | ||||||||||
| 11na | 12mg | 13Al | 14años | 15P _ | 16S | 17cl _ | 18Ar | 2×(1+3) = 8 elementos3s 3p | ||||||||||
| 19K _ | 20Ca | 21sc | 22Ti | 23V_ | 24Cr | 25millones | 26 defebrero | 27años | 28Ni | 29cu | 30Zn | 31años | 32años | 33como | 34se | 35habitaciones | 36coronas | 2×(1+3+5) = 18 elementos4s 3d 4p |
| 37rb | 38años | 39años | 40coronas | 41nota | 42meses | 43Tc | 44ru | 45Rh | 46PD | 47Ag | 48CD | 49en | 50Sn | 51segundos | 52Te | 53yo | 54Xe | 2×(1+3+5) = 18 elementos5s 4d 5p |
La sexta fila de la tabla también comienza con dos elementos del bloque S: cesio y bario. Después de esto, comienzan a aparecer los primeros elementos del bloque f (de color verde a continuación), comenzando con el lantano. Estos a veces se denominan elementos de transición interna. Como ahora no solo hay subcapas 4f sino también 5d y 6s con energías similares, la competencia se produce una vez más con muchas configuraciones irregulares; esto ha resultado en cierta disputa sobre dónde se supone que comienza exactamente el bloque f, pero la mayoría de los que estudian el tema están de acuerdo en que comienza en el lantano de acuerdo con el principio de Aufbau. Aunque el lantano no llena por sí mismo el orbital 4f debido a la repulsión entre los electrones, sus orbitales 4f tienen una energía lo suficientemente baja como para participar en la química.En iterbio, los siete orbitales 4f están completamente llenos con catorce electrones; a partir de entonces, sigue una serie de diez elementos de transición (lutecio a mercurio) y, finalmente, seis elementos del grupo principal (talio a radón) completan el período.
La séptima fila es igualmente análoga a la sexta fila: 7s se llena, luego 5f, luego 6d y finalmente 7p, con algunas anomalías en el camino. Durante mucho tiempo, la séptima fila estuvo incompleta ya que la mayoría de sus elementos no se encuentran en la naturaleza. Los elementos faltantes más allá del uranio comenzaron a sintetizarse en el laboratorio en 1940, cuando se fabricó el neptunio. La fila se completó con la síntesis de tennessine en 2010 (el último elemento oganesson ya se había realizado en 2002), y los últimos elementos de esta séptima fila fueron validados y nombrados en 2016.
| 1hora | 2el | 2×1 = 2 elementos1s | ||||||||||||||||||||||||||||||
| 3litros | 4ser | 5B _ | 6C _ | 7norte | 8O _ | 9F _ | 10ne | 2×(1+3) = 8 elementos2s 2p | ||||||||||||||||||||||||
| 11na | 12mg | 13Al | 14años | 15P _ | 16S | 17cl _ | 18Ar | 2×(1+3) = 8 elementos3s 3p | ||||||||||||||||||||||||
| 19K _ | 20Ca | 21sc | 22Ti | 23V_ | 24Cr | 25millones | 26 defebrero | 27años | 28Ni | 29cu | 30Zn | 31años | 32años | 33como | 34se | 35habitaciones | 36coronas | 2×(1+3+5) = 18 elementos4s 3d 4p | ||||||||||||||
| 37rb | 38años | 39años | 40coronas | 41nota | 42meses | 43Tc | 44ru | 45Rh | 46PD | 47Ag | 48CD | 49en | 50Sn | 51segundos | 52Te | 53yo | 54Xe | 2×(1+3+5) = 18 elementos5s 4d 5p | ||||||||||||||
| 55C | 56años | 57La | 58d.C. | 59_ | 60nd | 61p. m. | 62cm | 63euros | 64Di-s | 65TB_ | 66años | 67años | 68Er | 69toneladas | 70Yb | 71Lu | 72hf | 73años | 74W_ | 75Re | 76años | 77Ir | 78puntos | 79au | 80Hg | 81mil | 82Pb | 83Bi | 84Po | 85a las | 86Rn | 2×(1+3+5+7) = 32 elementos6s 4f 5d 6p |
| 87franco | 88Ra | 89Ac | 90jul | 91pa | 92tu | 93_ | 94PU | 95a. m. | 96cm | 97negro | 98Cf. | 99es | 100FM | 101MD | 102No | 103litros | 104RF | 105DB | 106Sg | 107BH | 108horas | 109toneladas | 110Ds | 111g | 112cn | 113euros | 114fl | 115Mc | 116niveles | 117centavos | 118Og | 2×(1+3+5+7) = 32 elementos7s 5f 6d 7p |
Esto completa la tabla periódica moderna, con las siete filas completamente llenas.
Tabla de configuracion electronica
La siguiente tabla muestra la configuración electrónica de un átomo neutro en fase gaseosa de cada elemento. Se pueden favorecer diferentes configuraciones en diferentes entornos químicos. Los elementos del grupo principal tienen configuraciones electrónicas completamente regulares; los elementos de transición y transición interna muestran veinte irregularidades debido a la competencia antes mencionada entre subcapas cercanas en nivel de energía. Para los últimos diez elementos (109–118), faltan datos experimentales y, por lo tanto, se muestran configuraciones calculadas en su lugar. Las subcapas completamente llenas se han atenuado.
| ocultarvtmiConfiguraciones electrónicas de los elementos químicos (átomos gaseosos neutros en estado fundamental) | ||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Grupo: | 1 | 2 | | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | dieciséis | 17 | 18 | |||||||||||||
| 1s: | 1h1 | 2el2 | ||||||||||||||||||||||||||||||
| [Él]2s:2p: | 3Li1- | 4Ser2- | 5B21 | 6C22 | 7norte23 | 8o24 | 9F25 | 10Ne26 | ||||||||||||||||||||||||
| [Ne]3s:3p: | 11Na1- | 12mg2- | 13Al21 | 14Si22 | 15P23 | 16S24 | 17Clase25 | 18Ar26 | ||||||||||||||||||||||||
| [Ar]4s:3d:4p: | 19K1-- | 20Ca2-- | 21Pc21- | 22Ti22- | 23V23- | 24Cr15- | 25Min25- | 26Fe26- | 27Co27- | 28Ni28- | 29Cu110- | 30Zn210- | 31Ga2101 | 32Ge2102 | 33Como2103 | 34Se2104 | 35Hab2105 | 36coronas2106 | ||||||||||||||
| [Kr]5s:4d:5p: | 37Rb1-- | 38Sr2-- | 39Y21- | 40coronas22- | 41nota14- | 42meses15- | 43Tc25- | 44ru17- | 45Rh18- | 46Pd-10- | 47Ag110- | 48CD210- | 49en2101 | 50Sn2102 | 51Sb2103 | 52Te2104 | 53yo2105 | 54Xe2106 | ||||||||||||||
| [X]6s:4f:5d:6p: | 55Cs1--- | 56Ba2--- | 57La2-1- | 58Ce211- | 59Pr23-- | 60nd24-- | 61horas25-- | 62Sm26-- | 63UE27-- | 64Dios271- | 65Tb 2 9 - -_ | 66Dy210-- | 67Ho211-- | 68Er212-- | 69Tm213-- | 70Yb214-- | 71Lu2141- | 72Hf2142- | 73Ta2143- | 74W2144- | 75Re2145- | 76Os2146- | 77Ir2147- | 78pt1149- | 79agosto11410- | 80Hg21410- | 81Tl214101 | 82Pb214102 | 83Bi214103 | 84Po214104 | 85a las214105 | 86Rn214106 |
| [Rn]7s:5f:6d:7p: | 87franco1--- | 88Ra2--- | 89Ac2-1- | Jue 902-2- | 91Pa221- | 92U231- | 93Np241- | 94Pu26-- | 95Am27-- | 96cm271- | 97Libro29-- | 98Cfr. 210-- | 99Es211-- | 100FM212-- | 101Md213-- | 102nº214-- | 103Lr214-1 | 104RF2142- | 105DB2143- | 106Sg2144- | 107Bh2145- | 108Hs2146- | 109Monte2147- | 110Ds2148- | 111Rg2149- | 112Cn21410- | 113Nh214101 | 114fl214102 | 115Mc214103 | 116Nivel214104 | 117Tes214105 | 118Og214106 |
| bloque sbloque fbloque dbloque p |
Nombres y números de grupo
Según una convención de nomenclatura internacional, los grupos se numeran numéricamente del 1 al 18 desde la columna más a la izquierda (los metales alcalinos) hasta la columna más a la derecha (los gases nobles). Los grupos de bloques f se ignoran en esta numeración. Los grupos también se pueden nombrar por su primer elemento, por ejemplo, el "grupo escandio" para el grupo 3.Anteriormente, los grupos se conocían por números romanos. En Estados Unidos, los números romanos iban seguidos de una "A" si el grupo estaba en el bloque s o p, o una "B" si el grupo estaba en el bloque d. Los números romanos utilizados corresponden al último dígito de la convención de nomenclatura actual (por ejemplo, los elementos del grupo 4 eran el grupo IVB y los elementos del grupo 14 eran el grupo IVA). En Europa, las letras eran similares, excepto que se usaba "A" si el grupo estaba antes del grupo 10, y "B" para los grupos que incluían y después del grupo 10. Además, los grupos 8, 9 y 10 solían tratarse como un grupo de tamaño triple, conocido colectivamente en ambas notaciones como grupo VIII. En 1988, se puso en uso el nuevo sistema de nombres de la IUPAC (1–18) y los antiguos nombres de grupo (I–VIII) quedaron en desuso.
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- t
- mi
Grupos en la tabla periódica
| grupo de la IUPAC | 1 | 2 | n / A | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | dieciséis | 17 | 18 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Mendeleiev (I-VIII) | yo | II | IIIB | IVB | VB | VIB | VI | VIIIB | YO | IIB | IIIB | IVB | VB | VIB | VI | ||||
| CAS (EE. UU., ABA) | I A | IIA | IIIB | IVB | VB | VIB | VIIB | VIIIB | BI | IIB | IIIA | IVA | Virginia | A TRAVÉS DE | VIIA | VIIIA | |||
| antigua IUPAC (Europa, AB) | I A | IIA | IIIA | IVA | Virginia | A TRAVÉS DE | VIIA | VIIIB | BI | IIB | IIIB | IVB | VB | VIB | VIIB | 0 | |||
| Nombre trivial | H y metales alcalinos | Metales alcalinotérreos | metales de acuñación | Triciclos | tetrales | pnictógenos | calcógenos | halógenos | Gases nobles | ||||||||||
| Nombre por elemento | grupo de litio | grupo de berilio | grupo de escandio | grupo de titanio | grupo de vanadio | grupo cromo | grupo manganeso | grupo de hierro | grupo de cobalto | grupo de níquel | grupo de cobre | grupo de zinc | grupo de boro | grupo de carbono | grupo nitrógeno | grupo de oxígeno | grupo flúor | Grupo de helio o neón | |
| Periodo 1 | H | Él | |||||||||||||||||
| Período 2 | li | Ser | B | C | norte | O | F | Nordeste | |||||||||||
| Período 3 | N / A | magnesio | Alabama | Si | PAGS | S | cl | Arkansas | |||||||||||
| Período 4 | k | California | Carolina del Sur | ti | V | cr | Minnesota | Fe | Co | Ni | cobre | zinc | Georgia | ge | Como | Se | hermano | kr | |
| Período 5 | Rb | señor | Y | Zr | Nótese bien | Mes | tc | ru | Rh | PD | Agricultura | Discos compactos | En | sn | Sb | Te | yo | Xe | |
| Período 6 | cs | Licenciado en Letras | La–Yb | Lu | H.f. | Ejército de reserva | W | Re | Os | ir | punto | Au | Hg | Tl | Pb | Bi | Correos | A | Rn |
| Período 7 | fr | Real academia de bellas artes | No. de CA | Lr | radiofrecuencia | DB | sg | bh | hs | Monte | Ds | Rg | cn | Nueva Hampshire | Florida | Mc | Lv | ts | og |
El grupo 1 está compuesto por hidrógeno (H) y los metales alcalinos. Los elementos del grupo tienen un electrón s en la capa de electrones externa. El hidrógeno no se considera un metal alcalino ya que no es un metal, aunque es más análogo a ellos que a cualquier otro grupo. Esto hace que el grupo sea algo excepcional.No tengo un número de grupoLa composición del grupo 3 no está acordada entre las fuentes: véase Tabla periódica#Grupo 3 y elemento del Grupo 3#Disputa sobre composición. Los textos generales de química inorgánica generalmente colocan el escandio (Sc), el itrio (Y), el lantano (La) y el actinio (Ac) en el grupo 3, de modo que Ce–Lu y Th–Lr se convierten en el bloque f entre los grupos 3 y 4. Sin embargo, las fuentes que estudian el tema suelen colocar el escandio, el itrio, el lutecio (Lu) y el laurencio (Lr) en el grupo 3, como se muestra aquí. Algunas fuentes, incluida la IUPAC, actualmente siguen un compromiso que coloca a La-Lu y Ac-Lr como las filas del bloque f, dejando ambiguos a los miembros más pesados del grupo 3. El arreglo con Sc, Y, Lu y Lr en el grupo 3 ha sido recomendado por un informe preliminar de la IUPAC de 2021 sobre esta cuestión.El grupo 18, los gases nobles, no fueron descubiertos en la época de la tabla original de Mendeleev. Más tarde (1902), Mendeleev aceptó la evidencia de su existencia y pudo colocarlos en un nuevo "grupo 0", de manera consistente y sin romper el principio de la tabla periódica.Los autores difieren sobre si el roentgenio (Rg) se considera un metal de acuñación. Está en el grupo 11, como los otros metales acuñados, y se espera que sea químicamente similar al oro. Por otro lado, al ser extremadamente radiactivo y de corta duración, en realidad no se puede utilizar para la acuñación como sugiere su nombre, y por esa razón a veces se excluye.Nombre del grupo recomendado por la IUPAC.
Formas de presentación
| Hidrógeno | Helio | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Litio | Berilio | Boro | Carbón | Nitrógeno | Oxígeno | Flúor | Neón | ||||||||||||||||||||||||
| Sodio | Magnesio | Aluminio | Silicio | Fósforo | Azufre | Cloro | Argón | ||||||||||||||||||||||||
| Potasio | Calcio | Escandio | Titanio | Vanadio | Cromo | Manganeso | Hierro | Cobalto | Níquel | Cobre | Zinc | Galio | Germanio | Arsénico | Selenio | Bromo | Criptón | ||||||||||||||
| Rubidio | Estroncio | Itrio | Circonio | Niobio | Molibdeno | tecnecio | Rutenio | Rodio | Paladio | Plata | Cadmio | indio | Estaño | Antimonio | Telurio | Yodo | Xenón | ||||||||||||||
| Cesio | Bario | Lantano | Cerio | Praseodimio | neodimio | Prometeo | Samario | europio | gadolinio | Terbio | disprosio | holmio | erbio | Tulio | Iterbio | lutecio | Hafnio | tantalio | Tungsteno | renio | Osmio | iridio | Platino | Oro | Mercurio (elemento) | talio | Guiar | Bismuto | Polonio | astato | Radón |
| francio | Radio | Actinio | torio | Protactinio | Uranio | Neptunio | Plutonio | Americio | Curio | Berkelio | Californio | einstenio | fermio | Mendelevio | Nobelio | Lawrence | Rutherfordio | dubnio | seaborgio | Bohrio | Hassio | meitnerio | Darmstadtio | Roentgenio | Copernicio | nihonio | Flerovio | moscovio | Livermorio | Tennessee | Oganesson |
32 columnas
| Hidrógeno | Helio | |||||||||||||||||
| Litio | Berilio | Boro | Carbón | Nitrógeno | Oxígeno | Flúor | Neón | |||||||||||
| Sodio | Magnesio | Aluminio | Silicio | Fósforo | Azufre | Cloro | Argón | |||||||||||
| Potasio | Calcio | Escandio | Titanio | Vanadio | Cromo | Manganeso | Hierro | Cobalto | Níquel | Cobre | Zinc | Galio | Germanio | Arsénico | Selenio | Bromo | Criptón | |
| Rubidio | Estroncio | Itrio | Circonio | Niobio | Molibdeno | tecnecio | Rutenio | Rodio | Paladio | Plata | Cadmio | indio | Estaño | Antimonio | Telurio | Yodo | Xenón | |
| Cesio | Bario | lutecio | Hafnio | tantalio | Tungsteno | renio | Osmio | iridio | Platino | Oro | Mercurio (elemento) | talio | Guiar | Bismuto | Polonio | astato | Radón | |
| francio | Radio | Lawrence | Rutherfordio | dubnio | seaborgio | Bohrio | Hassio | meitnerio | Darmstadtio | Roentgenio | Copernicio | nihonio | Flerovio | moscovio | Livermorio | Tennessee | Oganesson | |
| | ||||||||||||||||||
| Lantano | Cerio | Praseodimio | neodimio | Prometeo | Samario | europio | gadolinio | Terbio | disprosio | holmio | erbio | Tulio | Iterbio | |||||
| Actinio | torio | Protactinio | Uranio | Neptunio | Plutonio | Americio | Curio | Berkelio | Californio | einstenio | fermio | Mendelevio | Nobelio |
18 columnas
Por razones de espacio, la tabla periódica se presenta comúnmente con los elementos del bloque f recortados y colocados como una parte distinta debajo del cuerpo principal. Reduce el número de columnas de elementos de 32 a 18.
Ambas formas representan la misma tabla periódica. El formulario con el bloque f incluido en el cuerpo principal a veces se denomina formulario largo o de 32 columnas; el formulario con el bloque f recorta el formulario de 18 columnas o medio largo. El formulario de 32 columnas tiene la ventaja de mostrar todos los elementos en su secuencia correcta, pero tiene la desventaja de requerir más espacio. La forma elegida es una elección editorial y no implica ningún cambio de afirmación o declaración científica. Por ejemplo, al discutir la composición del grupo 3, las opciones se pueden mostrar por igual (sin prejuicios) en ambas formas.
Las tablas periódicas suelen mostrar al menos los símbolos de los elementos; muchos también brindan información adicional sobre los elementos, ya sea a través de códigos de colores o como datos en las celdas. La tabla anterior muestra los nombres y números atómicos de los elementos, y también sus bloques, ocurrencias naturales y pesos atómicos estándar. Para los elementos de vida corta sin pesos atómicos estándar, se utiliza en su lugar el número de masa del isótopo conocido más estable. Otras tablas pueden incluir propiedades como el estado de la materia, los puntos de fusión y ebullición, las densidades, así como proporcionar diferentes clasificaciones de los elementos.
Tendencias periódicas
Dichos elementos se colocan en el mismo grupo y, por lo tanto, tienden a existir claras similitudes y tendencias en el comportamiento químico a medida que se avanza en un grupo. Como las configuraciones análogas regresan a intervalos regulares, las propiedades de los elementos exhiben recurrencias periódicas, de ahí el nombre de la tabla periódica y la ley periódica. Estas recurrencias periódicas se notaron mucho antes de que se desarrollara la teoría subyacente que las explica.
Por ejemplo, la valencia de un elemento puede definirse como el número de átomos de hidrógeno que pueden combinarse con él para formar un hidruro binario simple, o como el doble del número de átomos de oxígeno que pueden combinarse con él para formar un óxido binario simple (es decir, no un peróxido o un superóxido). Las valencias de los elementos del grupo principal están directamente relacionadas con el número de grupo: los hidruros de los grupos principales 1–2 y 13–17 siguen las fórmulas MH, MH 2, MH 3, MH 4, MH 3, MH 2 y finalmente M. H. En cambio, los óxidos más altos aumentan de valencia, siguiendo las fórmulas M 2 O, MO, M 2 O 3, MO 2, M 2 O5, MO 3, M 2 O 7. La configuración electrónica sugiere una explicación fácil a partir del número de electrones disponibles para el enlace, aunque una explicación completa requiere considerar la energía que se liberaría al formar compuestos con diferentes valencias en lugar de considerar simplemente las configuraciones electrónicas por sí solas. Hoy en día, la noción de valencia se ha ampliado con la del estado de oxidación, que es la carga formal que queda en un elemento cuando todos los demás elementos de un compuesto han sido eliminados como iones.
Como los elementos del mismo grupo comparten las mismas configuraciones de valencia, por lo general exhiben un comportamiento químico similar. Por ejemplo, los metales alcalinos del primer grupo tienen todos un electrón de valencia y forman una clase de elementos muy homogénea: todos son metales blandos y reactivos. Sin embargo, hay muchos factores involucrados y los grupos a menudo pueden ser bastante heterogéneos. Por ejemplo, los elementos estables del grupo 14 comprenden un no metal (carbono), dos semiconductores (silicio y germanio) y dos metales (estaño y plomo). Sin embargo, están unidos por tener cuatro electrones de valencia.
Radio atómico
Los radios atómicos (el tamaño de los átomos) generalmente disminuyen de izquierda a derecha a lo largo de los elementos del grupo principal, porque la carga nuclear aumenta pero los electrones externos aún están en la misma capa. Sin embargo, al descender por una columna, los radios generalmente aumentan, porque los electrones más externos están en capas más altas que, por lo tanto, están más alejadas del núcleo.
En los elementos de transición, se llena una capa interna, pero el tamaño del átomo aún está determinado por los electrones externos. El aumento de la carga nuclear a lo largo de la serie y el mayor número de electrones internos para el blindaje se compensan entre sí, por lo que la disminución del radio es menor. Los átomos 4p y 5d, que aparecen inmediatamente después de la introducción de nuevos tipos de series de transición, son más pequeños de lo esperado.
Energía de ionización
La primera energía de ionización de un átomo es la energía necesaria para arrancarle un electrón. Esto varía con el radio atómico: la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba, porque los electrones que están más cerca del núcleo se mantienen más apretados y son más difíciles de eliminar. Por tanto, la energía de ionización se minimiza en el primer elemento de cada período, el hidrógeno y los metales alcalinos, y luego generalmente aumenta hasta que alcanza el gas noble en el borde derecho del período. Hay algunas excepciones a esta tendencia, como el oxígeno, donde el electrón que se elimina está emparejado y, por lo tanto, la repulsión interelectrónica hace que sea más fácil de eliminar de lo esperado.
En la serie de transición, los electrones externos se pierden preferentemente a pesar de que los orbitales internos se están llenando. Por ejemplo, en la serie 3d, los electrones 4s se pierden primero aunque los orbitales 3d se estén llenando. El efecto protector de agregar un electrón 3d adicional compensa aproximadamente el aumento de la carga nuclear y, por lo tanto, las energías de ionización permanecen casi constantes, aunque hay un pequeño aumento, especialmente al final de cada serie de transición.
Como los átomos de metal tienden a perder electrones en las reacciones químicas, la energía de ionización generalmente se correlaciona con la reactividad química, aunque también intervienen otros factores.
Afinidad electronica
La propiedad opuesta a la energía de ionización es la afinidad electrónica, que es la energía liberada al agregar un electrón al átomo. Un electrón que pasa será más fácilmente atraído por un átomo si siente la atracción del núcleo con más fuerza, y especialmente si hay un orbital externo disponible parcialmente lleno que pueda acomodarlo. Por lo tanto, la afinidad electrónica tiende a aumentar de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha. La excepción es la última columna, los gases nobles, que tienen una capa completa y no tienen espacio para otro electrón. Esto le da a los halógenos en la penúltima columna las afinidades electrónicas más altas.
Algunos átomos, como los gases nobles, no tienen afinidad electrónica: no pueden formar aniones estables en fase gaseosa. Los gases nobles, que tienen altas energías de ionización y ninguna afinidad electrónica, tienen poca inclinación a ganar o perder electrones y generalmente no son reactivos.
Ocurren algunas excepciones a las tendencias: el oxígeno y el flúor tienen afinidades electrónicas más bajas que sus homólogos más pesados, el azufre y el cloro, porque son átomos pequeños y, por lo tanto, el electrón recién agregado experimentaría una repulsión significativa de los ya presentes. Para los elementos no metálicos, la afinidad electrónica también se correlaciona de alguna manera con la reactividad, pero no perfectamente ya que están involucrados otros factores. Por ejemplo, el flúor tiene una afinidad electrónica más baja que el cloro, pero es más reactivo.
Electronegatividad
Otra propiedad importante de los elementos es su electronegatividad. Los átomos pueden formar enlaces covalentes entre sí compartiendo electrones en pares, creando una superposición de orbitales de valencia. El grado en que cada átomo atrae el par de electrones compartido depende de la electronegatividad del átomo, la tendencia de un átomo a ganar o perder electrones.El átomo más electronegativo tenderá a atraer más al par de electrones, y el menos electronegativo (o más electropositivo) lo atraerá menos. En casos extremos, se puede pensar que el electrón ha pasado completamente del átomo más electropositivo al más electronegativo, aunque esto es una simplificación. Luego, el enlace une dos iones, uno positivo (habiendo cedido el electrón) y otro negativo (habiéndolo aceptado), y se denomina enlace iónico.
La electronegatividad depende de la fuerza con la que el núcleo puede atraer un par de electrones, por lo que exhibe una variación similar a las otras propiedades ya discutidas: la electronegatividad tiende a disminuir de arriba a abajo y a subir de izquierda a derecha. Los metales alcalinos y alcalinotérreos se encuentran entre los elementos más electropositivos, mientras que los calcógenos, halógenos y gases nobles se encuentran entre los más electronegativos.
La electronegatividad generalmente se mide en la escala de Pauling, en la que el átomo reactivo más electronegativo (flúor) tiene una electronegatividad de 4,0 y el átomo menos electronegativo (cesio) tiene una electronegatividad de 0,79. (En teoría, el neón sería más electronegativo que el flúor, pero la escala de Pauling no puede medir su electronegatividad porque no forma enlaces covalentes).
La electronegatividad de un elemento varía con la identidad y el número de átomos a los que está unido, así como con la cantidad de electrones que ya ha perdido: un átomo se vuelve más electronegativo cuando ha perdido más electrones. Esto a veces hace una gran diferencia: el plomo en el estado de oxidación +2 tiene una electronegatividad de 1,87 en la escala de Pauling, mientras que el plomo en el estado de oxidación +4 tiene una electronegatividad de 2,33.
Metalicidad
Una sustancia simple es una sustancia formada por átomos de un elemento químico. Las sustancias simples de los átomos más electronegativos tienden a compartir electrones (formar enlaces covalentes) entre sí. Forman moléculas pequeñas (como el hidrógeno o el oxígeno, cuyos átomos se unen en pares) o estructuras gigantes que se extienden indefinidamente (como el carbono o el silicio). Los gases nobles simplemente permanecen como átomos individuales, ya que tienen una capa completa. Las sustancias compuestas de moléculas discretas o átomos individuales se mantienen unidas por fuerzas de atracción más débiles entre las moléculas, como la fuerza de dispersión de London: a medida que los electrones se mueven dentro de las moléculas, crean desequilibrios momentáneos de carga eléctrica, que inducen desequilibrios similares en las moléculas cercanas y crean movimientos sincronizados de electrones a través de muchas moléculas vecinas.
Sin embargo, los átomos más electropositivos tienden a perder electrones, creando un "mar" de electrones que envuelven a los cationes. Los orbitales externos de un átomo se superponen para compartir electrones con todos sus vecinos, creando una estructura gigante de orbitales moleculares que se extienden por toda la estructura. Este "mar" con carga negativa atrae a todos los iones y los mantiene unidos en un enlace metálico. Los elementos que forman dichos enlaces a menudo se denominan metales; los que no lo hacen a menudo se llaman no metales. Algunos elementos pueden formar múltiples sustancias simples con diferentes estructuras: estos se llaman alótropos. Por ejemplo, el diamante y el grafito son dos alótropos del carbono.
La metalicidad de un elemento se puede predecir a partir de las propiedades electrónicas. Cuando los orbitales atómicos se superponen durante un enlace metálico o covalente, crean orbitales moleculares tanto enlazantes como antienlazantes de igual capacidad, siendo los orbitales antienlazantes de mayor energía. El carácter de enlace neto ocurre cuando hay más electrones en los orbitales enlazantes que en los orbitales antienlazantes. El enlace metálico es posible cuando el número de electrones deslocalizados por cada átomo es menos del doble del número de orbitales que contribuyen a la superposición. Esta es la situación de los elementos de los grupos 1 a 13; también tienen muy pocos electrones de valencia para formar estructuras covalentes gigantes donde todos los átomos toman posiciones equivalentes y, por lo tanto, casi todos se metalizan. Las excepciones son el hidrógeno y el boro, que tienen una energía de ionización demasiado alta.2, y el boro forma una estructura covalente gigante basada en grupos icosaédricos B 12. En un metal, los orbitales de enlace y antienlace tienen energías superpuestas, lo que crea una sola banda a través de la cual los electrones pueden fluir libremente, lo que permite la conducción eléctrica.
En el grupo 14, se hacen posibles tanto los enlaces metálicos como los covalentes. En un cristal de diamante, los enlaces covalentes entre los átomos de carbono son fuertes, porque tienen un radio atómico pequeño y, por lo tanto, el núcleo tiene más control sobre los electrones. Por lo tanto, los orbitales enlazantes resultantes tienen una energía mucho menor que los orbitales antienlazantes, y no hay superposición, por lo que la conducción eléctrica se vuelve imposible: el carbono es un no metal. Sin embargo, el enlace covalente se vuelve más débil para los átomos más grandes, por lo que el silicio y el germanio tienen espacios de banda más pequeños y son semiconductores: los electrones pueden cruzar el espacio cuando se excitan térmicamente. Finalmente, la banda prohibida desaparece en el estaño, de modo que el estaño y el plomo se convierten en metales.
Los elementos de los grupos 15 a 17 tienen demasiados electrones para formar moléculas covalentes gigantes que se estiran en las tres dimensiones. Para los elementos más livianos, los enlaces en las moléculas diatómicas pequeñas son tan fuertes que se desfavorece una fase condensada: así nitrógeno (N 2), oxígeno (O 2), fósforo blanco (P 4), azufre (S 8) y el estable halógenos (F 2, Cl 2, Br 2, y I 2) forman fácilmente moléculas covalentes con pocos átomos. Los más pesados tienden a formar cadenas largas (por ejemplo, fósforo rojo, selenio gris, telurio) o estructuras en capas (por ejemplo, carbono como grafito, fósforo negro, arsénico gris, antimonio gris, bismuto) que solo se extienden en una o dos dimensiones en lugar de tres. Como estas estructuras no usan todos sus orbitales para enlazarse, terminan con bandas enlazantes, no enlazantes y antienlazantes en orden creciente de energía. De manera similar al grupo 14, los espacios de banda se reducen para los elementos más pesados y se hace posible el libre movimiento de electrones entre las cadenas o capas. Así, por ejemplo, el fósforo negro, el arsénico negro, el selenio gris, el telurio y el yodo son semiconductores; el arsénico gris, el antimonio gris y el bismuto son semimetales (que exhiben una conducción cuasi-metálica, con una superposición de bandas muy pequeña);Finalmente, los elementos naturales del grupo 18 permanecen todos como átomos individuales.
La línea divisoria entre metales y no metales es aproximadamente una diagonal desde la parte superior izquierda hasta la parte inferior derecha, y la serie de transición aparece a la izquierda de esta diagonal (ya que tienen muchos orbitales disponibles para superponerse). Esto es de esperar, ya que la metalicidad tiende a estar correlacionada con la electropositividad y la disposición a perder electrones, que aumenta de derecha a izquierda y de arriba hacia abajo. Así, los metales superan en gran medida a los no metales. Los elementos cercanos al límite son difíciles de clasificar: tienden a tener propiedades intermedias entre las de los metales y los no metales, y pueden tener algunas propiedades características de ambos. A menudo se denominan semimetales o metaloides.El término "semimetal" utilizado en este sentido no debe confundirse con su sentido físico estricto que tiene que ver con la estructura de la banda: el bismuto es físicamente un semimetal, pero los químicos generalmente lo consideran un metal.
La siguiente tabla considera los alótropos más estables en condiciones estándar. Los elementos de color amarillo forman sustancias simples que están bien caracterizadas por enlaces metálicos. Los elementos de color azul claro forman estructuras covalentes gigantes, mientras que los de color azul oscuro forman pequeñas moléculas unidas covalentemente que se mantienen unidas por fuerzas de van der Waals más débiles. Los gases nobles están coloreados en violeta: sus moléculas son átomos individuales y no se produce enlace covalente. Las celdas sombreadas son para elementos que no se han preparado en cantidades suficientes para que sus alótropos más estables se caractericen de esta manera. Las consideraciones teóricas sugieren que todos (o al menos casi todos) esos elementos se metalizarían si pudieran formar fases condensadas, aunque esto ha sido cuestionado por el copernicium,flerovio y oganesón.
| ocultarvtmiUnión de sustancias simples en la tabla periódica. | ||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | dieciséis | 17 | 18 | |||||||||||||||
| Grupo → | ||||||||||||||||||||||||||||||||
| ↓ Período | ||||||||||||||||||||||||||||||||
| 1 | H | Él | ||||||||||||||||||||||||||||||
| 2 | li | Ser | B | C | norte | O | F | Nordeste | ||||||||||||||||||||||||
| 3 | N / A | magnesio | Alabama | Si | PAGS | S | cl | Arkansas | ||||||||||||||||||||||||
| 4 | k | California | Carolina del Sur | ti | V | cr | Minnesota | Fe | Co | Ni | cobre | zinc | Georgia | ge | Como | Se | hermano | kr | ||||||||||||||
| 5 | Rb | señor | Y | Zr | Nótese bien | Mes | tc | ru | Rh | PD | Agricultura | Discos compactos | En | sn | Sb | Te | yo | Xe | ||||||||||||||
| 6 | cs | Licenciado en Letras | La | Ce | PR | Dakota del Norte | Pm | pequeño | UE | Di-s | Tuberculosis | dy | Ho | Eh | Tm | Yb | Lu | H.f. | Ejército de reserva | W | Re | Os | ir | punto | Au | Hg | Tl | Pb | Bi | Correos | A | Rn |
| 7 | fr | Real academia de bellas artes | C.A | el | Pensilvania | tu | Notario público | PU | Soy | Cm | negro | Cf. | ES | FM | Maryland | No | Lr | radiofrecuencia | DB | sg | bh | hs | Monte | Ds | Rg | cn | Nueva Hampshire | Florida | Mc | Lv | ts | og |
Metálico covalente gigante covalente molecular átomos individuales DesconocidoEl color de fondo muestra la unión de sustancias simples en la tabla periódica.
Hierro, un metal
Azufre, un no metal
Arsénico, un elemento a menudo llamado semimetal o metaloide.
Generalmente, los metales son brillantes y densos. Por lo general, tienen puntos de fusión y ebullición altos debido a la fuerza del enlace metálico y, a menudo, son maleables y dúctiles (se estiran y moldean fácilmente) porque los átomos pueden moverse entre sí sin romper el enlace metálico. Conducen la electricidad porque sus electrones pueden moverse libremente en las tres dimensiones. De manera similar, conducen el calor, que los electrones transfieren como energía cinética adicional: se mueven más rápido. Estas propiedades persisten en el estado líquido, ya que aunque la estructura cristalina se destruye al fundirse, los átomos aún se tocan y el enlace metálico persiste, aunque se debilita. Los metales tienden a ser reactivos con los no metales. Se pueden encontrar algunas excepciones a estas generalizaciones: por ejemplo, manganeso,el arsénico, el antimonio y el bismuto son frágiles; el cromo es extremadamente duro; el galio, el rubidio, el cesio y el mercurio son líquidos a temperatura ambiente o cerca de ella; y los metales nobles como el oro son químicamente muy inertes.
Los no metales exhiben diferentes propiedades. Los que forman cristales covalentes gigantes exhiben altos puntos de fusión y ebullición, ya que se necesita una energía considerable para superar los fuertes enlaces covalentes. Los que forman moléculas discretas se mantienen unidos principalmente por fuerzas de dispersión, que se superan más fácilmente; por lo tanto, tienden a tener puntos de fusión y ebullición más bajos, y muchos son líquidos o gases a temperatura ambiente. Los no metales a menudo tienen un aspecto aburrido. Tienden a ser reactivos con los metales, excepto los gases nobles, que son inertes con la mayoría de las sustancias. Son quebradizos cuando están sólidos ya que sus átomos se mantienen firmemente en su lugar. Son menos densos y conducen mal la electricidad porque no hay electrones móviles.Cerca del límite, las brechas de banda son pequeñas y, por lo tanto, muchos elementos en esa región son semiconductores. Nuevamente hay excepciones; por ejemplo, el diamante tiene la conductividad térmica más alta de todos los materiales conocidos, mayor que cualquier metal.
Es común designar una clase de metaloides que se extienden a ambos lados del límite entre metales y no metales, ya que los elementos en esa región son intermedios tanto en propiedades físicas como químicas. Sin embargo, no existe consenso en la literatura sobre qué elementos precisos deben designarse así. Cuando se utiliza tal categoría, generalmente se incluyen el boro, el silicio, el germanio, el arsénico, el antimonio y el telurio; pero la mayoría de las fuentes también incluyen otros elementos, sin acuerdo sobre qué elementos adicionales deben agregarse, y algunos otros se restan de esta lista en su lugar. Por ejemplo, la tabla periódica utilizada por la American Chemical Society incluye el polonio como metaloide, pero la utilizada por la Royal Society of Chemistry no, y la incluida en la Encyclopædia Britannica.no se refiere en absoluto a metaloides o semimetales.
Otras manifestaciones de la periodicidad
Existen algunas otras relaciones a lo largo de la tabla periódica entre elementos que no están en el mismo grupo, como las relaciones diagonales entre elementos que son adyacentes en diagonal (por ejemplo, litio y magnesio). También se pueden encontrar algunas similitudes entre los grupos principales y los grupos de metales de transición, o entre los primeros actínidos y los primeros metales de transición, cuando los elementos tienen el mismo número de electrones de valencia. Por lo tanto, el uranio se parece un poco al cromo y al tungsteno en el grupo 6, ya que los tres tienen seis electrones de valencia.
La primera fila de cada bloque tiende a mostrar propiedades bastante distintas de las otras filas, porque el primer orbital de cada tipo (1s, 2p, 3d, 4f, 5g, etc.) es significativamente más pequeño de lo esperado. El grado de anomalía es más alto para el bloque s, es moderado para el bloque p y es menos pronunciado para los bloques d y f.También existe una diferencia par-impar entre los periodos (excepto en el bloque s) que a veces se conoce como periodicidad secundaria: los elementos en periodos pares tienen radios atómicos más pequeños y prefieren perder menos electrones, mientras que los elementos en periodos impares (excepto el primero) difieren en la dirección opuesta. Por lo tanto, muchas propiedades en el bloque p muestran una tendencia en zigzag en lugar de una tendencia uniforme a lo largo del grupo. Por ejemplo, el fósforo y el antimonio en períodos impares del grupo 15 alcanzan fácilmente el estado de oxidación +5, mientras que el nitrógeno, el arsénico y el bismuto en períodos pares prefieren permanecer en +3.
Cuando los núcleos atómicos se cargan mucho, se necesita la relatividad especial para medir el efecto del núcleo en la nube de electrones. Estos efectos relativistas dan como resultado que los elementos pesados tengan cada vez más propiedades diferentes en comparación con sus homólogos más ligeros en la tabla periódica. Por ejemplo, los efectos relativistas explican por qué el oro es dorado y el mercurio es líquido. Se espera que estos efectos se vuelvan muy fuertes a fines del séptimo período, lo que podría conducir a un colapso de la periodicidad. Las configuraciones electrónicas y las propiedades químicas solo se conocen claramente hasta el elemento 108 (hasio), por lo que la caracterización química de los elementos más pesados sigue siendo un tema de investigación actual.
Muchas otras propiedades físicas de los elementos exhiben variaciones periódicas de acuerdo con la ley periódica, como puntos de fusión, puntos de ebullición, calores de fusión, calores de vaporización, energía de atomización, etc. Variaciones periódicas similares aparecen para los compuestos de los elementos, que pueden observarse comparando hidruros, óxidos, sulfuros, haluros, etc. Las propiedades químicas son más difíciles de describir cuantitativamente, pero también exhiben sus propias periodicidades. Los ejemplos incluyen cómo los estados de oxidación tienden a variar en pasos de 2 en los elementos del grupo principal, pero en pasos de 1 para los elementos de transición; la variación en las propiedades ácidas y básicas de los elementos y sus compuestos; las estabilidades de los compuestos; y métodos para aislar los elementos.La periodicidad se usa y se ha usado ampliamente para predecir las propiedades de nuevos elementos y compuestos nuevos desconocidos, y es fundamental para la química moderna.
Clasificación de elementos
Muchos términos se han utilizado en la literatura para describir conjuntos de elementos que se comportan de manera similar. Los nombres de grupo metal alcalino, metal alcalinotérreo, pnictógeno, calcógeno, halógeno y gas noble son reconocidos por la IUPAC; se puede hacer referencia a los otros grupos por su número o por su primer elemento (p. ej., el grupo 6 es el grupo cromo). Algunos dividen los elementos del bloque p de los grupos 13 a 16 por metalicidad, aunque no existe una definición de la IUPAC ni un consenso preciso sobre exactamente qué elementos deben considerarse metales, no metales o semimetales (a veces llamados metaloides).Tampoco existe un consenso sobre cómo deberían llamarse los metales que suceden a los metales de transición, y el metal posterior a la transición y el metal pobre se encuentran entre las posibilidades que se han utilizado. Algunas monografías avanzadas excluyen los elementos del grupo 12 de los metales de transición debido a sus propiedades químicas a veces bastante diferentes, pero esta no es una práctica universal.
Se considera que los lantánidos son los elementos La-Lu, que son todos muy similares entre sí: históricamente incluían solo Ce-Lu, pero el lantano se incluyó en el uso común. Los elementos de tierras raras (o metales de tierras raras) agregan escandio e itrio a los lantánidos. Análogamente, se considera que los actínidos son los elementos Ac–Lr (históricamente Th–Lr), aunque la variación de propiedades en este conjunto es mucho mayor que dentro de los lantánidos. La IUPAC recomienda los nombres lantanoides y actinoides para evitar ambigüedades, ya que el sufijo -uro generalmente denota un ion negativo; sin embargo, lantánidos y actínidossiguen siendo comunes.
Existen muchas más categorizaciones y se utilizan según ciertas disciplinas. En astrofísica, un metal se define como cualquier elemento con número atómico mayor que 2, es decir, cualquier cosa excepto hidrógeno y helio. El término "semimetal" tiene una definición diferente en física que en química: el bismuto es un semimetal según las definiciones físicas, pero los químicos generalmente lo consideran un metal. Algunos términos se utilizan ampliamente, pero sin una definición muy formal, como "metal pesado", al que se le ha dado una gama tan amplia de definiciones que ha sido criticado como "efectivamente sin sentido".
El alcance de los términos varía significativamente entre los autores. Por ejemplo, según la IUPAC, los gases nobles se extienden para incluir todo el grupo, incluido el elemento superpesado muy radiactivo oganesón. Sin embargo, entre aquellos que se especializan en los elementos superpesados, esto no se hace a menudo: en este caso, el "gas noble" generalmente se considera que implica el comportamiento no reactivo de los elementos más livianos del grupo. Dado que los cálculos generalmente predicen que el oganesón no debería ser particularmente inerte debido a los efectos relativistas, y es posible que ni siquiera sea un gas a temperatura ambiente si pudiera producirse a granel, su condición de gas noble a menudo se cuestiona en este contexto.Además, a veces se encuentran variaciones nacionales: en Japón, los metales alcalinotérreos a menudo no incluyen berilio y magnesio, ya que su comportamiento es diferente al de los metales más pesados del grupo 2.
Historia
Historia temprana
En 1817, el físico alemán Johann Wolfgang Döbereiner comenzó a formular uno de los primeros intentos de clasificar los elementos. En 1829, descubrió que podía formar algunos de los elementos en grupos de tres, con los miembros de cada grupo teniendo propiedades relacionadas. Llamó a estos grupos tríadas. El cloro, el bromo y el yodo formaban una tríada; al igual que el calcio, el estroncio y el bario; litio, sodio y potasio; y azufre, selenio y telurio. Hoy, todas estas tríadas forman parte de los grupos modernos. Varios químicos continuaron su trabajo y pudieron identificar cada vez más relaciones entre pequeños grupos de elementos. Sin embargo, no pudieron construir un esquema que los abarcara a todos.
El químico alemán Lothar Meyer notó las secuencias de propiedades químicas y físicas similares repetidas a intervalos periódicos. Según él, si los pesos atómicos se trazaran como ordenadas (es decir, verticalmente) y los volúmenes atómicos como abscisas (es decir, horizontalmente) —la curva obtuvo una serie de máximos y mínimos—, los elementos más electropositivos aparecerían en los picos de la curva en el orden de sus pesos atómicos. En 1864 se publicó un libro suyo; contenía una versión anterior de la tabla periódica que contenía 28 elementos y clasificaba los elementos en seis familias por su valencia; por primera vez, los elementos se habían agrupado según su valencia. Los trabajos sobre la organización de los elementos por peso atómico se habían visto obstaculizados hasta entonces por mediciones inexactas de los pesos atómicos.En 1868, revisó su tabla, pero esta revisión se publicó como borrador solo después de su muerte.
Mendeleiev
El avance definitivo vino del químico ruso Dmitri Mendeleev. Aunque otros químicos (incluido Meyer) habían encontrado otras versiones del sistema periódico aproximadamente al mismo tiempo, Mendeleev fue el más dedicado a desarrollar y defender su sistema, y fue su sistema el que más impactó a la comunidad científica. El 17 de febrero de 1869 (1 de marzo de 1869 en el calendario gregoriano), Mendeleev comenzó a ordenar los elementos y compararlos por sus pesos atómicos. Comenzó con unos pocos elementos y, a lo largo del día, su sistema creció hasta abarcar la mayoría de los elementos conocidos. Después de encontrar un arreglo consistente, su tabla impresa apareció en mayo de 1869 en la revista de la Sociedad Química Rusa.En algunos casos, parecía que faltaba un elemento en el sistema, y predijo audazmente que eso significaba que el elemento aún no se había descubierto. En 1871, Mendeleev publicó un artículo extenso, que incluía una forma actualizada de su tabla, que hacía explícitas sus predicciones para elementos desconocidos. Mendeleev predijo en detalle las propiedades de tres de estos elementos desconocidos: como les faltarían homólogos más pesados de boro, aluminio y silicio, los llamó eka-boro, eka-aluminio y eka-silicio ("eka" en sánscrito significa "una").
En 1875, el químico francés Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran, trabajando sin conocer la predicción de Mendeleev, descubrió un nuevo elemento en una muestra del mineral esfalerita y lo llamó galio. Aisló el elemento y comenzó a determinar sus propiedades. Mendeleev, leyendo la publicación de De Boisbaudran, envió una carta afirmando que el galio era su eka-aluminio predicho. Aunque Lecoq de Boisbaudran inicialmente se mostró escéptico y sospechó que Mendeleev estaba tratando de atribuirse el mérito de su descubrimiento, más tarde admitió que Mendeleev tenía razón.En 1879, el químico sueco Lars Fredrik Nilson descubrió un nuevo elemento, al que denominó escandio: resultó ser eka-boro. El eka-silicio fue encontrado en 1886 por el químico alemán Clemens Winkler, quien lo llamó germanio. Las propiedades del galio, el escandio y el germanio coincidían con lo que había predicho Mendeleev. En 1889, Mendeleev señaló en la Conferencia Faraday ante la Royal Institution de Londres que no esperaba vivir lo suficiente "para mencionar su descubrimiento a la Sociedad Química de Gran Bretaña como una confirmación de la exactitud y generalidad de la ley periódica". Incluso el descubrimiento de los gases nobles a fines del siglo XIX, que Mendeleev no había predicho, encajaba perfectamente en su esquema como un octavo grupo principal.
Sin embargo, Mendeleev tuvo algunos problemas para encajar los lantánidos conocidos en su esquema, ya que no exhibían el cambio periódico de valencias que tenían los otros elementos. Después de mucha investigación, el químico checo Bohuslav Brauner sugirió en 1902 que todos los lantánidos podrían colocarse juntos en un grupo en la tabla periódica. Llamó a esto la "hipótesis del asteroide" como una analogía astronómica: así como hay un cinturón de asteroides en lugar de un solo planeta entre Marte y Júpiter, el lugar debajo del itrio estaba ocupado por todos los lantánidos en lugar de un solo elemento.
Número atómico
Después de investigar la estructura interna del átomo, el físico aficionado holandés Antonius van den Broek propuso en 1913 que la carga nuclear determinaba la ubicación de los elementos en la tabla periódica. El físico neozelandés Ernest Rutherford acuñó la palabra "número atómico" para esta carga nuclear. En el artículo publicado de van der Broek, ilustró la primera tabla periódica electrónica que mostraba los elementos ordenados según el número de sus electrones. Rutherford confirmó en su artículo de 1914 que Bohr había aceptado el punto de vista de van der Broek.
El mismo año, el físico inglés Henry Moseley, utilizando espectroscopia de rayos X, confirmó experimentalmente la propuesta de van den Broek. Moseley determinó el valor de la carga nuclear de cada elemento desde el aluminio hasta el oro y demostró que el ordenamiento de Mendeleev en realidad coloca los elementos en orden secuencial por carga nuclear. La carga nuclear es idéntica al conteo de protones y determina el valor del número atómico (Z) de cada elemento. El uso del número atómico da una secuencia definitiva basada en números enteros para los elementos. La investigación de Moseley resolvió inmediatamente las discrepancias entre el peso atómico y las propiedades químicas; estos fueron casos como el telurio y el yodo, donde el número atómico aumenta pero el peso atómico disminuye.Aunque Moseley pronto murió en la Primera Guerra Mundial, el físico sueco Manne Siegbahn continuó su trabajo hasta el uranio y estableció que era el elemento con el número atómico más alto conocido entonces (92). Con base en la investigación de Moseley y Siegbahn, también se supo qué números atómicos correspondían a elementos faltantes aún por encontrar.
Capas de electrones
El físico danés Niels Bohr aplicó la idea de cuantización de Max Planck al átomo. Llegó a la conclusión de que los niveles de energía de los electrones estaban cuantificados: solo se permitía un conjunto discreto de estados de energía estables. Bohr luego intentó comprender la periodicidad a través de las configuraciones electrónicas, conjeturando en 1913 que los electrones internos deberían ser los responsables de las propiedades químicas del elemento. En 1913, produjo la primera tabla periódica electrónica basada en un átomo cuántico.
Bohr llamó a sus capas de electrones "anillos" en 1913: los orbitales atómicos dentro de las capas no existían en el momento de su modelo planetario. Bohr explica en la Parte 3 de su famoso artículo de 1913 que el máximo de electrones en una capa es ocho, y escribe: "Vemos, además, que un anillo de n electrones no puede girar en un solo anillo alrededor de un núcleo de carga ne a menos que n < 8." Para átomos más pequeños, las capas de electrones se llenarían de la siguiente manera: "los anillos de electrones solo se unirán si contienen el mismo número de electrones y, en consecuencia, el número de electrones en los anillos internos solo será 2, 4, 8". Sin embargo, en átomos más grandes, la capa más interna contendría ocho electrones: "por otro lado, el sistema periódico de los elementos sugiere fuertemente que ya en el neón N = 10 se producirá un anillo interno de ocho electrones".
| Elemento | electrones por capa |
|---|---|
| 4 | 2,2 |
| 6 | 2,4 |
| 7 | 4,3 |
| 8 | 4,2,2 |
| 9 | 4,4,1 |
| 10 | 8,2 |
| 11 | 8,2,1 |
| dieciséis | 8,4,2,2 |
| 18 | 8,8,2 |
El primero en expandir y corregir sistemáticamente los potenciales químicos de la teoría atómica de Bohr fue Walther Kossel en 1914 y en 1916. Kossel explicó que en la tabla periódica se crearían nuevos elementos a medida que se agregaran electrones a la capa externa. En el artículo de Kossel, escribe: "Esto lleva a la conclusión de que los electrones, que se agregan más, deben colocarse en anillos concéntricos o capas, en cada uno de los cuales... solo una cierta cantidad de electrones, a saber, ocho en nuestro Tan pronto como se completa un anillo o capa, se debe comenzar uno nuevo para el siguiente elemento; el número de electrones, que son más fácilmente accesibles y se encuentran en la periferia más externa, aumenta nuevamente del elemento a elemento y, por tanto, en la formación de cada nueva capa se repite la periodicidad química".
En un artículo de 1919, Irving Langmuir postuló la existencia de "células" que ahora llamamos orbitales, que solo podían contener dos electrones cada una, y que estaban dispuestas en "capas equidistantes" que ahora llamamos capas. Hizo una excepción para que la primera capa solo contuviera dos electrones. El químico Charles Rugeley Bury sugirió en 1921 que ocho y dieciocho electrones en una capa forman configuraciones estables. Bury propuso que las configuraciones electrónicas en los elementos de transición dependían de los electrones de valencia en su capa externa. Introdujo la palabra transición para describir los elementos que ahora se conocen como metales de transición o elementos de transición.La teoría cuántica aclaró que los metales de transición y los lantánidos formaban sus propios grupos separados, de transición entre los grupos principales, aunque algunos químicos ya habían propuesto tablas que los mostraban así antes: el químico inglés Henry Bassett lo hizo en 1892, el químico danés Julius Thomsen en 1895 y el químico suizo Alfred Werner en 1905. Bohr usó la forma de Thomsen en su Conferencia Nobel de 1922; El formulario de Werner es muy similar al formulario moderno de 32 columnas.
Impulsado por Bohr, Wolfgang Pauli abordó el problema de las configuraciones electrónicas en 1923. Pauli amplió el esquema de Bohr para usar cuatro números cuánticos y formuló su principio de exclusión que establecía que dos electrones no podían tener los mismos cuatro números cuánticos. Esto explicaba las longitudes de los periodos en la tabla periódica (2, 8, 18 y 32), que correspondían al número de electrones que podía ocupar cada capa. En 1925, Friedrich Hund llegó a configuraciones cercanas a las modernas. El principio de Aufbau que describe las configuraciones electrónicas de los elementos fue observado empíricamente por primera vez por Erwin Madelung en 1926 y publicado en 1936.
Elementos sintéticos
Para entonces, el grupo de elementos faltantes, desde el hidrógeno hasta el uranio, se había reducido a cuatro: los elementos 43, 61, 85 y 87 seguían faltando. El elemento 43 finalmente se convirtió en el primer elemento en sintetizarse artificialmente a través de reacciones nucleares en lugar de descubrirse en la naturaleza. Fue descubierto en 1937 por los químicos italianos Emilio Segrè y Carlo Perrier, quienes llamaron a su descubrimiento tecnecio, por la palabra griega para "artificial". Los elementos 61 (promethium) y 85 (astatine) también se produjeron artificialmente; El elemento 87 (francio) se convirtió en el último elemento descubierto en la naturaleza por la química francesa Marguerite Perey. Los elementos más allá del uranio también se descubrieron artificialmente, comenzando con el descubrimiento de neptunio de Edwin McMillan y Philip Abelson en 1940 (a través del bombardeo de uranio con neutrones).Glenn T. Seaborg y su equipo en el Laboratorio Nacional Lawrence Berkeley (LBNL) continuaron descubriendo elementos transuránicos, comenzando con el plutonio, y descubrieron que, contrariamente al pensamiento anterior, los elementos del actinio en adelante eran congéneres de los lantánidos en lugar de metales de transición. Bassett (1892), Werner (1905) y el ingeniero francés Charles Janet (1928) habían sugerido esto anteriormente, pero sus ideas no recibieron aceptación general. Seaborg los llamó así los actínidos. Los elementos hasta el 101 se sintetizaron mediante irradiación de neutrones o partículas alfa, o en explosiones nucleares en los casos del 99 (einstenio) y 100 (fermio).
Surgió una controversia significativa con los elementos 102 a 106 en las décadas de 1960 y 1970, cuando surgió la competencia entre el equipo LBNL (ahora dirigido por Albert Ghiorso) y un equipo de científicos soviéticos en el Instituto Conjunto de Investigación Nuclear (JINR) dirigido por Georgy Flyorov. Cada equipo reclamó el descubrimiento y, en algunos casos, cada uno propuso su propio nombre para el elemento, lo que generó una controversia sobre el nombre del elemento que duró décadas. Estos elementos se formaron por bombardeo de actínidos con iones ligeros.Al principio, la IUPAC adoptó un enfoque de no intervención, prefiriendo esperar y ver si se llegaba a un consenso. Desafortunadamente, también fue el apogeo de la Guerra Fría, y después de un tiempo quedó claro que esto no sucedería. Como tal, la IUPAC y la Unión Internacional de Física Pura y Aplicada (IUPAP) crearon un Grupo de Trabajo de Transfermio (TWG, siendo el fermio el elemento 100) en 1985 para establecer criterios para el descubrimiento. Después de más controversias, estos elementos recibieron sus nombres finales en 1997, incluido seaborgio (106) en honor a Seaborg.
Los criterios del TWG se utilizaron para arbitrar reclamos de descubrimiento de elementos posteriores de institutos de investigación en Alemania (GSI), Rusia (JINR) y Japón (Riken). Actualmente, la consideración de las afirmaciones de descubrimiento la lleva a cabo un Grupo de Trabajo Conjunto IUPAC/IUPAP. Una vez que se asignó la prioridad, los elementos se agregaron oficialmente a la tabla periódica y se invitó a los descubridores a proponer sus nombres. Para 2016, esto había ocurrido para todos los elementos hasta el 118, completando así las primeras siete filas de la tabla periódica.Los descubrimientos de elementos más allá del 106 fueron posibles gracias a técnicas ideadas por Yuri Oganessian en el JINR: la fusión fría (bombardeo de plomo y bismuto por iones pesados) hizo posible los descubrimientos de 1981 a 2004 de los elementos 107 a 112 en GSI y 113 en Riken, y dirigió el equipo JINR (en colaboración con científicos estadounidenses) para descubrir los elementos 114 a 118 mediante fusión en caliente (bombardeo de actínidos por iones de calcio) en 1998-2010. El elemento más pesado conocido, oganesson (118), recibe su nombre en su honor. El elemento 114 se llama flerovium en honor a su predecesor y mentor Flyorov.
En celebración del 150 aniversario de la tabla periódica, las Naciones Unidas declararon el año 2019 como el Año Internacional de la Tabla Periódica, celebrando "uno de los logros más significativos de la ciencia". Hoy en día, la tabla periódica se encuentra entre los íconos más reconocibles de la química. Actualmente, la IUPAC está involucrada en muchos procesos relacionados con la tabla periódica: el reconocimiento y la denominación de nuevos elementos, la recomendación de números de grupo y nombres colectivos, la determinación de qué elementos pertenecen al grupo 3 y la actualización de los pesos atómicos.
Preguntas actuales
Aunque la tabla periódica moderna es estándar hoy en día, se pueden encontrar algunas variaciones en el período 1 y el grupo 3. Se está debatiendo sobre la ubicación de los elementos relevantes. La controversia tiene que ver con interpretaciones contradictorias sobre si las propiedades químicas o electrónicas deben decidir principalmente la ubicación de la tabla periódica y puntos de vista contradictorios sobre cómo se debe usar la evidencia. Las investigaciones teóricas de los elementos superpesados han planteado un problema potencial similar, cuyas químicas pueden no encajar en su posición actual en la tabla periódica.
Periodo 1
Por lo general, el hidrógeno se coloca en el grupo 1 y el helio en el grupo 18: esta es la ubicación que se encuentra en la tabla periódica de la IUPAC. Se pueden encontrar algunas variaciones en estos dos asuntos.
Al igual que los metales del grupo 1, el hidrógeno tiene un electrón en su capa más externa y normalmente pierde su único electrón en las reacciones químicas. Tiene algunas propiedades químicas similares a las de los metales, pudiendo desplazar algunos metales de sus sales. Pero el hidrógeno forma un gas no metálico diatómico en condiciones estándar, a diferencia de los metales alcalinos que son metales sólidos reactivos. Esto y la formación de hidruros del hidrógeno, en los que gana un electrón, lo acercan a las propiedades de los halógenos que hacen lo mismo. Además, los dos halógenos más ligeros (flúor y cloro) son gaseosos como el hidrógeno en condiciones estándar. Por lo tanto, el hidrógeno tiene propiedades que corresponden tanto a las de los metales alcalinos como a las de los halógenos, pero no coincide perfectamente con ninguno de los dos grupos y, por lo tanto, es difícil ubicarlo por su química.Por lo tanto, aunque predomina la ubicación electrónica del hidrógeno en el grupo 1, algunos arreglos más raros muestran hidrógeno en el grupo 17, hidrógeno duplicado en ambos grupos 1 y 17, o lo hacen flotar por separado de todos los grupos.
El helio es un gas noble no reactivo en condiciones estándar y tiene una capa exterior completa: estas propiedades son como las de los gases nobles del grupo 18, pero no como las de los metales alcalinotérreos reactivos del grupo 2. Por lo tanto, el helio se coloca casi universalmente en grupo 18 con el que mejor coinciden sus propiedades. Sin embargo, el helio solo tiene dos electrones externos en su capa externa, mientras que los otros gases nobles tienen ocho; y es un elemento del bloque s, mientras que todos los demás gases nobles son elementos del bloque p. Además, el helio sólido cristaliza en una estructura compacta hexagonal, que coincide con el berilio y el magnesio en el grupo 2, pero no con los otros gases nobles del grupo 18. De esta manera, el helio se combina mejor con los metales alcalinotérreos.Por lo tanto, rara vez se pueden encontrar tablas con hidrógeno y helio flotando fuera de todos los grupos. Algunos químicos han abogado por que se adopte la ubicación electrónica en el grupo 2 para el helio. Los argumentos a favor de esto a menudo se basan en la tendencia de anomalía de primera fila, ya que el helio como primer elemento antes que los metales alcalinotérreos se destaca como anómalo de una manera que no lo hace el helio como primer gas noble.
Grupo 3
Sc, Y, Lu, Lr
| Hidrógeno | Helio | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Litio | Berilio | Boro | Carbón | Nitrógeno | Oxígeno | Flúor | Neón | ||||||||||||||||||||||||
| Sodio | Magnesio | Aluminio | Silicio | Fósforo | Azufre | Cloro | Argón | ||||||||||||||||||||||||
| Potasio | Calcio | Escandio | Titanio | Vanadio | Cromo | Manganeso | Hierro | Cobalto | Níquel | Cobre | Zinc | Galio | Germanio | Arsénico | Selenio | Bromo | Criptón | ||||||||||||||
| Rubidio | Estroncio | Itrio | Circonio | Niobio | Molibdeno | tecnecio | Rutenio | Rodio | Paladio | Plata | Cadmio | indio | Estaño | Antimonio | Telurio | Yodo | Xenón | ||||||||||||||
| Cesio | Bario | Lantano | Cerio | Praseodimio | neodimio | Prometeo | Samario | europio | gadolinio | Terbio | disprosio | holmio | erbio | Tulio | Iterbio | lutecio | Hafnio | tantalio | Tungsteno | renio | Osmio | iridio | Platino | Oro | Mercurio (elemento) | talio | Guiar | Bismuto | Polonio | astato | Radón |
| francio | Radio | Actinio | torio | Protactinio | Uranio | Neptunio | Plutonio | Americio | Curio | Berkelio | Californio | einstenio | fermio | Mendelevio | Nobelio | Lawrence | Rutherfordio | dubnio | seaborgio | Bohrio | Hassio | meitnerio | Darmstadtio | Roentgenio | Copernicio | nihonio | Flerovio | moscovio | Livermorio | Tennessee | Oganesson |
Sc, Y, La, Ac
| Hidrógeno | Helio | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Litio | Berilio | Boro | Carbón | Nitrógeno | Oxígeno | Flúor | Neón | ||||||||||||||||||||||||
| Sodio | Magnesio | Aluminio | Silicio | Fósforo | Azufre | Cloro | Argón | ||||||||||||||||||||||||
| Potasio | Calcio | Escandio | Titanio | Vanadio | Cromo | Manganeso | Hierro | Cobalto | Níquel | Cobre | Zinc | Galio | Germanio | Arsénico | Selenio | Bromo | Criptón | ||||||||||||||
| Rubidio | Estroncio | Itrio | Circonio | Niobio | Molibdeno | tecnecio | Rutenio | Rodio | Paladio | Plata | Cadmio | indio | Estaño | Antimonio | Telurio | Yodo | Xenón | ||||||||||||||
| Cesio | Bario | Lantano | Cerio | Praseodimio | neodimio | Prometeo | Samario | europio | gadolinio | Terbio | disprosio | holmio | erbio | Tulio | Iterbio | lutecio | Hafnio | tantalio | Tungsteno | renio | Osmio | iridio | Platino | Oro | Mercurio (elemento) | talio | Guiar | Bismuto | Polonio | astato | Radón |
| francio | Radio | Actinio | torio | Protactinio | Uranio | Neptunio | Plutonio | Americio | Curio | Berkelio | Californio | einstenio | fermio | Mendelevio | Nobelio | Lawrence | Rutherfordio | dubnio | seaborgio | Bohrio | Hassio | meitnerio | Darmstadtio | Roentgenio | Copernicio | nihonio | Flerovio | moscovio | Livermorio | Tennessee | Oganesson |
Las tablas periódicas publicadas muestran variaciones con respecto a los miembros más pesados del grupo 3, que comienza con escandio e itrio. Son más comúnmente lantano y actinio, pero hay muchos argumentos físicos y químicos que deberían ser lutecio y laurencio. A veces también se puede encontrar un compromiso, en el que los espacios debajo del itrio se dejan en blanco. Esto deja ambiguo si el grupo solo contiene escandio e itrio, o si también se extiende para incluir los treinta lantánidos y actínidos.SC, Y
| Hidrógeno | Helio | |||||||||||||||||||||||||||||||
| Litio | Berilio | Boro | Carbón | Nitrógeno | Oxígeno | Flúor | Neón | |||||||||||||||||||||||||
| Sodio | Magnesio | Aluminio | Silicio | Fósforo | Azufre | Cloro | Argón | |||||||||||||||||||||||||
| Potasio | Calcio | Escandio | Titanio | Vanadio | Cromo | Manganeso | Hierro | Cobalto | Níquel | Cobre | Zinc | Galio | Germanio | Arsénico | Selenio | Bromo | Criptón | |||||||||||||||
| Rubidio | Estroncio | Itrio | Circonio | Niobio | Molibdeno | tecnecio | Rutenio | Rodio | Paladio | Plata | Cadmio | indio | Estaño | Antimonio | Telurio | Yodo | Xenón | |||||||||||||||
| Cesio | Bario | Lantano | Cerio | Praseodimio | neodimio | Prometeo | Samario | europio | gadolinio | Terbio | disprosio | holmio | erbio | Tulio | Iterbio | lutecio | Hafnio | tantalio | Tungsteno | renio | Osmio | iridio | Platino | Oro | Mercurio (elemento) | talio | Guiar | Bismuto | Polonio | astato | Radón | |
| francio | Radio | Actinio | torio | Protactinio | Uranio | Neptunio | Plutonio | Americio | Curio | Berkelio | Californio | einstenio | fermio | Mendelevio | Nobelio | Lawrence | Rutherfordio | dubnio | seaborgio | Bohrio | Hassio | meitnerio | Darmstadtio | Roentgenio | Copernicio | nihonio | Flerovio | moscovio | Livermorio | Tennessee | Oganesson |
SC, Y, *, **
| Hidrógeno | Helio | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Litio | Berilio | Boro | Carbón | Nitrógeno | Oxígeno | Flúor | Neón | ||||||||||||||||||||||||
| Sodio | Magnesio | Aluminio | Silicio | Fósforo | Azufre | Cloro | Argón | ||||||||||||||||||||||||
| Potasio | Calcio | Escandio | Titanio | Vanadio | Cromo | Manganeso | Hierro | Cobalto | Níquel | Cobre | Zinc | Galio | Germanio | Arsénico | Selenio | Bromo | Criptón | ||||||||||||||
| Rubidio | Estroncio | Itrio | Circonio | Niobio | Molibdeno | tecnecio | Rutenio | Rodio | Paladio | Plata | Cadmio | indio | Estaño | Antimonio | Telurio | Yodo | Xenón | ||||||||||||||
| Cesio | Bario | Lantano | Cerio | Praseodimio | neodimio | Prometeo | Samario | europio | gadolinio | Terbio | disprosio | holmio | erbio | Tulio | Iterbio | lutecio | Hafnio | tantalio | Tungsteno | renio | Osmio | iridio | Platino | Oro | Mercurio (elemento) | talio | Guiar | Bismuto | Polonio | astato | Radón |
| francio | Radio | Actinio | torio | Protactinio | Uranio | Neptunio | Plutonio | Americio | Curio | Berkelio | Californio | einstenio | fermio | Mendelevio | Nobelio | Lawrence | Rutherfordio | dubnio | seaborgio | Bohrio | Hassio | meitnerio | Darmstadtio | Roentgenio | Copernicio | nihonio | Flerovio | moscovio | Livermorio | Tennessee | Oganesson |
El lantano se colocó inicialmente como el primero de los elementos 5d ya que su configuración ([Xe]5d 6s) agregó un electrón d al elemento anterior, el bario ([Xe]6s). Esto lo convirtió en el tercer miembro del grupo 3, seguido de cerio a lutecio como bloque f, que luego dividió el bloque d en dos. Mientras tanto, según las configuraciones conocidas en ese momento, se pensó que el lutecio ([Xe] 4f 5d 6s) agregó el último electrón 4f a la configuración de iterbio (entonces se pensó que era [Xe] 4f 5d 6s). Por lo tanto, el bloque d se dividió en dos: después de que el lantano llenó el primer electrón d, el cerio a lutecio siguió como bloque f, antes de que el bloque d se reanudara con hafnio a través de mercurio.
Pero en 1937, se descubrió que la configuración del iterbio se había determinado erróneamente y en realidad era [Xe]4f 6s. Eso significaba que la subcapa 4f completó el llenado en iterbio en lugar de lutecio como se había pensado anteriormente. Así, en 1948 los físicos soviéticos Lev Landau y Evgeny Lifshitz señalaron en su Curso de física teórica que las nuevas configuraciones sugerían que el primer elemento 5d era lutecio y no lantano. Esto evita la división del bloque d al permitir que el bloque f (ahora de lantano a iterbio) preceda al bloque d (de lutecio a mercurio) de acuerdo con el principio de Aufbau.Werner había adoptado previamente tal ubicación en 1905 (aunque aún no se había descubierto el lutecio) y Janet en 1928. La aparición temprana de un electrón d en el lantano podría considerarse simplemente otro caso de una configuración anómala; apoyando este argumento, la mayoría de los lantánidos y actínidos tienen una configuración f s en lugar de una f d s en el estado fundamental, como cabría esperar si el bloque f comenzara en el lantano y su configuración fuera simplemente una excepción a la configuración general. regla. Varios físicos y químicos en las décadas siguientes apoyaron esta reasignación basándose en otras propiedades físicas y químicas de los elementos involucrados,aunque esta evidencia a su vez ha sido criticada por haber sido elegida selectivamente. La mayoría de los autores no hicieron el cambio.
En 1988, se publicó un informe de la IUPAC que tocaba el tema. Si bien escribió que las configuraciones electrónicas estaban a favor de la nueva asignación del grupo 3 con lutecio y laurencio, en cambio decidió un compromiso en el que los puntos inferiores del grupo 3 se dejaron en blanco, porque la forma tradicional con lantano y actinio seguía siendo popular. Esto es similar a la hipótesis del asteroide de 1902 de Brauner; hace que el bloque f aparezca con 15 elementos a pesar de que la mecánica cuántica dicta que debería tener 14, y no deja claro si el grupo 3 contiene solo escandio e itrio, o si contiene todos los lantánidos y actínidos además.El siguiente Libro Rojo de la IUPAC (una colección de reglas de nomenclatura para la química inorgánica) de 1990 mostraba la tabla periódica en tres formatos, 8 columnas (basado en el original de Mendeleev), 18 columnas y 32 columnas; los dos primeros mostraron el compromiso con todos los lantánidos y actínidos en el grupo 3, pero el tercero mostró lutecio y laurencio solos bajo itrio en el grupo 3. En 2005, los formularios de 8 y 32 columnas se eliminaron del Libro Rojo de la IUPAC, dejando sólo la versión de compromiso en formato de 18 columnas.
El compromiso de la IUPAC no detuvo el debate. La mayoría de las fuentes que se centraron en la pregunta apoyaron la reasignación, pero algunos autores argumentaron en cambio a favor de la forma tradicional con lantano como el primer elemento 5d, lo que a veces dio lugar a un furioso debate. Una minoría de libros de texto aceptó la reasignación, pero la mayoría mostró la forma anterior o el compromiso de la IUPAC.
En 2015 la IUPAC inició un proyecto para decidir si el lantano o el lutecio debía ir en el grupo 3, presidido por Eric Scerri, químico y filósofo de la ciencia de origen maltés. Consideró que la pregunta era "de considerable importancia" para químicos, físicos y estudiantes, y señaló que la variación en las tablas periódicas publicadas sobre este punto generalmente desconcertaba a estudiantes e instructores. De él apareció un informe provisional en 2021, que estaba a favor del lutecio como primer elemento 5d. Las razones dadas fueron para mostrar todos los elementos en orden creciente de número atómico, evitar la división del bloque d y hacer que los bloques sigan los anchos que exige la mecánica cuántica (2, 6, 10 y 14). El proyecto finalizó ese año.Actualmente, el sitio web de la IUPAC sobre la tabla periódica aún muestra el compromiso de 1988, pero menciona el problema del grupo 3 y el proyecto para resolverlo, y escribe "Stay tune[d]".
Elementos superpesados
Aunque se han descubierto todos los elementos hasta oganesson (elemento 118), la química de los elementos más allá del hassio (elemento 108) no se comprende bien. De estos, solo se han investigado experimentalmente copernicium (elemento 112), nihonium (elemento 113) y flerovium (elemento 114); estas investigaciones hasta el momento no han producido resultados concluyentes.
Algunos de los elementos anteriores al hassio pueden comportarse de manera diferente a lo que se predice por extrapolación, debido a efectos relativistas. Por ejemplo, la extrapolación sugeriría que el copernicio y el flerovio se comportan como metales, al igual que sus respectivos congéneres más ligeros, el mercurio y el plomo. Algunas predicciones que consideran los efectos relativistas están de acuerdo, pero otras predicciones similares esperan que posiblemente muestren algunas propiedades similares a las de los gases nobles, aunque ninguno se coloca en el grupo 18 con los otros gases nobles. La evidencia experimental actual aún deja la pregunta abierta. Se ha predicho que Oganesson (elemento 118) es un semiconductor sólido en condiciones estándar, similar al silicio en el grupo 14, a pesar de estar en el grupo 18; no se han realizado experimentos para confirmar o refutar esta predicción.
Algunos científicos han argumentado que si estos elementos superpesados realmente tienen propiedades diferentes a las que sugiere su posición en la tabla periódica, la tabla periódica debería modificarse para colocarlos con elementos químicamente más similares. Por otro lado, otros han argumentado que la tabla periódica debería reflejar la estructura atómica en lugar de las propiedades químicas y se oponen a tal cambio.
Prórroga futura más allá del séptimo período
Los elementos nombrados más recientemente, nihonio (113), moscovio (115), tennessine (117) y oganesson (118), completaron la séptima fila de la tabla periódica. Los elementos futuros tendrían que comenzar una octava fila. Se puede hacer referencia a estos elementos por sus números atómicos (por ejemplo, "elemento 119"), o por los nombres de elementos sistemáticos de la IUPAC que se relacionan directamente con los números atómicos (por ejemplo, "ununennium" para el elemento 119, derivado del latín unus "uno", griego ennea "nueve", y el tradicional sufijo -ium para elementos metálicos).Todos los intentos de sintetizar tales elementos han fracasado hasta ahora. Un intento de hacer el elemento 119 ha estado en curso desde 2018 en el instituto de investigación Riken en Japón. El Instituto Conjunto para la Investigación Nuclear en Rusia también planea hacer sus propios intentos de sintetizar los primeros elementos del período 8.
Actualmente, continúa la discusión sobre si este futuro octavo período debería seguir el patrón establecido por los períodos anteriores o no, ya que los cálculos predicen que, en este punto, los efectos relativistas deberían dar lugar a desviaciones significativas de la regla de Madelung. Se han sugerido varios modelos diferentes. Todos están de acuerdo en que el octavo período debería comenzar como los anteriores con dos elementos 8s, y que luego debería seguir una nueva serie de elementos del bloque g que llenan los orbitales 5g, pero las configuraciones precisas calculadas para estos elementos 5g varían ampliamente entre las fuentes.. Más allá de esta serie 5g, los cálculos no se ponen de acuerdo sobre lo que debería seguir exactamente. Se espera que las capas 5g, 6f, 7d y 8p se llenen aproximadamente en ese orden, pero es probable que se mezclen entre sí y con las subcapas 9s y 9p.Scerri ha planteado la cuestión de si una tabla periódica ampliada debería tener en cuenta el fallo de la regla de Madelung en esta región, o si tales excepciones deberían ignorarse. La estructura de la capa también puede ser bastante formal en este punto: ya se espera que la distribución de electrones en un átomo de oganesson sea bastante uniforme, sin una estructura de capa perceptible.
La estabilidad nuclear probablemente será un factor decisivo que limitará el número de elementos posibles. Depende del equilibrio entre la repulsión eléctrica entre los protones y la fuerte fuerza que une los protones y los neutrones. Los protones y los neutrones están dispuestos en capas, al igual que los electrones, por lo que una capa cerrada puede aumentar significativamente la estabilidad: los núcleos superpesados conocidos existen debido a ese cierre de capa. Probablemente estén cerca de una isla de estabilidad predicha, donde los nucleidos superpesados deberían tener vidas medias significativamente más largas: las predicciones van desde minutos o días hasta millones o miles de millones de años.Sin embargo, a medida que el número de protones aumenta más allá de aproximadamente 126, este efecto estabilizador debería desaparecer cuando se pasa por una capa cerrada. No está claro si existen cierres de capa más alejados, debido a una mancha esperada de distintas capas nucleares (como ya se espera para las capas de electrones en oganesson). Además, incluso si existieran cierres de capa posteriores, no está claro si permitirían la existencia de elementos tan pesados. Como tal, puede ser que la tabla periódica prácticamente termine alrededor del elemento 120, ya que los elementos se vuelven demasiado efímeros para observarlos; la era del descubrimiento de nuevos elementos estaría así próxima a su fin.
Alternativamente, la materia de los quarks puede volverse estable en números de masa altos, en los que el núcleo está compuesto de quarks que fluyen libremente hacia arriba y hacia abajo en lugar de unirlos en protones y neutrones; esto crearía un continente de estabilidad en lugar de una isla. Pueden entrar en juego otros efectos: por ejemplo, en elementos muy pesados, es probable que los electrones 1s pasen una cantidad significativa de tiempo tan cerca del núcleo que en realidad están dentro de él, lo que los haría vulnerables a la captura de electrones.
Incluso si los elementos de la octava fila pueden existir, es probable que su producción sea difícil, y debería volverse aún más difícil a medida que aumenta el número atómico. Aunque se espera que los elementos 8s sean accesibles con los medios actuales, se espera que los primeros elementos 5g requieran nueva tecnología, si es que se pueden producir. La caracterización química experimental de estos elementos también supondría un gran reto.
Tablas periódicas alternativas
La ley periódica se puede representar de múltiples formas, de las cuales la tabla periódica estándar es solo una. Dentro de los 100 años posteriores a la aparición de la tabla de Mendeleev en 1869, Edward G. Mazurs había recopilado aproximadamente 700 versiones publicadas diferentes de la tabla periódica. Muchas formas conservan la estructura rectangular, incluida la tabla periódica del paso izquierdo de Janet (en la foto a continuación) y la forma modernizada del diseño original de 8 columnas de Mendeleev que todavía es común en Rusia. Otros formatos de tablas periódicas tienen formas mucho más exóticas, como espirales (la de Otto Theodor Benfey en la foto de la derecha), círculos, triángulos e incluso elefantes.
Las tablas periódicas alternativas a menudo se desarrollan para resaltar o enfatizar las propiedades químicas o físicas de los elementos que no son tan evidentes en las tablas periódicas tradicionales, con diferentes sesgadas más hacia el énfasis en la química o la física en cada extremo. La forma estándar, que sigue siendo con mucho la más común, se encuentra en algún punto intermedio.
Las muchas formas diferentes de la tabla periódica han suscitado la pregunta de si existe una forma óptima o definitiva de la tabla periódica y, de ser así, cuál podría ser. No hay respuestas de consenso actuales para ninguna de las preguntas, aunque se han sugerido varias formas como óptimas.
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