Tabela periódica - Periodic table


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Simples Tabela Periódica Chart-en.svg

A tabela periódica , ou tabela periódica dos elementos , é um arranjo tabular dos elementos químicos , ordenados por seu número atómico , configuração de electrões , e recorrentes propriedades químicas , cuja estrutura apresenta propriedades periódicas . De um modo geral, dentro de uma fileira (período) os elementos são metais para a esquerda, e não-metais para a direita, com os elementos que têm comportamentos químicas semelhantes colocados na mesma coluna. As linhas da tabela são vulgarmente designados por períodos e as colunas são chamados grupos . Seis grupos aceitaram nomes, bem como números atribuídos: por exemplo, do grupo 17 elementos são os halogéneos ; e grupo 18 são os gases nobres . Também são exibidos quatro áreas ou retangulares simples blocos associados com o preenchimento de diferentes orbitais atómicas .

A organização da tabela periódica pode ser usado para derivar as relações entre as várias propriedades do elemento, mas também as propriedades químicas preditos e os comportamentos dos elementos desconhecidos ou sintetizadas de novo. Químico russo Dmitri Mendeleev foi o primeiro a publicar uma tabela periódica reconhecível em 1869, desenvolvido principalmente para ilustrar tendências periódicas dos elementos então conhecidos. Ele também previu algumas propriedades dos elementos não identificados que eram esperados para preencher as lacunas dentro da tabela. A maioria de suas previsões provaram ser corretas. A ideia de Mendeleev foi lentamente expandido e refinado com a descoberta ou a síntese de novos elementos novos e no desenvolvimento de novos modelos teóricos para explicar o comportamento químico. A tabela periódica moderna agora fornece uma estrutura útil para analisar as reações químicas , e continua a ser amplamente utilizado em química , física nuclear e de outras ciências.

Todos os elementos de números atómicos 1 ( hidrogénio ) através de 118 ( oganesson ), quer tenham sido descobertos ou sintetizados, completando as primeiras sete linhas da tabela periódica. Existem os primeiros 98 elementos de natureza, embora alguns são encontrados apenas em quantidades vestigiais e os outros foram sintetizados em laboratórios antes de ser encontrado na natureza. Elementos 99-118 só foram sintetizadas em laboratório ou em reactores nucleares. A síntese de elementos com números atômicos mais altos está sendo perseguido: estes elementos começaria uma oitava linha , e trabalho teórico tem sido feito para sugerir possíveis candidatos para esta extensão. Numerosos sintéticos radionuclídeos de elementos que ocorrem naturalmente também foram produzidos em laboratórios.

visão global

Grupo 1 2 3   4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Metais alcalinos Metais alcalinos terrestres grupo do nitrogênio Calcogênios halogênios gases nobres
Período

1

Hidrogénio 1 H 1,008 Hélio 2 Ele 4,0026
2 Lítio 3 Li 6,94 Berílio 4 Seja 9,0122 Boro 5 B 10,81 Carbono 6 C 12,011 Azoto 7 N 14,007 Oxigénio 8 ó 15.999 Flúor 9 F 18,998 Neon 10 Ne 20,180
3 Sódio 11 Na 22.990 Magnésio 12 Mg 24,305 Alumínio 13 Al 26,982 Silicon 14 Si 28,085 Fósforo 15 P 30,974 Enxofre 16 S 32,06 O cloro 17, Cl 35,45 Árgon 18 Ar 39,948
4 De potássio 19 K 39,098 Cálcio 20 Ca 40,078 Escândio 21 Sc 44,956 Titânio 22 Ti 47,867 Vanádio 23 V 50,942 Crómio 24 Cr 51,996 Manganês 25 Mn 54,938 Ferro 26 Fe 55,845 Cobalt 27 Co 58,933 Nickel 28 Ni 58,693 Cobre 29 Cu 63,546 Zinco 30 Zn 65,38 Gálio 31 Ga 69,723 Germânio 32 Ge 72,630 Arsenic 33 Como 74,922 Selênio 34 Se 78,971 Bromo 35 Br 79,904 Krypton 36 Kr 83,798
5 Rubídio 37 Rb 85,468 Estrôncio 38 Sr 87.62 Ítrio 39 Y 88,906 Zircônio 40 Zr 91,224 Nióbio 41 Nb 92,906 Molibdénio 42 Mo 95,95 Tecnécio 43 Tc [98] Ruténio 44 Ru 101,07 Ródio 45 Rh 102,91 Paládio 46 Pd 106,42 Prata 47 Ag 107,87 Cádmio 48 Cd 112,41 Indium 49 Em 114,82 Tin 50 Sn 118,71 Antimônio 51 Sb 121,76 Telúrio 52 Te 127,60 Iodo 53 I 126,90 Xenon 54 Xe 131,29
6 Césio 55 Cs 132,91 Bário 56 Ba 137.33 Lantânio 57 La 138,91 um asterisco Háfnio 72 Hf 178,49 Tântalo 73 Ta 180,95 Tungsténio 74 W 183,84 Rênio 75 Re 186,21 Ósmio 76 Os 190,23 Irídio 77 Ir 192,22 Platina 78 Pt 195,08 Ouro 79 Au 196,97 Mercury 80 Hg 200,59 Tálio 81 Tl 204,38 Chumbo 82 Pb 207,2 Bismuto 83 Bi 208,98 Polónio 84 Po [209] Astatine 85 Na [210] Rádon 86 Rn [222]
7 Frâncio 87 Pe [223] Radium 88 Ra [226] Actínio 89 Ac [227] um asterisco Rutherfórdio 104 Rf [267] Dubnium 105 Db [268] Seabórgio 106 Sg [269] Bohrium 107 Bh [270] Hássio 108 Hs [270] Meitnerium 109 Mt [278] Darmstadti 110 Ds [281] Roentgenium 111 Rg [282] Copernicium 112 Cn [285] Nihonium 113 Nh [286] Fleróvio 114 Fl [289] Moscovium 115 Mc [290] Livermorium 116 Lv [293] Tennessine 117 Ts [294] Oganesson 118 Og [294]
um asterisco Cério 58 Ce 140,12 Praseodímio 59 Pr 140,91 Neodímio 60 Nd 144,24 Promécio 61 Pm [145] Samário 62 Sm 150,36 Európio 63 Eu 151,96 Gadolínio 64 Gd 157,25 Térbio 65 Tb 158,93 Disprósio 66 Dy 162.50 Holmium 67 Ho 164,93 Érbio 68 Er 167,26 Túlio 69 Tm 168,93 Itérbio 70 Yb 173,05 Lutécio 71 Lu 174,97  
um asterisco Tório 90 Th 232,04 Protactínio 91 Pa 231,04 Urânio 92 U 238,03 Neptúnio 93 Np [237] Plutónio 94 Pu [244] Amerício 95 Am [243] Cúrio 96 Cm [247] Berquélio 97 Bk [247] Californium 98 Cf [251] Einsteinio 99 Es [252] Férmio 100 Fm [257] Mendelévio 101 Md [258] Nobelium 102 n [259] Lawrencium 103 Lr [266]

Cada elemento químico tem um número atómico único ( Z ), representando o número de protões no seu núcleo. A maioria dos elementos tem números diferentes de neutrões entre átomos diferentes, com estas variantes ser referido como isótopos . Por exemplo, o carbono tem três isótopos naturais: todos os seus átomos de ter seis protões e a maioria tem seis neutrões bem, mas cerca de um por cento tem sete neutrões, e uma fracção muito pequena tem oito neutrões. Isótopos nunca são separados na tabela periódica; eles estão sempre agrupados sob um único elemento. Os elementos com isótopos estáveis não têm as massas atómicas dos seus isótopos mais estáveis, em que tais massas são mostrados, indicados em parênteses.

Na tabela periódica padrão, os elementos estão listados em ordem crescente de número atómico Z (o número de protões no núcleo de um átomo). Uma nova linha ( período ) é iniciado quando um novo shell de elétrons tem seu primeiro elétron. Colunas ( grupos ) são determinados pela configuração de electrões do átomo; elementos com o mesmo número de electrões em um determinado subcamada cair nas mesmas colunas (por exemplo, oxigénio e selénio são na mesma coluna, porque ambos têm quatro electrões na p-subcamada mais exterior). Elementos com propriedades químicas semelhantes caem geralmente em um mesmo grupo da tabela periódica, embora no f-bloco, e para alguns respeito no bloco-d, os elementos no mesmo período tendem a ter propriedades semelhantes, como bem. Assim, é relativamente fácil de prever as propriedades químicas de um elemento se sabe as propriedades dos elementos em torno dele.

A partir de 2016, a tabela periódica tem 118 elementos confirmados, de um elemento (hidrogénio) para 118 (oganesson). Elementos 113, 115, 117 e 118, as descobertas mais recentes, foram oficialmente confirmados pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) em dezembro de 2015. Seus nomes propostos, nihonium (NH), moscovium (Mc), tennessine (Ts ) e oganesson (Og), respectivamente, foram anunciados pela IUPAC, em Junho de 2016 e oficializada em novembro de 2016.

Os primeiros 94 elementos ocorrem naturalmente; os restantes 24, amerício para oganesson (95-118), só ocorrem quando sintetizado em laboratório. Dos 94 elementos de ocorrência natural, 83 são primordial e 11 ocorrem apenas em cadeias de desintegração de elementos primordiais. Nenhum elemento mais pesado do que einsteinium (elemento 99) já foi observada em quantidades macroscópicas em sua forma pura, nem tem astato (elemento 85); frâncio (elemento 87) só foi fotografado sob a forma de luz emitida a partir de quantidades microscópicos (300,000 átomos).

agrupamento métodos

grupos

Um grupo ou da família é uma coluna vertical na tabela periódica. Grupos geralmente têm propriedades periódicas mais significativos do que os períodos e blocos, explicado abaixo. Teorias da mecânica quântica moderna da estrutura atômica explicar as tendências de grupos, ao propor que elementos dentro do mesmo grupo geralmente têm as mesmas configurações eletrônicas em sua camada de valência . Consequentemente, os elementos do mesmo grupo tendem a ter uma química compartilhada e exibem uma tendência clara nas propriedades com o aumento do número atômico. Em algumas partes da tabela periódica, tais como o d-bloco e o bloco-f, semelhanças horizontal pode ser tão importante como a, ou mais pronunciada do que semelhanças, verticais.

Sob uma convenção de nomenclatura internacional, os grupos são numeradas numericamente de 1 a 18 da coluna mais à esquerda (os metais alcalinos) para a coluna mais à direita (os gases nobres). Previamente, eram conhecidos por algarismos romanos . Nos Estados Unidos, os numerais romanos foram seguidos por qualquer um "A" se o grupo estava na s- ou p-bloco , ou um "B", se o grupo foi no bloco-d . Os números romanos correspondem utilizados para o último dígito de convenção de nomenclatura de hoje (por exemplo, os elementos do grupo 4 foram grupo IVB, e os elementos do grupo 14 foram grupo IVA). Na Europa, a rotulação foi semelhante, excepto que "A" foi utilizado se o grupo foi antes do grupo 10 , e "B" foi usada para grupos, incluindo e depois grupo 10. Além disso, os grupos 8, 9 e 10 usada para ser tratada como um grupo triplo de tamanho, conhecido colectivamente em ambas as notações como grupo VIII. Em 1988, o novo sistema de nomenclatura IUPAC foi colocado em uso, e os antigos nomes de grupo foram obsoleto.

Alguns desses grupos foram dados nomes comuns (não sistemáticas) , como visto na tabela abaixo, embora alguns são raramente utilizados. Grupos 3-10 não têm nomes triviais e são referidos simplesmente por seus números de grupo ou pelo nome do primeiro membro de seu grupo (como "o grupo escândio" para o grupo 3 ), uma vez que exibir menos semelhanças e / ou vertical tendências.

Elementos do mesmo grupo tendem a mostrar padrões em raio atômico , energia de ionização , e eletronegatividade . De cima para baixo em um grupo, o raio atómico dos elementos aumentar. Uma vez que existem níveis de energia mais cheios, elétrons de valência são encontrados mais longe do núcleo. A partir da parte superior, cada elemento sucessivo tem uma energia de ionização inferior porque é mais fácil de remover um electrão uma vez que os átomos são menos firmemente ligada. Da mesma forma, um grupo tem um decréscimo de cima para baixo em electronegatividade devido a uma distância crescente entre os electrões de valência e o núcleo. Há exceções a essas tendências: por exemplo, no grupo 11 , eletronegatividade aumenta mais abaixo do grupo.

grupo IUPAC 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Mendeleev (I-VIII) EuUMA IIUMA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB EuB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB
CAS (US, ABA) I A IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA ATRAVÉS DA VIIA VIII
old IUPAC (Europa, AB) I A IIA IIIA IVA VA ATRAVÉS DA VIIA VIIIB IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB 0
nome trivial Metais alcalinos Metais alcalinos terrestres metais de cunhagem Triels Tetrels grupo do nitrogênio Calcogênios halogênios gases nobres
Nome por elemento grupo de lítio grupo de berílio grupo Scandium grupo Titanium grupo de vanádio grupo cromo grupo de manganês grupo do ferro grupo Cobalt grupo de níquel grupo cobre grupo de zinco grupo de boro grupo carbono grupo azoto grupo oxigênio grupo flúor Hélio ou grupo de néon
Período 1 h H h  Ele
período 2 Li Estar B C N O F Ne
período 3 N / D mg al Si P S Cl Ar
período de 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe co Ni Cu Zn Ga Ge Como Se Br kr
período de 5 Rb Sr Y zr Nb Mo Tc ru Rh Pd Ag CD Em Sn Sb te Eu Xe
período de 6 Cs BA La Ce-Lu hf Ta W Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po em Rn
período de 7 fr Ra CA Th-LR Rf db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts og
um grupo 3 tem escândio (Sc) e ítrio (Y). Para o resto do grupo, fontes diferem tanto como sendo (1) lutécio (Lu) e lawrencium (Lr), ou (2) de lantânio (La) e actínio (Ac), ou (3) o conjunto total de 15 + 15 lantanídeos e actinídeos . IUPAC lançou um projecto para padronizar a definição como quer (1) Sc, Y, La e Ac , ou (2) Sc, Y, Lu e Lr .
b Grupo 18, os gases nobres, não foram descobertos no momento da tabela original de Mendeleiev. Mais tarde (1902), Mendeleev aceitou a evidência de sua existência, e eles poderiam ser colocados em um novo "grupo 0", de forma consistente e sem quebrar o princípio tabela periódica.
r Nome do grupo, tal como recomendado pela IUPAC.
h de hidrogénio (H), enquanto colocados no Grupo 1, não é considerado como sendo parte dos metais alcalinos.

períodos

Um período é uma linha horizontal na tabela periódica. Embora os grupos têm, geralmente, propriedades periódicas mais significativos, existem regiões onde as tendências horizontais são mais significativas do que as tendências grupo verticais, tais como o F-bloco, onde os lantanídeos e actinídeos formam duas séries horizontal substancial de elementos.

Elementos no mesmo período mostram tendências em raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica , e eletronegatividade. Movendo para a esquerda para a direita em um período, o raio atómico geralmente diminui. Isto ocorre porque cada elemento sucessivo tem um protão adicionado e electrões, que faz com que o electrão para ser levados para mais perto do núcleo. Esta diminuição no raio atómico também faz com que a energia de ionização a aumentar quando se movendo da esquerda para a direita em um período. Quanto mais fortemente ligados um elemento é, quanto mais energia é necessária para remover um electrão. Electronegatividade aumenta na mesma maneira como a energia de ionização por causa da força exercida sobre os electrões pelo núcleo. A afinidade eletrônica também mostra uma ligeira tendência em um período. Metais (lado esquerdo de um período) têm, geralmente, uma afinidade mais baixa do que de electrões não metais (lado direito de um período), com a excepção dos gases nobres.

blocos

Esquerda para a direita: s-, f-, d-, p-bloco na tabela periódica

Regiões específicas da tabela periódica pode ser referida como blocos de reconhecimento da sequência em que as conchas de electrões dos elementos são preenchidos. Cada bloco é nomeado de acordo com o subnível no qual o elétron "último" reside teoricamente. A s-bloco compreende os dois primeiros grupos (metais alcalinos e metais alcalino-terrosos), bem como hidrogénio e hélio. A p-bloco compreende os últimos seis grupos, que são grupos de 13 a 18 no grupo de numeração da IUPAC (3A a 8A na numeração grupo americana) e contém, entre outros elementos, todos os metalóides . O bloco-d compreende grupos de 3 a 12 (ou 3B para 2B em numeração grupo americana) e contém todos os metais de transição . O f-bloco , muitas vezes compensado abaixo do resto da tabela periódica, não tem números de grupo e compreende lantanídeos e actinídeos.

Metais, metalóides e não metais

  Metais,   metalóides,   não metais, e   os elementos com propriedades químicas desconhecidas na tabela periódica. Fontes discordam sobre a classificação de alguns destes elementos.

De acordo com as suas propriedades físicas e químicas compartilhados, os elementos podem ser classificados nas categorias principais de metais , metalóides e não-metais . Os metais são geralmente brilhante, altamente condutor sólidos que formam ligas com o outro e os compostos iónicos de sal, como com não-metais (com excepção gases nobres ). A maioria dos não metais são gases isolantes coloridas ou incolores; não-metais que formam compostos com outros não-metais apresentam ligação covalente . Em entre metais e não metais são metalóides, que têm propriedades intermediárias ou mistos.

Metal e não-metais podem ser classificados em subcategorias que mostram uma gradação de metal para as propriedades não-metálicos, quando indo para a esquerda para a direita nas linhas. Os metais podem ser subdivididos em metais alcalinos altamente reactivos, por meio de metais alcalino-terrosos os menos reactivos, lantanídeos e actinídeos, através dos metais de transição arquétipos, e terminando nos metais de pós-transição fisicamente e quimicamente fracos. Não metais podem ser simplesmente subdividida nos não-metais poliatómicos , sendo mais perto dos metalóides e mostrar algum caráter metálico incipiente; do essencialmente não-metálica não-metais diatómicas , não metálico e os quase completamente inertes, gases nobres monoatômicos. Agrupamentos especializados, tais como os metais refractários e metais nobres , são exemplos de subconjuntos de metais de transição, também conhecidos e, ocasionalmente, denotados.

Colocar elementos em categorias e subcategorias com base apenas em propriedades compartilhadas é imperfeito. Há uma grande disparidade de propriedades dentro de cada categoria com sobreposições notáveis nas fronteiras, como é o caso com a maioria dos esquemas de classificação. Berílio, por exemplo, é classificada como um metal alcalino-terroso, embora a sua anfotérico química e tendência para formar principalmente compostos covalentes são ambos os atributos de um metal quimicamente fraco ou de pós-transição. Radon é classificado como um gás nobre não metálico ainda tem alguma química catiônica, que é característica de metais. Outros esquemas de classificação são possíveis, tais como a divisão dos elementos em categorias de ocorrência mineralógicas , ou estruturas cristalinas . Categorizar os elementos desta forma remonta a pelo menos 1869, quando Hinrichs escreveu que as linhas de contorno simples poderia ser colocado na tabela periódica para mostrar elementos com propriedades compartilhadas, tais como metais, não-metais, ou elementos gasosos.

tendências e padrões periódicos

configuração eletrônica

Ordem aproximada em que conchas e subcamadas são organizados por aumentar a energia de acordo com a regra de Madelung

A configuração de electrões ou organização de electrões que orbitam átomos neutros mostra um padrão recorrente ou periodicidade. Os electrões ocupam uma série de escudos de electrões (numerados de 1, 2, e assim por diante). Cada camada é constituída por uma ou mais subcamadas (nomeados s, p, d, f e g). Como número atômico aumenta, os elétrons preenchem progressivamente estas conchas e subshells mais ou menos de acordo com a regra de Madelung regra ou energia ordenação, como mostrado no diagrama. A configuração de electrões para de néon , por exemplo, é 1s 2 2s 2 2p 6 . Com um número atómico de dez, neon tem dois elétrons na primeira casca, e oito elétrons na segunda casca; existem dois electrões na subcamada s e seis da p subcamada. Em termos da tabela periódica, a primeira vez que um electrão ocupa um novo shell corresponde ao início de cada novo período, sendo estas as posições ocupadas por hidrogénio e os metais alcalinos .

tendências tabela periódica (setas mostram um aumento)

Uma vez que as propriedades de um elemento são principalmente determinada pela sua configuração de electrões, as propriedades dos elementos do mesmo modo mostram padrões de comportamento ou periódica, alguns exemplos dos quais são mostrados nos diagramas abaixo para raios atómicos, energia de ionização e afinidade de electrões recorrentes. É esta periodicidade das propriedades, manifestações que foram notados bem antes de a teoria subjacente foi desenvolvido , que levaram à criação da lei periódica (as propriedades dos elementos se repetem em intervalos variáveis) ea formulação das primeiras tabelas periódicas.

raios atômicos

número atômico conspiraram contra raio atômico

Raios atómicos variar de uma forma previsível e explicável através da tabela periódica. Por exemplo, os raios geralmente diminuir ao longo de cada período de mesa, a partir dos metais alcalinos para os gases nobres; e aumentar para baixo de cada grupo. O raio aumenta acentuadamente entre o gás nobre no final de cada período e o metal alcalino no início do período seguinte. Estas tendências do raio atómico (e de várias outras propriedades físicas dos elementos químicos e) pode ser explicado pela teoria concha de electrões do átomo; eles forneceram evidências importantes para o desenvolvimento e confirmação da teoria quântica .

Os elétrons no 4F-subshell, que é progressivamente preenchido através do lantanídeos série, não são particularmente eficazes na proteção da carga nuclear aumento das sub-conchas mais longe. Os elementos imediatamente a seguir aos lantanídeos têm raios atômicos que são menores do que seria esperado e que são quase idênticas às do raio atómico dos elementos imediatamente acima deles. Daí háfnio tem praticamente o mesmo raio atómico (e química) como zircónio e tântalo tem um raio atómico semelhante ao nióbio , e assim por diante. Isto é conhecido como a contracção dos lantanídeos . O efeito da contracção dos lantanídeos é perceptível até platina (elemento 78), após o que é mascarado por um efeito relativista conhecido como o efeito par inerte . A contracção do bloco d , que é um efeito semelhante entre o bloco-d e p-bloco , é menos pronunciada do que a contracção dos lantanídeos, mas surge de um motivo semelhante.

Energia de ionização

energia de ionização: cada período começa num mínimo para os metais alcalinos, e termina com um máximo para os gases nobres

A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover um electrão de um átomo, a segunda energia de ionização é a energia necessária para remover um segundo electrão do átomo, e assim por diante. Para um dado átomo, sucessivas energias de ionização aumenta com o grau de ionização. Para magnésio como um exemplo, a primeira energia de ionização é 738 kJ / mol e o segundo é 1450 kJ / mol. Elétrons nos orbitais mais próximos experimentam maiores forças de atração eletrostática; Assim, a sua remoção exige cada vez mais energia. energia de ionização torna-se maior cima e para a direita da tabela periódica.

Grandes saltos nos sucessivos energias de ionização molares ocorrer quando a remoção de um electrão de configuração um gás nobre (escudo completo de electrões). Para magnésio mais uma vez, os dois primeiros molares energias de ionização de magnésio indicados acima correspondem a remoção dos dois 3s electrões, e a terceira energia de ionização é um muito maior 7730 kJ / mol, para a remoção de um electrão 2p a partir do muito estável néon -like configuração de Mg 2+ . Saltos semelhantes ocorrem nas energias de ionização de outros átomos da terceira fileira.

Eletro-negatividade

Gráfico mostrando aumento da eletronegatividade com o crescente número de grupos selecionados

Eletronegatividade é a tendência de um átomo para atrair um par compartilhado de elétrons . Electronegatividade do átomo é afectada tanto pelo seu número atómico e a distância entre os electrões de valência e o núcleo. Quanto mais elevada for a sua electronegatividade, mais um elemento atrai electrões. Foi proposto pela primeira vez por Pauling , em 1932. De um modo geral, electronegatividade aumenta na passagem da esquerda para a direita ao longo de um período, e diminui em descida de um grupo. Assim, o flúor é o mais electronegativa dos elementos, enquanto césio é o mínimo, pelo menos, um desses elementos para os quais os dados substancial está disponível.

Existem algumas excepções a esta regra geral. Gálio e germânio tem eletronegatividades mais elevadas do que o alumínio e de silício , respectivamente, devido à contracção do bloco d. Elementos do quarto período imediatamente após a primeira linha dos metais de transição têm anormalmente pequenos raios atômica porque os 3d-elétrons não são eficazes na proteção da carga nuclear aumentou, eo tamanho atômico menor correlaciona com maior eletronegatividade. O anormalmente elevada electronegatividade de chumbo, especialmente quando comparado com tálio e bismuto , parece ser um artefacto de selecção de dados e disponibilidade de dados. Métodos de cálculo diferente do método Pauling mostrar as propriedades periódicas normais para estes elementos.

A afinidade eletrônica

Dependência da afinidade eletrônica no número atômico. Os valores geralmente aumentam ao longo de cada período, culminando com os halogéneos, antes de diminuir precipitadamente com os gases nobres. Exemplos de picos localizados visto em hidrogénio, metais alcalinos e os elementos do Grupo 11 são causadas por uma tendência para completar o s-concha (com a concha 6s de ouro sendo adicionalmente estabilizado por efeitos relativistas e a presença de um enchido 4f sub concha) . Exemplos de calhas localizadas visto nos metais alcalino-terrosos, e azoto, fósforo, manganésio e rénio são causadas por S-cápsulas cheias, ou p- meio-cheio ou d-conchas.

A afinidade de electrões de um átomo é a quantidade de energia libertada quando um de electrões é adicionado a um átomo de neutro para formar um ião negativo. Embora afinidade eletrônica varia muito, alguns padrões emergem. Geralmente, não metais têm valores de afinidade de electrões mais positivos do que os metais . Cloro atrai mais fortemente um elétron extra. As afinidades de electrões dos gases nobres não foram medidos de forma conclusiva, que eles podem ou não podem ter valores ligeiramente negativos.

A afinidade eletrônica geralmente aumenta em um período. Isto é provocado pelo enchimento da camada de valência de um átomo; Um grupo 17 de átomos liberta mais energia do que um átomo de um grupo na obtenção de um electrão, porque obtém uma camada de valência cheio e é, portanto, mais estável.

A tendência de diminuição afinidade eletrônica descer grupos seria esperado. O electrão adicional será inserindo um orbital mais afastada do núcleo. Como tal, este electrão seriam menos atraídas para o núcleo e iria libertar menos energia quando adicionado. Em que vai para baixo um grupo, em torno de um terço dos elementos são anómalos, com elementos mais pesados ​​que têm afinidades mais elevadas do que os seus electrões próximos congenors mais leves. Em grande parte, isso é devido à má blindagem por elétrons D e F. Uma diminuição na afinidade uniforme de electrões só se aplica a grupos 1 átomos.

O caráter metálico

Quanto menores forem os valores de energia de ionização, electronegatividade e afinidade de electrões, o mais metálico carácter do elemento dispõe. Por outro lado, carácter não metálico aumenta com valores mais elevados destas propriedades. Dadas as propriedades periódicas destas três propriedades, carácter metálico tende a diminuir indo através de um período (ou linha) e, com algumas irregularidades (principalmente) devido à má rastreio do núcleo por d e f electrões, e efeitos relativistas , tende a aumentar descer um grupo (ou coluna ou família). Assim, os elementos mais metálicos (tais como o césio e o frâncio ) encontram-se na parte inferior esquerda da tabela periódica e os elementos tradicionais não metálicos (mais oxigénio , flúor , cloro ), na parte superior direita. A combinação de tendências horizontais e verticais no carácter metálico explica a forma de escada linha divisória entre os metais e não metais encontrados em algumas tabelas periódicas, e a prática de, por vezes, a categorização vários elementos adjacentes a essa linha, ou elementos adjacentes a esses elementos, como metalóides .

Ligação ou ponte grupos

Sc, Y, La, Ac, Lu, Lr, Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro argão
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio crômio Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo criptônio
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio Indium Lata antimônio Telúrio Iodo xênon
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio neodímio Promécio Samário európio gadolínio Térbio disprósio Holmium Erbium Túlio Itérbio lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio rênio Ósmio Iridium Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Conduzir Bismuto Polônio Astatine radão
francium Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio amerício curandeiro Berkelium californium Einsteinium fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium dubnium seaborgium Bohrium hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium fleróvio Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
32-coluna da tabela periódica que mostram, da esquerda para a direita, a localização do grupo 3; lutécio e lawrencium; grupos 11-12; e os gases nobres

Da esquerda para a direita entre os quatro blocos da longo ou a forma da tabela periódica de 32 coluna são uma série de ligando ou grupos de elementos de ponte, localizado aproximadamente entre cada bloco. Estes grupos, como metalóides, propriedades mostrar no meio, ou que são uma mistura de, grupos de ambos os lados. Quimicamente, o grupo 3 elementos, escândio, ítrio, lantânio e actínio comportar-se em grande parte como os metais alcalino-terrosos ou, mais genericamente, de metais de bloco, mas têm algumas das propriedades físicas de d metais de transição bloco. Lutécio e lawrencium, no final da extremidade do f bloco, pode constituir um outro grupo de ligação ou de ponte. Lutécio se comporta quimicamente como um lantanídeo, mas mostra uma mistura de lantanídeos e metais de transição propriedades físicas. Lawrencium, como um análogo de lutécio, presumivelmente mostrar como características. Os metais de cunhagem no grupo 11 (cobre, prata e ouro), são quimicamente capazes de actuar quer como metais de transição ou metais do grupo principal. O volátil grupo 12 metais, zinco, cádmio e mercúrio são por vezes considerada como ligando a d bloco para o p bloco. Teoricamente eles são d elementos de bloco, mas eles têm algumas propriedades de metais de transição e são mais parecidos com os seus p vizinhos do bloco no grupo 13. Os gases nobres relativamente inertes, no grupo 18, colmatar os grupos mais reactivos de elementos da tabela periódica, os halogeos em grupo 17 e os metais alcalinos do grupo 1.

História

tentativas primeiros sistematização

A descoberta dos elementos mapeado para datas de desenvolvimento tabela periódica significativas (pré, per e pós-)

Em 1789, Antoine Lavoisier publicada uma lista de 33 elementos químicos , agrupando-os em gases , metais , não-metais , e terras . Chemists passou o seguinte busca século para um esquema de classificação mais precisa. Em 1829, Johann Wolfgang Döbereiner observado que muitos dos elementos podem ser agrupados em tríades com base nas suas propriedades químicas. Lítio , sódio , e de potássio , por exemplo, foram agrupados em conjunto numa tríade como suaves, reactivos metais. Döbereiner observado também que, quando dispostos em peso atómico, o segundo membro de cada tríade era aproximadamente a média do primeiro e do terceiro; Isto tornou-se conhecida como a Lei de Tríades . Químico alemão Leopold Gmelin trabalhou com este sistema, e em 1843 ele tinha identificado dez tríades, três grupos de quatro, e um grupo de cinco. Jean-Baptiste Dumas trabalho publicado em 1857 descrevendo relações entre vários grupos de metais. Embora vários químicos foram capazes de identificar relações entre pequenos grupos de elementos, eles ainda tinham que construir um esquema que lhes todos abrangidos.

Em 1857, o químico alemão agosto Kekulé observado que carbono tem muitas vezes quatro outros átomos ligados a ele. Metano , por exemplo, tem um átomo de carbono e quatro átomos de hidrogénio. Este conceito se tornou conhecido como valência ; diferentes elementos de ligação com diferentes números de átomos.

Em 1862, Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois , um geólogo francês, publicou uma forma primitiva de tabela periódica, que chamou a hélice telúrica ou parafuso. Ele foi a primeira pessoa a notar a periodicidade dos elementos. Com os elementos dispostos em espiral um sobre um cilindro por ordem de aumento de peso atómico, de Chancourtois mostrou que os elementos com propriedades semelhantes parecia ocorrer em intervalos regulares. Sua gráfico incluídos alguns iões e compostos em adição aos elementos. Seu papel também usou geológica em vez de termos químicos e não incluiu um diagrama; como resultado, ele recebeu pouca atenção até que o trabalho de Dmitri Mendeleev .

Em 1864, Julius Lothar Meyer , um químico alemã, publicada uma mesa com 44 elementos dispostos por valência. A tabela mostrou que elementos com propriedades semelhantes frequentemente partilhavam a mesma valência. Ao mesmo tempo, Inglês químico William Odling publicou um arranjo de 57 elementos, ordenada com base em seus pesos atômicos. Com algumas irregularidades e lacunas, ele percebeu o que parecia ser uma periodicidade de pesos atômicos entre os elementos e que este concedido com "seus agrupamentos habitualmente recebido". Odling aludiu à idéia de uma lei periódica, mas não persegui-lo. Ele subsequentemente proposto (em 1870) uma classificação baseada em valência dos elementos.

Newlands' tabela periódica, tal como apresentado à Sociedade de Química em 1866, e com base na lei das oitavas

Inglês químico John Newlands produzida uma série de papéis 1863-1866 notar que quando os elementos foram listados por ordem crescente do peso atómico, propriedades físicas e químicas similares retornaram em intervalos de oito; ele comparou tal periodicidade para as oitavas de música. Este assim denominado Lei das Oitavas foi ridicularizado por seus contemporâneos Newlands', eo Chemical Society recusou a publicar seu trabalho. Newlands foi, todavia, capaz de elaborar uma tabela dos elementos e é usado para prever a existência de elementos em falta, como o germânio . O Chemical Society só reconheceu a importância das suas descobertas cinco anos depois que eles creditados Mendeleev.

Em 1867, Gustavus Hinrichs , um químico acadêmico dinamarquês nascido com base nos Estados Unidos, publicou um sistema periódico espiral baseada em espectros e pesos atômicos e semelhanças químicas. Seu trabalho foi considerado como idiossincrática, ostensiva e labiríntica e isso pode ter militado contra o seu reconhecimento e aceitação.

A tabela de Mendeleev

Dmitri Mendeleev , aguarela por Ilya Repin
Tabela periódica de Mendeleev de seu livro Uma tentativa para uma concepção Chemical do Éter
A versão de 1869 da tabela periódica de Mendeleev: Uma experiência em um sistema de elementos com base em seus pesos atômicos e semelhanças químicas. Este arranjo apresenta no início dos períodos verticalmente, e os grupos horizontalmente.

Russian professor de química Dmitri Mendeleev e químico alemão Julius Lothar Meyer publicou independente suas tabelas periódicas em 1869 e 1870, respectivamente. A tabela de Mendeleev foi sua primeira versão publicada; o de Meyer era uma versão expandida da sua mesa de 1864. (Meyer) Ambos construíram suas tabelas, listando os elementos em linhas ou colunas em ordem de peso atômico e iniciando uma nova linha ou coluna quando as características dos elementos começaram a repetir .

O reconhecimento e aceitação concedida a tabela de Mendeleev veio de duas decisões que ele fez. A primeira era deixar lacunas na tabela quando parecia que o elemento correspondente ainda não tinha sido descoberto. Mendeleev não foi o primeiro químico a fazê-lo, mas ele foi o primeiro a ser reconhecido como usar as tendências em sua tabela periódica prever as propriedades desses elementos em falta , como o gálio e germânio . A segunda decisão foi ignorar ocasionalmente a ordem sugerida pelos pesos atómicos e alternar elementos adjacentes, tais como o telúrio e iodo , para melhor classificá-los em famílias químicas .

Mendeleev publicou em 1869, usando o peso atômico de organizar os elementos, informações determinável à precisão justo em seu tempo. peso atômico funcionou bem o suficiente para permitir que Mendeleev de prever com precisão as propriedades dos elementos em falta.

Após a descoberta, em 1911, por Ernest Rutherford do núcleo atómico, foi proposto que a contagem de número inteiro da carga nuclear é idêntico ao lugar sequencial de cada elemento na tabela periódica. Em 1913, Henry Moseley usando espectroscopia de raios-X confirmou esta proposta experimentalmente. Moseley determinado o valor da carga nuclear de cada elemento, e mostrou que ordenação de Mendeleev realmente coloca os elementos em ordem sequencial por carga nuclear. Carga nuclear é idêntico ao de prótons contagem, e determina o valor do número atômico (Z) de cada elemento. Usando número atómico dá uma sequência definitiva, baseado em inteiro para os elementos. Moseley previsto, em 1913, que apenas os elementos ainda em falta entre o alumínio (Z = 13) e o ouro (Z = 79) foram Z = 43, 61, 72, e 75, todos os quais foram descobertos mais tarde. O número atômico é a definição absoluta de um elemento , e dá uma base factual para a ordenação da tabela periódica. A tabela periódica é utilizado para prever as propriedades de novos elementos sintéticos antes de serem produzidas e estudadas.

Segunda versão e desenvolvimento

1871 tabela periódica de Mendeleev com oito grupos de elementos. Traços representados elementos desconhecidos em 1871.
forma de oito coluna da tabela periódica, atualizada com todos os elementos descobertos até 2016

Em 1871, publicou o seu Mendeleev tabela periódica em um novo formulário, com grupos de elementos semelhantes dispostos em colunas, em vez de em linhas, e as colunas numeradas de I a VIII correspondente com o estado de oxidação do elemento. Ele também deu previsões detalhadas para as propriedades dos elementos que ele já havia notado estavam faltando, mas deveria existir. Estas lacunas foram subsequentemente cheio como químicos descobriram elementos adicionais que ocorrem naturalmente. Afirma-se frequentemente que o último elemento que ocorre naturalmente a ser descoberto foi o frâncio (referido por Mendeleev como EKA-césio ) em 1939. O plutónio , produzido sinteticamente, em 1940, foi identificada em quantidades vestigiais, como um elemento que ocorre naturalmente, em 1971.

A disposição da tabela periódica popular, também conhecido como a forma comum ou padrão (como se mostra em diversos outros pontos neste artigo), é atribuível a Horace Groves Deming. Em 1923, Deming, um químico americano, publicado (short estilo Mendeleev ) e médio ( 18 colunas ) formam tabelas periódicas. Merck and Company preparada uma forma de folheto tabela forma 18-coluna de Deming, em 1928, que foi amplamente distribuído em escolas americanas. Na década de 1930 mesa de Deming estava aparecendo nos manuais e enciclopédias da química. Também foi distribuído por muitos anos pela Sargent-Welch Scientific Company.

Com o desenvolvimento dos modernos de mecânica quântica teorias de electrões configurações dentro átomos, tornou-se evidente que cada período (linha) na tabela corresponderam ao enchimento de uma concha quântico de electrões. Átomos maiores têm mais elétrons sub-conchas, por isso, mais tarde tabelas têm exigido períodos progressivamente mais longos.

Glenn T. Seaborg , em 1945, sugeriram uma nova tabela periódica mostrando os actinídeos como pertencendo a uma segunda série de f-bloco.

Em 1945, Glenn Seaborg , um cientista americano, fez a sugestão de que os elementos actinídeos , como os lantanídeos , foram preenchendo um sub-nível f. Antes deste tempo os actinídeos foram pensados para ser a formação de uma quarta linha d-bloco. Os colegas de Seaborg o aconselhou a não publicar uma sugestão tão radical como seria mais provável arruinar sua carreira. Como Seaborg considerada ele não, em seguida, ter uma carreira para pôr em descrédito, ele publicou qualquer maneira. A sugestão de Seaborg foi encontrado para ser correto e ele posteriormente passou a ganhar 1951 Prêmio Nobel de Química por seu trabalho em sintetizar elementos actinídeos.

Embora pequenas quantidades de alguns elementos transurânicos ocorrem naturalmente, todos eles foram primeiro descobertos em laboratórios. A sua produção tem expandido da tabela periódica de forma significativa, a primeira destes sendo neptúnio , sintetizado em 1939. Uma vez que muitos dos elementos transurânicos são altamente instáveis e deterioração rápida, que são difíceis de detectar e caracterizar quando produzido. Houve controvérsias referentes à aceitação de créditos de descoberta para alguns elementos competindo, exigindo revisão independente para determinar qual partido tem prioridade e, portanto, naming rights. Em 2010, uma colaboração Rússia-EUA joint em Dubna , Moscow Oblast , Rússia, afirmou ter sintetizado seis átomos de tennessine (elemento 117), tornando-se a descoberta mais recentemente reivindicado. Ele, juntamente com nihonium (elemento 113), moscovium (elemento 115), e oganesson (elemento 118), são os quatro elementos mais recentemente nomeados, cujos nomes todos tornou-se oficial em 28 de Novembro de 2016.

Diferentes tabelas periódicas

A tabela longo ou 32-coluna

A tabela periódica em formato de 32-coluna

A tabela periódica moderna é por vezes expandido para a sua forma longa ou 32-coluna por restabelecimento dos elementos do bloco f notas de rodapé para a sua posição natural entre o s e d-blocos. Ao contrário do 18-coluna formar esta disposição resulta em "não há interrupções na sequência de aumentar os números atómicos". A relação do f-bloco para os outros blocos da tabela periódica também se torna mais fácil de ver. Jensen defende uma forma de tabela com 32 colunas, alegando que os lantanídeos e actinídeos são outra forma relegados nas mentes dos alunos como, elementos sem importância maçantes que podem ser colocados em quarentena e ignorados. Apesar destas vantagens a forma 32-coluna é geralmente evitada por editores por conta da sua relação rectangular indevida (em comparação com uma razão de página do livro), e a familiaridade de químicos com a forma moderna (tal como introduzido pelo Seaborg).

As tabelas com estruturas diferentes

Dentro de 100 anos da aparição da tabela de Mendeleev em 1869, Edward G. Mazurs tinha recolhido um número estimado de 700 versões publicadas diferentes da tabela periódica. Bem como numerosas variações rectangulares, outros formatos de tabela periódica foram moldadas, por exemplo, como um círculo, cubo, cilindro, edifício, espiral, lemniscate , prisma octogonal, pirâmide, esfera, ou um triângulo. Essas alternativas são muitas vezes desenvolvidos para destacar ou enfatizar propriedades químicas ou físicas dos elementos que não são tão aparentes em tabelas periódicas tradicionais.

espiral tabela periódica de Theodor Benfey

Uma estrutura alternativa popular é a de Otto Theodor Benfey (1960). Os elementos são dispostos em uma espiral contínua, com hidrogénio no centro e os metais de transição, lantanídeos, e actinídeos ocupando peninsulas.

A maioria das tabelas periódicas são bidimensionais; tabelas tridimensionais são conhecidos por já em, pelo menos, 1862 (pré-datando a tabela bidimensional de Mendeleev de 1869). Exemplos mais recentes incluem Courtines' Classificação Periódica (1925), o Sistema Lamina de Wringley (1949), Giguère 'hélice s Periódica (1965) e Árvore periódica de Dufour (1996). Indo mais uma, Tabela Periódica de Físico de Stowe (1989) tem sido descrito como sendo de quatro dimensões (ter três dimensões espaciais e uma dimensão de cor).

As várias formas de tabelas periódicas podem ser pensadas como assentadas num continuum, química-física. Para o final de química do continuum pode ser encontrada, por exemplo, "indisciplinados" Tabela de Rayner-Canham do Inorgânica químico Periódica (2002), que enfatiza as tendências e padrões e relacionamentos químicos incomuns e propriedades. Perto do final física do contínuo é Janet esquerda Passo Tabela Periódica 's (1928). Isto tem uma estrutura que mostra uma ligação para mais perto do fim do enchimento de electrões de concha e, por associação, mecânica quântica . Uma abordagem um pouco semelhante foi tomada por Alper, embora criticado por Eric Scerri como desconsiderar a necessidade de exibir química e periodicidade física. Algures no meio do contínuo é a forma comum ou padrão ubíqua da tabela periódica. Esta é considerada como melhor que expressam tendências empíricos em estado físico, a condutividade eléctrica e térmica, e os números de oxidação, e outras propriedades facilmente inferidas a partir de técnicas tradicionais de laboratório químico. Sua popularidade é pensado para ser um resultado desta disposição ter um bom equilíbrio de recursos em termos de facilidade de construção e tamanho, e sua representação de ordem atómica e propriedades periódicas.

Deixou-passo da tabela periódica (por Charles Janet)
f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14 d 1 d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 10 p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6 s 1 s 2
1s H Ele
2s Li Estar
2p 3s B C N O F Ne N / D mg
3p 4s al Si P S Cl Ar K Ca
3d 4p 5s Sc Ti V Cr Mn Fe co Ni Cu Zn Ga Ge Como Se Br kr Rb Sr
4d 5p 6s Y zr Nb Mo Tc ru Rh Pd Ag CD Em Sn Sb te  Eu  Xe Cs BA
4F 5d 6p 7s La Ce Pr Nd PM Sm Eu Gd tuberculose Dy Ho Er Tm Yb Lu hf Ta W Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po em Rn fr Ra
5F 6d 7P 8s CA º Pa você Np Pu Sou Cm Bk Cf Es Fm Md Não lr Rf db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts og 119 120
f-bloco d-bloco p-bloco s-bloco
Esta forma de tabela periódica é mais congruente com a ordem na qual as conchas electrões são idealmente cheio de acordo com a regra de Madelung , como se mostra na sequência de acompanhamento na margem esquerda (lidas de cima para baixo, da esquerda para a direita). Na realidade, o enchimento de conchas electrões é caracterizada por uma série de irregularidades.

perguntas abertas e controvérsias

Colocação de hidrogénio e hélio

Simplesmente seguinte configurações de electrões, o hidrogénio (configuração electrónica 1s 1 ) e o hélio (1s 2 ) devem ser colocados nos grupos 1 e 2, acima de lítio (1s 2 2s 1 ) e berílio (1s 2 2s 2 ). Embora uma tal colocação é comum para o hidrogénio, que é raramente usado para fora hélio do contexto de configurações de electrões: Quando os gases nobres (em seguida chamados "gases inertes") foram inicialmente descobertos por volta de 1900, foram conhecidos como "grupo 0", reflectindo qualquer reactividade química destes elementos conhecidos nessa altura, e hélio foi colocado no topo desse grupo, como o fez partilhar a inércia química extremo visto em todo o grupo. Como o grupo mudou seu número formal, muitos autores continuaram a atribuir hélio diretamente acima néon, no grupo 18; um dos exemplos deste tipo de colocação é a corrente IUPAC tabela.

Propriedades químicas de hidrogénio não se encontram muito próximo para os de metais alcalinos, que ocupam grupo 1. Nesta base, é por vezes colocado noutro local. Uma alternativa comum é no topo da química estritamente univalente e em grande parte não-metálica grupo 17 dada de hidrogénio, e a química estritamente univalente e não-metálico de flúor (de outra forma o elemento no topo de grupo 17). Às vezes, para mostrar de hidrogénio tem propriedades correspondentes para ambos os de metais alcalinos e os halogéneos, isto é mostrado na parte superior das duas colunas em simultâneo. Outra sugestão é acima de carbono no grupo 14: colocado dessa maneira, que se encaixa bem as tendências de aumentar os valores potenciais de ionização e valores de afinidade de electrões, e não é demasiado longe do tendência electronegatividade, apesar de hidrogénio não é possível mostrar a tetravalence característica do mais pesado grupo 14 elementos. Finalmente, o hidrogénio é, por vezes, colocados separadamente a partir de qualquer grupo; isto é baseado nas suas propriedades gerais sendo diferentes daqueles dos elementos em qualquer outro grupo. O outro elemento período 1, hélio, é por vezes colocado separadamente a partir de qualquer grupo bem. A propriedade que distingue o hélio do resto dos gases nobres (embora a inércia extraordinária de hélio é extremamente próxima da de néon e árgon) é que, na sua camada electrónica fechada, hélio tem apenas dois electrões na electrões externo orbital, enquanto o resto dos gases nobres têm oito.

Grupo 3 e os seus elementos em períodos de 6 e 7

Embora escândio e ítrio são sempre os primeiros dois elementos do grupo 3, a identidade dos próximos dois elementos não está completamente resolvido. Eles são comumente lantânio e actínio , e menos frequentemente lutécio e lawrencium . As duas variantes originam dificuldades históricas na colocação dos lantanídeos da tabela periódica, e os argumentos quanto ao local onde os f elementos de bloco de início e fim. Foi alegado que tais argumentos são prova de que, "é um erro para quebrar o sistema [periódica] em blocos fortemente delimitados". Uma terceira variante mostra as duas posições abaixo ítrio como sendo ocupado por os lantanídeos e actinídeos.

Química e argumentos físicos foram feitos em apoio lutécio e lawrencium mas a maioria dos autores parecem convencidos. A maioria dos químicos que trabalham não estão cientes há alguma controvérsia. Em dezembro de 2015 um IUPAC projeto foi criado para fazer uma recomendação sobre o assunto.

Lantânio e actínio

tabela periódica 14CeTh forma --- Grupo 3 = Sc-Y-La-Ac.jpg

La e Ac abaixo Y

Lantânio e actínio são descritos geralmente como os grupos restantes 3 membros. Sugeriu-se que esta disposição se originou na década de 1940, com o aparecimento de tabelas periódicas assentes nas configurações eletrônicas dos elementos e a noção do elétron de diferenciação. As configurações de césio , bário e lantânio são [Xe] 6s 1 , [Xe] 6s 2 e [Xe] 5d 1 6s 2 . Lantânio, portanto, tem um electrão diferenciação 5d e isto estabelece que "no grupo 3 quando o primeiro membro do bloco-d por período de 6". Um conjunto consistente de configurações de electrões é então visto em grupo 3: escândio [Ar] 3d 1 4s 2 , ítrio [Kr] 4d uma 5s 2 e lantânio [Xe] 5d 1 6s 2 . Ainda no período de 6, itérbio foi atribuída uma configuração electrónica de [Xe] 4f 13 5d 1 6s 2 e lutécio [Xe] 4f 14 5d 1 6s 2 ", resultando em um 4f diferenciação de electrões para lutécio e firmemente estabelece-lo como o último membro do f-bloco por período de 6" . Mais tarde espectroscópica trabalho descobriu que a configuração eletrônica de itérbio foi, de facto [Xe] 4f 14 6s 2 . Isto significava que o itérbio e lutécio-o último com [Xe] 4f 14 5d 1 6s 2 -tanto tinha 14 f-electrões "resultando em um D- em vez de um f- diferenciação de electrões" para lutécio e tornando-se um "igualmente válido candidato" com [Xe] 5d 1 6s 2 lantânio, para a posição da tabela periódica grupo 3 abaixo ítrio. Lantânio tem a vantagem de incumbência desde a 5d uma parece de electrões, pela primeira vez na sua estrutura que se verifica pela terceira vez em lutécio, tendo também feita uma breve segundo aspecto em gadolínio.

Em termos de comportamento químico, e tendências que vão para baixo grupo 3 para propriedades tais como o ponto de fusão, electronegatividade e raio iónico, escândio, ítrio, lantânio e actínio são semelhantes aos seus homólogos grupo 1-2. Nesta variante, o número de f electrões nos (trivalente) mais comuns iões dos elementos do bloco f corresponde de forma consistente a sua posição na f-bloco. Por exemplo, as contagens de f-electrões para os iões trivalentes dos três primeiros elementos do bloco f são uma Ce, Pr 2 e 3 Nd.

Lutécio e lawrencium

tabela periódica forma 14LaAc --- Grupo 3 = Sc-Y-Lu-Lr.jpg

Lu e Lr abaixo Y

Em outras mesas, lutécio e lawrencium são os grupos restantes 3 membros. As primeiras técnicas para separar quimicamente o escândio, ítrio e lutécio baseou-se no facto de que estes elementos juntos ocorreu no assim chamado "grupo ítrio" enquanto que La e Ac ocorreu em conjunto no "grupo de cério". Por conseguinte, lutécio, em vez de lantânio foi atribuída ao grupo 3 por alguns químicos na década de 1920 e 30. Vários físicos na década de 1950 e 60 favorecido lutécio, à luz de uma comparação de várias das suas propriedades físicas com as de lantânio. Este arranjo, em que o lantânio é o primeiro membro da f-bloco, é contestada por alguns autores desde lantânio carece de qualquer f-elétrons. Tem sido argumentado que isto não é preocupação válida dada outra tabela periódica anomalias-tório, por exemplo, não tem f-elétrons ainda faz parte da f-bloco. Quanto lawrencium, a sua configuração electrónica atómica fase gasosa foi confirmada em 2015 como [Rn] 5f 14 7s 2 7p 1 . Uma configuração deste tipo representa uma outra tabela periódica anomalia, independentemente de lawrencium está localizado na f-bloco ou o bloco-d, como a posição p-bloco apenas potencialmente aplicáveis tem sido reservada para nihonium com a sua configuração prevista de [Rn] 5f 14 6d 10 7s 2 7p 1 .

Quimicamente, o escândio, ítrio e lutécio (e presumivelmente lawrencium) se comportam como versões trivalentes de metais do grupo 1-2. Por outro lado, as tendências que vai abaixo do grupo de propriedades, tais como ponto de fusão, electronegatividade e raio iónico, são semelhantes aos encontrados entre os seus homólogos grupo 4-8. Nesta variante, o número de f electrões nas formas gasosas dos átomos do bloco f geralmente coincide com a sua posição na f-bloco. Por exemplo, as contagens de f-electrões para os primeiros cinco elementos do bloco f são La 0, 1 Ce, Pr 3, Nd 4 e 5 Pm.

Lantanídeos e actinídeos

tabela periódica 15LaAc forma --- Grupo 3 = indeterminate.jpg

Marcadores abaixo Y

Alguns posição autores todos os trinta lantanídeos e actinídeos nas duas posições abaixo de ítrio (geralmente através de marcadores nota de rodapé). Esta variante, que é afirmado em 2005 Livro Vermelho para ser a versão IUPAC-acordada a partir de 2005 (um número de versões posteriores existem, e a última atualização é de 01 dezembro de 2018), enfatiza similaridades na química dos 15 lantanídeos elementos (La-Lu), possivelmente em detrimento de ambiguidade quanto ao qual elementos ocupam os dois grupos de 3 posições abaixo ítrio, e uma largura de 15-coluna f bloco (que só pode ser 14 elementos em qualquer linha da f bloco).

Grupos incluídos nos metais de transição

A definição de um metal de transição , tal como determinado pela IUPAC, é um elemento cujo átomo tem um d sub-concha incompleta, ou que pode dar origem aos catiões com uma sub-d concha incompleta. Por esta definição todos os elementos em grupos de 3-11 são metais de transição. Por conseguinte, a definição da IUPAC exclui grupo 12, que compreende o zinco, o cádmio e o mercúrio, a partir da categoria de metais de transição.

Alguns químicos tratar as categorias " d-bloco elementos" e "metais de transição" indiferentemente, incluindo deste modo grupos 3-12 entre os metais de transição. Neste caso os elementos do grupo 12 são tratados como um caso especial de metal de transição em que os electrões d não estão normalmente envolvidos na ligação química. O relatório de 2007 mercúrio (IV) fluoreto (HGF 4 ), um composto em que o mercúrio se utilizar os seus electrões para a ligação d, levou alguns comentadores para sugerir que o mercúrio pode ser considerado como um metal de transição. Outros comentadores, tais como Jensen, argumentaram que a formação de um composto como HGF 4 pode ocorrer apenas em condições altamente anormais; de fato, sua existência é atualmente disputada. Como tal, o mercúrio não pode ser considerado como um metal de transição por qualquer interpretação razoável do significado usual do termo.

Ainda outros químicos excluir ainda mais o grupo 3 elementos da definição de um metal de transição. Eles fazê-lo na base de que os elementos do grupo 3 não formam quaisquer iões possuindo uma camada d parcialmente ocupado e, consequentemente, não apresentam quaisquer propriedades características da química dos metais de transição. Neste caso, apenas os grupos de 4-11 são considerados como os metais de transição. Embora o grupo 3 elementos mostram algumas das propriedades químicas característicos dos metais de transição, que mostram algumas das suas propriedades físicas características (em virtude da presença de cada átomo de uma única d de electrões).

Elementos com propriedades químicas desconhecidas

Embora todos os elementos até oganesson foram descobertos, os elementos acima hássio (elemento 108), apenas copernicium (elemento 112), nihonium (elemento 113), e fleróvio (elemento 114) têm propriedades químicas conhecidas, e apenas para copernicium existe provas suficientes para uma categorização conclusiva no presente. Os outros elementos podem se comportar diferentemente do que seria previsto por extrapolação, devido à relativistas efeitos; por exemplo, fleróvio foi previsto para possivelmente apresentam algumas propriedades de gases nobres como, mesmo que ele é actualmente colocado no grupo de carbono . A evidência experimental atual ainda deixa em aberto a questão de saber se fleróvio se comporta mais como um metal ou um gás nobre.

Outras extensões da tabela periódica

hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro argão
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio crômio Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo criptônio
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio Indium Lata antimônio Telúrio Iodo xênon
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio neodímio Promécio Samário európio gadolínio Térbio disprósio Holmium Erbium Túlio Itérbio lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio rênio Ósmio Iridium Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Conduzir Bismuto Polônio Astatine radão
francium Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio amerício curandeiro Berkelium californium Einsteinium fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium dubnium seaborgium Bohrium hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium fleróvio Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
ununénnio unbinílio Unbiunium
Unquadquadium Unquadpentium Unquadhexium Unquadseptium Unquadoctium Unquadennium Unpentnilium Unpentunium Unpentbium Unpenttrium Unpentquadium Unpentpentium Unpenthexium Unpentseptium Unpentoctium Unpentennium Unhexnilium Unhexunium Unhexbium Unhextrium Unhexquadium Unhexpentium Unhexhexium Unhexseptium Unhexoctium Unhexennium Unseptnilium Unseptunium Unseptbium
Unbibium Unbitrium Unbiquadium Unbipentium Unbihexium Unbiseptium Unbioctium Unbiennium Untrinilium Untriunium Untribium Untritrium Untriquadium Untripentium Untrihexium Untriseptium Untrioctium Untriennium Unquadnilium Unquadunium Unquadbium Unquadtrium
tabela periódica, com oito linhas, estendido para elemento 172

Não está claro se novos elementos vai continuar o padrão da tabela periódica atual como período de 8 , ou exigir novas adaptações ou ajustes. Seaborg esperado do oitavo período a seguir o padrão previamente estabelecido exatamente, para que ele iria incluir um dois-elemento s-bloco para os elementos 119 e 120 , um novo g-bloco para os próximos 18 elementos e 30 elementos adicionais continuando o f atual -, D-, e p-blocos, culminando no elemento 168, a próxima gás nobre. Mais recentemente, os físicos tais como Pekka Pyykkö teorizaram que estes elementos adicionais não seguem a regra de Madelung , que prevê como conchas de elétrons são preenchidos e, portanto, afeta a aparência do presente quadro periódico. Existem atualmente vários modelos teóricos concorrentes para a colocação dos elementos de número atômico menor ou igual a 172. Em todos eles é elemento 172, em vez de elemento 168, que emerge como o próximo gás nobre após oganesson, embora estas devam ser considerado como não há especulativo cálculos completas têm sido feitos para além elemento 122.

Elemento com maior número atómico possível

O número de possíveis elementos não é conhecido. Uma sugestão muito cedo feita por Elliot Adams em 1911, e com base na disposição dos elementos em cada linha da tabela periódica horizontal, era que os elementos de peso atómico superior a cerca de 256 (o que equivale a entre os elementos 99 e 100 em termos modernos ) não existe. A-mais elevado recente-estima-se que a tabela periódica pode terminar logo após a ilha de estabilidade , o que é esperado para o centro em torno de elemento 126 , tal como a extensão das tabelas periódicas e nuclídeos é restrito por protões e de neutrões linhas de gotejamento . Outras previsões de um fim da tabela periódica incluem pelo elemento 128 por John Emsley , no elemento 137 por Richard Feynman , e no elemento 155 por Albert Khazan.

modelo de Bohr

O modelo de Bohr apresenta dificuldade para átomos de número atómico maior do que 137, como qualquer elemento com um número atómico maior do que 137 exigiria 1s electrões para viajar mais rápido do que c , a velocidade da luz . Por isso, o modelo de Bohr não relativística é impreciso quando aplicada a um tal elemento.

equação de Dirac relativística

O relativista equação de Dirac tem problemas para elementos com mais de 137 prótons. Para tais elementos, a função de onda do estado fundamental de Dirac é oscilatório em vez de ligado, e não existe qualquer diferença entre os espectros de energia positiva e negativa, como no paradoxo Klein . Cálculos mais precisos, tendo em conta os efeitos do tamanho finito do núcleo indicam que a energia de ligação excede primeiro o limite para elementos com mais do que 173 protões. Para os elementos mais pesados, se as orbitais mais interiores (1s) não foi preenchido, o campo eléctrico do núcleo vai puxar um electrão para fora do vácuo, o que resulta na emissão espontânea de um positrões . Isto não acontece se a orbitais mais interior é preenchido, de modo que elemento 173 não é necessariamente o fim da tabela periódica.

forma ótima

As muitas formas diferentes de tabela periódica levaram a questão de saber se há uma forma óptima ou definitivo da tabela periódica. A resposta a esta pergunta é pensado para depender se a periodicidade química visto a ocorrer entre os elementos tem uma verdade subjacente, efetivamente hard-wired para o universo, ou se qualquer periodicidade é, em vez do produto da interpretação humana subjetiva, depende do circunstâncias, crenças e predileções dos observadores humanos. Uma base objetiva para periodicidade química iria resolver as questões sobre a localização de hidrogênio e hélio, e a composição do grupo 3. Tal verdade subjacente, se existir, é pensado para ainda não foram descobertos. Na sua ausência, as muitas formas diferentes de tabela periódica pode ser considerado como variações sobre o tema de periodicidade química, cada um dos quais explora e enfatiza aspectos diferentes, propriedades e relações de perspectivas e entre os elementos.

Veja também

Notas

Referências

Bibliografia

Outras leituras

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