Tabela periódica -Periodic table

Tabela Periódica Simples Chart-blocks.svg

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

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

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

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

Visão geral

Estrutura atômica

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

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

Hoje, 118 elementos são conhecidos, os primeiros 94 dos quais são conhecidos por ocorrerem naturalmente na Terra atualmente. Dos 94 elementos naturais, oitenta têm um isótopo estável; mais três ( bismuto , tório e urânio ) sofrem decaimento radioativo , mas tão lentamente que grandes quantidades sobrevivem da formação da Terra; e mais onze se decompõem com rapidez suficiente para que sua ocorrência continuada de traços se baseie principalmente em serem constantemente regenerados como produtos intermediários do decaimento do tório e do urânio. Os 83 elementos que sobreviveram desde a formação da Terra são chamados primordiais . Todos os 24 elementos artificiais conhecidos são radioativos.

Configuração eletrônica

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

Um elétron pode ser pensado como habitando um orbital atômico , o que caracteriza a probabilidade de ele ser encontrado em qualquer região particular do átomo. Suas energias são quantizadas , o que significa que elas só podem assumir valores discretos. Além disso, os elétrons obedecem ao princípio de exclusão de Pauli : elétrons diferentes devem estar sempre em estados diferentes. Isso permite a classificação dos possíveis estados que um elétron pode assumir em vários níveis de energia conhecidos como camadas, divididas em subcamadas individuais, cada uma contendo um certo tipo de orbital. Cada orbital pode conter até dois elétrons: eles se distinguem por uma quantidade conhecida como spin , que pode ser para cima ou para baixo. Os elétrons se organizam no átomo de tal maneira que a energia total que eles têm é minimizada, de modo que ocupam os orbitais de menor energia disponíveis, a menos que a energia tenha sido fornecida. Apenas os elétrons mais externos (os chamados elétrons de valência ) têm energia suficiente para se libertar do núcleo e participar de reações químicas com outros átomos. Os outros são chamados de elétrons do núcleo .

ℓ →
n
0 1 2 3 4 5 6
Orbital s p d f g h eu Capacidade do reservatório ( 2n 2 )
1 1s 2
2 2 segundos 2p 8
3 3 segundos 3p 3d 18
4 4 segundos 4p 4d 4f 32
5 5s 5p 5d 5f 5g 50
6 6s 18h 6d 6f 6g 6h 72
7 7s 19h 7d 7f 7g 7h 7i 98
Capacidade do subconjunto 2 6 10 14 18 22 26

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

A ordem de enchimento da casca

Ordem idealizada de preenchimento da casca (mais preciso para n  ≲ 4 . )

A sequência em que os orbitais são preenchidos é dada pelo princípio de Aufbau , também conhecido como regra de Madelung ou Klechkovsky. As cascas se sobrepõem em energias, criando uma sequência que é aproximadamente a seguinte:

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

Aqui o sinal ≪ significa "muito menos que" em oposição a < significando apenas "menos que". Expressando de forma diferente, os elétrons entram nos orbitais em ordem crescente de n + , e se dois orbitais estiverem disponíveis com o mesmo valor de n + , aquele com n menor é ocupado primeiro.

As sobreposições ficam bem próximas no ponto em que os orbitais d entram na imagem, e a ordem pode mudar ligeiramente com o número atômico e a carga atômica.

A partir do átomo mais simples, isso nos permite construir a tabela periódica um de cada vez em ordem de número atômico, considerando os casos de átomos únicos. No hidrogênio , há apenas um elétron, que deve ir no orbital 1s de menor energia. Esta configuração é assim escrita 1s 1 . O hélio adiciona um segundo elétron, que também entra em 1s e preenche completamente a primeira camada.

O terceiro elemento, lítio , não tem mais espaço na primeira concha. Seu terceiro elétron deve então entrar na subcamada 2s, dando uma configuração 1s 2 2s 1 . O elétron 2s é o único elétron de valência do lítio, já que o orbital 1s está agora muito próximo do núcleo para participar quimicamente. A subcamada 2s é completada pelo próximo elemento berílio (1s 2 2s 2 ). Os seguintes elementos então procedem para preencher os orbitais p. O boro (1s 2 2s 2 2p 1 ) coloca seu novo elétron em um orbital 2p; carbono (1s 2 2s 2 2p 2 ) preenche um segundo orbital 2p; e com nitrogênio (1s 2 2s 2 2p 3 ) todos os três orbitais 2p ficam ocupados individualmente. Isso é consistente com a regra de Hund , que afirma que os átomos preferem ocupar individualmente cada orbital do mesmo tipo antes de preenchê-los com o segundo elétron. Oxigênio (1s 2 2s 2 2p 4 ), flúor (1s 2 2s 2 2p 5 ), e neon (1s 2 2s 2 2p 6 ) então completam os orbitais 2p já preenchidos individualmente; a última delas preenche completamente a segunda concha.

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

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

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

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

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

Como 5s preenche antes de 4d, que preenche antes de 5p, a quinta linha tem exatamente a mesma estrutura que a quarta (embora novamente haja algumas anomalias ao preencher os orbitais 4d).

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

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

A sétima linha também é análoga à sexta linha: 7s preenche, depois 5f, depois 6d e finalmente 7p, com algumas anomalias ao longo do caminho. Por muito tempo, a sétima linha ficou incompleta, pois a maioria de seus elementos não ocorre na natureza. Os elementos que faltavam além do urânio começaram a ser sintetizados em laboratório em 1940, quando foi feito o neptúnio. A linha foi completada com a síntese de tennessina em 2010 (o último elemento oganesson já havia sido feito em 2002), e os últimos elementos desta sétima linha foram validados e nomeados em 2016.

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

Isso completa a tabela periódica moderna, com todas as sete linhas completamente preenchidas.

A tabela a seguir mostra a configuração eletrônica de um átomo neutro em fase gasosa de cada elemento. Diferentes configurações podem ser favorecidas em diferentes ambientes químicos. Os elementos do grupo principal têm configurações eletrônicas inteiramente regulares; os elementos de transição e transição interna apresentam vinte irregularidades devido à já mencionada competição entre subcamadas próximas em nível de energia. Para os últimos dez elementos (109–118), faltam dados experimentais e, portanto, foram mostradas configurações calculadas. As subcamadas completamente preenchidas foram esmaecidas.

Formulários de apresentação

Por razões de espaço, a tabela periódica é comumente apresentada com os elementos do bloco f recortados e colocados como uma nota de rodapé abaixo do corpo principal da tabela, conforme abaixo.

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

1

Hidrogênio1H1,008 Hélio2Ele4,0026
2 Lítio3Li6,94 Berílio4Ser9,0122 Boro5B10,81 Carbono6C12.011 Azoto7N14.007 Oxigênio8O15.999 Flúor9F18.998 Néon10Não20.180
3 Sódio11N / D22.990 Magnésio12Mg24.305 Alumínio13Al26.982 Silício14Si28.085 Fósforo15P30.974 Enxofre16S32.06 Cloro17Cl35,45 Argônio18Ar39,95
4 Potássio19K39.098 Cálcio20Ca40.078 Escândio21Sc44.956 Titânio22Ti47.867 Vanádio23V50.942 Cromo24Cr51.996 Manganês25Mn54.938 Ferro26Fe55.845 Cobalto27Companhia58.933 Níquel28Ni58.693 Cobre29Cu63.546 Zinco30Zn65,38 Gálio31Ga69.723 Germânio32Ge72.630 Arsênico33Como74.922 Selênio34Se78.971 Bromo35Br79.904 Krypton36Kr83.798
5 Rubídio37Rb85.468 Estrôncio38Sr87,62 Ítrio39S88.906 Zircônio40Zr91.224 Nióbio41Nb92.906 Molibdênio42Mo95,95 Tecnécio43Tc[97] Rutênio44Ru101,07 Ródio45Rh102,91 Paládio46Pd106,42 Prata47Ag107,87 Cádmio48Cd112,41 índio49Dentro114,82 Lata50Sn118,71 Antimônio51Sb121,76 Telúrio52Te127,60 Iodo53EU126,90 Xenon54Xe131,29
6 Césio55C132,91 Bário56BA137,33 1 asterisco Lutécio71Lu174,97 Háfnio72Hf178,49 Tântalo73Ta180,95 Tungstênio74C183,84 Rênio75186,21 Ósmio76OS190,23 Irídio77Ir192,22 Platina78PT195,08 Ouro79Au196,97 Mercúrio80Hg200,59 Tálio81Tl204,38 Conduzir82Pb207,2 Bismuto83Bi208,98 Polônio84Po[209] Astatine85No[210] Radônio86Rn[222]
7 Frâncio87Fr[223] Rádio88[226] 1 asterisco Lourenço103Lr[266] Rutherfordium104Rf[267] Dúbnio105Db[268] Seaborgium106Sg[269] Bohrium107Bh[270] Hássio108Hs[269] Meitnério109Monte[278] Darmstádio110Ds[281] Roentgenium111Rg[282] Copérnico112Cn[285] Nihonium113Nh[286] Fleróvio114Fl[289] Moscovium115Mc[290] Livermório116Nível[293] Tennessee117Ts[294] Oganesson118Og[294]
1 asterisco Lantânio57138,91 Cério58Ce140,12 Praseodímio59Pr140,91 Neodímio60Nd144,24 Promécio61PM[145] Samário62Sm150,36 Európio63Eu151,96 Gadolínio64D'us157,25 Térbio65Tb158,93 Disprósio66Dy162,50 Hólmio67Ho164,93 Érbio68É167,26 Túlio69Tm168,93 Itérbio70Yb173,05  
1 asterisco Actínio89Ac[227] Tório90º232,04 Protactínio91Pai231,04 Urânio92você238,03 Neptúnio93Np[237] Plutônio94Pu[244] Amerício95Sou[243] Curium96Cm[247] Berquélio97Bk[247] Californium98Cf[251] Einsteinium99Es[252] Férmio100Fm[257] Mendelévio101Md[258] Nobélio102Não[259]

Ambas as formas representam a mesma tabela periódica. O formulário com o bloco f incluído no corpo principal às vezes é chamado de formulário de 32 colunas ou formato longo; o formulário com o bloco f cortado às vezes é chamado de formulário de 18 colunas ou médio-longo. O formulário de 32 colunas tem a vantagem de mostrar todos os elementos em sua sequência correta, mas tem a desvantagem de exigir mais espaço.

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

Sob uma convenção internacional de nomenclatura, os grupos são numerados numericamente de 1 a 18 da coluna mais à esquerda (os metais alcalinos) até a coluna mais à direita (os gases nobres). Os grupos de blocos f são ignorados nesta numeração. Os grupos também podem ser nomeados pelo seu primeiro elemento, por exemplo, o "grupo escândio" para o grupo 3. Anteriormente, os grupos eram conhecidos por algarismos romanos . Na América, os numerais romanos eram seguidos por um "A" se o grupo estivesse no bloco s ou p , ou um "B" se o grupo estivesse no bloco d . Os algarismos romanos usados ​​correspondem ao último dígito da convenção de nomenclatura atual (por exemplo, os elementos do grupo 4 eram do grupo IVB e os elementos do grupo 14 eram do grupo IVA). Na Europa, as letras eram semelhantes, exceto que "A" era usado se o grupo era anterior ao grupo 10 e "B" era usado para grupos incluindo e após o grupo 10. Além disso, os grupos 8, 9 e 10 costumavam ser tratados como um grupo de tamanho triplo, conhecido coletivamente em ambas as notações como grupo VIII. Em 1988, o novo sistema de nomenclatura IUPAC foi colocado em uso e os nomes de grupos antigos foram preteridos.

Grupo IUPAC 1 2 n / D 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Mendeleiev (I-VIII) EUUMA IIUMA IIIB 4B VB VIB VIIB VIIIB EUB IIB IIIB 4B VB VIB VIIB
CAS (EUA, ABA) I A IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA ATRAVÉS DA VIIA VIIIA
antiga IUPAC (Europa, AB) I A IIA IIIA IVA VA ATRAVÉS DA VIIA VIIIB IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB 0
Nome trivial H e metais alcalinos Metais alcalinos terrestres Metais de cunhagem Testes Tetrels Pnictógenos Calcogênios Halogênios gases nobres
Nome por elemento Grupo de lítio Grupo Berílio Grupo Scandium Grupo de titânio Grupo vanádio Grupo cromo grupo manganês Grupo de ferro Grupo de cobalto Grupo de níquel Grupo de cobre Grupo de zinco Grupo de Boro Grupo de carbono Grupo nitrogênio Grupo de oxigênio Grupo de flúor Grupo Hélio ou Neon
Período 1  H  Ele
Período 2 Li Ser B C N O F Não
Período 3 N / D Mg Al Si P S Cl Ar
Período 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Companhia Ni Cu Zn Ga Ge Como Se Br Kr
Período 5 Rb Sr S Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd Dentro Sn Sb Te EU Xe
Período 6 C BA La–Yb Lu Hf Ta C OS Ir PT Au Hg Tl Pb Bi Po No Rn
Período 7 Fr Ac–Não Lr Rf Db Sg Bh Hs Monte Ds Rg Cn Nh Fl Mc Nível Ts Og
a Grupo 1 é composto de hidrogênio (H) e metais alcalinos. Os elementos do grupo têm um elétron s na camada eletrônica externa. O hidrogênio não é considerado um metal alcalino, pois não é um metal, embora seja mais análogo a eles do que qualquer outro grupo. Isso torna o grupo um tanto excepcional.
n/a Não possui um número de grupo
b A composição do grupo 3 não é acordada entre as fontes: ver Tabela periódica#Grupo 3 e elemento do Grupo 3#Disputa sobre composição . Textos gerais de química inorgânica geralmente colocam escândio (Sc), ítrio (Y), lantânio (La) e actínio (Ac) no grupo 3, de modo que Ce-Lu e Th-Lr se tornam o bloco f entre os grupos 3 e 4. No entanto, as fontes que estudam o assunto costumam colocar escândio, ítrio, lutécio (Lu) e laurêncio (Lr) no grupo 3, como mostrado aqui. Algumas fontes, incluindo a IUPAC, atualmente seguem um compromisso que coloca La–Lu e Ac–Lr como as linhas do bloco f, deixando os membros mais pesados ​​do grupo 3 ambíguos. O arranjo com Sc, Y, Lu e Lr no grupo 3 foi recomendado por um relatório preliminar da IUPAC de 2021 sobre esta questão.
c Grupo 18, os gases nobres, não foram descobertos na época da tabela original de Mendeleev. Mais tarde (1902), Mendeleev aceitou a evidência de sua existência, e eles puderam ser colocados em um novo "grupo 0", de forma consistente e sem quebrar o princípio da tabela periódica.
d Autores divergem sobre se o roentgênio (Rg) é considerado um metal de cunhagem. Está no grupo 11, como os outros metais de cunhagem, e espera-se que seja quimicamente semelhante ao ouro. Por outro lado, sendo extremamente radioativo e de curta duração, não pode realmente ser usado para cunhagem como o nome sugere, e por isso às vezes é excluído.
r Nome do grupo conforme recomendado pela IUPAC.

Tendências periódicas

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

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

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

Raio atômico

Tendência em raios atômicos

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

Nos elementos de transição, uma camada interna está sendo preenchida, mas o tamanho do átomo ainda é determinado pelos elétrons externos. O aumento da carga nuclear ao longo da série e o aumento do número de elétrons internos para blindagem compensam um ao outro, de modo que a diminuição do raio é menor. Os átomos 4p e 5d, vindos imediatamente após a introdução de novos tipos de séries de transição, são menores do que o esperado.

Energia de ionização

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

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

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

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

Afinidade eletrônica

Tendência nas afinidades eletrônicas

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

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

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

Eletro-negatividade

Outra propriedade importante dos elementos é sua eletronegatividade . Os átomos podem formar ligações covalentes entre si compartilhando elétrons em pares, criando uma sobreposição de orbitais de valência. O grau em que cada átomo atrai o par de elétrons compartilhado depende da eletronegatividade do átomo – a tendência de um átomo de ganhar ou perder elétrons. O átomo mais eletronegativo tenderá a atrair mais o par de elétrons, e o menos eletronegativo (ou mais eletropositivo) o atrairá menos. Em casos extremos, pode-se pensar que o elétron passou completamente do átomo mais eletropositivo para o mais eletronegativo, embora isso seja uma simplificação. A ligação então liga dois íons, um positivo (tendo cedido o elétron) e um negativo (tendo aceitado), e é chamado de ligação iônica .

A eletronegatividade depende da força com que o núcleo pode atrair um par de elétrons e, portanto, apresenta uma variação semelhante às outras propriedades já discutidas: a eletronegatividade tende a cair de cima para baixo e aumentar da esquerda para a direita. Os metais alcalinos e alcalino-terrosos estão entre os elementos mais eletropositivos, enquanto os calcogênios, halogênios e gases nobres estão entre os mais eletronegativos.

A eletronegatividade é geralmente medida na escala de Pauling, na qual o átomo reativo mais eletronegativo ( flúor ) recebe eletronegatividade 4,0, e o átomo menos eletronegativo ( césio ) recebe eletronegatividade 0,79. (Teoricamente o néon seria mais eletronegativo que o flúor, mas a escala de Pauling não pode medir sua eletronegatividade porque não forma ligações covalentes.)

A eletronegatividade de um elemento varia com a identidade e o número de átomos aos quais está ligado, bem como quantos elétrons já perdeu: um átomo se torna mais eletronegativo quando perde mais elétrons. Isso às vezes faz uma grande diferença: o chumbo no estado de oxidação +2 tem eletronegatividade 1,87 na escala de Pauling, enquanto o chumbo no estado de oxidação +4 tem eletronegatividade 2,33.

Metalicidade

Uma substância simples é uma substância formada por átomos de um elemento químico. As substâncias simples dos átomos mais eletronegativos tendem a compartilhar elétrons (formam ligações covalentes) entre si. Eles formam pequenas moléculas (como hidrogênio ou oxigênio, cujos átomos se unem em pares) ou estruturas gigantes que se estendem indefinidamente (como carbono ou silício). Os gases nobres simplesmente permanecem como átomos únicos, pois já possuem uma concha completa. Substâncias compostas de moléculas discretas ou átomos únicos são mantidas juntas por forças atrativas mais fracas entre as moléculas, como a força de dispersão de London : à medida que os elétrons se movem dentro das moléculas, eles criam desequilíbrios momentâneos de carga elétrica, que induzem desequilíbrios semelhantes em moléculas próximas e criam movimentos sincronizados de elétrons através de muitas moléculas vizinhas.

Os átomos mais eletropositivos, no entanto, tendem a perder elétrons, criando um "mar" de elétrons engolfando cátions. Os orbitais externos de um átomo se sobrepõem para compartilhar elétrons com todos os seus vizinhos, criando uma estrutura gigante de orbitais moleculares que se estendem por toda a estrutura. Este "mar" carregado negativamente puxa todos os íons e os mantém juntos em uma ligação metálica . Os elementos que formam essas ligações são freqüentemente chamados de metais ; aqueles que não são freqüentemente chamados de não- metais . Alguns elementos podem formar várias substâncias simples com estruturas diferentes: estes são chamados de alótropos . Por exemplo, diamante e grafite são dois alótropos de carbono.

A metalicidade de um elemento pode ser prevista a partir de propriedades eletrônicas. Quando os orbitais atômicos se sobrepõem durante a ligação metálica ou covalente, eles criam orbitais moleculares ligantes e antiligantes de igual capacidade, com os orbitais antiligantes de energia mais alta. O caráter de ligação líquida ocorre quando há mais elétrons nos orbitais ligantes do que nos orbitais antiligantes. A ligação metálica é assim possível quando o número de elétrons deslocalizados por cada átomo é menor que o dobro do número de orbitais que contribuem para a sobreposição. Esta é a situação dos elementos dos grupos de 1 a 13; eles também têm muito poucos elétrons de valência para formar estruturas covalentes gigantes onde todos os átomos assumem posições equivalentes, e assim quase todos eles se metalizam. As exceções são o hidrogênio e o boro, que possuem uma energia de ionização muito alta. Assim, o hidrogênio forma uma molécula H 2 covalente e o boro forma uma estrutura covalente gigante baseada em aglomerados B 12 icosaédricos. Em um metal, os orbitais ligantes e antiligantes têm energias sobrepostas, criando uma única banda pela qual os elétrons podem fluir livremente, permitindo a condução elétrica.

No grupo 14, tanto a ligação metálica quanto a covalente se tornam possíveis. Em um cristal de diamante, as ligações covalentes entre os átomos de carbono são fortes, porque têm um raio atômico pequeno e, portanto, o núcleo tem mais controle sobre os elétrons. Portanto, os orbitais ligantes resultantes são muito mais baixos em energia do que os orbitais antiligantes, e não há sobreposição, então a condução elétrica se torna impossível: o carbono é um não metal. No entanto, a ligação covalente torna-se mais fraca para átomos maiores, de modo que o silício e o germânio têm intervalos de banda menores e são semicondutores : os elétrons podem cruzar o intervalo quando excitados termicamente. Finalmente, o band gap desaparece no estanho, de modo que o estanho e o chumbo se tornam metais.

Os elementos nos grupos 15 a 17 têm elétrons demais para formar moléculas covalentes gigantes que se estendem em todas as três dimensões. Para os elementos mais leves, as ligações em pequenas moléculas diatômicas são tão fortes que uma fase condensada é desfavorecida: assim nitrogênio (N 2 ), oxigênio (O 2 ), fósforo branco (P 4 ), enxofre (S 8 ), e o estável halogênios (F 2 , Cl 2 , Br 2 e I 2 ) prontamente formam moléculas covalentes com poucos átomos. Os mais pesados ​​tendem a formar cadeias longas (por exemplo, fósforo vermelho, selênio cinza, telúrio) ou estruturas em camadas (por exemplo, carbono como grafite, fósforo preto, arsênico cinza, antimônio cinza, bismuto) que se estendem apenas em uma ou duas em vez de três dimensões. Como essas estruturas não usam todos os seus orbitais para a ligação, elas acabam com bandas ligantes, não ligantes e antiligantes em ordem crescente de energia. Da mesma forma que no grupo 14, os band gaps diminuem para os elementos mais pesados ​​e o livre movimento de elétrons entre as cadeias ou camadas se torna possível. Assim, por exemplo, fósforo negro, arsênico negro, selênio cinza, telúrio e iodo são semicondutores; arsênico cinza, antimônio cinza e bismuto são semimetais (exibindo condução quase metálica, com uma sobreposição de banda muito pequena); e polônio e provavelmente astato são metais verdadeiros. Finalmente, os elementos naturais do grupo 18 permanecem como átomos individuais.

A linha divisória entre metais e não metais é aproximadamente diagonal do canto superior esquerdo ao canto inferior direito, com a série de transição aparecendo à esquerda dessa diagonal (já que eles têm muitos orbitais disponíveis para sobreposição). Isso é esperado, pois a metalicidade tende a estar correlacionada com a eletropositividade e a disposição de perder elétrons, que aumenta da direita para a esquerda e de cima para baixo. Assim, os metais superam em muito os não-metais. Elementos próximos da fronteira são difíceis de classificar: tendem a ter propriedades intermediárias entre as dos metais e não-metais, e podem ter algumas propriedades características de ambos. Eles são frequentemente denominados semimetais ou metalóides . O termo "semimetal" usado nesse sentido não deve ser confundido com seu sentido físico estrito relacionado à estrutura da banda: o bismuto é fisicamente um semimetal, mas geralmente é considerado um metal pelos químicos.

A tabela a seguir considera os alótropos mais estáveis ​​em condições padrão. Os elementos de cor amarela formam substâncias simples que são bem caracterizadas por ligações metálicas. Os elementos coloridos em azul claro formam estruturas covalentes gigantes, enquanto aqueles coloridos em azul escuro formam pequenas moléculas covalentemente ligadas que são mantidas juntas por forças de van der Waals mais fracas . Os gases nobres são coloridos em violeta: suas moléculas são átomos únicos e não ocorre ligação covalente. As células acinzentadas são para elementos que não foram preparados em quantidades suficientes para que seus alótropos mais estáveis ​​tenham sido caracterizados dessa maneira. Considerações teóricas sugerem que todos (ou pelo menos quase todos) esses elementos se metalizariam se pudessem formar fases condensadas, embora isso tenha sido questionado para copernicium e oganesson.

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

Geralmente, os metais são brilhantes e densos. Eles geralmente têm altos pontos de fusão e ebulição devido à força da ligação metálica, e muitas vezes são maleáveis ​​e dúcteis (facilmente esticados e moldados) porque os átomos podem se mover um em relação ao outro sem quebrar a ligação metálica. Eles conduzem eletricidade porque seus elétrons são livres para se mover em todas as três dimensões. Da mesma forma, eles conduzem calor, que é transferido pelos elétrons como energia cinética extra : eles se movem mais rápido. Essas propriedades persistem no estado líquido, pois embora a estrutura cristalina seja destruída na fusão, os átomos ainda se tocam e a ligação metálica persiste, embora esteja enfraquecida. Os metais tendem a ser reativos em relação aos não metais. Algumas exceções podem ser encontradas a essas generalizações: por exemplo, manganês, arsênico, antimônio e bismuto são frágeis; o cromo é extremamente duro; gálio, rubídio, césio e mercúrio são líquidos à temperatura ambiente ou próximo dela; e metais nobres como o ouro são quimicamente muito inertes.

Os não-metais exibem propriedades diferentes. Aqueles que formam cristais covalentes gigantes exibem altos pontos de fusão e ebulição, pois é necessária uma energia considerável para superar as fortes ligações covalentes. Aquelas que formam moléculas discretas são mantidas juntas principalmente por forças de dispersão, que são mais facilmente superadas; assim, eles tendem a ter pontos de fusão e ebulição mais baixos, e muitos são líquidos ou gases à temperatura ambiente. Os não-metais costumam ter uma aparência opaca. Eles tendem a ser reativos com os metais, exceto os gases nobres, que são inertes com a maioria das substâncias. Eles são quebradiços quando sólidos, pois seus átomos são mantidos firmemente no lugar. Eles são menos densos e conduzem mal a eletricidade, porque não há elétrons móveis. Perto da fronteira, os band gaps são pequenos e, portanto, muitos elementos nessa região são semicondutores. Novamente, há exceções; por exemplo, o diamante tem a maior condutividade térmica de todos os materiais conhecidos, maior do que qualquer metal.

É comum designar uma classe de metalóides abrangendo a fronteira entre metais e não metais, pois os elementos nessa região são intermediários em propriedades físicas e químicas. No entanto, não existe um consenso na literatura sobre exatamente quais elementos devem ser assim designados. Quando tal categoria é usada, boro, silício, germânio, arsênico, antimônio e telúrio são geralmente incluídos; mas a maioria das fontes também inclui outros elementos, sem acordo sobre quais elementos extras devem ser adicionados, e alguns outros subtraem dessa lista. Por exemplo, a tabela periódica usada pela American Chemical Society inclui o polônio como um metalóide, mas a usada pela Royal Society of Chemistry não, e aquela incluída na Encyclopædia Britannica não se refere a metalóides ou semi-metais.

Outras manifestações de periodicidade

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

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

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

Quando os núcleos atômicos se tornam altamente carregados, a relatividade especial se torna necessária para avaliar o efeito do núcleo na nuvem de elétrons. Esses efeitos relativísticos resultam em elementos pesados ​​cada vez mais com propriedades diferentes em comparação com seus homólogos mais leves na tabela periódica. Por exemplo, os efeitos relativísticos explicam por que o ouro é dourado e o mercúrio é um líquido. Espera-se que esses efeitos se tornem muito fortes no final do sétimo período, potencialmente levando a um colapso da periodicidade. As configurações eletrônicas e as propriedades químicas só são claramente conhecidas até o elemento 108 ( hássio ), de modo que a caracterização química dos elementos mais pesados ​​continua sendo um tópico de pesquisa atual.

Muitas outras propriedades físicas dos elementos exibem variação periódica de acordo com a lei periódica, como pontos de fusão, pontos de ebulição , calores de fusão , calores de vaporização , energia de atomização e assim por diante. Variações periódicas semelhantes aparecem para os compostos dos elementos, que podem ser observadas comparando hidretos, óxidos, sulfetos, haletos e assim por diante. As propriedades químicas são mais difíceis de descrever quantitativamente, mas também exibem suas próprias periodicidades. Exemplos incluem como os estados de oxidação tendem a variar em etapas de 2 nos elementos do grupo principal, mas em etapas de 1 para os elementos de transição; a variação nas propriedades ácidas e básicas dos elementos e seus compostos; as estabilidades dos compostos; e métodos de isolamento dos elementos. A periodicidade é e tem sido amplamente usada para prever as propriedades de novos elementos desconhecidos e novos compostos, e é central para a química moderna.

Classificação dos elementos

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

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

Os lantanídeos são considerados os elementos La–Lu, todos muito semelhantes entre si: historicamente incluíam apenas Ce–Lu, mas o lantânio passou a ser incluído pelo uso comum. Os elementos de terras raras (ou metais de terras raras) adicionam escândio e ítrio aos lantanídeos. Analogamente, os actinídeos são considerados os elementos Ac–Lr (historicamente Th–Lr), embora a variação de propriedades neste conjunto seja muito maior do que dentro dos lantanídeos. A IUPAC recomenda os nomes lantanóides e actinóides para evitar ambiguidade, pois o sufixo -ide normalmente denota um íon negativo; no entanto , lantanídeos e actinídeos permanecem comuns.

Muitas outras categorizações existem e são usadas de acordo com certas disciplinas. Em astrofísica, um metal é definido como qualquer elemento com número atômico maior que 2, ou seja, qualquer coisa exceto hidrogênio e hélio. O termo "semimetal" tem uma definição diferente na física do que na química: o bismuto é um semimetal por definições físicas, mas os químicos geralmente o consideram um metal. Alguns termos são amplamente usados, mas sem nenhuma definição muito formal, como " heavy metal ", que recebeu uma gama tão ampla de definições que foi criticado como "efetivamente sem sentido".

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

História

A tabela periódica de Mendeleev de 1869

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

O químico alemão Lothar Meyer observou as sequências de propriedades químicas e físicas semelhantes repetidas em intervalos periódicos. Segundo ele, se os pesos atômicos fossem plotados como ordenadas (ou seja, verticalmente) e os volumes atômicos como abcissas (ou seja, horizontalmente) – a curva obteve uma série de máximos e mínimos – os elementos mais eletropositivos apareceriam nos picos da curva em a ordem de seus pesos atômicos. Em 1864, um livro seu foi publicado; continha uma versão inicial da tabela periódica contendo 28 elementos e classificou os elementos em seis famílias por sua valência — pela primeira vez, os elementos foram agrupados de acordo com sua valência. Os trabalhos sobre a organização dos elementos por peso atômico até então haviam sido frustrados por medições imprecisas dos pesos atômicos. Em 1868, ele revisou sua tabela, mas essa revisão foi publicada como rascunho somente após sua morte.

A tabela periódica de Mendeleev de 1871

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

Dmitri Mendeleev

Em 1875, o químico francês Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran , trabalhando sem conhecimento da previsão de Mendeleev, descobriu um novo elemento em uma amostra do mineral esfalerita , e o nomeou gálio. Ele isolou o elemento e começou a determinar suas propriedades. Mendeleev, lendo a publicação de Boisbaudran, enviou uma carta alegando que o gálio era seu eka-alumínio previsto. Embora Lecoq de Boisbaudran estivesse inicialmente cético e suspeitasse que Mendeleev estava tentando levar o crédito por sua descoberta, mais tarde ele admitiu que Mendeleev estava correto. Em 1879, o químico sueco Lars Fredrik Nilson descobriu um novo elemento, que ele chamou de escândio: acabou por ser eka-boro. Eka-silício foi encontrado em 1886 pelo químico alemão Clemens Winkler , que o nomeou germânio. As propriedades do gálio, escândio e germânio correspondiam ao que Mendeleev havia previsto. Em 1889, Mendeleev observou na Palestra Faraday para a Royal Institution em Londres que não esperava viver o suficiente "para mencionar sua descoberta à Sociedade Química da Grã-Bretanha como uma confirmação da exatidão e generalidade da lei periódica". Mesmo a descoberta dos gases nobres no final do século 19, que Mendeleev não havia previsto, se encaixava perfeitamente em seu esquema como um oitavo grupo principal. No entanto, Mendeleev teve alguns problemas para encaixar os lantanídeos conhecidos em seu esquema, pois eles não exibiam a mudança periódica nas valências que os outros elementos apresentavam. Depois de muita investigação, o químico tcheco Bohuslav Brauner sugeriu em 1902 que os lantanídeos poderiam ser colocados juntos em um grupo na tabela periódica. Ele chamou isso de "hipótese do asteróide" como uma analogia astronômica: assim como existe um cinturão de asteróides em vez de um único planeta entre Marte e Júpiter, o lugar abaixo do ítrio foi ocupado por todos os lantanídeos em vez de apenas um elemento.

Henry Moseley

Depois que a estrutura interna do átomo foi investigada, o físico amador holandês Antonius van den Broek propôs em 1913 que a carga nuclear determinava a colocação dos elementos na tabela periódica. O físico neozelandês Ernest Rutherford cunhou a palavra "número atômico" para essa carga nuclear. No artigo publicado de van der Broek, ele ilustrou a primeira tabela periódica eletrônica mostrando os elementos organizados de acordo com o número de seus elétrons. Rutherford confirmou em seu artigo de 1914 que Bohr havia aceitado a opinião de van der Broek.

tabela periódica de van den broek

No mesmo ano, o físico inglês Henry Moseley , usando espectroscopia de raios X, confirmou experimentalmente a proposta de van den Broek. Moseley determinou o valor da carga nuclear de cada elemento do alumínio ao ouro e mostrou que a ordenação de Mendeleev realmente coloca os elementos em ordem sequencial por carga nuclear. A carga nuclear é idêntica à contagem de prótons e determina o valor do número atômico ( Z ) de cada elemento. O uso do número atômico fornece uma sequência definitiva baseada em números inteiros para os elementos. A pesquisa de Moseley resolveu imediatamente as discrepâncias entre o peso atômico e as propriedades químicas; eram casos como o telúrio e o iodo, onde o número atômico aumenta, mas o peso atômico diminui. Embora Moseley tenha sido logo morto na Primeira Guerra Mundial, o físico sueco Manne Siegbahn continuou seu trabalho até o urânio , e estabeleceu que era o elemento com o maior número atômico então conhecido (92). Com base na pesquisa de Moseley e Siegbahn, também se sabia quais números atômicos correspondiam a elementos ausentes ainda a serem encontrados.

O físico dinamarquês Niels Bohr aplicou a ideia de quantização de Max Planck ao átomo. Ele concluiu que os níveis de energia dos elétrons eram quantizados: apenas um conjunto discreto de estados de energia estáveis ​​era permitido. Bohr então tentou entender a periodicidade através das configurações eletrônicas, supondo em 1913 que os elétrons internos deveriam ser responsáveis ​​pelas propriedades químicas do elemento. Em 1913, ele produziu a primeira tabela periódica eletrônica baseada em um átomo quântico.

Bohr chamou suas camadas de elétrons de "anéis" em 1913: orbitais atômicos dentro das camadas não existiam na época de seu modelo planetário. Bohr explica na Parte 3 de seu famoso artigo de 1913 que o máximo de elétrons em uma camada é oito, escrevendo: "Vemos, além disso, que um anel de n elétrons não pode girar em um único anel em torno de um núcleo de carga ne a menos que n < 8 ." Para átomos menores, as camadas de elétrons seriam preenchidas da seguinte forma: "os anéis de elétrons só se unirão se contiverem números iguais de elétrons; e que, portanto, os números de elétrons nos anéis internos serão apenas 2, 4, 8". No entanto, em átomos maiores a camada mais interna conteria oito elétrons: "por outro lado, o sistema periódico dos elementos sugere fortemente que já no neônio N = 10 ocorrerá um anel interno de oito elétrons". Suas configurações eletrônicas propostas para os átomos leves (mostrado à direita) nem sempre estão de acordo com as agora conhecidas.

Configurações eletrônicas de Bohr para elementos leves
Elemento Elétrons por camada
4 2,2
6 2,4
7 4,3
8 4,2,2
9 4,4,1
10 8,2
11 8,2,1
16 8,4,2,2
18 8,8,2

O primeiro a expandir e corrigir sistematicamente os potenciais químicos da teoria atômica de Bohr foi Walther Kossel em 1914 e em 1916. Kossel explicou que na tabela periódica novos elementos seriam criados à medida que os elétrons fossem adicionados à camada externa. No artigo de Kossel, ele escreve: "Isso leva à conclusão de que os elétrons, que são adicionados mais, devem ser colocados em anéis ou camadas concêntricas, em cada uma das quais ... apenas um certo número de elétrons - ou seja, oito em nosso Assim que um anel ou concha é completado, um novo deve ser iniciado para o próximo elemento; o número de elétrons, que são mais facilmente acessíveis e estão na periferia mais externa, aumenta novamente a partir do elemento ao elemento e, portanto, na formação de cada nova concha a periodicidade química se repete."

Em um artigo de 1919, Irving Langmuir postulou a existência de "células" que agora chamamos de orbitais, que poderiam conter apenas dois elétrons cada, e estas foram organizadas em "camadas equidistantes" que agora chamamos de conchas. Ele fez uma exceção para a primeira camada conter apenas dois elétrons. O químico Charles Rugeley Bury sugeriu em 1921 que oito e dezoito elétrons em uma camada formam configurações estáveis. Bury propôs que as configurações eletrônicas em elementos de transição dependiam dos elétrons de valência em sua camada externa. Ele introduziu a palavra transição para descrever os elementos agora conhecidos como metais de transição ou elementos de transição. A teoria quântica esclareceu os metais de transição e os lantanídeos como formando seus próprios grupos separados, transicionais entre os grupos principais, embora alguns químicos já tivessem proposto tabelas mostrando-os dessa forma antes disso: o químico inglês Henry Bassett o fez em 1892, o químico dinamarquês Julius Thomsen em 1895, e o químico suíço Alfred Werner em 1905. Bohr usou a forma de Thomsen em sua Palestra Nobel de 1922; A forma de Werner é muito semelhante à forma moderna de 32 colunas.

Instigado por Bohr, Wolfgang Pauli assumiu o problema das configurações eletrônicas em 1923. Pauli estendeu o esquema de Bohr para usar quatro números quânticos e formulou seu princípio de exclusão que afirmava que dois elétrons não poderiam ter os mesmos quatro números quânticos. Isso explicava a duração dos períodos na tabela periódica (2, 8, 18 e 32), que correspondiam ao número de elétrons que cada camada poderia ocupar. Em 1925, Friedrich Hund chegou a configurações próximas às modernas. O princípio de Aufbau que descreve as configurações eletrônicas dos elementos foi observado pela primeira vez empiricamente por Erwin Madelung em 1926 e publicado em 1936.

Glenn T. Seaborg

A essa altura, o conjunto de elementos ausentes, de hidrogênio a urânio, havia diminuído para quatro: os elementos 43, 61, 85 e 87 continuavam ausentes. O elemento 43 acabou se tornando o primeiro elemento a ser sintetizado artificialmente por meio de reações nucleares, em vez de descoberto na natureza. Foi descoberto em 1937 pelos químicos italianos Emilio Segrè e Carlo Perrier , que nomearam sua descoberta de tecnécio , após a palavra grega para "artificial". Os elementos 61 ( promécio ) e 85 ( astatina ) também foram produzidos artificialmente; o elemento 87 ( francium ) tornou-se o último elemento a ser descoberto na natureza, pela química francesa Marguerite Perey . Os elementos além do urânio também foram descobertos artificialmente, começando com a descoberta do neptúnio por Edwin McMillan e Philip Abelson em 1940 (através do bombardeio de urânio com nêutrons). Glenn T. Seaborg e sua equipe no Lawrence Berkeley National Laboratory (LBNL) continuaram descobrindo elementos transurânio, começando com plutônio , e descobriram que, ao contrário do pensamento anterior, os elementos do actínio em diante eram congêneres do bloco f dos lantanídeos em vez de d- bloquear metais de transição. Bassett (1892), Werner (1905) e o engenheiro francês Charles Janet (1928) já haviam sugerido isso, mas suas ideias não receberam aceitação geral. Seaborg assim os chamou de actinídeos. Elementos até 101 foram sintetizados através de irradiação de nêutrons ou partículas alfa, ou em explosões nucleares nos casos de 99 (einstênio) e 100 (férmio).

Uma controvérsia significativa surgiu com os elementos 102 a 106 nas décadas de 1960 e 1970, quando a competição surgiu entre a equipe do LBNL (agora liderada por Albert Ghiorso ) e uma equipe de cientistas soviéticos do Joint Institute for Nuclear Research (JINR) liderado por Georgy Flyorov . Cada equipe reivindicou a descoberta e, em alguns casos, cada uma propôs seu próprio nome para o elemento, criando uma controvérsia de nomenclatura que durou décadas. Esses elementos foram feitos pelo bombardeio de actinídeos com íons leves. A IUPAC inicialmente adotou uma abordagem sem intervenção, preferindo esperar e ver se chegaria um consenso. Infelizmente, também foi o auge da Guerra Fria , e ficou claro depois de algum tempo que isso não aconteceria. Como tal, a IUPAC e a União Internacional de Física Pura e Aplicada (IUPAP) criaram um Transfermium Working Group (TWG, férmio sendo o elemento 100) em 1985 para estabelecer critérios para a descoberta. Após algumas controvérsias, esses elementos receberam seus nomes finais em 1997, incluindo seaborgium (106) em homenagem a Seaborg.

Os critérios do TWG foram usados ​​para arbitrar reivindicações de descoberta de elementos posteriores de institutos de pesquisa na Alemanha ( GSI ), Rússia (JINR) e Japão ( Riken ). Atualmente, a consideração de reivindicações de descoberta é realizada por um Grupo de Trabalho Conjunto IUPAC/IUPAP . Após a atribuição da prioridade, os elementos foram oficialmente adicionados à tabela periódica e os descobridores foram convidados a propor seus nomes. Em 2016, isso ocorreu para todos os elementos até 118, completando assim as primeiras sete linhas da tabela periódica. As descobertas de elementos além de 106 foram possibilitadas por técnicas desenvolvidas por Yuri Oganessian no JINR: a fusão a frio (bombardeamento de chumbo e bismuto por íons pesados) possibilitou as descobertas de 1981-2004 dos elementos 107 a 112 em GSI e 113 em Riken, e ele liderou a equipe JINR (em colaboração com cientistas americanos) para descobrir os elementos 114 a 118 usando fusão a quente (bombardeamento de actinídeos por íons de cálcio) em 1998-2010. O elemento mais pesado conhecido, oganesson (118), é nomeado em sua homenagem. O elemento 114 é nomeado fleróvio em homenagem ao seu antecessor e mentor Flyorov.

Em comemoração aos 150 anos da tabela periódica, as Nações Unidas declararam o ano de 2019 como o Ano Internacional da Tabela Periódica, celebrando “uma das conquistas mais significativas da ciência”. Hoje, a tabela periódica está entre os ícones mais conhecidos da química. A IUPAC está envolvida hoje com muitos processos relacionados à tabela periódica: reconhecimento e nomeação de novos elementos, recomendação de números de grupos e nomes coletivos, determinação de quais elementos pertencem ao grupo 3 e atualização de pesos atômicos.

Perguntas atuais

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

Período 1

Normalmente, o hidrogênio é colocado no grupo 1 e o hélio no grupo 18: esta é a localização encontrada na tabela periódica IUPAC. Alguma variação pode ser encontrada em ambas as questões.

Como os metais do grupo 1, o hidrogênio tem um elétron em sua camada mais externa e normalmente perde seu único elétron em reações químicas. Possui algumas propriedades químicas semelhantes a metais, sendo capaz de deslocar alguns metais de seus sais . Mas o hidrogênio forma um gás não metálico diatômico em condições padrão, ao contrário dos metais alcalinos que são metais sólidos reativos. Isso e a formação de hidretos do hidrogênio , no qual ele ganha um elétron, o aproxima das propriedades dos halogênios que fazem o mesmo. Além disso, os dois halogênios mais leves ( flúor e cloro ) são gasosos como o hidrogênio em condições padrão. O hidrogênio, portanto, tem propriedades correspondentes tanto aos metais alcalinos quanto aos halogênios, mas não combina perfeitamente com nenhum dos grupos e, portanto, é difícil de localizar por sua química. Portanto, enquanto a colocação eletrônica de hidrogênio no grupo 1 predomina, alguns arranjos mais raros mostram hidrogênio no grupo 17, hidrogênio duplicado em ambos os grupos 1 e 17, ou flutua separadamente de todos os grupos.

O hélio é um gás nobre não reativo em condições padrão e tem uma camada externa completa: essas propriedades são como os gases nobres do grupo 18, mas não como os metais alcalino-terrosos reativos do grupo 2. Portanto, o hélio é quase universalmente colocado em grupo 18 que suas propriedades melhor combinam. No entanto, o hélio tem apenas dois elétrons externos em sua camada externa, enquanto os outros gases nobres têm oito; e é um elemento do bloco s, enquanto todos os outros gases nobres são elementos do bloco p. Além disso, o hélio sólido cristaliza em uma estrutura hexagonal compacta , que combina com berílio e magnésio no grupo 2, mas não com os outros gases nobres do grupo 18. Dessa forma, o hélio combina melhor com os metais alcalino-terrosos. Portanto, tabelas com hidrogênio e hélio flutuando fora de todos os grupos raramente podem ser encontradas. Alguns químicos têm defendido que a colocação eletrônica no grupo 2 seja adotada para o hélio. Os argumentos para isso geralmente se baseiam na tendência de anomalia da primeira linha, já que o hélio como o primeiro elemento s 2 antes dos metais alcalino-terrosos se destaca como anômalo de uma maneira que o hélio como o primeiro gás nobre não.

Grupo 3

Sc, Y, Lu, Lr
Hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro Argônio
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio Cromo Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo Krypton
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio Tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio índio Lata Antimônio Telúrio Iodo Xenon
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio Neodímio Promécio Samário Európio Gadolínio Térbio Disprósio Hólmio Érbio Túlio Itérbio Lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio Rênio Ósmio Irídio Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Conduzir Bismuto Polônio Astatine Radônio
Frâncio Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio Amerício Curium Berquélio Californium Einsteinium Férmio Mendelévio Nobélio Lourenço Rutherfordium Dúbnio Seaborgium Bohrium Hássio Meitnério Darmstádio Roentgenium Copérnico Nihonium Fleróvio Moscovium Livermório Tennessee Oganesson
Sc, Y, La, Ac
Hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro Argônio
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio Cromo Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo Krypton
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio Tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio índio Lata Antimônio Telúrio Iodo Xenon
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio Neodímio Promécio Samário Európio Gadolínio Térbio Disprósio Hólmio Érbio Túlio Itérbio Lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio Rênio Ósmio Irídio Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Conduzir Bismuto Polônio Astatine Radônio
Frâncio Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio Amerício Curium Berquélio Californium Einsteinium Férmio Mendelévio Nobélio Lourenço Rutherfordium Dúbnio Seaborgium Bohrium Hássio Meitnério Darmstádio Roentgenium Copérnico Nihonium Fleróvio Moscovium Livermório Tennessee Oganesson

As tabelas periódicas publicadas mostram variação em relação aos membros mais pesados ​​do grupo 3, que começa com escândio e ítrio. Eles são mais comumente lantânio e actínio, mas há muitos argumentos físicos e químicos de que eles deveriam ser lutécio e laurêncio. Às vezes, também pode ser encontrado um compromisso, no qual os espaços abaixo do ítrio são deixados em branco. Isso deixa ambíguo se o grupo contém apenas escândio e ítrio, ou se também se estende para incluir todos os trinta lantanídeos e actinídeos.

Sc, Y
Hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro Argônio
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio Cromo Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo Krypton
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio Tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio índio Lata Antimônio Telúrio Iodo Xenon
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio Neodímio Promécio Samário Európio Gadolínio Térbio Disprósio Hólmio Érbio Túlio Itérbio Lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio Rênio Ósmio Irídio Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Conduzir Bismuto Polônio Astatine Radônio
Frâncio Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio Amerício Curium Berquélio Californium Einsteinium Férmio Mendelévio Nobélio Lourenço Rutherfordium Dúbnio Seaborgium Bohrium Hássio Meitnério Darmstádio Roentgenium Copérnico Nihonium Fleróvio Moscovium Livermório Tennessee Oganesson
Sc, Y, *, **
Hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro Argônio
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio Cromo Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo Krypton
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio Tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio índio Lata Antimônio Telúrio Iodo Xenon
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio Neodímio Promécio Samário Európio Gadolínio Térbio Disprósio Hólmio Érbio Túlio Itérbio Lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio Rênio Ósmio Irídio Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Conduzir Bismuto Polônio Astatine Radônio
Frâncio Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio Amerício Curium Berquélio Californium Einsteinium Férmio Mendelévio Nobélio Lourenço Rutherfordium Dúbnio Seaborgium Bohrium Hássio Meitnério Darmstádio Roentgenium Copérnico Nihonium Fleróvio Moscovium Livermório Tennessee Oganesson

O lantânio foi inicialmente colocado como o primeiro dos elementos 5d, pois sua configuração ([Xe]5d 1 6s 2 ) adicionou um elétron d ao elemento anterior, bário ([Xe]6s 2 ). Isso o tornou o terceiro membro do grupo 3, com cério para lutécio, seguindo como o bloco f, que então dividiu o bloco d em dois. Enquanto isso, com base nas configurações conhecidas na época, pensava-se que o lutécio ([Xe]4f 14 5d 1 6s 2 ) adicionava o elétron 4f final à configuração do itérbio (então pensado para ser [Xe]4f 13 5d 1 6s 2 ) . Assim, o bloco d foi dividido em dois: depois que o lantânio preencheu o primeiro elétron d, o cério ao lutécio seguiu como o bloco f, antes que o bloco d fosse retomado com o háfnio através do mercúrio.

Mas em 1937, descobriu-se que a configuração do itérbio havia sido determinada erroneamente, e na verdade era [Xe]4f 14 6s 2 . Isso significava que a subcamada 4f completou o enchimento no itérbio e não no lutécio, como se pensava anteriormente. Como tal, em 1948, os físicos soviéticos Lev Landau e Evgeny Lifshitz apontaram em seu Curso de Física Teórica que as novas configurações sugeriam que o primeiro elemento 5d era o lutécio e não o lantânio. Isso evita a divisão do bloco d, deixando o bloco f (agora lantânio através do itérbio) preceder o bloco d (lutécio através do mercúrio) de acordo com o princípio de Aufbau. Tal posicionamento já havia sido adotado por Werner em 1905 (embora o lutécio ainda não tivesse sido descoberto) e por Janet em 1928. O aparecimento precoce de um elétron d no lantânio poderia então ser considerado simplesmente outro caso de configuração anômala; apoiando este argumento, a maioria dos lantanídeos e actinídeos tem uma configuração f x s 2 em vez de f x −1 d 1 s 2 no estado fundamental, como seria de esperar se o bloco f começasse no lantânio e sua configuração eram apenas uma exceção à regra geral. Vários físicos e químicos nas décadas seguintes apoiaram essa reatribuição com base em outras propriedades físicas e químicas dos elementos envolvidos, embora essa evidência tenha sido criticada por ter sido escolhida seletivamente. A maioria dos autores não fez a alteração.

Em 1988, foi publicado um relatório da IUPAC que abordou o assunto. Embora tenha escrito que as configurações eletrônicas eram a favor da nova atribuição do grupo 3 com lutécio e laurêncio, em vez disso decidiu um compromisso em que os pontos inferiores do grupo 3 foram deixados em branco, porque a forma tradicional com lantânio e actínio permaneceu popular. Isso é semelhante à hipótese do asteróide de 1902 de Brauner; ele faz com que o bloco f apareça com 15 elementos, apesar da mecânica quântica ditar que ele deveria ter 14, e não deixa claro se o grupo 3 contém apenas escândio e ítrio, ou se contém todos os lantanídeos e actinídeos.

O compromisso da IUPAC não interrompeu o debate. A maioria das fontes com foco na questão apoiou a reatribuição, mas alguns autores argumentaram a favor da forma tradicional com o lantânio como o primeiro elemento 5d, às vezes dando origem a um debate furioso. Uma minoria de livros didáticos aceitou a mudança, mas a maioria mostrou a forma mais antiga ou o compromisso da IUPAC.

Em 2015, a IUPAC iniciou um projeto para decidir se o lantânio ou o lutécio deveria entrar no grupo 3, presidido por Eric Scerri , químico e filósofo da ciência de origem maltesa. Considerou a questão "de considerável importância" para químicos, físicos e estudantes, observando que a variação nas tabelas periódicas publicadas sobre este ponto normalmente intrigava estudantes e instrutores. Um relatório provisório apareceu em 2021, que era a favor do lutécio como o primeiro elemento 5d. As razões dadas foram exibir todos os elementos em ordem crescente de número atômico, evitar a divisão do bloco d e fazer com que os blocos seguissem as larguras que a mecânica quântica exige deles (2, 6, 10 e 14). O projeto terminou naquele ano. Atualmente, o site da IUPAC na tabela periódica ainda mostra o compromisso de 1988, mas menciona o problema do grupo 3 e o projeto para resolvê-lo e escreve "Fique atento [d]".

Elementos superpesados

Embora todos os elementos até oganesson (elemento 118) tenham sido descobertos, a química dos elementos além do hassium (elemento 108) não é bem compreendida. Destes, apenas copernicium (elemento 112), nihonium (elemento 113) e fleróvio (elemento 114) foram investigados experimentalmente; essas investigações até agora não produziram resultados conclusivos.

Alguns dos elementos passados ​​do hassium podem se comportar de forma diferente do que seria previsto por extrapolação, devido a efeitos relativísticos . Por exemplo, a extrapolação sugeriria que o copernicium e o fleróvio se comportam como metais, como seus respectivos congêneres mais leves, mercúrio e chumbo. Algumas previsões considerando os efeitos relativísticos concordam, mas outras tais previsões esperam que eles possivelmente exibam algumas propriedades semelhantes a gases nobres, mesmo que nenhum deles seja colocado no grupo 18 com os outros gases nobres. A evidência experimental atual ainda deixa a questão em aberto. Oganesson (elemento 118) foi previsto para ser um semicondutor sólido em condições padrão, semelhante ao silício no grupo 14, apesar de estar no grupo 18; nenhum experimento foi feito para confirmar ou refutar essa previsão.

Alguns cientistas argumentaram que, se esses elementos superpesados ​​realmente tivessem propriedades diferentes do que sua posição na tabela periódica sugere, a tabela periódica deveria ser alterada para colocá-los com elementos quimicamente mais semelhantes. Por outro lado, outros argumentaram que a tabela periódica deveria refletir a estrutura atômica em vez de propriedades químicas, e se opor a tal mudança.

Extensão futura além do sétimo período

Uma forma possível da tabela periódica estendida ao elemento 172, sugerida pelo químico finlandês Pekka Pyykkö . Desvios da ordem de Madelung (8s < 5g < 6f < 7d < 8p) começam a aparecer nos elementos 139 e 140, embora na maior parte continuem aproximadamente.

Os elementos nomeados mais recentemente – nihonium (113), moscovium (115), tennessine (117) e oganesson (118) – completaram a sétima linha da tabela periódica. Elementos futuros teriam que começar uma oitava linha . Esses elementos podem ser referidos por seus números atômicos (por exemplo, "elemento 119"), ou pelos nomes sistemáticos de elementos IUPAC que se relacionam diretamente com os números atômicos (por exemplo, "ununênio" para o elemento 119, derivado do latim unus "um", grego enea "nove", e o sufixo tradicional -ium para elementos metálicos). Todas as tentativas de sintetizar tais elementos falharam até agora. Uma tentativa de fazer o elemento 119 está em andamento desde 2018 no instituto de pesquisa Riken , no Japão. O Instituto Conjunto de Pesquisa Nuclear na Rússia também planeja fazer suas próprias tentativas de sintetizar os primeiros 8 elementos do período.

Atualmente, a discussão continua se esse futuro oitavo período deve seguir o padrão estabelecido pelos períodos anteriores ou não, pois os cálculos preveem que, neste ponto, os efeitos relativísticos devem resultar em desvios significativos da regra de Madelung. Vários modelos diferentes foram sugeridos. Todos concordam que o oitavo período deve começar como os anteriores com dois elementos 8s, e que deve seguir uma nova série de elementos do bloco g preenchendo os orbitais 5g, mas as configurações precisas calculadas para esses elementos 5g variam muito entre as fontes . Além desta série de 5g, os cálculos não concordam sobre o que exatamente deve seguir. Espera-se que o preenchimento das camadas 5g, 6f, 7d e 8p ocorra aproximadamente nessa ordem, mas é provável que elas sejam misturadas umas com as outras e com as subcamadas 9s e 9p, de modo que não fica claro quais elementos devem entrar quais grupos mais. Scerri levantou a questão se uma tabela periódica estendida deveria levar em conta o fracasso da regra de Madelung nesta região, ou se tais exceções deveriam ser ignoradas. A estrutura de casca também pode ser bastante formal neste ponto: já se espera que a distribuição de elétrons em um átomo de oganesson seja bastante uniforme, sem estrutura de casca discernível.

A estabilidade nuclear provavelmente será um fator decisivo para restringir o número de elementos possíveis. Depende do equilíbrio entre a repulsão elétrica entre prótons e a força forte que une prótons e nêutrons. Prótons e nêutrons são organizados em camadas , assim como os elétrons, e assim uma camada fechada pode aumentar significativamente a estabilidade: os núcleos superpesados ​​conhecidos existem por causa de tal fechamento de camada. Eles provavelmente estão perto de uma ilha de estabilidade prevista , onde nuclídeos superpesados ​​devem ter meias-vidas significativamente mais longas: as previsões variam de minutos ou dias a milhões ou bilhões de anos. No entanto, à medida que o número de prótons aumenta além de cerca de 126, esse efeito estabilizador deve desaparecer à medida que uma camada fechada é passada. Não está claro se existem fechamentos de camadas mais distantes, devido a um espalhamento esperado de camadas nucleares distintas (como já é esperado para as camadas de elétrons em oganesson). Além disso, mesmo que existam fechamentos de casca posteriores, não está claro se eles permitiriam a existência de tais elementos pesados. Alternativamente, a matéria quark pode se tornar estável em números de massa elevados, em que o núcleo é composto de quarks fluindo livremente para cima e para baixo em vez de ligá-los em prótons e nêutrons; isso criaria um continente de estabilidade em vez de uma ilha. Outros efeitos podem entrar em jogo: por exemplo, em elementos muito pesados, os elétrons 1s provavelmente passam uma quantidade significativa de tempo tão perto do núcleo que estão realmente dentro dele, o que os tornaria vulneráveis ​​à captura de elétrons .

Mesmo que os elementos da oitava linha possam existir, é provável que seja difícil produzi-los, e deve se tornar ainda mais difícil à medida que o número atômico aumenta. Embora se espere que os elementos 8s sejam alcançáveis ​​com os meios atuais, espera-se que os primeiros elementos 5g exijam nova tecnologia, se puderem ser produzidos. Caracterizar experimentalmente esses elementos quimicamente também representaria um grande desafio.

Tabelas periódicas alternativas

A lei periódica pode ser representada de várias maneiras, das quais a tabela periódica padrão é apenas uma. Dentro de 100 anos do aparecimento da tabela de Mendeleev em 1869, Edward G. Mazurs coletou cerca de 700 diferentes versões publicadas da tabela periódica. Muitas formas mantêm a estrutura retangular, incluindo a tabela periódica do passo esquerdo de Janet (foto abaixo), e a forma modernizada do layout original de 8 colunas de Mendeleev que ainda é comum na Rússia. Outros formatos de tabela periódica foram moldados de forma muito mais exótica, como espirais ( foto de Otto Theodor Benfey à direita), círculos, triângulos e até elefantes.

Tabelas periódicas alternativas são frequentemente desenvolvidas para destacar ou enfatizar propriedades químicas ou físicas dos elementos que não são tão aparentes nas tabelas periódicas tradicionais, com outras inclinadas mais para enfatizar a química ou a física em cada extremidade. A forma padrão, que continua sendo a mais comum, está em algum lugar no meio.

As muitas formas diferentes da tabela periódica levantaram a questão de saber se existe uma forma ótima ou definitiva da tabela periódica e, em caso afirmativo, qual poderia ser. Não há respostas consensuais atuais para nenhuma das perguntas, embora várias formas tenham sido sugeridas como ideais.

f 1 f 2 3 _ f 4 5 _ 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 página 1 página 2 página 3 página 4 página 5 página 6 s 1 s 2
1s H Ele
2 segundos Li Ser
2p 3 segundos B C N O F Não N / D Mg
3p 4 segundos Al Si P S Cl Ar K Ca
3d 4p 5s Sc Ti V Cr Mn Fe Companhia Ni Cu Zn Ga Ge Como Se Br Kr Rb Sr
4d 5p 6s S Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd Dentro Sn Sb Te  EU  Xe C BA
4f 5d 18h 7s Ce Pr Nd PM Sm Eu D'us Tb Dy Ho É Tm Yb Lu Hf Ta C OS Ir PT Au Hg Tl Pb Bi Po No Rn Fr
5f 6d 19h 8s Ac º Pai você Np Pu Sou Cm Bk Cf Es Fm Md Não Lr Rf Db Sg Bh Hs Monte Ds Rg Cn Nh Fl Mc Nível Ts Og 119 120
f-bloco d-bloco p-bloco s-bloco
Essa forma de tabela periódica é congruente com a ordem em que as camadas eletrônicas são preenchidas idealmente de acordo com a regra de Madelung , conforme mostrado na sequência a seguir na margem esquerda (leia de cima para baixo, da esquerda para a direita). As configurações de elétrons do estado fundamental dos elementos determinadas experimentalmente diferem das configurações previstas pela regra de Madelung em vinte casos, mas as configurações previstas por Madelung são sempre pelo menos próximas do estado fundamental. Os dois últimos elementos mostrados, elementos 119 e 120, ainda não foram sintetizados.

Notas

Referências

Bibliografia

Leitura adicional

  • Calvo, Miguel (2019). Construindo a Tabla Periódica . Saragoça, Espanha: Prames. pág. 407. ISBN 978-84-8321-908-9.
  • Emsley, J. (2011). "A tabela periódica". Blocos de Construção da Natureza: Um Guia de A–Z para os Elementos (Nova ed.). Oxford: Oxford University Press. págs. 634-651. ISBN 978-0-19-960563-7.
  • Fontani, Marco; Costa, Mariagrazia; Orna, Mary Virginia (2007). Os Elementos Perdidos: O Lado Sombrio da Tabela Periódica . Oxford: Oxford University Press. pág. 508. ISBN 978-0-19-938334-4.
  • Mazurs, EG (1974). Representações Gráficas do Sistema Periódico Durante Cem Anos . Alabama: University of Alabama Press. ISBN 978-0-19-960563-7.
  • Rouvray, DH; Rei, RB, eds. (2004). A Tabela Periódica: No Século XXI . Anais da 2ª Conferência Internacional sobre a Tabela Periódica, parte 1, Kananaskis Guest Ranch, Alberta, 14–20 de julho de 2003. Baldock, Hertfordshire: Research Studies Press. ISBN 978-0-86380-292-8.
  • Rouvray, DH; Rei, RB, eds. (2006). A Matemática da Tabela Periódica . Anais da 2ª Conferência Internacional sobre a Tabela Periódica, parte 2, Kananaskis Guest Ranch, Alberta, 14–20 de julho de 2003. Nova York: Nova Science. ISBN 978-1-59454-259-6.
  • Scerri, E (sd). "Livros sobre os Elementos e a Tabela Periódica" (PDF) . Arquivado (PDF) do original em 11 de agosto de 2020 . Recuperado em 9 de julho de 2018 .
  • Scerri, E.; Restrepo, G, eds. (2018). Mendeleev para Oganesson: Uma Perspectiva Multidisciplinar sobre a Tabela Periódica . Anais da 3ª Conferência Internacional sobre a Tabela Periódica, Cuzco, Peru, 14–16 de agosto de 2012. Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0-86380-292-8.
  • van Sprosen, JW (1969). O Sistema Periódico de Elementos Químicos: Uma História dos Primeiros Cem Anos . Amsterdã: Elsevier. ISBN 978-0-444-40776-4.
  • Verde, M., ed. (1971). Atti del convegno Mendeleeviano: Periodicità e simmetrie nella struttura elementare della materia [ Anais da conferência Mendeleeviana: Periodicidade e simetria na estrutura elementar da matéria ]. 1ª Conferência Internacional sobre a Tabela Periódica, Turim-Roma, 15-21 de setembro de 1969. Turim: Accademia delle Scienze di Torino.

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