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Un elemento químico es una sustancia química que no puede descomponerse en otras sustancias mediante reacciones químicas . La partícula básica que constituye un elemento químico es el átomo . Los elementos se identifican por el número de protones en su núcleo, [1] conocido como número atómico del elemento . [2] Por ejemplo, el oxígeno tiene un número atómico de 8, lo que significa que cada átomo de oxígeno tiene 8 protones en su núcleo. Los átomos de un mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones en sus núcleos, conocidos como isótopos del elemento. Dos o más átomos pueden combinarse para formar moléculas . Los compuestos químicos son moléculas formadas por átomos de diferentes elementos, mientras que las mezclas contienen átomos de diferentes elementos no necesariamente combinados como moléculas. Los átomos se pueden transformar en diferentes elementos en reacciones nucleares , que cambian el número atómico de un átomo.
Casi toda la materia bariónica del universo está compuesta de elementos (entre raras excepciones se encuentran las estrellas de neutrones ). Cuando diferentes elementos experimentan reacciones químicas, los átomos se reorganizan en nuevos compuestos que se mantienen unidos mediante enlaces químicos . Sólo unos pocos elementos, como la plata y el oro , se encuentran sin combinar como minerales elementales nativos relativamente puros . Casi todos los demás elementos naturales se encuentran en la Tierra como compuestos o mezclas. El aire es principalmente una mezcla de nitrógeno molecular y oxígeno , aunque contiene compuestos que incluyen dióxido de carbono y agua , así como argón atómico , un gas noble que es químicamente inerte y, por lo tanto, no sufre reacciones químicas.
La historia del descubrimiento y uso de elementos comenzó con las primeras sociedades humanas que descubrieron minerales nativos como el carbono , el azufre , el cobre y el oro (aunque el concepto moderno de elemento aún no se entendía). Los intentos de clasificar materiales como estos dieron como resultado los conceptos de elementos clásicos , alquimia y teorías similares a lo largo de la historia. Gran parte de la comprensión moderna de los elementos se desarrolló a partir del trabajo de Dmitri Mendeleev , un químico ruso que publicó la primera tabla periódica reconocible en 1869. Esta tabla organiza los elementos aumentando el número atómico en filas (" períodos ") en las que las columnas (" grupos ") comparten propiedades físicas y químicas recurrentes ("periódicas") . La tabla periódica resume varias propiedades de los elementos, lo que permite a los químicos derivar relaciones entre ellos y hacer predicciones sobre elementos aún no descubiertos y nuevos compuestos potenciales.
Hasta noviembre de 2016, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) había reconocido un total de 118 elementos. Los primeros 94 se producen de forma natural en la Tierra , y los 24 restantes son elementos sintéticos producidos en reacciones nucleares. Salvo los elementos radiactivos inestables (radioelementos) que se desintegran rápidamente, casi todos los elementos están disponibles industrialmente en cantidades variables. El descubrimiento y la síntesis de más elementos nuevos es un área de estudio científico en curso.
Los elementos más ligeros son el hidrógeno y el helio , ambos creados por la nucleosíntesis del Big Bang en los primeros 20 minutos del universo [3] en una proporción de alrededor de 3:1 en masa (o 12:1 en número de átomos), [4] [ 5] junto con pequeños rastros de los dos elementos siguientes, litio y berilio . Casi todos los demás elementos que se encuentran en la naturaleza se obtuvieron mediante diversos métodos naturales de nucleosíntesis . [6] En la Tierra, pequeñas cantidades de nuevos átomos se producen naturalmente en reacciones nucleogénicas o en procesos cosmogénicos , como la espalación de rayos cósmicos . También se producen naturalmente nuevos átomos en la Tierra como isótopos radiogénicos hijos de procesos de desintegración radiactiva en curso, como la desintegración alfa , la desintegración beta , la fisión espontánea , la desintegración de cúmulos y otros modos de desintegración más raros.
De los 94 elementos naturales, aquellos con números atómicos del 1 al 82 tienen cada uno al menos un isótopo estable (excepto el tecnecio , elemento 43 y el prometio , elemento 61, que no tienen isótopos estables). Los isótopos considerados estables son aquellos para los cuales aún no se ha observado desintegración radiactiva. Los elementos con números atómicos del 83 al 94 son inestables hasta el punto de que se puede detectar la desintegración radiactiva de todos los isótopos. Algunos de estos elementos, en particular el bismuto (número atómico 83), el torio (número atómico 90) y el uranio (número atómico 92), tienen uno o más isótopos con vidas medias lo suficientemente largas como para sobrevivir como restos de la explosiva nucleosíntesis estelar que produjo Los metales pesados antes de la formación de nuestro Sistema Solar . A más de 1,9 × 10Con 19 años, más de mil millones de veces más que la edad estimada del universo, el bismuto-209 tiene la vida media de desintegración alfa más larga conocida de todos los isótopos, y casi siempre se considera a la par de los 80 elementos estables. [7] [8] Los elementos más pesados (aquellos más allá del plutonio, elemento 94) sufren desintegración radiactiva con vidas medias tan cortas que no se encuentran en la naturaleza y deben sintetizarse .
En la actualidad hay 118 elementos conocidos. En este contexto, "conocido" significa que se ha observado lo suficientemente bien, incluso a partir de unos pocos productos de descomposición, como para haber sido diferenciado de otros elementos. [9] [10] Más recientemente, la síntesis del elemento 118 (desde entonces llamado oganesson ) se informó en octubre de 2006, y la síntesis del elemento 117 ( tennessina ) se informó en abril de 2010. [11] [12] De estos 118 elementos , 94 ocurren naturalmente en la Tierra. Seis de ellos se encuentran en cantidades traza extremas: tecnecio , número atómico 43; prometio , número 61; astato , número 85; francio , número 87; neptunio , el número 93; y el plutonio , el número 94. Estos 94 elementos han sido detectados en el universo en general, en los espectros de las estrellas y también de las supernovas, donde recién se están formando elementos radiactivos de vida corta. Los primeros 94 elementos han sido detectados directamente en la Tierra como nucleidos primordiales presentes en la formación del Sistema Solar , o como productos naturales de fisión o transmutación del uranio y el torio.
Los 24 elementos restantes, más pesados, que hoy no se encuentran ni en la Tierra ni en los espectros astronómicos, se han producido artificialmente: todos son radiactivos, con vidas medias cortas; Si alguno de estos elementos estuvo presente en la formación de la Tierra, es seguro que se habrá desintegrado por completo y, si está presente en las novas, es en cantidades demasiado pequeñas para haber sido notado. El tecnecio fue el primer elemento sintetizado supuestamente de origen no natural, en 1937, aunque desde entonces se han encontrado trazas de tecnecio en la naturaleza (y también es posible que el elemento haya sido descubierto de forma natural en 1925). [13] Este patrón de producción artificial y posterior descubrimiento natural se ha repetido con varios otros elementos raros radiactivos de origen natural. [14]
La lista de elementos está disponible por nombre, número atómico, densidad, punto de fusión, punto de ebullición y símbolo químico , así como energía de ionización . Los nucleidos de elementos estables y radiactivos también están disponibles como una lista de nucleidos , ordenados por duración de vida media para aquellos que son inestables. Una de las presentaciones más convenientes, y ciertamente la más tradicional, de los elementos es la forma de tabla periódica, que agrupa elementos con propiedades químicas similares (y normalmente también estructuras electrónicas similares).
El número atómico de un elemento es igual al número de protones en cada átomo y define el elemento. [15] Por ejemplo, todos los átomos de carbono contienen 6 protones en su núcleo atómico ; entonces el número atómico del carbono es 6. [16] Los átomos de carbono pueden tener diferentes números de neutrones; Los átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de neutrones se conocen como isótopos del elemento. [17]
El número de protones del núcleo también determina su carga eléctrica , que a su vez determina el número de electrones del átomo en su estado no ionizado . Los electrones se colocan en orbitales atómicos que determinan las propiedades químicas del átomo . La cantidad de neutrones en un núcleo generalmente tiene muy poco efecto sobre las propiedades químicas de un elemento; excepto el hidrógeno (para el cual el efecto isotópico cinético es significativo). Por tanto, todos los isótopos de carbono tienen propiedades químicas casi idénticas porque todos tienen seis electrones, aunque puedan tener de 6 a 8 neutrones. Es por eso que el número atómico, más que el número másico o el peso atómico , se considera la característica identificativa de un elemento.
El símbolo del número atómico es Z.
Los isótopos son átomos de un mismo elemento (es decir, con el mismo número de protones en su núcleo), pero que tienen distinto número de neutrones . Así, por ejemplo, existen tres isótopos principales de carbono. Todos los átomos de carbono tienen 6 protones, pero pueden tener 6, 7 u 8 neutrones. Dado que los números de masa de estos son 12, 13 y 14 respectivamente, dichos tres isótopos se conocen como carbono-12 , carbono-13 y carbono-14 ( 12 C, 13 C y 14 C). El carbono natural es una mezcla de 12 C (aproximadamente 98,9%), 13 C (aproximadamente 1,1%) y aproximadamente 1 átomo por billón de 14 C.
La mayoría de los elementos naturales (66 de 94) tienen más de un isótopo estable. Excepto los isótopos del hidrógeno (que difieren mucho entre sí en masa relativa, suficiente para causar efectos químicos), los isótopos de un elemento determinado son químicamente casi indistinguibles.
Todos los elementos tienen isótopos radiactivos (radioisótopos); la mayoría de estos radioisótopos no se encuentran de forma natural. Los radioisótopos normalmente se desintegran en otros elementos mediante desintegración alfa , desintegración beta o desintegración beta inversa ; algunos isótopos de los elementos más pesados también sufren fisión espontánea . Los isótopos que no son radiactivos se denominan isótopos "estables". Todos los isótopos estables conocidos se encuentran de forma natural (ver nucleido primordial ). Los numerosos radioisótopos que no se encuentran en la naturaleza se han caracterizado tras haber sido producidos artificialmente. Ciertos elementos no tienen isótopos estables y están compuestos únicamente de radioisótopos: específicamente los elementos sin isótopos estables son el tecnecio (número atómico 43), el prometio (número atómico 61) y todos los elementos observados con un número atómico superior a 82.
De los 80 elementos con al menos un isótopo estable, 26 tienen sólo un isótopo estable. El número medio de isótopos estables para los 80 elementos estables es 3,1 isótopos estables por elemento. El mayor número de isótopos estables para un solo elemento es 10 (para el estaño , elemento 50).
El número de masa de un elemento, A , es el número de nucleones (protones y neutrones) en el núcleo atómico. Los diferentes isótopos de un elemento determinado se distinguen por su número másico, que se escribe como un superíndice en el lado izquierdo del símbolo químico (por ejemplo, 238 U). El número másico es siempre un número entero y tiene unidades de "nucleones". Así, el magnesio-24 (24 es el número másico) es un átomo con 24 nucleones (12 protones y 12 neutrones).
Mientras que el número de masa simplemente cuenta el número total de neutrones y protones y, por tanto, es un número entero, la masa atómica de un isótopo particular (o "núclido") del elemento es la masa de un solo átomo de ese isótopo y normalmente se expresa en daltons (símbolo: Da), o unidades de masa atómica universales (símbolo: u). Su masa atómica relativa es un número adimensional igual a la masa atómica dividida por la constante de masa atómica , que equivale a 1 Da. En general, el número másico de un nucleido dado difiere ligeramente en valor de su masa atómica relativa, ya que la masa de cada protón y neutrón no es exactamente 1 Da; dado que los electrones contribuyen en menor medida a la masa atómica ya que el número de neutrones supera el número de protones; y debido a la energía de enlace nuclear y la energía de enlace de electrones. Por ejemplo, la masa atómica del cloro-35 con cinco cifras significativas es 34,969 Da y la del cloro-37 es 36,966 Da. Sin embargo, la masa atómica relativa de cada isótopo está bastante cerca de su número másico (siempre dentro del 1%). El único isótopo cuya masa atómica es exactamente un número natural es el 12 C, que tiene una masa de 12 Da; porque el dalton se define como 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12 neutro libre en el estado fundamental.
El peso atómico estándar (comúnmente llamado "peso atómico") de un elemento es el promedio de las masas atómicas de todos los isótopos del elemento químico tal como se encuentran en un entorno particular, ponderado por la abundancia isotópica, en relación con la unidad de masa atómica. Este número puede ser una fracción que no se acerca a un número entero. Por ejemplo, la masa atómica relativa del cloro es 35,453 u, lo que difiere mucho de un número entero ya que es un promedio de aproximadamente 76% de cloro-35 y 24% de cloro-37. Siempre que un valor de masa atómica relativa difiere en más de ~1% de un número entero, se debe a este efecto de promedio, ya que cantidades significativas de más de un isótopo están presentes de forma natural en una muestra de ese elemento.
Los químicos y los científicos nucleares tienen diferentes definiciones de elemento puro . En química, un elemento puro significa una sustancia cuyos átomos tienen todos (o en la práctica casi todos) el mismo número atómico, o número de protones . Los científicos nucleares, sin embargo, definen un elemento puro como aquel que consta de un solo isótopo. [18]
Por ejemplo, un alambre de cobre tiene una pureza química del 99,99% si el 99,99% de sus átomos son de cobre, con 29 protones cada uno. Sin embargo, no es isotópicamente puro ya que el cobre ordinario se compone de dos isótopos estables, 69% 63 Cu y 31% 65 Cu, con diferente número de neutrones. Sin embargo, el oro puro sería tanto química como isotópicamente puro, ya que el oro ordinario consta sólo de un isótopo, 197 Au.
Los átomos de elementos químicamente puros pueden unirse químicamente entre sí de más de una manera, lo que permite que el elemento puro exista en múltiples estructuras químicas ( disposiciones espaciales de los átomos ), conocidas como alótropos , que difieren en sus propiedades. Por ejemplo, el carbono se puede encontrar como diamante , que tiene una estructura tetraédrica alrededor de cada átomo de carbono; el grafito , que tiene capas de átomos de carbono con estructura hexagonal apiladas unas sobre otras; grafeno , que es una única capa de grafito que es muy resistente; fullerenos , que tienen formas casi esféricas; y los nanotubos de carbono , que son tubos con estructura hexagonal (incluso estos pueden diferir entre sí en propiedades eléctricas). La capacidad de un elemento de existir en una de muchas formas estructurales se conoce como "alotropía".
El estado de referencia de un elemento se define por convención, generalmente como el alótropo y el estado físico termodinámicamente más estable a una presión de 1 bar y una temperatura determinada (normalmente a 298,15 K). Sin embargo, para el fósforo, el estado de referencia es el fósforo blanco aunque no es el alótropo más estable, y el estado de referencia para el carbono es el grafito, porque la estructura del grafito es más estable que la de los otros alótropos. En termoquímica , se define que un elemento tiene una entalpía de formación igual a cero en su estado de referencia.
Se pueden aplicar ampliamente varios tipos de categorizaciones descriptivas a los elementos, incluida la consideración de sus propiedades físicas y químicas generales, sus estados de la materia en condiciones familiares, sus puntos de fusión y ebullición, sus densidades, sus estructuras cristalinas como sólidos y sus orígenes.
Se utilizan comúnmente varios términos para caracterizar las propiedades físicas y químicas generales de los elementos químicos. Una primera distinción es entre metales , que conducen fácilmente la electricidad , no metales , que no, y un pequeño grupo (los metaloides ), que tienen propiedades intermedias y a menudo se comportan como semiconductores .
A menudo se muestra una clasificación más refinada en presentaciones en color de la tabla periódica. Este sistema restringe los términos "metal" y "no metal" sólo a algunos de los metales y no metales definidos más ampliamente, agregando términos adicionales para ciertos conjuntos de metales y no metales considerados de manera más amplia. La versión de esta clasificación utilizada en las tablas periódicas aquí presentadas incluye: actínidos , metales alcalinos , metales alcalinotérreos , halógenos , lantánidos , metales de transición , metales post-transición , metaloides , no metales reactivos y gases nobles . En este sistema, los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos y los metales de transición, así como los lantánidos y actínidos, son grupos especiales de metales vistos en un sentido más amplio. De manera similar, los no metales reactivos y los gases nobles son no metales vistos en un sentido más amplio. En algunas presentaciones no se distinguen los halógenos, identificándose el astato como metaloide y los demás como no metales.
Otra distinción básica comúnmente utilizada entre los elementos es su estado de la materia (fase), ya sea sólido , líquido o gaseoso , a temperatura y presión estándar (STP). La mayoría de los elementos son sólidos en condiciones STP, mientras que varios son gases. Sólo el bromo y el mercurio son líquidos a 0 grados Celsius (32 grados Fahrenheit) y 1 atmósfera de presión; El cesio y el galio son sólidos a esa temperatura, pero se funden a 28,4 °C (83,2 °F) y 29,8 °C (85,6 °F), respectivamente.
Los puntos de fusión y ebullición , normalmente expresados en grados Celsius a una presión de una atmósfera, se utilizan comúnmente para caracterizar los distintos elementos. Si bien se conocen para la mayoría de los elementos, una o ambas mediciones aún están indeterminadas para algunos de los elementos radiactivos disponibles en cantidades muy pequeñas. Dado que el helio permanece líquido incluso en el cero absoluto a presión atmosférica, en las presentaciones convencionales solo tiene un punto de ebullición, y no de fusión.
La densidad a temperatura y presión estándar seleccionadas (STP) se utiliza a menudo para caracterizar los elementos. La densidad a menudo se expresa en gramos por centímetro cúbico (g/cm 3 ). Dado que varios elementos son gases a temperaturas comunes, sus densidades generalmente se expresan para sus formas gaseosas; cuando se licuan o solidifican, los elementos gaseosos tienen densidades similares a las de los demás elementos.
Cuando un elemento tiene alótropos con diferentes densidades, normalmente se selecciona un alótropo representativo en las presentaciones resumidas, mientras que las densidades de cada alótropo se pueden indicar cuando se proporcionan más detalles. Por ejemplo, los tres alótropos familiares del carbono ( carbono amorfo , grafito y diamante ) tienen densidades de 1,8 a 2,1, 2,267 y 3,515 g/cm 3 , respectivamente.
Los elementos estudiados hasta la fecha como muestras sólidas tienen ocho tipos de estructuras cristalinas : cúbica , cúbica centrada en el cuerpo , cúbica centrada en las caras, hexagonal , monoclínica , ortorrómbica , romboédrica y tetragonal . Para algunos de los elementos transuránicos producidos sintéticamente, las muestras disponibles han sido demasiado pequeñas para determinar las estructuras cristalinas.
Los elementos químicos también pueden clasificarse según su origen en la Tierra: los primeros 94 se consideran naturales, mientras que aquellos con números atómicos superiores a 94 sólo se han producido artificialmente mediante reacciones nucleares provocadas por el hombre.
De los 94 elementos naturales, 83 se consideran primordiales y estables o débilmente radiactivos. Los isótopos de vida más larga de los 11 elementos restantes tienen vidas medias demasiado cortas para haber estado presentes al comienzo del Sistema Solar y, por lo tanto, se consideran elementos transitorios. De estos 11 elementos transitorios, cinco ( polonio , radón , radio , actinio y protactinio ) son productos de desintegración relativamente comunes del torio y el uranio . Los seis elementos transitorios restantes (tecnecio, prometio, astato, francio , neptunio y plutonio ) ocurren sólo en raras ocasiones, como productos de modos raros de desintegración o procesos de reacción nuclear que involucran uranio u otros elementos pesados.
Los elementos con números atómicos del 1 al 82, excepto 43 (tecnecio) y 61 (prometio), tienen cada uno al menos un isótopo para el cual no se ha observado desintegración radiactiva. Sin embargo, se predice que los isótopos observacionalmente estables de algunos elementos (como el tungsteno y el plomo ) serán ligeramente radiactivos con vidas medias muy largas: [19] por ejemplo, las vidas medias predichas para los isótopos observacionalmente estables del plomo oscilan entre 10 y 35 a 10 189 años. Los elementos con números atómicos 43, 61 y 83 a 94 son lo suficientemente inestables como para que se pueda detectar su desintegración radiactiva. Tres de estos elementos, bismuto (elemento 83), torio (90) y uranio (92), tienen uno o más isótopos con vidas medias lo suficientemente largas como para sobrevivir como restos de la explosiva nucleosíntesis estelar que produjo los elementos pesados antes de la formación de el sistema solar. Por ejemplo, a más de 1,9 × 10Con 19 años, más de mil millones de veces más que la edad estimada del universo, el bismuto-209 tiene lavida media de desintegración alfa más larga conocida de todos los isótopos. [7] [8] Los últimos 24 elementos (aquellos más allá del plutonio, elemento 94) sufren desintegración radiactiva con vidas medias cortas y no pueden producirse como hijos de elementos de vida más larga y, por lo tanto, no se sabe que ocurran en la naturaleza en absoluto.
Las propiedades de los elementos a menudo se resumen utilizando la tabla periódica, que organiza poderosa y elegantemente los elementos aumentando el número atómico en filas ( "períodos" ) en las que las columnas ( "grupos" ) comparten datos físicos y químicos recurrentes ("periódicos"). propiedades. La tabla contiene 118 elementos confirmados a 2021.
Aunque existen precursores anteriores de esta presentación, su invención generalmente se atribuye al químico ruso Dmitri Mendeleev en 1869, quien pretendía que la tabla ilustrara tendencias recurrentes en las propiedades de los elementos. El diseño de la tabla se ha ido perfeccionando y ampliando con el tiempo a medida que se han descubierto nuevos elementos y se han desarrollado nuevos modelos teóricos para explicar el comportamiento químico.
El uso de la tabla periódica es ahora omnipresente en la química y proporciona un marco extremadamente útil para clasificar, sistematizar y comparar las diferentes formas de comportamiento químico. La tabla también ha encontrado una amplia aplicación en física , geología , biología , ciencia de materiales , ingeniería , agricultura , medicina , nutrición , salud ambiental y astronomía . Sus principios son especialmente importantes en ingeniería química .
Los diversos elementos químicos se identifican formalmente por sus números atómicos únicos, sus nombres aceptados y sus símbolos químicos .
Los elementos conocidos tienen números atómicos del 1 al 118, presentados convencionalmente como números arábigos . Dado que los elementos pueden secuenciarse de forma única por número atómico, convencionalmente de menor a mayor (como en una tabla periódica), los conjuntos de elementos a veces se especifican mediante notaciones como "hasta", "más allá" o "desde... hasta". , como en "a través del hierro", "más allá del uranio" o "desde el lantano hasta el lutecio". Los términos "ligero" y "pesado" a veces también se usan informalmente para indicar números atómicos relativos (no densidades), como en "más ligero que el carbono" o "más pesado que el plomo", aunque las masas atómicas de los elementos (sus pesos atómicos o masas atómicas) no siempre aumentan monótonamente con sus números atómicos.
La denominación de diversas sustancias ahora conocidas como elementos precede a la teoría atómica de la materia, ya que varias culturas dieron nombres localmente a diversos minerales, metales, compuestos, aleaciones, mezclas y otros materiales, aunque en ese momento no se sabía qué químicos eran elementos y cuales compuestos. Como fueron identificados como elementos, en la mayoría de los países se mantuvieron los nombres existentes para los elementos conocidos antiguamente (por ejemplo, oro, mercurio, hierro). Las diferencias nacionales surgieron sobre los nombres de los elementos, ya sea por conveniencia, sutilezas lingüísticas o nacionalismo. Por ejemplo, los hablantes de alemán utilizan "Wasserstoff" (sustancia acuosa) para "hidrógeno", "Sauerstoff" (sustancia ácida) para "oxígeno" y "Stickstoff" (sustancia sofocante) para "nitrógeno"; El inglés y algunos otros idiomas utilizan "sodio" para "natrium" y "potasio" para "kalium"; y los franceses, italianos, griegos, portugueses y polacos prefieren "azote/azot/azoto" (de raíces que significan "sin vida") en lugar de "nitrógeno".
Para fines de comunicación y comercio internacional, los nombres oficiales de los elementos químicos, tanto antiguos como más recientemente reconocidos, los decide la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), que ha optado por una especie de idioma inglés internacional, basándose en la tradición. Nombres en inglés incluso cuando el símbolo químico de un elemento se basa en una palabra latina u otra palabra tradicional, por ejemplo, adoptando "oro" en lugar de "aurum" como nombre para el elemento 79 (Au). La IUPAC prefiere las grafías británicas " aluminio " y "cesio" a las grafías estadounidenses "aluminio" y "cesio", y la palabra estadounidense "azufre" a la británica "azufre". Sin embargo, los elementos que son prácticos para vender al por mayor en muchos países a menudo todavía tienen nombres nacionales utilizados localmente, y los países cuyo idioma nacional no utiliza el alfabeto latino probablemente utilicen los nombres de elementos IUPAC.
Según la IUPAC, los nombres de los elementos no son nombres propios; por lo tanto, el nombre completo de un elemento no se escribe con mayúscula en inglés, incluso si deriva de un nombre propio , como en californium y einsteinium . Los nombres de isótopos tampoco están en mayúscula si están escritos, por ejemplo, carbono-12 o uranio-235 . Los símbolos de los elementos químicos (como Cf para californio y Es para einstenio) siempre están en mayúscula (ver más abajo).
En la segunda mitad del siglo XX, los laboratorios de física pudieron producir elementos con vidas medias demasiado cortas para que existiera una cantidad apreciable de ellos en cualquier momento. Estos también son nombrados por la IUPAC, que generalmente adopta el nombre elegido por el descubridor. Esta práctica puede llevar a la controvertida cuestión de qué grupo de investigación descubrió realmente un elemento, una cuestión que retrasó la denominación de elementos con número atómico de 104 y superior durante un período de tiempo considerable. (Ver controversia sobre el nombre de los elementos ).
Los precursores de tales controversias involucraron los nombres nacionalistas de elementos a finales del siglo XIX. Por ejemplo, el lutecio recibió su nombre en referencia a París, Francia. Los alemanes se mostraron reacios a ceder los derechos del nombre a los franceses, y a menudo lo llamaron cassiopeium . De manera similar, el descubridor británico del niobio originalmente lo llamó columbium , en referencia al Nuevo Mundo . Fue ampliamente utilizado como tal por publicaciones estadounidenses antes de la estandarización internacional (en 1950).
Antes de que la química se convirtiera en una ciencia , los alquimistas diseñaban símbolos arcanos tanto para los metales como para los compuestos comunes. Sin embargo, se utilizaron como abreviaturas en diagramas o procedimientos; no existía el concepto de que los átomos se combinaran para formar moléculas . Con sus avances en la teoría atómica de la materia, John Dalton ideó sus propios símbolos más simples, basados en círculos, para representar moléculas.
El sistema actual de notación química fue inventado por Jöns Jacob Berzelius en 1814. En este sistema, los símbolos químicos no son meras abreviaturas, aunque cada uno consta de letras del alfabeto latino . Están pensados como símbolos universales para personas de todos los idiomas y alfabetos.
Dado que el latín era el idioma común de la ciencia en la época de Berzelius, sus símbolos eran abreviaturas basadas en los nombres latinos de elementos (pueden ser nombres latinos clásicos de elementos conocidos desde la antigüedad o acuñaciones neolatinas para elementos posteriores). Los símbolos no van seguidos de un punto (punto) como ocurre con las abreviaturas. En la mayoría de los casos, los nombres latinos de elementos utilizados por Berzelius tienen las mismas raíces que el nombre inglés moderno. Por ejemplo, el hidrógeno tiene el símbolo "H" del neolatino hidrógeno , que tiene las mismas raíces griegas que la inglesa hidrógeno . Sin embargo, en once casos, los nombres de elementos en latín (como los usa Berzelius) e inglés tienen raíces diferentes. Ocho de ellos son los siete metales de la antigüedad y un metaloide también conocido desde la antigüedad: "Fe" (latín ferrum ) para el hierro , "Hg" (latín hidrargyrum ) para el mercurio , "Sn" (latín stannum ) para el estaño , "Au" (del latín aurum ) para el oro, "Ag" (del latín argentum ) para la plata , "Pb" (del latín plumbum ) para el plomo , "Cu" (del latín cuprum ) para el cobre y "Sb" (del latín stibium ) para el antimonio . Las otras tres discrepancias entre los nombres neolatinos (como los usa Berzelius) y los ingleses son "Na" (neolatino natrium ) para sodio , "K" (neolatino kalium ) para potasio y "W" (neolatino wolframio ) para tungsteno . Estos desajustes surgieron de diferentes sugerencias de denominación de los elementos en la era Moderna . Inicialmente, Berzelius había sugerido "So" y "Po" para el sodio y el potasio, pero cambió los símbolos a "Na" y "K" más tarde ese mismo año.
A los elementos descubiertos después de 1814 también se les asignaron símbolos químicos únicos, según el nombre del elemento. El uso del latín como lengua universal de la ciencia se estaba desvaneciendo, pero los nombres químicos de los elementos recién descubiertos comenzaron a tomarse prestados de una lengua a otra con pocas o ninguna modificación. Los símbolos de elementos descubiertos después de 1814 coinciden con sus nombres en inglés, francés (ignorando el acento agudo en ⟨é⟩ ) y alemán (aunque el alemán a menudo permite grafías alternativas con ⟨k⟩ o ⟨z⟩ en lugar de ⟨c⟩ : por ejemplo, el El nombre del calcio puede escribirse Calcium o Kalzium en alemán, pero su símbolo siempre es "Ca"). Otros idiomas a veces modifican la ortografía de los nombres de los elementos: iterbio español (yterbio), afnio italiano (hafnio), moskovium sueco (moscovium); pero esas modificaciones no afectan los símbolos químicos: Yb, Hf, Mc.
Los símbolos químicos se entienden internacionalmente cuando los nombres de los elementos pueden requerir traducción. Ha habido algunas diferencias en el pasado. Por ejemplo, los alemanes en el pasado usaban "J" (para el nombre Jod ) para el yodo, pero ahora usan "I" y Iod .
La primera letra de un símbolo químico siempre está en mayúscula, como en los ejemplos anteriores, y las letras siguientes, si las hay, siempre están en minúscula. Por tanto, los símbolos del californio y el einstenio son Cf y Es.
También hay símbolos en las ecuaciones químicas para grupos de elementos, por ejemplo en fórmulas comparativas. Suelen ser una sola letra mayúscula y las letras están reservadas y no se utilizan para nombres de elementos específicos. Por ejemplo, " X " indica un grupo variable (generalmente un halógeno) en una clase de compuestos, mientras que " R " es un radical , es decir, una estructura compuesta como una cadena de hidrocarburos. La letra " Q " está reservada para el "calor" en una reacción química. " Y " también se utiliza a menudo como símbolo químico general, aunque también es el símbolo del itrio . " Z " también se utiliza a menudo como grupo de variables generales. " E " se utiliza en química orgánica para indicar un grupo aceptor de electrones o un electrófilo ; de manera similar " Nu " denota un nucleófilo . " L " se utiliza para representar un ligando general en química inorgánica y organometálica . " M " también se utiliza a menudo en lugar de un metal en general.
Al menos otros dos símbolos químicos genéricos de dos letras también son de uso informal, " Ln " para cualquier lantánido y " An " para cualquier actínido . " Rg " se usaba antiguamente para cualquier elemento gaseoso raro , pero el grupo de gases raros ahora ha pasado a denominarse gases nobles y " Rg " ahora se refiere a roentgenio .
Los isótopos de un elemento se distinguen por el número de masa (protones y neutrones totales), y este número se combina con el símbolo del elemento. La IUPAC prefiere que los símbolos de isótopos se escriban en notación de superíndice cuando sea práctico, por ejemplo, 12 C y 235 U. Sin embargo, también se utilizan otras notaciones, como carbono-12 y uranio-235, o C-12 y U-235.
Como caso especial, los tres isótopos naturales del hidrógeno a menudo se especifican como H para 1 H ( protio ), D para 2 H ( deuterio ) y T para 3 H ( tritio ). Esta convención es más fácil de usar en ecuaciones químicas, ya que reemplaza la necesidad de escribir el número másico cada vez. Por tanto, la fórmula del agua pesada se puede escribir D 2 O en lugar de 2 H 2 O.
Sólo alrededor del 4% de la masa total del universo está formada por átomos o iones y, por tanto, representada por elementos. Esta fracción supone aproximadamente el 15% de la materia total, siendo el resto de la materia (85%) materia oscura . Se desconoce la naturaleza de la materia oscura, pero no está compuesta de átomos de elementos porque no contiene protones, neutrones ni electrones. (La parte restante de la masa del universo, que no es materia, está compuesta por la energía oscura, aún menos conocida ).
Los 94 elementos naturales fueron producidos por al menos cuatro clases de procesos astrofísicos. La mayor parte del hidrógeno, el helio y una cantidad muy pequeña de litio se produjeron en los primeros minutos del Big Bang . Esta nucleosíntesis del Big Bang ocurrió sólo una vez; los demás procesos están en curso. La fusión nuclear dentro de las estrellas produce elementos mediante la nucleosíntesis estelar, incluidos todos los elementos, desde el carbono hasta el hierro, en número atómico. Los elementos con un número atómico mayor que el hierro, incluidos elementos pesados como el uranio y el plutonio, se producen mediante diversas formas de nucleosíntesis explosiva en supernovas y fusiones de estrellas de neutrones . Los elementos ligeros litio , berilio y boro se producen principalmente mediante espalación (fragmentación inducida por rayos cósmicos ) de carbono, nitrógeno y oxígeno.
En las primeras fases del Big Bang, la nucleosíntesis de hidrógeno dio como resultado la producción de hidrógeno-1 (protio, 1 H) y helio-4 ( 4 He), así como una cantidad menor de deuterio ( 2 H) y cantidades minúsculas. (del orden de 10 −10 ) de litio y berilio. Es posible que en el Big Bang se hayan producido cantidades incluso menores de boro, ya que se ha observado en algunas estrellas muy antiguas, mientras que el carbono no. [22] En el Big Bang no se produjeron elementos más pesados que el boro. Como resultado, la abundancia primordial de átomos (o iones) consistía en ~75% 1 H, 25% 4 He y 0,01% deuterio, con sólo pequeñas trazas de litio, berilio y quizás boro. [23] El enriquecimiento posterior de los halos galácticos se produjo debido a la nucleosíntesis estelar y la nucleosíntesis de supernovas . [24] Sin embargo, la abundancia de elementos en el espacio intergaláctico todavía puede parecerse mucho a las condiciones primordiales, a menos que se haya enriquecido de alguna manera.
En la Tierra (y en otros lugares), se siguen produciendo trazas de diversos elementos a partir de otros elementos como productos de procesos de transmutación nuclear . Estos incluyen algunos producidos por rayos cósmicos u otras reacciones nucleares (ver nucleidos cosmogénicos y nucleogénicos ), y otros producidos como productos de desintegración de nucleidos primordiales de larga vida. [25] Por ejemplo, cantidades traza (pero detectables) de carbono-14 ( 14 C) se producen continuamente en el aire por los rayos cósmicos que impactan sobre los átomos de nitrógeno, y argón-40 ( 40 Ar) se produce continuamente por la desintegración de sustancias primordiales. pero inestable potasio-40 ( 40 K). Además, tres actínidos radiactivos pero de origen primordial, el torio, el uranio y el plutonio, se desintegran a través de una serie de elementos inestables pero producidos de forma recurrente, como el radio y el radón , que están presentes de forma transitoria en cualquier muestra que contenga estos metales. Otros tres elementos radiactivos, el tecnecio, el prometio y el neptunio, se encuentran sólo de manera incidental en materiales naturales, producidos como átomos individuales por fisión nuclear de los núcleos de varios elementos pesados o en otros procesos nucleares raros.
Además de los 94 elementos naturales, la tecnología de la física nuclear ha producido varios elementos artificiales . En 2016, estos experimentos habían producido todos los elementos hasta el número atómico 118.
El siguiente gráfico (observe la escala logarítmica) muestra la abundancia de elementos en nuestro Sistema Solar. La tabla muestra los 12 elementos más comunes en nuestra galaxia (estimados espectroscópicamente), medidos en partes por millón de masa . [26] Las galaxias cercanas que han evolucionado de manera similar tienen un enriquecimiento correspondiente de elementos más pesados que el hidrógeno y el helio. Las galaxias más distantes están siendo vistas tal como aparecían en el pasado, por lo que su abundancia de elementos parece más cercana a la mezcla primordial. Sin embargo , como las leyes y procesos físicos parecen comunes en todo el universo visible , los científicos esperan que estas galaxias hayan evolucionado elementos en abundancia similar.
La abundancia de elementos en el Sistema Solar está en consonancia con su origen a partir de la nucleosíntesis en el Big Bang y de varias estrellas supernovas progenitoras. El hidrógeno y el helio, que son muy abundantes, son productos del Big Bang, pero los tres elementos siguientes son raros ya que tuvieron poco tiempo para formarse en el Big Bang y no se forman en las estrellas (sin embargo, se producen en pequeñas cantidades por la desintegración de elementos más pesados en el polvo interestelar, como resultado del impacto de los rayos cósmicos). Empezando por el carbono, los elementos se producen en las estrellas mediante la acumulación de partículas alfa (núcleos de helio), lo que da como resultado una abundancia alternativamente mayor de elementos con números atómicos pares (éstos también son más estables). En general, estos elementos, hasta el hierro, se forman en grandes estrellas en proceso de convertirse en supernovas . El hierro-56 es particularmente común, ya que es el nucleido más estable que se puede obtener fácilmente a partir de partículas alfa (siendo un producto de la desintegración del níquel-56 radiactivo, que en última instancia se obtiene a partir de 14 núcleos de helio). Los elementos más pesados que el hierro se producen en procesos de absorción de energía en estrellas grandes, y su abundancia en el universo (y en la Tierra) generalmente disminuye con su número atómico.
La abundancia de elementos químicos en la Tierra varía según el aire, la corteza y el océano, y en varios tipos de vida. La abundancia de elementos en la corteza terrestre difiere de la del Sistema Solar (como se ve en el Sol y en planetas masivos como Júpiter) principalmente en la pérdida selectiva de los elementos más ligeros (hidrógeno y helio) y también en el neón volátil y el carbono (como hidrocarburos). , nitrógeno y azufre, como resultado del calentamiento solar en la formación temprana del Sistema Solar. El oxígeno, el elemento terrestre más abundante en masa, se retiene en la Tierra mediante combinación con silicio. El aluminio con un 8% de su masa es más común en la corteza terrestre que en el universo y el sistema solar, pero la composición del manto, mucho más voluminoso, que tiene magnesio y hierro en lugar de aluminio (que se encuentra allí sólo con un 2% de su masa) ) refleja más fielmente la composición elemental del sistema solar, salvo por la notable pérdida de elementos volátiles al espacio y la pérdida de hierro que ha migrado al núcleo de la Tierra.
La composición del cuerpo humano , por el contrario, sigue más de cerca la composición del agua de mar , salvo que el cuerpo humano tiene reservas adicionales de carbono y nitrógeno necesarias para formar las proteínas y los ácidos nucleicos , junto con el fósforo en los ácidos nucleicos y la molécula de transferencia de energía. trifosfato de adenosina (ATP) que se encuentra en las células de todos los organismos vivos. Ciertos tipos de organismos necesitan determinados elementos adicionales, como por ejemplo el magnesio de la clorofila de las plantas verdes, el calcio de las conchas de los moluscos o el hierro de la hemoglobina de los glóbulos rojos de los vertebrados .
El concepto de "elemento" como sustancia indivisible se ha desarrollado a lo largo de tres fases históricas principales: definiciones clásicas (como las de los antiguos griegos), definiciones químicas y definiciones atómicas.
La filosofía antigua postuló un conjunto de elementos clásicos para explicar los patrones observados en la naturaleza . Estos elementos originalmente se referían a la tierra , el agua , el aire y el fuego en lugar de los elementos químicos de la ciencia moderna.
El término "elementos" ( stoicheia ) fue utilizado por primera vez por el filósofo griego Platón alrededor del año 360 a. C. en su diálogo Timeo , que incluye una discusión sobre la composición de los cuerpos orgánicos e inorgánicos y es un tratado especulativo sobre química. Platón creía que los elementos introducidos un siglo antes por Empédocles estaban compuestos de pequeñas formas poliédricas : tetraedro (fuego), octaedro (aire), icosaedro (agua) y cubo (tierra). [33] [34]
Aristóteles , c. 350 a. C. , también utilizó el término stoicheia y añadió un quinto elemento, el éter , que formaba los cielos. Aristóteles definió un elemento como:
Elemento – uno de esos cuerpos en los que otros cuerpos pueden descomponerse, y que él mismo no es capaz de dividirse en otros. [35]
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En 1661, en El químico escéptico , Robert Boyle propuso su teoría del corpuscularismo que favorecía el análisis de la materia como constituida por unidades irreductibles de materia (átomos); y, al no elegir ni la visión de Aristóteles sobre los cuatro elementos ni la de Paracelso sobre los tres elementos fundamentales, dejó abierta la cuestión del número de elementos. Boyle argumentó en contra de un número predeterminado de elementos: directamente contra los tres principios de Paracelso (azufre, mercurio y sal), indirectamente contra los elementos "aristotélicos" (tierra, agua, aire y fuego), porque Boyle sentía que los argumentos contra los primeros eran al menos tan válidos contra los segundos.
Gran parte de lo que voy a exponer... puede aplicarse indiferentemente a los cuatro Elementos Peripatéticos y a los tres Principios Químicos... la Hipótesis Química parece estar mucho más respaldada por la Experiencia que la otra, será Es conveniente insistir principalmente en refutar eso; especialmente porque la mayoría de los argumentos que se esgrimen en su contra pueden, con una pequeña variación, formularse... al menos con la misma fuerza contra la menos plausible doctrina aristotélica . [36]
Luego Boyle expresó su propio punto de vista en cuatro proposiciones. En el primero y en el segundo, sugiere que la materia está formada por partículas, pero que estas partículas pueden ser difíciles de separar. Boyle utilizó el concepto de "corpúsculos" (o "átomos", [37] como él también los llamó) para explicar cómo un número limitado de elementos podían combinarse en un gran número de compuestos.
Proposiciones. I ... En la primera producción de los Cuerpos mixtos, la Materia Universal que los compone... estaba en realidad dividida en pequeñas Partículas. [38] ... La Generación... y el desgaste de los Cuerpos... y... las Resoluciones Químicas de los Cuerpos mixtos, y... Las operaciones de... los Fuegos sobre ellos... manifiestan que consisten en partes muy minuto... Epicuro ... como bien sabes, supone... que todos... los cuerpos... son producidos por... átomos, que se mueven de un lado a otro... en el... Infinito. Vacío . [39] ... Propuestas. II. ... Estas diminutas partículas... estaban... asociadas en diminutos... grupos... que no eran fácilmente disipables en las partículas que las componían. [40] ... Si asignamos a los corpúsculos que componen cada elemento, un tamaño y forma peculiares... tales... corpúsculos pueden mezclarse en proporciones tan diversas y... conectarse de tantas... maneras. , que un número casi increíble de... Hormigones pueden estar compuestos de ellos. [41]
Boyle explicó que el oro reacciona con agua regia y el mercurio con ácido nítrico, ácido sulfúrico y azufre para producir varios "compuestos", y que podrían recuperarse de esos compuestos, tal como se esperaría de los elementos. Sin embargo, Boyle no consideró los elementos oro, [42] mercurio, [43] o plomo [42] , sino más bien, junto con el vino [44] , "cuerpos perfectamente mezclados".
El mercurio... con Aqua fortis se convertirá en un... polvo blanco... con azufre se compondrá un... Cinaber rojo sangre. Y, sin embargo, de todos estos Compuestos exóticos, podemos recuperar el mismo Mercurio en funcionamiento. [45] ... Propuestas. III. ... De la mayoría de estos Cuerpos mixtos... puede obtenerse, con la ayuda del Fuego, un número determinado (ya sea Tres, Cuatro o Cinco, o menos o más) de Sustancias... Los Químicos son Solemos llamar Principios a los ingredientes de los cuerpos mixtos , como los aristotélicos los denominan Elementos . ... Principios ... como que no están compuestos de más Cuerpos primarios: y Elementos , en cuanto a que todos los Cuerpos mezclados están compuestos de ellos. [46]
Aunque Boyle es considerado en gran medida como el primer químico moderno, The Skeptical Chymist todavía contiene viejas ideas sobre los elementos, ajenas a un punto de vista moderno. El azufre, por ejemplo, no es sólo el conocido no metal amarillo, sino también un "espíritu" inflamable. [44]
En 1724, en su libro Logick , el ministro y lógico inglés Isaac Watts enumeró los elementos entonces reconocidos por los químicos. La lista de elementos de Watts incluía dos de los principios de Paracelso (azufre y sal) y dos elementos clásicos (tierra y agua), así como "espíritu". Watts, sin embargo, notó una falta de consenso entre los químicos. [47]
Los elementos son aquellas Sustancias que no pueden resolverse o reducirse en dos o más Sustancias de diferentes tipos. ... Los seguidores de Aristóteles hicieron que el fuego, el aire, la tierra y el agua fueran los cuatro elementos de los que estaban compuestas todas las cosas terrenales; y suponían que los Cielos eran una Quintaesencia, o una quinta especie de Cuerpo, distinto de todos estos. Pero, desde que se ha comprendido mejor la Filosofía experimental..., esta Doctrina ha sido abundantemente refutada. Los quimistas hacen que el Espíritu, la Sal, el Azufre, el Agua y la Tierra sean sus cinco Elementos, porque pueden reducir todas las Cosas terrestres a estos cinco... aunque no todos estén de acuerdo.
La primera lista moderna de elementos se dio en Elementos de química de Antoine Lavoisier de 1789 , que contenía 33 elementos, incluidos los ligeros y los calóricos . [48] En 1818, Jöns Jacob Berzelius había determinado los pesos atómicos de 45 de los 49 elementos entonces aceptados. Dmitri Mendeleev tenía 63 elementos en su tabla periódica de 1869.
Desde Boyle hasta principios del siglo XX, un elemento se definió como una sustancia pura que no se puede descomponer en ninguna sustancia más simple. Es decir, un elemento no puede transformarse en otros elementos mediante procesos químicos. Los elementos de aquella época se distinguían generalmente por sus pesos atómicos, una propiedad que se podía medir con bastante precisión mediante las técnicas analíticas disponibles.
El descubrimiento en 1913 por el físico inglés Henry Moseley de que la carga nuclear es la base física del número atómico, perfeccionado aún más cuando se apreció la naturaleza de los protones y los neutrones , condujo finalmente a la definición actual de un elemento basada en el número atómico (número de protones). ). El uso de números atómicos, en lugar de pesos atómicos, para distinguir elementos tiene un mayor valor predictivo (ya que estos números son números enteros) y también resuelve algunas ambigüedades en la visión basada en la química debido a las diferentes propiedades de los isótopos y alótropos dentro del mismo elemento. Actualmente, la IUPAC define que un elemento existe si tiene isótopos con una vida útil superior a los 10 −14 segundos que le toma al núcleo formar una nube electrónica. [49]
En 1914 se conocían ochenta y siete elementos, todos ellos de origen natural (véase Descubrimiento de los elementos químicos ). Los elementos restantes que se encuentran en la naturaleza fueron descubiertos o aislados en décadas posteriores, y también se han producido sintéticamente varios elementos adicionales, siendo Glenn T. Seaborg el pionero de gran parte de ese trabajo . En 1955, se descubrió el elemento 101 y se le denominó mendelevio en honor a DI Mendeleev, el primero en ordenar los elementos de forma periódica.
Ahora se sabe que son elementos diez materiales familiares en diversas culturas prehistóricas: carbono, cobre, oro , hierro, plomo, mercurio, plata, azufre, estaño y zinc . Tres materiales adicionales ahora aceptados como elementos, el arsénico , el antimonio y el bismuto , fueron reconocidos como sustancias distintas antes del 1500 d.C. El fósforo , el cobalto y el platino fueron aislados antes de 1750.
La mayoría de los elementos naturales restantes fueron identificados y caracterizados en 1900, incluidos:
Los elementos aislados o producidos desde 1900 incluyen:
El primer elemento transuránico (elemento con número atómico superior a 92) descubierto fue el neptunio en 1940. Desde 1999, el Grupo de Trabajo Conjunto IUPAC/IUPAP ha examinado las reclamaciones por el descubrimiento de nuevos elementos . En enero de 2016, la IUPAC ha confirmado el descubrimiento de los 118 elementos. El descubrimiento del elemento 112 fue reconocido en 2009 y se sugirió para él el nombre de copernicio y el símbolo químico Cn . [50] El nombre y el símbolo fueron respaldados oficialmente por la IUPAC el 19 de febrero de 2010. [51] El elemento más pesado que se cree que ha sido sintetizado hasta la fecha es el elemento 118, oganesson , el 9 de octubre de 2006, por el Laboratorio Flerov de Reacciones Nucleares. en Dubná , Rusia. [10] [52] Tennessine , elemento 117 fue el último elemento supuestamente descubierto, en 2009. [53] El 28 de noviembre de 2016, los científicos de la IUPAC reconocieron oficialmente los nombres de los cuatro elementos más nuevos, con números atómicos 113, 115. , 117 y 118. [54] [55]
La siguiente tabla ordenable muestra los 118 elementos conocidos.
Este artículo incorpora texto de esta fuente, que es de dominio público : "Tecnecio-99". epa.gov . Agencia de Proteccion Ambiental de los Estados Unidos. Archivado desde el original el 1 de septiembre de 2015 . Consultado el 26 de febrero de 2013 .
