La tabla periódica , también conocida como tabla periódica de los elementos , es una disposición ordenada de los elementos químicos en filas (" períodos ") y columnas (" grupos "). Es un icono de la química y se utiliza ampliamente en física y otras ciencias. Es una representación de la ley periódica , que establece que cuando los elementos se organizan en orden de sus números atómicos es evidente una recurrencia aproximada de sus propiedades . La tabla está dividida en cuatro áreas aproximadamente rectangulares llamadas bloques . Los elementos del mismo grupo tienden a mostrar características químicas similares.
Las tendencias verticales, horizontales y diagonales caracterizan la tabla periódica. El carácter metálico aumenta al descender en un grupo y de derecha a izquierda a lo largo de un período. El carácter no metálico aumenta al descender desde la parte inferior izquierda de la tabla periódica hasta la parte superior derecha.
La primera tabla periódica que llegó a ser generalmente aceptada fue la del químico ruso Dmitri Mendeleev en 1869; formuló la ley periódica como una dependencia de las propiedades químicas de la masa atómica . Como no se conocían todos los elementos en ese momento, había lagunas en su tabla periódica, y Mendeleev utilizó con éxito la ley periódica para predecir algunas propiedades de algunos de los elementos faltantes . La ley periódica fue reconocida como un descubrimiento fundamental a fines del siglo XIX. Se explicó a principios del siglo XX, con el descubrimiento de los números atómicos y el trabajo pionero asociado en mecánica cuántica , ambas ideas sirvieron para iluminar la estructura interna del átomo. Una forma reconociblemente moderna de la tabla se alcanzó en 1945 con el descubrimiento de Glenn T. Seaborg de que los actínidos eran de hecho elementos del bloque f en lugar del bloque d. La tabla periódica y la ley son ahora una parte central e indispensable de la química moderna.
La tabla periódica continúa evolucionando con el progreso de la ciencia. En la naturaleza, solo existen elementos hasta el número atómico 94; [a] para ir más allá, fue necesario sintetizar nuevos elementos en el laboratorio. En 2010, se conocieron los primeros 118 elementos, completando así las primeras siete filas de la tabla; [1] sin embargo, aún se necesita la caracterización química de los elementos más pesados para confirmar que sus propiedades coinciden con sus posiciones. Nuevos descubrimientos extenderán la tabla más allá de estas siete filas , aunque aún no se sabe cuántos elementos más son posibles; además, los cálculos teóricos sugieren que esta región desconocida no seguirá los patrones de la parte conocida de la tabla. También continúa cierta discusión científica sobre si algunos elementos están correctamente posicionados en la tabla actual. Existen muchas representaciones alternativas de la ley periódica, y existe cierta discusión sobre si existe una forma óptima de la tabla periódica.
Cada elemento químico tiene un número atómico único ( Z — por "Zahl", en alemán "número") que representa el número de protones en su núcleo . [4] Por lo tanto, cada número atómico distinto corresponde a una clase de átomo: estas clases se denominan elementos químicos . [5] Los elementos químicos son lo que la tabla periódica clasifica y organiza. El hidrógeno es el elemento con número atómico 1; el helio , número atómico 2; el litio , número atómico 3; y así sucesivamente. Cada uno de estos nombres se puede abreviar con un símbolo químico de una o dos letras ; los de hidrógeno, helio y litio son respectivamente H, He y Li. [6] Los neutrones no afectan la identidad química del átomo, pero sí su peso. Los átomos con el mismo número de protones pero diferente número de neutrones se denominan isótopos del mismo elemento químico. [6] Los elementos naturales suelen presentarse como mezclas de diferentes isótopos; Dado que cada isótopo suele presentarse con una abundancia característica, los elementos naturales tienen pesos atómicos bien definidos , definidos como la masa promedio de un átomo natural de ese elemento. [7] Todos los elementos tienen múltiples isótopos , variantes con el mismo número de protones pero diferentes números de neutrones . Por ejemplo, el carbono tiene tres isótopos naturales: todos sus átomos tienen seis protones y la mayoría también tienen seis neutrones, pero aproximadamente el uno por ciento tiene siete neutrones y una fracción muy pequeña tiene ocho neutrones. Los isótopos nunca se separan en la tabla periódica; siempre se agrupan bajo un solo elemento. Cuando se muestra la masa atómica, generalmente es el promedio ponderado de los isótopos naturales; pero si no hay isótopos naturales en cantidades significativas, generalmente aparece la masa del isótopo más estable, a menudo entre paréntesis. [8]
En la tabla periódica estándar, los elementos se enumeran en orden creciente de número atómico. Una nueva fila ( período ) comienza cuando una nueva capa electrónica tiene su primer electrón . Las columnas ( grupos ) están determinadas por la configuración electrónica del átomo; los elementos con el mismo número de electrones en una subcapa particular caen en las mismas columnas (por ejemplo, oxígeno , azufre y selenio están en la misma columna porque todos tienen cuatro electrones en la subcapa p más externa). Los elementos con propiedades químicas similares generalmente caen en el mismo grupo en la tabla periódica, aunque en el bloque f, y en cierto sentido en el bloque d, los elementos en el mismo período tienden a tener propiedades similares también. Por lo tanto, es relativamente fácil predecir las propiedades químicas de un elemento si uno conoce las propiedades de los elementos que lo rodean. [9]
Hoy en día, se conocen 118 elementos, de los cuales los primeros 94 se sabe que se producen de forma natural en la Tierra en la actualidad. [10] [a] Los 24 restantes, desde el americio hasta el oganesón (95-118), solo se producen cuando se sintetizan en laboratorios. De los 94 elementos naturales, 83 son primordiales y 11 se producen solo en cadenas de desintegración de elementos primordiales. Algunos de estos últimos son tan raros que no se descubrieron en la naturaleza, sino que se sintetizaron en el laboratorio antes de que se determinara que existen en la naturaleza después de todo: tecnecio (elemento 43), prometio (elemento 61), astato (elemento 85), neptunio (elemento 93) y plutonio (elemento 94). [12] Nunca se ha observado ningún elemento más pesado que el einstenio (elemento 99) en cantidades macroscópicas en su forma pura, ni tampoco el astato ; El francio (elemento 87) sólo ha sido fotografiado en forma de luz emitida desde cantidades microscópicas (300.000 átomos). [14] De los 94 elementos naturales, ochenta tienen un isótopo estable y uno más ( bismuto ) tiene un isótopo casi estable (con una vida media de 2,01×10 19 años, más de mil millones de veces la edad del universo ). [15] [b] Dos más, el torio y el uranio , tienen isótopos que experimentan desintegración radiactiva con una vida media comparable a la edad de la Tierra . Los elementos estables más el bismuto, el torio y el uranio conforman los 83 elementos primordiales que sobrevivieron a la formación de la Tierra. [c] Los once elementos naturales restantes se desintegran con la suficiente rapidez como para que su continua aparición de trazas se base principalmente en su constante regeneración como productos intermedios de la desintegración del torio y el uranio. [d] Los 24 elementos artificiales conocidos son radiactivos. [6]
Según una convención de nomenclatura internacional, los grupos se numeran numéricamente del 1 al 18 desde la columna más a la izquierda (los metales alcalinos) hasta la columna más a la derecha (los gases nobles). Los grupos del bloque f se ignoran en esta numeración. [22] Los grupos también pueden nombrarse por su primer elemento, p. ej., el "grupo del escandio" para el grupo 3. [22] Anteriormente, los grupos se conocían con números romanos . En los Estados Unidos , los números romanos iban seguidos de una "A" si el grupo estaba en el bloque s o p , o de una "B" si el grupo estaba en el bloque d . Los números romanos utilizados corresponden al último dígito de la convención de nomenclatura actual (p. ej., los elementos del grupo 4 eran el grupo IVB y los elementos del grupo 14 eran el grupo IVA). En Europa , la rotulación era similar, excepto que se utilizaba "A" para los grupos 1 a 7, y "B" para los grupos 11 a 17. Además, los grupos 8, 9 y 10 solían tratarse como un grupo de tamaño triple, conocido colectivamente en ambas notaciones como grupo VIII. En 1988, se puso en uso el nuevo sistema de nombres de la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) (1–18), y los antiguos nombres de los grupos (I–VIII) quedaron obsoletos. [23]
32 columnas
18 columnas
Por razones de espacio, [30] [31] la tabla periódica se presenta comúnmente con los elementos del bloque f recortados y ubicados como una parte distinta debajo del cuerpo principal. [32] [30] [23] Esto reduce el número de columnas de elementos de 32 a 18. [30]
Ambas formas representan la misma tabla periódica. [6] La forma con el bloque f incluido en el cuerpo principal a veces se llama la forma de 32 columnas [6] o larga; [33] la forma con el bloque f cortado la forma de 18 columnas [6] o media-larga. [33] La forma de 32 columnas tiene la ventaja de mostrar todos los elementos en su secuencia correcta, pero tiene la desventaja de requerir más espacio. [34] La forma elegida es una elección editorial y no implica ningún cambio en la afirmación o declaración científica. Por ejemplo, al discutir la composición del grupo 3 , las opciones se pueden mostrar por igual (sin prejuicios) en ambas formas. [35]
Las tablas periódicas suelen mostrar al menos los símbolos de los elementos; muchas también proporcionan información complementaria sobre los elementos, ya sea mediante códigos de colores o como datos en las celdas. La tabla anterior muestra los nombres y números atómicos de los elementos, y también sus bloques, ocurrencias naturales y pesos atómicos estándar . Para los elementos de vida corta sin pesos atómicos estándar, se utiliza en su lugar el número másico del isótopo conocido más estable. Otras tablas pueden incluir propiedades como el estado de la materia, los puntos de fusión y ebullición, las densidades, así como proporcionar diferentes clasificaciones de los elementos. [e]
La tabla periódica es una descripción gráfica de la ley periódica, [36] que establece que las propiedades y estructuras atómicas de los elementos químicos son una función periódica de su número atómico . [37] Los elementos se colocan en la tabla periódica de acuerdo con sus configuraciones electrónicas , [38] cuyas recurrencias periódicas explican las tendencias en las propiedades a lo largo de la tabla periódica. [39]
Un electrón puede ser considerado como habitante de un orbital atómico , que caracteriza la probabilidad de que pueda ser encontrado en cualquier región particular alrededor del átomo. Sus energías están cuantizadas , es decir que solo pueden tomar valores discretos. Además, los electrones obedecen al principio de exclusión de Pauli : diferentes electrones siempre deben estar en diferentes estados. Esto permite la clasificación de los posibles estados que un electrón puede tomar en varios niveles de energía conocidos como capas, divididos en subcapas individuales, que contienen cada uno uno o más orbitales. Cada orbital puede contener hasta dos electrones: se distinguen por una cantidad conocida como espín , convencionalmente etiquetado como "arriba" o "abajo". [40] [f] En un átomo frío (uno en su estado fundamental), los electrones se organizan de tal manera que la energía total que tienen se minimiza al ocupar los orbitales de menor energía disponibles. [42] Solo los electrones más externos (los llamados electrones de valencia ) tienen suficiente energía para liberarse del núcleo y participar en reacciones químicas con otros átomos. Los demás se denominan electrones centrales . [43]
Se conocen elementos que tienen ocupadas hasta las primeras siete capas. La primera capa contiene solo un orbital, un orbital esférico s. Como está en la primera capa, se lo llama orbital 1s. Puede albergar hasta dos electrones. La segunda capa contiene de manera similar un orbital 2s y también tres orbitales 2p con forma de mancuerna, por lo que puede albergar hasta ocho electrones (2×1 + 2×3 = 8). La tercera capa contiene un orbital 3s, tres orbitales 3p y cinco orbitales 3d, y por lo tanto tiene una capacidad de 2×1 + 2×3 + 2×5 = 18. La cuarta capa contiene un orbital 4s, tres orbitales 4p, cinco orbitales 4d y siete orbitales 4f, lo que conduce a una capacidad de 2×1 + 2×3 + 2×5 + 2×7 = 32. [30] Las capas superiores contienen más tipos de orbitales que continúan el patrón, pero dichos tipos de orbitales no se llenan en los estados fundamentales de los elementos conocidos. [45] Los tipos de subcapa se caracterizan por los números cuánticos . Cuatro números describen completamente un orbital en un átomo: el número cuántico principal n , el número cuántico azimutal ℓ (el tipo de orbital), el número cuántico magnético orbital m ℓ y el número cuántico magnético de espín m s . [39]
La secuencia en la que se llenan las subcapas viene dada en la mayoría de los casos por el principio de Aufbau , también conocido como regla de Madelung o de Klechkovsky (en honor a Erwin Madelung y Vsevolod Klechkovsky respectivamente). Esta regla fue observada empíricamente por primera vez por Madelung, y Klechkovsky y autores posteriores le dieron una justificación teórica. [46] [47] [48] [49] [g] Las capas se superponen en energías, y la regla de Madelung especifica la secuencia de llenado de acuerdo con: [47]
Aquí el signo ≪ significa "mucho menor que" en oposición a < que significa simplemente "menor que". [47] Dicho de otra manera, los electrones entran en los orbitales en orden creciente de n + ℓ, y si hay dos orbitales disponibles con el mismo valor de n + ℓ, el que tenga n menor se ocupa primero. [45] [49] En general, los orbitales con el mismo valor de n + ℓ son similares en energía, pero en el caso de los orbitales s (con ℓ = 0), los efectos cuánticos aumentan su energía para acercarse a la del siguiente grupo n + ℓ. Por lo tanto, la tabla periódica generalmente se dibuja para comenzar cada fila (a menudo llamada período) con el llenado de un nuevo orbital s, que corresponde al comienzo de una nueva capa. [47] [48] [30] Por lo tanto, con la excepción de la primera fila, la longitud de cada período aparece dos veces: [47]
Las superposiciones se acercan bastante en el punto donde los orbitales d entran en escena, [50] y el orden puede cambiar ligeramente con el número atómico [51] y la carga atómica. [52] [h]
Partiendo del átomo más simple, esto nos permite construir la tabla periódica de uno en uno en orden de número atómico, considerando los casos de átomos individuales. En el hidrógeno , hay un solo electrón, que debe ir en el orbital de menor energía 1s. Esta configuración electrónica se escribe 1s 1 , donde el superíndice indica el número de electrones en la subcapa. El helio agrega un segundo electrón, que también va en 1s, llenando completamente la primera capa y dando la configuración 1s 2 . [39] [58] [i]
A partir del tercer elemento, el litio , la primera capa está llena, por lo que su tercer electrón ocupa un orbital 2s, dando una configuración 1s 2 2s 1. El electrón 2s es el único electrón de valencia del litio, ya que la subcapa 1s ahora está demasiado unida al núcleo para participar en el enlace químico con otros átomos: una capa de este tipo se llama " capa central ". La subcapa 1s es una capa central para todos los elementos desde el litio en adelante. La subcapa 2s se completa con el siguiente elemento, el berilio (1s 2 2s 2 ). Luego, los siguientes elementos proceden a llenar la subcapa 2p. El boro (1s 2 2s 2 2p 1 ) coloca su nuevo electrón en un orbital 2p; el carbono (1s 2 2s 2 2p 2 ) llena un segundo orbital 2p; y con el nitrógeno (1s 2 2s 2 2p 3 ) los tres orbitales 2p quedan ocupados individualmente. Esto es consistente con la regla de Hund , que establece que los átomos generalmente prefieren ocupar individualmente cada orbital del mismo tipo antes de llenarlos con el segundo electrón. El oxígeno (1s 2 2s 2 2p 4 ), el flúor (1s 2 2s 2 2p 5 ) y el neón (1s 2 2s 2 2p 6 ) completan entonces los orbitales 2p ya ocupados individualmente; el último de estos llena completamente la segunda capa. [39] [58]
A partir del elemento 11, el sodio , la segunda capa está llena, lo que hace que la segunda capa sea una capa central para este y todos los elementos más pesados. El undécimo electrón comienza el llenado de la tercera capa al ocupar un orbital 3s, lo que da una configuración de 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 para el sodio. Esta configuración se abrevia [Ne] 3s 1 , donde [Ne] representa la configuración del neón. El magnesio ([Ne] 3s 2 ) termina este orbital 3s, y los siguientes seis elementos aluminio , silicio , fósforo , azufre , cloro y argón llenan los tres orbitales 3p ([Ne] 3s 2 3p 1 a [Ne] 3s 2 3p 6 ). [39] [58] Esto crea una serie análoga en la que las estructuras de la capa externa del sodio al argón son análogas a las del litio al neón, y es la base de la periodicidad de las propiedades químicas que ilustra la tabla periódica: [39] a intervalos regulares pero cambiantes de números atómicos, las propiedades de los elementos químicos se repiten aproximadamente. [36]
Los primeros dieciocho elementos pueden, por tanto, organizarse como el comienzo de una tabla periódica. Los elementos de la misma columna tienen el mismo número de electrones de valencia y tienen configuraciones electrónicas de valencia análogas: estas columnas se denominan grupos. La única excepción es el helio, que tiene dos electrones de valencia como el berilio y el magnesio, pero que normalmente se coloca en la columna del neón y el argón para enfatizar que su capa exterior está llena. (Algunos autores contemporáneos cuestionan incluso esta única excepción, prefiriendo seguir consistentemente las configuraciones de valencia y colocar el helio sobre el berilio). Hay ocho columnas en este fragmento de la tabla periódica, que corresponden a un máximo de ocho electrones de la capa exterior. [32] Un período comienza cuando una nueva capa comienza a llenarse. [30] Finalmente, el color ilustra los bloques : los elementos en el bloque s (de color rojo) están llenando orbitales s, mientras que los del bloque p (de color amarillo) están llenando orbitales p. [30]
Comenzando la siguiente fila, para el potasio y el calcio la subcapa 4s es la más baja en energía, y por lo tanto la llenan. [39] [58] El potasio agrega un electrón a la capa 4s ([Ar] 4s 1 ), y luego el calcio la completa ([Ar] 4s 2 ). Sin embargo, comenzando desde el escandio ([Ar] 3d 1 4s 2 ) la subcapa 3d se convierte en la siguiente más alta en energía. Las subcapas 4s y 3d tienen aproximadamente la misma energía y compiten por llenar los electrones, por lo que la ocupación no es del todo consistente llenar los orbitales 3d uno a la vez. El orden preciso de energía de 3d y 4s cambia a lo largo de la fila, y también cambia dependiendo de cuántos electrones se eliminan del átomo. Por ejemplo, debido a la repulsión entre los electrones 3d y los 4s, en el cromo el nivel de energía 4s se vuelve ligeramente más alto que el 3d, y por lo tanto se vuelve más rentable para un átomo de cromo tener una configuración [Ar] 3d 5 4s 1 que una [Ar] 3d 4 4s 2 . Una anomalía similar ocurre en el cobre , cuyo átomo tiene una configuración [Ar] 3d 10 4s 1 en lugar de la esperada [Ar] 3d 9 4s 2 . [39] Estas son violaciones de la regla de Madelung. Tales anomalías, sin embargo, no tienen ningún significado químico: [52] la mayor parte de la química no trata de átomos gaseosos aislados, [60] y las diversas configuraciones son tan cercanas en energía entre sí [50] que la presencia de un átomo cercano puede cambiar el equilibrio. [39] Por lo tanto, la tabla periódica las ignora y solo considera configuraciones idealizadas. [38]
En el cinc ([Ar] 3d 10 4s 2 ), los orbitales 3d están completamente llenos con un total de diez electrones. [39] [58] A continuación vienen los orbitales 4p, completando la fila, que se llenan progresivamente desde el galio ([Ar] 3d 10 4s 2 4p 1 ) hasta el criptón ([Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 ), de manera análoga a los elementos del bloque p anteriores. [39] [58] A partir del galio, los orbitales 3d forman parte del núcleo electrónico y ya no participan en la química. [57] Los elementos del bloque s y p, que llenan sus capas externas, se denominan elementos del grupo principal ; los elementos del bloque d (de color azul a continuación), que llenan una capa interna, se denominan elementos de transición (o metales de transición, ya que todos son metales). [61]
Los siguientes dieciocho elementos llenan los orbitales 5s ( rubidio y estroncio ), luego los 4d ( del itrio al cadmio , nuevamente con algunas anomalías en el camino) y luego los 5p ( del indio al xenón ). [30] [58] Nuevamente, desde el indio en adelante, los orbitales 4d están en el núcleo. [58] [62] Por lo tanto, la quinta fila tiene la misma estructura que la cuarta. [30]
La sexta fila de la tabla comienza igualmente con dos elementos del bloque s: cesio y bario . [58] Después de esto, comienzan a aparecer los primeros elementos del bloque f (coloreados en verde a continuación), comenzando con el lantano . A veces se los denomina elementos de transición interna. [61] Como ahora no solo hay subcapas 4f sino también 5d y 6s a energías similares, la competencia se produce una vez más con muchas configuraciones irregulares; [50] esto resultó en cierta disputa sobre dónde exactamente se supone que comienza el bloque f, pero la mayoría de los que estudian el tema están de acuerdo en que comienza en el lantano de acuerdo con el principio de Aufbau. [27] Aunque el lantano no llena por sí mismo la subcapa 4f como un solo átomo, debido a la repulsión entre electrones, [52] sus orbitales 4f son lo suficientemente bajos en energía como para participar en la química. [63] [53] [64] En el iterbio , los siete orbitales 4f están completamente llenos con catorce electrones; A continuación, sigue una serie de diez elementos de transición ( del lutecio al mercurio ), [58] [65] [66] [67] y, finalmente, seis elementos del grupo principal ( del talio al radón ) completan el período. [58] [68] A partir del lutecio, los orbitales 4f están en el núcleo, [58] [64] y a partir del talio, también los orbitales 5d. [58] [57] [69]
La séptima fila es análoga a la sexta fila: 7s llena ( francio y radio ), luego 5f ( actinio a nobelio ), luego 6d ( lawrencio a copernicio ), y finalmente 7p ( nihonio a oganesón ). [58] A partir del lawrencio, los orbitales 5f están en el núcleo, [58] y probablemente los orbitales 6d se unen al núcleo a partir del nihonio. [58] [70] [j] Nuevamente hay algunas anomalías en el camino: [30] por ejemplo, como átomos individuales, ni el actinio ni el torio llenan realmente la subcapa 5f, y el lawrencio no llena la capa 6d, pero todas estas subcapas aún pueden llenarse en entornos químicos. [72] [73] [74] Durante mucho tiempo, la séptima fila estuvo incompleta ya que la mayoría de sus elementos no ocurren en la naturaleza. Los elementos que faltaban más allá del uranio comenzaron a sintetizarse en el laboratorio en 1940, cuando se fabricó el neptunio. [75] (Sin embargo, el primer elemento que se descubrió por síntesis en lugar de en la naturaleza fue el tecnecio en 1937.) La fila se completó con la síntesis de tenesina en 2010 [76] (el último elemento, oganesón, ya se había fabricado en 2002), [77] y los últimos elementos de esta séptima fila recibieron nombres en 2016. [78]
Esto completa la tabla periódica moderna, con las siete filas completamente llenas hasta su capacidad máxima. [78]
La siguiente tabla muestra la configuración electrónica de un átomo neutro en fase gaseosa de cada elemento. Diferentes configuraciones pueden ser favorecidas en diferentes entornos químicos. [52] Los elementos del grupo principal tienen configuraciones electrónicas completamente regulares; los elementos de transición y transición interna muestran veinte irregularidades debido a la competencia antes mencionada entre subcapas cercanas en nivel de energía. Para los últimos diez elementos (109–118), faltan datos experimentales [79] y, por lo tanto, se han mostrado en su lugar configuraciones calculadas. [80] Las subcapas completamente llenas se han sombreado.
Aunque la tabla periódica moderna es estándar hoy en día, la colocación de los elementos del período 1 hidrógeno y helio sigue siendo un tema abierto en discusión, y se pueden encontrar algunas variaciones. [57] [81] Siguiendo sus respectivas configuraciones electrónicas s 1 y s 2 , el hidrógeno se colocaría en el grupo 1, y el helio en el grupo 2. [57] La colocación del hidrógeno en el grupo 1 es común, pero el helio casi siempre se coloca en el grupo 18 con los otros gases nobles. [6] El debate tiene que ver con entendimientos conflictivos de hasta qué punto las propiedades químicas o electrónicas deben decidir la colocación en la tabla periódica. [81]
Al igual que los metales del grupo 1, el hidrógeno tiene un electrón en su capa más externa [82] y normalmente pierde su único electrón en reacciones químicas. [83] El hidrógeno tiene algunas propiedades químicas similares a las de los metales, siendo capaz de desplazar algunos metales de sus sales . [83] Pero forma un gas no metálico diatómico en condiciones estándar, a diferencia de los metales alcalinos que son metales sólidos reactivos. Esto y la formación de hidruros por parte del hidrógeno , en los que gana un electrón, lo acerca a las propiedades de los halógenos que hacen lo mismo [83] (aunque es más raro que el hidrógeno forme H − que H + ). [84] Además, los dos halógenos más ligeros ( flúor y cloro ) son gaseosos como el hidrógeno en condiciones estándar. [83] Algunas propiedades del hidrógeno no se ajustan bien a ninguno de los grupos: el hidrógeno no es ni muy oxidante ni muy reductor y no es reactivo con el agua. [84] El hidrógeno tiene propiedades que corresponden tanto a las de los metales alcalinos como a las de los halógenos, pero no coincide perfectamente con ninguno de los dos grupos, y por lo tanto es difícil de ubicar por su química. [83] Por lo tanto, mientras que la ubicación electrónica del hidrógeno en el grupo 1 predomina, algunas disposiciones más raras muestran hidrógeno en el grupo 17, [85] duplican el hidrógeno en ambos grupos 1 y 17, [86] [87] o lo hacen flotar por separado de todos los grupos. [87] [88] [57] Esta última opción, sin embargo, ha sido criticada por el químico y filósofo de la ciencia Eric Scerri con el argumento de que parece implicar que el hidrógeno está por encima de la ley periódica en conjunto, a diferencia de todos los demás elementos. [89]
El helio es el único elemento que ocupa rutinariamente una posición en la tabla periódica que no es consistente con su estructura electrónica. Tiene dos electrones en su capa más externa, mientras que los otros gases nobles tienen ocho; y es un elemento del bloque s, mientras que todos los demás gases nobles son elementos del bloque p. Sin embargo, no es reactivo en condiciones estándar y tiene una capa externa completa: estas propiedades son como los gases nobles en el grupo 18, pero en absoluto como los metales alcalinotérreos reactivos del grupo 2. Por estas razones, el helio se coloca casi universalmente en el grupo 18 [6], con el que sus propiedades coinciden mejor; [57] una propuesta para mover el helio al grupo 2 fue rechazada por la IUPAC en 1988 por estas razones. [23] No obstante, el helio todavía se coloca ocasionalmente en el grupo 2 hoy en día, [90] y algunas de sus propiedades físicas y químicas son más cercanas a los elementos del grupo 2 y apoyan la colocación electrónica. [82] [57] El helio sólido cristaliza en una estructura compacta hexagonal , que coincide con el berilio y el magnesio del grupo 2, pero no con los otros gases nobles del grupo 18. [91] Los recientes desarrollos teóricos en la química de los gases nobles, en los que se espera que el helio muestre una inercia ligeramente menor que el neón y que forme (HeO)(LiF) 2 con una estructura similar al compuesto análogo de berilio (pero sin un análogo de neón esperado), han dado lugar a que más químicos defiendan la colocación del helio en el grupo 2. Esto se relaciona con el argumento electrónico, ya que la razón de la mayor inercia del neón es la repulsión de su capa p llena de la que carece el helio, aunque de manera realista es poco probable que las moléculas que contienen helio sean estables fuera de condiciones de temperatura extremadamente baja (alrededor de 10 K ). [92] [93] [94] [95]
La anomalía de la primera fila de la tabla periódica también se ha citado para apoyar el traslado del helio al grupo 2. Surge porque el primer orbital de cualquier tipo es inusualmente pequeño, ya que a diferencia de sus análogos superiores, no experimenta repulsión interelectrónica de un orbital más pequeño del mismo tipo. Esto hace que la primera fila de elementos en cada bloque sea inusualmente pequeña, y dichos elementos tienden a exhibir tipos característicos de anomalías para su grupo. Algunos químicos que abogan por el reposicionamiento del helio han señalado que el helio exhibe estas anomalías si se coloca en el grupo 2, pero no si se coloca en el grupo 18: por otro lado, el neón, que sería el primer elemento del grupo 18 si se eliminara el helio de ese lugar, sí exhibe esas anomalías. [92] Luego se argumenta que la relación entre el helio y el berilio se asemeja a la que existe entre el hidrógeno y el litio, una colocación que es mucho más comúnmente aceptada. [93] Por ejemplo, debido a esta tendencia en los tamaños de los orbitales, se observa una gran diferencia en los radios atómicos entre el primer y el segundo miembro de cada grupo principal en los grupos 1 y 13-17: existe entre el neón y el argón, y entre el helio y el berilio, pero no entre el helio y el neón. Esto afecta de manera similar a los puntos de ebullición y solubilidades de los gases nobles en agua, donde el helio está demasiado cerca del neón, y la gran diferencia característica entre los dos primeros elementos de un grupo aparece solo entre el neón y el argón. Mover el helio al grupo 2 hace que esta tendencia sea consistente también en los grupos 2 y 18, al hacer que el helio sea el primer elemento del grupo 2 y el neón el primer elemento del grupo 18: ambos exhiben las propiedades características de un primer elemento kainosimétrico de un grupo. [96] [97] No obstante, la ubicación del helio en el grupo 18 sigue siendo casi universal debido a su extrema inercia. [98] Además, rara vez se encuentran tablas que hagan flotar tanto el hidrógeno como el helio fuera de todos los grupos. [88] [57] [58]
En muchas tablas periódicas, el bloque f se desplaza un elemento hacia la derecha, de modo que el lantano y el actinio se convierten en elementos del bloque d en el grupo 3, y Ce–Lu y Th–Lr forman el bloque f. Por lo tanto, el bloque d se divide en dos partes muy desiguales. Esto es un remanente de mediciones tempranas erróneas de configuraciones electrónicas; las mediciones modernas son más consistentes con la forma con lutecio y laurencio en el grupo 3, y con La–Yb y Ac–No como bloque f. [25] [99]
La capa 4f está completamente llena en iterbio, y por esa razón Lev Landau y Evgeny Lifshitz en 1948 consideraron incorrecto agrupar al lutecio como un elemento del bloque f. [26] Todavía no dieron el paso de eliminar también al lantano del bloque d, pero Jun Kondō se dio cuenta en 1963 de que la superconductividad a baja temperatura del lantano implicaba la actividad de su capa 4f. [100] En 1965, David C. Hamilton relacionó esta observación con su posición en la tabla periódica y argumentó que el bloque f debería estar compuesto por los elementos La–Yb y Ac–No. [63] Desde entonces, la evidencia física, química y electrónica ha apoyado esta asignación. [25] [23] [99] La cuestión fue traída a la atención de todos por William B. Jensen en 1982, [25] y la reasignación del lutecio y el lawrencio al grupo 3 fue apoyada por informes de la IUPAC que datan de 1988 (cuando se recomendaron los números de grupo 1-18) [23] y 2021. [24] No obstante, la variación todavía existe porque la mayoría de los escritores de libros de texto no son conscientes del problema. [25]
A veces se puede encontrar una tercera forma en la que los espacios debajo del itrio en el grupo 3 se dejan vacíos, como la tabla que aparece en el sitio web de la IUPAC, [6] pero esto crea una inconsistencia con la mecánica cuántica al hacer que el bloque f tenga 15 elementos de ancho (La–Lu y Ac–Lr) aunque solo 14 electrones pueden caber en una subcapa f. [24] Además, existe cierta confusión en la literatura sobre qué elementos se implica que están en el grupo 3. [24] [33] [101] [102] [103] Si bien el informe de la IUPAC de 2021 señaló que los bloques f de 15 elementos de ancho son apoyados por algunos profesionales de una rama especializada de la mecánica cuántica relativista que se centra en las propiedades de los elementos superpesados , la opinión del proyecto fue que tales preocupaciones dependientes del interés no deberían tener ninguna relación con la forma en que se presenta la tabla periódica a "la comunidad química y científica en general". [24] Otros autores que se centraron en los elementos superpesados aclararon desde entonces que la "entrada 15 del bloque f representa la primera ranura del bloque d que se deja vacante para indicar el lugar de las inserciones del bloque f", lo que implicaría que esta forma todavía tiene lutecio y lawrencio (las entradas 15 en cuestión) como elementos del bloque d en el grupo 3. [104] De hecho, cuando las publicaciones de la IUPAC amplían la tabla a 32 columnas, lo dejan claro y colocan el lutecio y el lawrencio bajo el itrio en el grupo 3. [105] [106]
En la literatura se pueden encontrar varios argumentos a favor de Sc-Y-La-Ac, [107] [108] pero han sido cuestionados por ser lógicamente inconsistentes. [27] [28] [29] Por ejemplo, se ha argumentado que el lantano y el actinio no pueden ser elementos del bloque f porque como átomos individuales en fase gaseosa, no han comenzado a llenar las subcapas f. [109] Pero lo mismo es cierto del torio, que nunca se discute como un elemento del bloque f, [24] [25] y este argumento pasa por alto el problema en el otro extremo: que las capas f completan el llenado en iterbio y nobelio, coincidiendo con la forma Sc-Y-Lu-Lr, y no en lutecio y lawrencio como lo tendría la forma Sc-Y-La-Ac. [110] No sólo estas configuraciones excepcionales son minoritarias, [110] sino que además nunca se han considerado relevantes para posicionar otros elementos en la tabla periódica: en los átomos gaseosos, las capas d completan su llenado en cobre, paladio y oro, pero los químicos aceptan universalmente que estas configuraciones son excepcionales y que el bloque d realmente termina de acuerdo con la regla de Madelung en zinc, cadmio y mercurio. [33] El hecho relevante para la colocación [38] [65] es que el lantano y el actinio (como el torio) tienen orbitales f de valencia que pueden ocuparse en entornos químicos, mientras que el lutecio y el lawrencio no: [58] [111] [74] sus capas f están en el núcleo y no pueden usarse para reacciones químicas. [64] [112] Por lo tanto, la relación entre el itrio y el lantano es sólo una relación secundaria entre elementos con el mismo número de electrones de valencia pero diferentes tipos de orbitales de valencia, como la que existe entre el cromo y el uranio; mientras que la relación entre el itrio y el lutecio es primaria, ya que comparten tanto el número de electrones de valencia como el tipo de orbital de valencia. [58]
Como las reacciones químicas involucran a los electrones de valencia, [32] se puede esperar que los elementos con configuraciones electrónicas externas similares reaccionen de manera similar y formen compuestos con proporciones similares de elementos en ellos. [113] Estos elementos se colocan en el mismo grupo y, por lo tanto, tienden a existir similitudes y tendencias claras en el comportamiento químico a medida que se avanza hacia abajo en un grupo. [114] Como las configuraciones análogas ocurren a intervalos regulares, las propiedades de los elementos exhiben recurrencias periódicas, de ahí el nombre de la tabla periódica y la ley periódica. Estas recurrencias periódicas se notaron mucho antes de que se desarrollara la teoría subyacente que las explica. [115] [116]
Históricamente, el tamaño físico de los átomos era desconocido hasta principios del siglo XX. La primera estimación calculada del radio atómico del hidrógeno fue publicada por el físico Arthur Haas en 1910 con un margen de un orden de magnitud (un factor de 10) del valor aceptado, el radio de Bohr (~0,529 Å). En su modelo, Haas utilizó una configuración de un solo electrón basada en el modelo atómico clásico propuesto por JJ Thomson en 1904, a menudo llamado el modelo del pudín de pasas . [117]
Los radios atómicos (el tamaño de los átomos) dependen del tamaño de sus orbitales más externos. [96] Generalmente disminuyen al ir de izquierda a derecha a lo largo de los elementos del grupo principal, porque la carga nuclear aumenta pero los electrones externos todavía están en la misma capa. Sin embargo, al bajar por una columna, los radios generalmente aumentan, porque los electrones más externos están en capas superiores que, por lo tanto, están más alejadas del núcleo. [32] [118] La primera fila de cada bloque es anormalmente pequeña, debido a un efecto llamado kainosimetría o repulsión primogénica: [119] las subcapas 1s, 2p, 3d y 4f no tienen análogos internos. Por ejemplo, los orbitales 2p no experimentan una fuerte repulsión de los orbitales 1s y 2s, que tienen distribuciones de carga angular bastante diferentes y, por lo tanto, no son muy grandes; pero los orbitales 3p experimentan una fuerte repulsión de los orbitales 2p, que tienen distribuciones de carga angular similares. Por lo tanto, las subcapas superiores s, p, d y f experimentan una fuerte repulsión de sus análogos internos, que tienen aproximadamente la misma distribución angular de carga, y deben expandirse para evitar esto. Esto hace que surjan diferencias significativas entre los elementos 2p pequeños, que prefieren el enlace múltiple , y los elementos 3p y p superiores, que no lo hacen. [96] Surgen anomalías similares para los elementos 1s, 2p, 3d, 4f y el hipotético 5g: [120] el grado de esta anomalía de primera fila es más alto para el bloque s, es moderado para el bloque p y es menos pronunciado para los bloques d y f. [121]
En los elementos de transición, se está llenando una capa interna, pero el tamaño del átomo aún está determinado por los electrones externos. La creciente carga nuclear a lo largo de la serie y el mayor número de electrones internos para protección se compensan entre sí, por lo que la disminución del radio es menor. [118] Los átomos 4p y 5d, que aparecen inmediatamente después de que se introdujeran por primera vez nuevos tipos de series de transición, son más pequeños de lo que se hubiera esperado, [122] porque las subcapas 3d y 4f agregadas en el núcleo proporcionan solo un blindaje incompleto de la carga nuclear para los electrones externos. Por lo tanto, por ejemplo, los átomos de galio son ligeramente más pequeños que los átomos de aluminio. [96] Junto con la kainosimetría, esto da como resultado una diferencia par-impar entre los períodos (excepto en el bloque s) [k] que a veces se conoce como periodicidad secundaria: los elementos en períodos pares tienen radios atómicos más pequeños y prefieren perder menos electrones, mientras que los elementos en períodos impares (excepto el primero) difieren en la dirección opuesta. Así, por ejemplo, muchas propiedades en el bloque p muestran una tendencia en zigzag en lugar de una tendencia suave a lo largo del grupo. Por ejemplo, el fósforo y el antimonio en los períodos impares del grupo 15 alcanzan fácilmente el estado de oxidación +5, mientras que el nitrógeno, el arsénico y el bismuto en los períodos pares prefieren permanecer en +3. [121] [123] Una situación similar se da para el bloque d, donde los átomos de lutecio a tungsteno son ligeramente más pequeños que los átomos de itrio a molibdeno respectivamente. [124] [125]
Los átomos de talio y plomo tienen aproximadamente el mismo tamaño que los átomos de indio y estaño respectivamente, pero desde el bismuto hasta el radón los átomos 6p son más grandes que los átomos 5p análogos. Esto sucede porque cuando los núcleos atómicos se cargan mucho, se necesita la relatividad especial para medir el efecto del núcleo en la nube de electrones. Estos efectos relativistas dan como resultado que los elementos pesados tengan propiedades cada vez más diferentes en comparación con sus homólogos más ligeros en la tabla periódica. La interacción espín-órbita divide la subcapa p: un orbital p se estabiliza y se encoge relativistamente (rellena el talio y el plomo), pero los otros dos (rellenan el bismuto a través del radón) se desestabilizan y se expanden relativistamente. [96] Los efectos relativistas también explican por qué el oro es dorado y el mercurio es un líquido a temperatura ambiente. [126] [127] Se espera que se vuelvan muy fuertes a fines del séptimo período, lo que potencialmente conduce a un colapso de la periodicidad. [128] Las configuraciones electrónicas sólo se conocen claramente hasta el elemento 108 ( hassio ), y la química experimental más allá de 108 sólo se ha realizado para 112 ( copernicio ), 113 ( nihonio ) y 114 ( flerovio ), por lo que la caracterización química de los elementos más pesados sigue siendo un tema de investigación actual. [129]
La tendencia a que los radios atómicos disminuyan de izquierda a derecha también está presente en los radios iónicos , aunque es más difícil de examinar porque los iones más comunes de elementos consecutivos normalmente difieren en carga. Los iones con la misma configuración electrónica disminuyen de tamaño a medida que aumenta su número atómico, debido a la mayor atracción del núcleo con carga más positiva: así, por ejemplo, los radios iónicos disminuyen en la serie Se 2− , Br − , Rb + , Sr 2+ , Y 3+ , Zr 4+ , Nb 5+ , Mo 6+ , Tc 7+ . Los iones del mismo elemento se hacen más pequeños a medida que se eliminan más electrones, porque la atracción del núcleo comienza a superar la repulsión entre electrones que hace que las nubes de electrones se expandan: así, por ejemplo, los radios iónicos disminuyen en la serie V 2+ , V 3+ , V 4+ , V 5+ . [130]
La primera energía de ionización de un átomo es la energía necesaria para extraerle un electrón. Esta varía con el radio atómico: la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha y de abajo a arriba, porque los electrones que están más cerca del núcleo están más fuertemente sujetos y son más difíciles de extraer. La energía de ionización se minimiza en el primer elemento de cada período (el hidrógeno y los metales alcalinos ) y luego generalmente aumenta hasta llegar al gas noble en el borde derecho del período. [32] Hay algunas excepciones a esta tendencia, como el oxígeno, donde el electrón que se extrae está emparejado y, por lo tanto, la repulsión interelectrónica hace que sea más fácil de extraer de lo esperado. [131]
En las series de transición, los electrones externos se pierden preferentemente aunque los orbitales internos se estén llenando. Por ejemplo, en la serie 3d, los electrones 4s se pierden primero aunque los orbitales 3d se estén llenando. El efecto de protección de añadir un electrón 3d extra aproximadamente compensa el aumento de la carga nuclear y, por lo tanto, las energías de ionización se mantienen casi constantes, aunque hay un pequeño aumento especialmente al final de cada serie de transición. [132]
Como los átomos de metal tienden a perder electrones en las reacciones químicas, la energía de ionización generalmente está correlacionada con la reactividad química, aunque también hay otros factores involucrados. [132]
La propiedad opuesta a la energía de ionización es la afinidad electrónica , que es la energía liberada cuando se añade un electrón al átomo. [133] Un electrón que pasa por el átomo será atraído más fácilmente si siente la atracción del núcleo con más fuerza, y especialmente si hay un orbital externo parcialmente lleno disponible que pueda acomodarlo. Por lo tanto, la afinidad electrónica tiende a aumentar de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha. La excepción es la última columna, los gases nobles, que tienen una capa completa y no tienen espacio para otro electrón. Esto da a los halógenos en la penúltima columna las afinidades electrónicas más altas. [32]
Algunos átomos, como los gases nobles, no tienen afinidad electrónica: no pueden formar aniones estables en fase gaseosa. [134] (Pueden formar resonancias metaestables si el electrón entrante llega con suficiente energía cinética, pero estas inevitablemente y rápidamente se autodesprenden : por ejemplo, la vida útil del nivel He − de mayor duración es de unos 359 microsegundos.) [135] Los gases nobles, que tienen altas energías de ionización y ninguna afinidad electrónica, tienen poca inclinación a ganar o perder electrones y generalmente no son reactivos. [32]
Existen algunas excepciones a estas tendencias: el oxígeno y el flúor tienen afinidades electrónicas más bajas que sus homólogos más pesados, el azufre y el cloro, porque son átomos pequeños y, por lo tanto, el electrón recién añadido experimentaría una repulsión significativa por parte de los ya presentes. En el caso de los elementos no metálicos, la afinidad electrónica también se correlaciona de algún modo con la reactividad, pero no de manera perfecta, ya que intervienen otros factores. Por ejemplo, el flúor tiene una afinidad electrónica más baja que el cloro (debido a la extrema repulsión interelectrónica por el átomo de flúor, que es muy pequeño), pero es más reactivo. [133]
La valencia de un elemento puede definirse como el número de átomos de hidrógeno que pueden combinarse con él para formar un hidruro binario simple, o como el doble del número de átomos de oxígeno que pueden combinarse con él para formar un óxido binario simple (es decir, no un peróxido o un superóxido ). [110] Las valencias de los elementos del grupo principal están directamente relacionadas con el número de grupo: los hidruros en los grupos principales 1-2 y 13-17 siguen las fórmulas MH, MH 2 , MH 3 , MH 4 , MH 3 , MH 2 y finalmente MH. Los óxidos más altos, en cambio, aumentan en valencia, siguiendo las fórmulas M 2 O, MO, M 2 O 3 , MO 2 , M 2 O 5 , MO 3 , M 2 O 7 . [l] Hoy en día, la noción de valencia se ha ampliado con la de estado de oxidación , que es la carga formal que queda en un elemento cuando todos los demás elementos de un compuesto se han eliminado como sus iones. [113]
La configuración electrónica sugiere una explicación fácil a partir del número de electrones disponibles para el enlace; [113] de hecho, el número de electrones de valencia comienza en 1 en el grupo 1, y luego aumenta hacia el lado derecho de la tabla periódica, restableciéndose solo en 3 cuando comienza cada nuevo bloque. Así, en el período 6, Cs–Ba tiene 1–2 electrones de valencia; La–Yb tiene 3–16; Lu–Hg tiene 3–12; y Tl–Rn tiene 3–8. [112] Sin embargo, hacia el lado derecho de los bloques d y f, el máximo teórico correspondiente al uso de todos los electrones de valencia no se puede lograr en absoluto; [136] la misma situación afecta al oxígeno, flúor y los gases nobles ligeros hasta el criptón. [137]
Una explicación completa requiere considerar la energía que se liberaría al formar compuestos con diferentes valencias en lugar de simplemente considerar las configuraciones electrónicas por sí solas. [138] Por ejemplo, el magnesio forma cationes Mg 2+ en lugar de Mg + cuando se disuelve en agua, porque este último se desproporcionaría espontáneamente en cationes Mg 0 y Mg 2+ . Esto se debe a que la entalpía de hidratación (rodeando el catión con moléculas de agua) aumenta en magnitud con la carga y el radio del ion. En Mg + , el orbital más externo (que determina el radio iónico) sigue siendo 3s, por lo que la entalpía de hidratación es pequeña e insuficiente para compensar la energía requerida para eliminar el electrón; pero ionizar nuevamente a Mg 2+ descubre la subcapa 2p del núcleo, lo que hace que la entalpía de hidratación sea lo suficientemente grande como para permitir que se formen compuestos de magnesio (II). Por razones similares, los estados de oxidación comunes de los elementos más pesados del bloque p (donde los electrones ns se vuelven más bajos en energía que los np) tienden a variar en pasos de 2, porque eso es necesario para descubrir una subcapa interna y disminuir el radio iónico (por ejemplo, Tl + descubre 6s, y Tl 3+ descubre 5d, por lo que una vez que el talio pierde dos electrones, tiende a perder también el tercero). Se pueden utilizar argumentos análogos basados en la hibridación orbital para los elementos del bloque p menos electronegativos. [139] [m]
Para los metales de transición, los estados de oxidación comunes son casi siempre al menos +2 por razones similares (descubrir la siguiente subcapa); esto se mantiene incluso para los metales con configuraciones anómalas d x+1 s 1 o d x+2 s 0 (excepto para la plata ), porque la repulsión entre electrones d significa que el movimiento del segundo electrón de la subcapa s a la d no cambia apreciablemente su energía de ionización. [141] Debido a que ionizar aún más los metales de transición no descubre ninguna nueva subcapa interna, sus estados de oxidación tienden a variar en pasos de 1. [139] Los lantánidos y actínidos tardíos generalmente muestran un estado de oxidación estable +3, eliminando los electrones s externos y luego (generalmente) un electrón de los orbitales (n−2)f, que son similares en energía a ns. [142] Los estados de oxidación comunes y máximos de los elementos del bloque d y f tienden a depender de las energías de ionización. A medida que la diferencia de energía entre los orbitales (n−1)d y ns aumenta a lo largo de cada serie de transición, se vuelve menos favorable energéticamente ionizar más electrones. Por lo tanto, los grupos de metales de transición temprana tienden a preferir estados de oxidación más altos, pero el estado de oxidación +2 se vuelve más estable para los grupos de metales de transición tardía. El estado de oxidación formal más alto aumenta así de +3 al comienzo de cada fila del bloque d, a +7 o +8 en el medio (por ejemplo, OsO 4 ), y luego disminuye a +2 al final. [141] Los lantánidos y los actínidos tardíos suelen tener altas energías de cuarta ionización y, por lo tanto, rara vez superan el estado de oxidación +3, mientras que los actínidos tempranos tienen bajas energías de cuarta ionización y, por lo tanto, por ejemplo, el neptunio y el plutonio pueden alcanzar +7. [110] [141] [142] Los últimos actínidos van más lejos que los lantánidos hacia estados de oxidación bajos: el mendelevio se reduce más fácilmente al estado +2 que el tulio o incluso el europio (el lantánido con el estado +2 más estable, debido a su capa f medio llena), y el nobelio favorece directamente al +2 sobre el +3, en contraste con el iterbio. [54]
Como los elementos del mismo grupo comparten las mismas configuraciones de valencia, suelen exhibir un comportamiento químico similar. Por ejemplo, los metales alcalinos del primer grupo tienen todos un electrón de valencia y forman una clase muy homogénea de elementos: todos son metales blandos y reactivos. Sin embargo, hay muchos factores involucrados y los grupos a menudo pueden ser bastante heterogéneos. Por ejemplo, el hidrógeno también tiene un electrón de valencia y está en el mismo grupo que los metales alcalinos, pero su comportamiento químico es bastante diferente. Los elementos estables del grupo 14 comprenden un no metal ( carbono ), dos semiconductores ( silicio y germanio ) y dos metales ( estaño y plomo ); no obstante, están unidos por tener cuatro electrones de valencia. [143] Esto a menudo conduce a similitudes en los estados de oxidación máximos y mínimos (por ejemplo, el azufre y el selenio en el grupo 16 tienen ambos un estado de oxidación máximo +6, como en SO 3 y SeO 3 , y un estado de oxidación mínimo −2, como en sulfuros y seleniuros ); pero no siempre (por ejemplo, no se sabe que el oxígeno forme el estado de oxidación +6, a pesar de estar en el mismo grupo que el azufre y el selenio). [58]
Otra propiedad importante de los elementos es su electronegatividad . Los átomos pueden formar enlaces covalentes entre sí compartiendo electrones en pares, creando una superposición de orbitales de valencia. El grado en que cada átomo atrae el par de electrones compartido depende de la electronegatividad del átomo [144] , la tendencia de un átomo a ganar o perder electrones. [32] El átomo más electronegativo tenderá a atraer más al par de electrones, y el menos electronegativo (o más electropositivo) lo atraerá menos. En casos extremos, se puede pensar que el electrón ha pasado completamente del átomo más electropositivo al más electronegativo, aunque esto es una simplificación. El enlace une entonces dos iones, uno positivo (que ha cedido el electrón) y uno negativo (que lo ha aceptado), y se denomina enlace iónico . [32]
La electronegatividad depende de la fuerza con la que el núcleo puede atraer un par de electrones, por lo que muestra una variación similar a las otras propiedades ya analizadas: la electronegatividad tiende a disminuir de arriba hacia abajo y a aumentar de izquierda a derecha. Los metales alcalinos y alcalinotérreos se encuentran entre los elementos más electropositivos, mientras que los calcógenos, los halógenos y los gases nobles se encuentran entre los más electronegativos. [144]
La electronegatividad se mide generalmente en la escala de Pauling, en la que al átomo reactivo más electronegativo ( flúor ) se le asigna una electronegatividad de 4,0, y al átomo menos electronegativo ( cesio ) se le asigna una electronegatividad de 0,79. [32] De hecho, el neón es el elemento más electronegativo, pero la escala de Pauling no puede medir su electronegatividad porque no forma enlaces covalentes con la mayoría de los elementos. [145]
La electronegatividad de un elemento varía con la identidad y el número de átomos a los que está unido, así como con la cantidad de electrones que ya ha perdido: un átomo se vuelve más electronegativo cuando ha perdido más electrones. [144] Esto a veces hace una gran diferencia: el plomo en el estado de oxidación +2 tiene una electronegatividad de 1,87 en la escala de Pauling, mientras que el plomo en el estado de oxidación +4 tiene una electronegatividad de 2,33. [146]
Una sustancia simple es una sustancia formada por átomos de un elemento químico. Las sustancias simples de los átomos más electronegativos tienden a compartir electrones (formar enlaces covalentes) entre sí. Forman moléculas pequeñas (como el hidrógeno o el oxígeno, cuyos átomos se unen en pares) o estructuras gigantes que se extienden indefinidamente (como el carbono o el silicio). Los gases nobles simplemente permanecen como átomos individuales, ya que ya tienen una capa completa. [32] Las sustancias compuestas por moléculas discretas o átomos individuales se mantienen juntas por fuerzas de atracción más débiles entre las moléculas, como la fuerza de dispersión de London : a medida que los electrones se mueven dentro de las moléculas, crean desequilibrios momentáneos de carga eléctrica, que inducen desequilibrios similares en las moléculas cercanas y crean movimientos sincronizados de electrones a través de muchas moléculas vecinas. [148]
Los átomos más electropositivos, sin embargo, tienden a perder electrones, creando un "mar" de electrones que envuelven cationes. [32] Los orbitales externos de un átomo se superponen para compartir electrones con todos sus vecinos, creando una estructura gigante de orbitales moleculares que se extienden por todos los átomos. [149] Este "mar" cargado negativamente atrae a todos los iones y los mantiene juntos en un enlace metálico . Los elementos que forman tales enlaces a menudo se denominan metales ; los que no lo hacen a menudo se denominan no metales . [32] Algunos elementos pueden formar múltiples sustancias simples con diferentes estructuras: estas se denominan alótropos . Por ejemplo, el diamante y el grafito son dos alótropos del carbono. [143] [n]
La metalicidad de un elemento se puede predecir a partir de las propiedades electrónicas. Cuando los orbitales atómicos se superponen durante el enlace metálico o covalente, crean orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes de igual capacidad, siendo los orbitales antienlazantes de mayor energía. El carácter de enlace neto se produce cuando hay más electrones en los orbitales enlazantes que en los orbitales antienlazantes. Por tanto, el enlace metálico es posible cuando el número de electrones deslocalizados por cada átomo es inferior al doble del número de orbitales que contribuyen al solapamiento. Esta es la situación de los elementos de los grupos 1 a 13; también tienen muy pocos electrones de valencia para formar estructuras covalentes gigantes en las que todos los átomos ocupan posiciones equivalentes, por lo que casi todos se metalizan. Las excepciones son el hidrógeno y el boro, que tienen una energía de ionización demasiado alta. El hidrógeno forma así una molécula covalente H2 y el boro forma una estructura covalente gigante basada en cúmulos icosaédricos B12 . En un metal, los orbitales de enlace y antienlace tienen energías superpuestas, lo que crea una única banda a través de la cual los electrones pueden fluir libremente, lo que permite la conducción eléctrica. [151]
En el grupo 14, se hacen posibles tanto los enlaces metálicos como los covalentes. En un cristal de diamante, los enlaces covalentes entre átomos de carbono son fuertes, porque tienen un radio atómico pequeño y, por lo tanto, el núcleo tiene más capacidad de retención de los electrones. Por lo tanto, los orbitales de enlace que resultan son mucho más bajos en energía que los orbitales antienlazantes, y no hay superposición, por lo que la conducción eléctrica se vuelve imposible: el carbono es un no metal. Sin embargo, el enlace covalente se vuelve más débil para átomos más grandes y la brecha de energía entre los orbitales de enlace y antienlazante disminuye. Por lo tanto, el silicio y el germanio tienen brechas de banda más pequeñas y son semiconductores en condiciones ambientales: los electrones pueden cruzar la brecha cuando se excitan térmicamente. (El boro también es un semiconductor en condiciones ambientales). La brecha de banda desaparece en el estaño, por lo que el estaño y el plomo se convierten en metales. [151] A medida que aumenta la temperatura, todos los no metales desarrollan algunas propiedades semiconductoras, en mayor o menor medida dependiendo del tamaño de la brecha de banda. Así, los metales y los no metales pueden distinguirse por la dependencia de la temperatura de su conductividad eléctrica: la conductividad de un metal disminuye a medida que aumenta la temperatura (porque el movimiento térmico hace que sea más difícil que los electrones fluyan libremente), mientras que la conductividad de un no metal aumenta (ya que más electrones pueden ser excitados para cruzar el espacio). [152]
Los elementos de los grupos 15 a 17 tienen demasiados electrones para formar moléculas covalentes gigantes que se extiendan en las tres dimensiones. Para los elementos más ligeros, los enlaces en las moléculas diatómicas pequeñas son tan fuertes que una fase condensada es desfavorable: así, el nitrógeno (N 2 ), el oxígeno (O 2 ), el fósforo blanco y el arsénico amarillo (P 4 y As 4 ), el azufre y el selenio rojo (S 8 y Se 8 ), y los halógenos estables (F 2 , Cl 2 , Br 2 e I 2 ) forman fácilmente moléculas covalentes con pocos átomos. Los más pesados tienden a formar cadenas largas (por ejemplo, fósforo rojo, selenio gris, telurio) o estructuras en capas (por ejemplo, carbono como grafito, fósforo negro, arsénico gris, antimonio, bismuto) que solo se extienden en una o dos dimensiones en lugar de tres. Ambos tipos de estructuras se pueden encontrar como alótropos del fósforo, el arsénico y el selenio, aunque los alótropos de cadena larga son más estables en los tres. Como estas estructuras no utilizan todos sus orbitales para la unión, terminan con bandas enlazantes, no enlazantes y antienlazantes en orden de energía creciente. De manera similar al grupo 14, las brechas de banda se reducen para los elementos más pesados y se hace posible el libre movimiento de electrones entre las cadenas o capas. Así, por ejemplo, el fósforo negro, el arsénico negro, el selenio gris, el telurio y el yodo son semiconductores; el arsénico gris, el antimonio y el bismuto son semimetales (que exhiben conducción cuasimetálica, con una superposición de bandas muy pequeña); y el polonio y probablemente el astato son verdaderos metales. [151] Finalmente, los elementos naturales del grupo 18 permanecen todos como átomos individuales. [151] [o]
La línea divisoria entre metales y no metales es aproximadamente diagonal desde la parte superior izquierda a la inferior derecha, con la serie de transición apareciendo a la izquierda de esta diagonal (ya que tienen muchos orbitales disponibles para superponerse). Esto es esperable, ya que la metalicidad tiende a estar correlacionada con la electropositividad y la disposición a perder electrones, que aumenta de derecha a izquierda y de arriba a abajo. Por lo tanto, los metales superan en gran medida a los no metales. Los elementos cerca de la línea divisoria son difíciles de clasificar: tienden a tener propiedades que son intermedias entre las de los metales y los no metales, y pueden tener algunas propiedades características de ambos. A menudo se los denomina semimetales o metaloides . [32] El término "semimetal" utilizado en este sentido no debe confundirse con su sentido físico estricto que tiene que ver con la estructura de bandas: el bismuto es físicamente un semimetal, pero los químicos generalmente lo consideran un metal. [154]
La siguiente tabla considera los alótropos más estables en condiciones estándar. Los elementos coloreados en amarillo forman sustancias simples que están bien caracterizadas por enlaces metálicos. Los elementos coloreados en azul claro forman estructuras covalentes en red gigantes, mientras que los coloreados en azul oscuro forman pequeñas moléculas unidas covalentemente que se mantienen unidas por fuerzas de van der Waals más débiles . Los gases nobles están coloreados en violeta: sus moléculas son átomos individuales y no se produce ningún enlace covalente. Las celdas en gris son para elementos que no se han preparado en cantidades suficientes para que sus alótropos más estables se hayan caracterizado de esta manera. Las consideraciones teóricas y la evidencia experimental actual sugieren que todos esos elementos se metalizarían si pudieran formar fases condensadas, [151] excepto quizás el oganesón. [155] [p]
MetálicoRed covalenteCovalente molecularÁtomos individualesDesconocidoEl color de fondo muestra la unión de sustancias simples en la tabla periódica. Si hay varias, se considera el alótropo más estable.
Generally, metals are shiny and dense.[32] They usually have high melting and boiling points due to the strength of the metallic bond, and are often malleable and ductile (easily stretched and shaped) because the atoms can move relative to each other without breaking the metallic bond.[165] They conduct electricity because their electrons are free to move in all three dimensions. Similarly, they conduct heat, which is transferred by the electrons as extra kinetic energy: they move faster. These properties persist in the liquid state, as although the crystal structure is destroyed on melting, the atoms still touch and the metallic bond persists, though it is weakened.[165] Metals tend to be reactive towards nonmetals.[32] Some exceptions can be found to these generalizations: for example, beryllium, chromium,[84] manganese,[166] antimony,[167] bismuth,[168] and uranium are brittle (not an exhaustive list);[84] chromium is extremely hard;[169] gallium, rubidium, caesium, and mercury are liquid at or close to room temperature;[q] and noble metals such as gold are chemically very inert.[170][171]
Nonmetals exhibit different properties. Those forming giant covalent crystals exhibit high melting and boiling points, as it takes considerable energy to overcome the strong covalent bonds. Those forming discrete molecules are held together mostly by dispersion forces, which are more easily overcome; thus they tend to have lower melting and boiling points,[172] and many are liquids or gases at room temperature.[32] Nonmetals are often dull-looking. They tend to be reactive towards metals, except for the noble gases, which are inert towards most substances.[32] They are brittle when solid as their atoms are held tightly in place. They are less dense and conduct electricity poorly,[32] because there are no mobile electrons.[173] Near the borderline, band gaps are small and thus many elements in that region are semiconductors, such as silicon, germanium,[173] and tellurium.[151] Selenium has both a semiconducting grey allotrope and an insulating red allotrope; arsenic has a metallic grey allotrope, a semiconducting black allotrope, and an insulating yellow allotrope (though the last is unstable at ambient conditions).[152] Again there are exceptions; for example, diamond has the highest thermal conductivity of all known materials, greater than any metal.[174]
It is common to designate a class of metalloids straddling the boundary between metals and nonmetals, as elements in that region are intermediate in both physical and chemical properties.[32] However, no consensus exists in the literature for precisely which elements should be so designated. When such a category is used, silicon, germanium, arsenic, and tellurium are almost always included, and boron and antimony usually are; but most sources include other elements as well, without agreement on which extra elements should be added, and some others subtract from this list instead.[r] For example, unlike all the other elements generally considered metalloids or nonmetals, antimony's only stable form has metallic conductivity. Moreover, the element resembles bismuth and, more generally, the other p-block metals in its physical and chemical behaviour. On this basis some authors have argued that it is better classified as a metal than as a metalloid.[84][179][152] On the other hand, selenium has some semiconducting properties in its most stable form (though it also has insulating allotropes) and it has been argued that it should be considered a metalloid[179] – though this situation also holds for phosphorus,[152] which is a much rarer inclusion among the metalloids.[r]
There are some other relationships throughout the periodic table between elements that are not in the same group, such as the diagonal relationships between elements that are diagonally adjacent (e.g. lithium and magnesium).[121] Some similarities can also be found between the main groups and the transition metal groups, or between the early actinides and early transition metals, when the elements have the same number of valence electrons. Thus uranium somewhat resembles chromium and tungsten in group 6,[121] as all three have six valence electrons.[180] Relationships between elements with the same number of valence electrons but different types of valence orbital have been called secondary or isodonor relationships: they usually have the same maximum oxidation states, but not the same minimum oxidation states. For example, chlorine and manganese both have +7 as their maximum oxidation state (e.g. Cl2O7 and Mn2O7), but their respective minimum oxidation states are −1 (e.g. HCl) and −3 (K2[Mn(CO)4]). Elements with the same number of valence vacancies but different numbers of valence electrons are related by a tertiary or isoacceptor relationship: they usually have similar minimum but not maximum oxidation states. For example, hydrogen and chlorine both have −1 as their minimum oxidation state (in hydrides and chlorides), but hydrogen's maximum oxidation state is +1 (e.g. H2O) while chlorine's is +7.[58]
Many other physical properties of the elements exhibit periodic variation in accordance with the periodic law, such as melting points, boiling points, heats of fusion, heats of vaporization, atomisation energy, and so on. Similar periodic variations appear for the compounds of the elements, which can be observed by comparing hydrides, oxides, sulfides, halides, and so on.[144] Chemical properties are more difficult to describe quantitatively, but likewise exhibit their own periodicities. Examples include the variation in the acidic and basic properties of the elements and their compounds, the stabilities of compounds, and methods of isolating the elements.[113] Periodicity is and has been used very widely to predict the properties of unknown new elements and new compounds, and is central to modern chemistry.[181]
Many terms have been used in the literature to describe sets of elements that behave similarly. The group names alkali metal, alkaline earth metal, triel, tetrel, pnictogen, chalcogen, halogen, and noble gas are acknowledged by IUPAC; the other groups can be referred to by their number, or by their first element (e.g., group 6 is the chromium group).[22][182] Some divide the p-block elements from groups 13 to 16 by metallicity,[177][175] although there is neither an IUPAC definition nor a precise consensus on exactly which elements should be considered metals, nonmetals, or semi-metals (sometimes called metalloids).[177][175][22] Neither is there a consensus on what the metals succeeding the transition metals ought to be called, with post-transition metal and poor metal being among the possibilities having been used. Some advanced monographs exclude the elements of group 12 from the transition metals on the grounds of their sometimes quite different chemical properties, but this is not a universal practice[183] and IUPAC does not presently mention it as allowable in its Principles of Chemical Nomenclature.[184]
The lanthanides are considered to be the elements La–Lu, which are all very similar to each other: historically they included only Ce–Lu, but lanthanum became included by common usage.[22] The rare earth elements (or rare earth metals) add scandium and yttrium to the lanthanides.[22] Analogously, the actinides are considered to be the elements Ac–Lr (historically Th–Lr),[22] although variation of properties in this set is much greater than within the lanthanides.[52] IUPAC recommends the names lanthanoids and actinoids to avoid ambiguity, as the -ide suffix typically denotes a negative ion; however lanthanides and actinides remain common.[22] With the increasing recognition of lutetium and lawrencium as d-block elements, some authors began to define the lanthanides as La–Yb and the actinides as Ac–No, matching the f-block.[57][25][185][186][187][188] The transactinides or superheavy elements are the short-lived elements beyond the actinides, starting at lawrencium or rutherfordium (depending on where the actinides are taken to end).[188][189][190][191][192]
Many more categorizations exist and are used according to certain disciplines. In astrophysics, a metal is defined as any element with atomic number greater than 2, i.e. anything except hydrogen and helium.[193] The term "semimetal" has a different definition in physics than it does in chemistry: bismuth is a semimetal by physical definitions, but chemists generally consider it a metal.[194] A few terms are widely used, but without any very formal definition, such as "heavy metal", which has been given such a wide range of definitions that it has been criticized as "effectively meaningless".[195]
The scope of terms varies significantly between authors. For example, according to IUPAC, the noble gases extend to include the whole group, including the very radioactive superheavy element oganesson.[196] However, among those who specialize in the superheavy elements, this is not often done: in this case "noble gas" is typically taken to imply the unreactive behaviour of the lighter elements of the group. Since calculations generally predict that oganesson should not be particularly inert due to relativistic effects, and may not even be a gas at room temperature if it could be produced in bulk, its status as a noble gas is often questioned in this context.[197] Furthermore, national variations are sometimes encountered: in Japan, alkaline earth metals often do not include beryllium and magnesium as their behaviour is different from the heavier group 2 metals.[198]
In 1817, German physicist Johann Wolfgang Döbereiner began to formulate one of the earliest attempts to classify the elements.[199] In 1829, he found that he could form some of the elements into groups of three, with the members of each group having related properties. He termed these groups triads.[200][201] Chlorine, bromine, and iodine formed a triad; as did calcium, strontium, and barium; lithium, sodium, and potassium; and sulfur, selenium, and tellurium. Today, all these triads form part of modern-day groups: the halogens, alkaline earth metals, alkali metals, and chalcogens.[202] Various chemists continued his work and were able to identify more and more relationships between small groups of elements. However, they could not build one scheme that encompassed them all.[203]
John Newlands published a letter in the Chemical News in February 1863 on the periodicity among the chemical elements.[204] In 1864 Newlands published an article in the Chemical News showing that if the elements are arranged in the order of their atomic weights, those having consecutive numbers frequently either belong to the same group or occupy similar positions in different groups, and he pointed out that each eighth element starting from a given one is in this arrangement a kind of repetition of the first, like the eighth note of an octave in music (The Law of Octaves).[204] However, Newlands's formulation only worked well for the main-group elements, and encountered serious problems with the others.[58]
German chemist Lothar Meyer noted the sequences of similar chemical and physical properties repeated at periodic intervals. According to him, if the atomic weights were plotted as ordinates (i.e. vertically) and the atomic volumes as abscissas (i.e. horizontally)—the curve obtained a series of maximums and minimums—the most electropositive elements would appear at the peaks of the curve in the order of their atomic weights. In 1864, a book of his was published; it contained an early version of the periodic table containing 28 elements, and classified elements into six families by their valence—for the first time, elements had been grouped according to their valence. Works on organizing the elements by atomic weight had until then been stymied by inaccurate measurements of the atomic weights.[205] In 1868, he revised his table, but this revision was published as a draft only after his death.[206]
The definitive breakthrough came from the Russian chemist Dmitri Mendeleev. Although other chemists (including Meyer) had found some other versions of the periodic system at about the same time, Mendeleev was the most dedicated to developing and defending his system, and it was his system that most affected the scientific community.[207] On 17 February 1869 (1 March 1869 in the Gregorian calendar), Mendeleev began arranging the elements and comparing them by their atomic weights. He began with a few elements, and over the course of the day his system grew until it encompassed most of the known elements. After he found a consistent arrangement, his printed table appeared in May 1869 in the journal of the Russian Chemical Society.[208] When elements did not appear to fit in the system, he boldly predicted that either valencies or atomic weights had been measured incorrectly, or that there was a missing element yet to be discovered.[58] In 1871, Mendeleev published a long article, including an updated form of his table, that made his predictions for unknown elements explicit. Mendeleev predicted the properties of three of these unknown elements in detail: as they would be missing heavier homologues of boron, aluminium, and silicon, he named them eka-boron, eka-aluminium, and eka-silicon ("eka" being Sanskrit for "one").[208][209]: 45
In 1875, the French chemist Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran, working without knowledge of Mendeleev's prediction, discovered a new element in a sample of the mineral sphalerite, and named it gallium. He isolated the element and began determining its properties. Mendeleev, reading de Boisbaudran's publication, sent a letter claiming that gallium was his predicted eka-aluminium. Although Lecoq de Boisbaudran was initially sceptical, and suspected that Mendeleev was trying to take credit for his discovery, he later admitted that Mendeleev was correct.[210] In 1879, the Swedish chemist Lars Fredrik Nilson discovered a new element, which he named scandium: it turned out to be eka-boron. Eka-silicon was found in 1886 by German chemist Clemens Winkler, who named it germanium. The properties of gallium, scandium, and germanium matched what Mendeleev had predicted.[211] In 1889, Mendeleev noted at the Faraday Lecture to the Royal Institution in London that he had not expected to live long enough "to mention their discovery to the Chemical Society of Great Britain as a confirmation of the exactitude and generality of the periodic law".[212] Even the discovery of the noble gases at the close of the 19th century, which Mendeleev had not predicted, fitted neatly into his scheme as an eighth main group.[213]
Mendeleev nevertheless had some trouble fitting the known lanthanides into his scheme, as they did not exhibit the periodic change in valencies that the other elements did. After much investigation, the Czech chemist Bohuslav Brauner suggested in 1902 that the lanthanides could all be placed together in one group on the periodic table. He named this the "asteroid hypothesis" as an astronomical analogy: just as there is an asteroid belt instead of a single planet between Mars and Jupiter, so the place below yttrium was thought to be occupied by all the lanthanides instead of just one element.[33]
After the internal structure of the atom was probed, amateur Dutch physicist Antonius van den Broek proposed in 1913 that the nuclear charge determined the placement of elements in the periodic table.[214][215] The New Zealand physicist Ernest Rutherford coined the word "atomic number" for this nuclear charge.[216] In van den Broek's published article he illustrated the first electronic periodic table showing the elements arranged according to the number of their electrons.[217] Rutherford confirmed in his 1914 paper that Bohr had accepted the view of van den Broek.[218]
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The same year, English physicist Henry Moseley using X-ray spectroscopy confirmed van den Broek's proposal experimentally. Moseley determined the value of the nuclear charge of each element from aluminium to gold and showed that Mendeleev's ordering actually places the elements in sequential order by nuclear charge.[219] Nuclear charge is identical to proton count and determines the value of the atomic number (Z) of each element. Using atomic number gives a definitive, integer-based sequence for the elements. Moseley's research immediately resolved discrepancies between atomic weight and chemical properties; these were cases such as tellurium and iodine, where atomic number increases but atomic weight decreases.[214] Although Moseley was soon killed in World War I, the Swedish physicist Manne Siegbahn continued his work up to uranium, and established that it was the element with the highest atomic number then known (92).[220] Based on Moseley and Siegbahn's research, it was also known which atomic numbers corresponded to missing elements yet to be found: 43, 61, 72, 75, 85, and 87.[214] (Element 75 had in fact already been found by Japanese chemist Masataka Ogawa in 1908 and named nipponium, but he mistakenly assigned it as element 43 instead of 75 and so his discovery was not generally recognized until later. The contemporarily accepted discovery of element 75 came in 1925, when Walter Noddack, Ida Tacke, and Otto Berg independently rediscovered it and gave it its present name, rhenium.)[221]
The dawn of atomic physics also clarified the situation of isotopes. In the decay chains of the primordial radioactive elements thorium and uranium, it soon became evident that there were many apparent new elements that had different atomic weights but exactly the same chemical properties. In 1913, Frederick Soddy coined the term "isotope" to describe this situation, and considered isotopes to merely be different forms of the same chemical element. This furthermore clarified discrepancies such as tellurium and iodine: tellurium's natural isotopic composition is weighted towards heavier isotopes than iodine's, but tellurium has a lower atomic number.[222]
The Danish physicist Niels Bohr applied Max Planck's idea of quantization to the atom. He concluded that the energy levels of electrons were quantised: only a discrete set of stable energy states were allowed. Bohr then attempted to understand periodicity through electron configurations, surmising in 1913 that the inner electrons should be responsible for the chemical properties of the element.[223][224] In 1913, he produced the first electronic periodic table based on a quantum atom.[225]
Bohr called his electron shells "rings" in 1913: atomic orbitals within shells did not exist at the time of his planetary model. Bohr explains in Part 3 of his famous 1913 paper that the maximum electrons in a shell is eight, writing, "We see, further, that a ring of n electrons cannot rotate in a single ring round a nucleus of charge ne unless n < 8." For smaller atoms, the electron shells would be filled as follows: "rings of electrons will only join if they contain equal numbers of electrons; and that accordingly the numbers of electrons on inner rings will only be 2, 4, 8." However, in larger atoms the innermost shell would contain eight electrons: "on the other hand, the periodic system of the elements strongly suggests that already in neon N = 10 an inner ring of eight electrons will occur." His proposed electron configurations for the atoms (shown to the right) mostly do not accord with those now known.[226][227] They were improved further after the work of Arnold Sommerfeld and Edmund Stoner discovered more quantum numbers.[222]
The first one to systematically expand and correct the chemical potentials of Bohr's atomic theory was Walther Kossel in 1914 and in 1916. Kossel explained that in the periodic table new elements would be created as electrons were added to the outer shell. In Kossel's paper, he writes: "This leads to the conclusion that the electrons, which are added further, should be put into concentric rings or shells, on each of which ... only a certain number of electrons—namely, eight in our case—should be arranged. As soon as one ring or shell is completed, a new one has to be started for the next element; the number of electrons, which are most easily accessible, and lie at the outermost periphery, increases again from element to element and, therefore, in the formation of each new shell the chemical periodicity is repeated."[228][229]
In a 1919 paper, Irving Langmuir postulated the existence of "cells" which we now call orbitals, which could each only contain two electrons each, and these were arranged in "equidistant layers" which we now call shells. He made an exception for the first shell to only contain two electrons.[230] The chemist Charles Rugeley Bury suggested in 1921 that eight and eighteen electrons in a shell form stable configurations. Bury proposed that the electron configurations in transitional elements depended upon the valence electrons in their outer shell.[231] He introduced the word transition to describe the elements now known as transition metals or transition elements.[232] Bohr's theory was vindicated by the discovery of element 72: Georges Urbain claimed to have discovered it as the rare earth element celtium, but Bury and Bohr had predicted that element 72 could not be a rare earth element and had to be a homologue of zirconium. Dirk Coster and Georg von Hevesy searched for the element in zirconium ores and found element 72, which they named hafnium after Bohr's hometown of Copenhagen (Hafnia in Latin).[233][234] Urbain's celtium proved to be simply purified lutetium (element 71).[235] Hafnium and rhenium thus became the last stable elements to be discovered.[222]
Prompted by Bohr, Wolfgang Pauli took up the problem of electron configurations in 1923. Pauli extended Bohr's scheme to use four quantum numbers, and formulated his exclusion principle which stated that no two electrons could have the same four quantum numbers. This explained the lengths of the periods in the periodic table (2, 8, 18, and 32), which corresponded to the number of electrons that each shell could occupy.[236] In 1925, Friedrich Hund arrived at configurations close to the modern ones.[237] As a result of these advances, periodicity became based on the number of chemically active or valence electrons rather than by the valences of the elements.[58] The Aufbau principle that describes the electron configurations of the elements was first empirically observed by Erwin Madelung in 1926,[45] though the first to publish it was Vladimir Karapetoff in 1930.[238][239] In 1961, Vsevolod Klechkovsky derived the first part of the Madelung rule (that orbitals fill in order of increasing n + ℓ) from the Thomas–Fermi model;[240] the complete rule was derived from a similar potential in 1971 by Yury N. Demkov and Valentin N. Ostrovsky.[241][s]
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The quantum theory clarified the transition metals and lanthanides as forming their own separate groups, transitional between the main groups, although some chemists had already proposed tables showing them this way before then: the English chemist Henry Bassett did so in 1892, the Danish chemist Julius Thomsen in 1895, and the Swiss chemist Alfred Werner in 1905. Bohr used Thomsen's form in his 1922 Nobel Lecture; Werner's form is very similar to the modern 32-column form. In particular, this supplanted Brauner's asteroidal hypothesis.[33]
The exact position of the lanthanides, and thus the composition of group 3, remained under dispute for decades longer because their electron configurations were initially measured incorrectly.[25][92] On chemical grounds Bassett, Werner, and Bury grouped scandium and yttrium with lutetium rather than lanthanum (the former two left an empty space below yttrium as lutetium had not yet been discovered).[33][231] Hund assumed in 1927 that all the lanthanide atoms had configuration [Xe]4f0−145d16s2, on account of their prevailing trivalency. It is now known that the relationship between chemistry and electron configuration is more complicated than that.[t][54] Early spectroscopic evidence seemed to confirm these configurations, and thus the periodic table was structured to have group 3 as scandium, yttrium, lanthanum, and actinium, with fourteen f-elements breaking up the d-block between lanthanum and hafnium.[25] But it was later discovered that this is only true for four of the fifteen lanthanides (lanthanum, cerium, gadolinium, and lutetium), and that the other lanthanide atoms do not have a d-electron. In particular, ytterbium completes the 4f shell and thus Soviet physicists Lev Landau and Evgeny Lifshitz noted in 1948 that lutetium is correctly regarded as a d-block rather than an f-block element;[26] that bulk lanthanum is an f-metal was first suggested by Jun Kondō in 1963, on the grounds of its low-temperature superconductivity.[100] This clarified the importance of looking at low-lying excited states of atoms that can play a role in chemical environments when classifying elements by block and positioning them on the table.[63][65][25] Many authors subsequently rediscovered this correction based on physical, chemical, and electronic concerns and applied it to all the relevant elements, thus making group 3 contain scandium, yttrium, lutetium, and lawrencium[63][23][92] and having lanthanum through ytterbium and actinium through nobelium as the f-block rows:[63][23] this corrected version achieves consistency with the Madelung rule and vindicates Bassett, Werner, and Bury's initial chemical placement.[33]
In 1988, IUPAC released a report supporting this composition of group 3,[23] a decision that was reaffirmed in 2021.[24] Variation can still be found in textbooks on the composition of group 3,[35] and some argumentation against this format is still published today,[27] but chemists and physicists who have considered the matter largely agree on group 3 containing scandium, yttrium, lutetium, and lawrencium and challenge the counterarguments as being inconsistent.[27]
By 1936, the pool of missing elements from hydrogen to uranium had shrunk to four: elements 43, 61, 85, and 87 remained missing. Element 43 eventually became the first element to be synthesized artificially via nuclear reactions rather than discovered in nature. It was discovered in 1937 by Italian chemists Emilio Segrè and Carlo Perrier, who named their discovery technetium, after the Greek word for "artificial".[242] Elements 61 (promethium) and 85 (astatine) were likewise produced artificially in 1945 and 1940 respectively; element 87 (francium) became the last element to be discovered in nature, by French chemist Marguerite Perey in 1939.[243][u] The elements beyond uranium were likewise discovered artificially, starting with Edwin McMillan and Philip Abelson's 1940 discovery of neptunium (via bombardment of uranium with neutrons).[75] Glenn T. Seaborg and his team at the Lawrence Berkeley National Laboratory (LBNL) continued discovering transuranium elements, starting with plutonium in 1941, and discovered that contrary to previous thinking, the elements from actinium onwards were congeners of the lanthanides rather than transition metals.[244] Bassett (1892), Werner (1905), and the French engineer Charles Janet (1928) had previously suggested this, but their ideas did not then receive general acceptance.[33] Seaborg thus called them the actinides.[244] Elements up to 101 (named mendelevium in honour of Mendeleev) were synthesized up to 1955, either through neutron or alpha-particle irradiation, or in nuclear explosions in the cases of 99 (einsteinium) and 100 (fermium).[75]
A significant controversy arose with elements 102 through 106 in the 1960s and 1970s, as competition arose between the LBNL team (now led by Albert Ghiorso) and a team of Soviet scientists at the Joint Institute for Nuclear Research (JINR) led by Georgy Flyorov. Each team claimed discovery, and in some cases each proposed their own name for the element, creating an element naming controversy that lasted decades. These elements were made by bombardment of actinides with light ions.[245] IUPAC at first adopted a hands-off approach, preferring to wait and see if a consensus would be forthcoming. But as it was also the height of the Cold War, it became clear that this would not happen. As such, IUPAC and the International Union of Pure and Applied Physics (IUPAP) created a Transfermium Working Group (TWG, fermium being element 100) in 1985 to set out criteria for discovery,[246] which were published in 1991.[247] After some further controversy, these elements received their final names in 1997, including seaborgium (106) in honour of Seaborg.[248]
The TWG's criteria were used to arbitrate later element discovery claims from LBNL and JINR, as well as from research institutes in Germany (GSI) and Japan (Riken).[249] Currently, consideration of discovery claims is performed by a IUPAC/IUPAP Joint Working Party. After priority was assigned, the elements were officially added to the periodic table, and the discoverers were invited to propose their names.[6] By 2016, this had occurred for all elements up to 118, therefore completing the periodic table's first seven rows.[6][250] The discoveries of elements beyond 106 were made possible by techniques devised by Yuri Oganessian at the JINR: cold fusion (bombardment of lead and bismuth by heavy ions) made possible the 1981–2004 discoveries of elements 107 through 112 at GSI and 113 at Riken, and he led the JINR team (in collaboration with American scientists) to discover elements 114 through 118 using hot fusion (bombardment of actinides by calcium ions) in 1998–2010.[251][252] The heaviest known element, oganesson (118), is named in Oganessian's honour. Element 114 is named flerovium in honour of his predecessor and mentor Flyorov.[252]
In celebration of the periodic table's 150th anniversary, the United Nations declared the year 2019 as the International Year of the Periodic Table, celebrating "one of the most significant achievements in science".[253] The discovery criteria set down by the TWG were updated in 2020 in response to experimental and theoretical progress that had not been foreseen in 1991.[254] Today, the periodic table is among the most recognisable icons of chemistry.[81] IUPAC is involved today with many processes relating to the periodic table: the recognition and naming of new elements, recommending group numbers and collective names, and the updating of atomic weights.[6]
The most recently named elements – nihonium (113), moscovium (115), tennessine (117), and oganesson (118) – completed the seventh row of the periodic table.[6] Future elements would have to begin an eighth row. These elements may be referred to either by their atomic numbers (e.g. "element 164"), or by the IUPAC systematic element names adopted in 1978, which directly relate to the atomic numbers (e.g. "unhexquadium" for element 164, derived from Latin unus "one", Greek hexa "six", Latin quadra "four", and the traditional -ium suffix for metallic elements).[6] All attempts to synthesize such elements have failed so far. An attempt to make element 119 has been ongoing since 2018 at the Riken research institute in Japan. The LBNL in the United States, the JINR in Russia, and the Heavy Ion Research Facility in Lanzhou (HIRFL) in China also plan to make their own attempts at synthesizing the first few period 8 elements.[257][258][259][260][261][262]
If the eighth period followed the pattern set by the earlier periods, then it would contain fifty elements, filling the 8s, 5g, 6f, 7d, and finally 8p subshells in that order. But by this point, relativistic effects should result in significant deviations from the Madelung rule. Various different models have been suggested for the configurations of eighth-period elements, as well as how to show the results in a periodic table. All agree that the eighth period should begin like the previous ones with two 8s elements, 119 and 120. However, after that the massive energetic overlaps between the 5g, 6f, 7d, and 8p subshells means that they all begin to fill together, and it is not clear how to separate out specific 5g and 6f series.[59][263][264][265][266] Elements 121 through 156 thus do not fit well as chemical analogues of any previous group in the earlier parts of the table,[128] although they have sometimes been placed as 5g, 6f, and other series to formally reflect their electron configurations.[128] Eric Scerri has raised the question of whether an extended periodic table should take into account the failure of the Madelung rule in this region, or if such exceptions should be ignored.[263] The shell structure may also be fairly formal at this point: already the electron distribution in an oganesson atom is expected to be rather uniform, with no discernible shell structure.[267]
The situation from elements 157 to 172 should return to normalcy and be more reminiscent of the earlier rows.[256] The heavy p-shells are split by the spin–orbit interaction: one p-orbital (p1/2) is more stabilized, and the other two (p3/2) are destabilized. (Such shifts in the quantum numbers happen for all types of shells, but it makes the biggest difference to the order for the p-shells.) It is likely that by element 157, the filled 8s and 8p1/2 shells with four electrons in total have sunk into the core. Beyond the core, the next orbitals are 7d and 9s at similar energies, followed by 9p1/2 and 8p3/2 at similar energies, and then a large gap.[256] Thus, the 9s and 9p1/2 orbitals in essence replace the 8s and 8p1/2 ones, making elements 157–172 probably chemically analogous to groups 3–18: for example, element 164 would appear two places below lead in group 14 under the usual pattern, but is calculated to be very analogous to palladium in group 10 instead.[54][265][59][255][128] Thus, it takes fifty-four elements rather than fifty to reach the next noble element after 118.[268] However, while these conclusions about elements 157 through 172's chemistry are generally agreed by models,[128][59] there is disagreement on whether the periodic table should be drawn to reflect chemical analogies, or if it should reflect likely formal electron configurations, which should be quite different from earlier periods and are not agreed between sources. Discussion about the format of the eighth row thus continues.[59][265][266][104]
Beyond element 172, calculation is complicated by the 1s electron energy level becoming imaginary. Such a situation does have physical interpretation, and does not in itself pose an electronic limit to the periodic table, but the correct way to incorporate such states into multi-electron calculations is still an open problem. This would need to be solved to continue calculating the periodic table's structure beyond this point.[269]
Nuclear stability will likely prove a decisive factor constraining the number of possible elements. It depends on the balance between the electric repulsion between protons and the strong force binding protons and neutrons together.[270] Protons and neutrons are arranged in shells, just like electrons, and so a closed shell can significantly increase stability: the known superheavy nuclei exist because of such a shell closure, probably at around 114–126 protons and 184 neutrons.[269] They are probably close to a predicted island of stability, where superheavy nuclides should be more long-lived than expected: predictions for the longest-lived nuclides on the island range from microseconds to millions of years.[104][271][272] It should nonetheless be noted that these are essentially extrapolations into an unknown part of the chart of nuclides, and systematic model uncertainties need to be taken into account.[104]
As the closed shells are passed, the stabilizing effect should vanish:[273] thus, superheavy nuclides with more than 184 neutrons are expected to have much shorter lifetimes, spontaneously fissioning within 10−15 seconds. If this is so, then it would not make sense to consider them chemical elements: IUPAC defines an element to exist only if the nucleus lives longer than 10−14 seconds, the time needed for it to gather an electron cloud. Nonetheless, theoretical estimates of half-lives are very model-dependent, ranging over many orders of magnitude.[269] The extreme repulsion between protons is predicted to result in exotic nuclear topologies, with bubbles, rings, and tori expected: this further complicates extrapolation.[104] It is not clear if any further-out shell closures exist, due to an expected smearing out of distinct nuclear shells (as is already expected for the electron shells at oganesson).[273] Furthermore, even if later shell closures exist, it is not clear if they would allow such heavy elements to exist.[274][275][276][177] As such, it may be that the periodic table practically ends around element 120, as elements become too short-lived to observe, and then too short-lived to have chemistry; the era of discovering new elements would thus be close to its end.[177][277] If another proton shell closure beyond 126 does exist, then it probably occurs around 164;[274] thus the region where periodicity fails more or less matches the region of instability between the shell closures.[128]
Alternatively, quark matter may become stable at high mass numbers, in which the nucleus is composed of freely flowing up and down quarks instead of binding them into protons and neutrons; this would create a continent of stability instead of an island.[278][279] Other effects may come into play: for example, in very heavy elements the 1s electrons are likely to spend a significant amount of time so close to the nucleus that they are actually inside it, which would make them vulnerable to electron capture.[280]
Even if eighth-row elements can exist, producing them is likely to be difficult, and it should become even more difficult as atomic number rises.[281] Although the 8s elements 119 and 120 are expected to be reachable with present means, the elements beyond that are expected to require new technology,[282] if they can be produced at all.[283] Experimentally characterizing these elements chemically would also pose a great challenge.[257]
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The periodic law may be represented in multiple ways, of which the standard periodic table is only one.[284] Within 100 years of the appearance of Mendeleev's table in 1869, Edward G. Mazurs had collected an estimated 700 different published versions of the periodic table.[180][285] Many forms retain the rectangular structure, including Charles Janet's left-step periodic table (pictured below), and the modernised form of Mendeleev's original 8-column layout that is still common in Russia. Other periodic table formats have been shaped much more exotically, such as spirals (Otto Theodor Benfey's pictured to the right), circles and triangles.[286]
Alternative periodic tables are often developed to highlight or emphasize chemical or physical properties of the elements that are not as apparent in traditional periodic tables, with different ones skewed more towards emphasizing chemistry or physics at either end.[287] The standard form, which remains by far the most common, is somewhere in the middle.[287]
The many different forms of the periodic table have prompted the questions of whether there is an optimal or definitive form of the periodic table, and if so, what it might be. There are no current consensus answers to either question.[288][287] Janet's left-step table is being increasingly discussed as a candidate for being the optimal or most fundamental form; Scerri has written in support of it, as it clarifies helium's nature as an s-block element, increases regularity by having all period lengths repeated, faithfully follows Madelung's rule by making each period correspond to one value of n + ℓ,[g] and regularises atomic number triads and the first-row anomaly trend. While he notes that its placement of helium atop the alkaline earth metals can be seen a disadvantage from a chemical perspective, he counters this by appealing to the first-row anomaly, pointing out that the periodic table "fundamentally reduces to quantum mechanics", and that it is concerned with "abstract elements" and hence atomic properties rather than macroscopic properties.[294]
In Group 15 of the Periodic Table, as in both neighboring groups, the metallic character increases when going down. More specifically, there is a transition from a purely non-metallic element (N) via elements with nonmetallic and metallic modifications to purely metallic elements (Sb, Bi). This chapter addresses the two elements besides nitrogen, which are clearly nonmetallic under standard conditions: phosphorus and arsenic. The chemistry of arsenic, however, is only briefly described as many of the arsenic compounds resemble the corresponding phosphorus species.
Superheavy elements (Z > 102) are teetering at the limits of mass and charge.
「12．アルカリ土類金属」の範囲についても，△を含めれば，すべての教科書で提案が考慮されている。歴史的には第4 周期のカルシウム以下を指していた用語だったが，「周期表の2 族に対応する用語とする」というIUPAC の勧告1）に従うのは現在では自然な流れだろう。
The first use of the term "transition" in its modern electronic sense appears to be due to the British chemist C. R.Bury, who first used the term in his 1921 paper on the electronic structure of atoms and the periodic table
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