Tabelul periodic al elementelor , de asemenea , numit tabel sau tabel Mendeleev , tabelul periodic sau pur și simplu tabelul periodic , reprezintă toate elementele chimice , comandate de numărul atomic în creștere și organizate în funcție de configurația de electroni , care stă la baza proprietăților lor chimice.
Proiectarea acestui tabel este în general atribuită chimistului rus Dmitry Ivanovich Mendeleev , care, în 1869, a construit un tabel, diferit de cel utilizat în prezent, dar similar în principiu, al cărui mare interes era să propună un sistem sistematic de clasificare a elementelor cunoscute la acea vreme pentru a sublinia periodicitatea proprietăților lor chimice, pentru a identifica elementele care au rămas de descoperit, chiar pentru a prezice anumite proprietăți ale elementelor chimice pe atunci necunoscute.
Tabelul periodic a suferit multe reajustări de atunci până când ia forma pe care o cunoaștem astăzi. A devenit o referință universală la care pot fi legate toate tipurile de comportament fizic și chimic al elementelor. De la actualizarea IUPAC din 28 noiembrie 2016 , formularul său standard conține 118 articole, variind de la hidrogen 1 H până la oganesson 118 Og.
Acest tabel este cea mai comună reprezentare a clasificării elementelor chimice. Unii chimiști au propus alte modalități de clasificare a elementelor, dar acestea rămân limitate la domeniul științific.
Blocare s | f | Blocul d | Bloc p ( El în bloc ) | ||||||||||||||||
↓ → | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | |
1 | 1 oră |
2 El |
|||||||||||||||||
2 | 3 Li |
4 Fii |
5 B |
6 C |
7 N |
8 O |
9 F |
10 Fă |
|||||||||||
3 | 11 Na |
12 Mg |
13 Al |
14 Dacă |
15 P |
16 S |
17 Cl |
18 Ar |
|||||||||||
4 | 19 K |
20 Ca. |
21 Sc |
22 Ti |
23 V |
24 Cr |
25 Mn |
26 Fe |
27 Co |
28 Ni |
29 Cu |
30 Zn |
31 Ga |
32 Ge |
33 As |
34 Se |
35 fr |
36 Kr |
|
5 | 37 Rb |
38 Sr. |
39 Y |
40 Zr |
41 Nb |
42 MB |
43 Tc |
44 Ru |
45 Rh |
46 Pd |
47 Ag |
48 de CD-uri |
49 în |
50 Sn |
51 Sb |
52 Te |
53 I |
54 Xe |
|
6 | 55 Cs |
56 Ba |
* |
71 Citește |
72 Hf |
73 Dumneavoastră |
74 W |
75 Re |
76 Oase |
77 Ir |
78 Pt |
79 Către |
80 Hg |
81 Tl |
82 Pb |
83 Bi |
84 Po |
85 La |
86 Rn |
7 | 87 pr |
88 Ra |
* * |
103 Lr |
104 Rf |
105 Db |
106 Sg |
107 Bh |
108 ore |
109 Mt |
110 Ds |
111 Rg |
112 Cn |
113 Nh |
114 Fl |
115 Mc |
116 Lv |
117 Ts |
118 Og |
↓ | |||||||||||||||||||
Lantanide |
* |
57 |
58 Aceasta |
59 Pr |
60 kt |
61 Pm |
62 Sm |
63 Eu |
64 Gd |
65 Tb |
66 Dy |
67 Ho |
68 Er |
69 Tm |
70 Yb |
||||
Actinide |
* * |
89 Ac |
90 mii |
91 Pa |
92 U |
93 Np |
94 Pu |
95 am |
96 Cm |
97 Bk |
98 Cf |
99 Es |
100 Fm |
101 miliarde |
102 Nu |
Legendă |
Abundența naturală este indicată de marginile cutiilor: |
Starea standard la 0 ° C și 1 atm |
|||||||
Linie continuă | Element primordial | este indicat de culoarea numărului atomic : | |||||||
94 Pu |
← Număr atomic | Liniuțe groase | Produs de descompunere al altor elemente | Negru | Albastru | roșu | Gri | ||
← Simbol chimic | Ștergeți liniile punctate | Element sintetic (artificial) | Solid | Lichid | Gazos | Necunoscut |
Metale | Nemetale | ||||||||
Alcalii |
Pământ alcalin |
Lantanide |
Metale de tranziție |
Metale slabe |
Metaloizi |
Alte nemetale |
Halogen |
Gazele nobile |
Elemente neclasificate |
Actinide |
Din cele 118 elemente chimice cunoscute, se spune că 83 sunt primordiale deoarece au cel puțin un izotop care este suficient de stabil sau suficient pentru a fi mai vechi decât Pământul . Dintre acestea, trei sunt radioactive : uraniu 92 U, toriu 90 Th și bismut 83 Bi; cu toate acestea, radioactivitatea acestuia din urmă este atât de redusă încât a fost dezvăluită abia în 2003.
11 elemente există în mod natural în mediul terestru, dar sunt prea radioactive pentru ca izotopii lor prezenți în timpul formării sistemului solar să fi supraviețuit până astăzi: sunt formate continuu prin dezintegrarea radioactivă a altor elemente chimice, în principal de uraniu și toriu. Acesta este, de exemplu, cazul tehneciului 43 Tc, cel mai ușor dintre ele, care este un produs de fisiune al uraniului sau al plutoniului 94 Pu, cel mai greu dintre ele, care este considerat a fi un radioizotop natural prezent în cantități mici în pitchblendă , principalul minereu de uraniu . Lanțului de descompunere a uraniului 238 , principalul izotop natural de uraniu, astfel , în mod continuu produse protactiniu 234 Pa , The toriu 234 Th și 230 Th , The radiu 226 Ra , The radon 222 Rn de poloniu 218 Po , 214 Po și 210 Po , bismut 214 Bi și 210 Bi și plumb 214 Pb , 210 Pb și 206 Pb , acesta din urmă fiind stabil .
Se spune că ultimele 24 de elemente sunt sintetice , deoarece nu există în mod natural în mediul terestru și sunt produse artificial în reactoare nucleare sau experimental în laborator. Cu toate acestea, unele dintre ele pot fi găsite în natură ca rezultat al testelor nucleare atmosferice sau al accidentelor nucleare , cum este cazul, în anumite zone contaminate, pentru americiul 95 Am, curiul 96 Cm, berkeliul 97 Bk și californiul 98 Vezi Out of planeta noastră, aceste elemente, precum și einsteinium 99 Es, pot fi produse în mod natural prin procesele r în timpul exploziilor de supernove , așa cum s-a crezut mult timp despre izotopul 254 Cf , ipoteză oricum respinsă de atunci; acestea ar fi fost , de asemenea , detectate în spectrul de stele de Przybylski .
Din cele 103 elemente a căror stare standard este cunoscută în condiții normale de temperatură și presiune ( 0 ° C și 1 atm ), 90 sunt solide , 11 sunt gazoase și doar două sunt lichide : brom 35 Br, topindu-se la - 7,2 ° C , și mercur 80 Hg, topindu-se la -38,8 ° C ; mai multe elemente solide, cu toate acestea, au un punct de topire apropiat de temperatura camerei, de exemplu , franciu 87 Fr, la 27 ° C , cesiu 55 Cs, la 28,5 ° C , galiu 31 Ga, la 29,8 ° C , rubidiu 37 Rb, la 39,3 ° C , sau fosfor alb - 15 P, la 44,2 ° C .
Deoarece proprietățile fizico-chimice ale elementelor se bazează pe configurația lor electronică , aceasta din urmă stă la baza aranjamentului tabelului periodic. Astfel, fiecare rând al tabelului, numit punct , corespunde unui strat electronic , identificat prin numărul său cuantic principal , notat n : există șapte straturi electronice cunoscute în starea fundamentală , deci șapte perioade în tabelul periodic standard, numerotate de la 1 la 7. Fiecare perioadă este ea însăși împărțită în unul până la patru blocuri , care corespund substraturilor electronice , identificate prin numărul lor cuantic secundar , notat ℓ : există patru tipuri de substraturi electronice cunoscute în starea de bază, notate s , p , d și f (aceste litere provin din abrevieri utilizate inițial în spectroscopie ). Fiecare dintre aceste substraturi conține respectiv 1, 3, 5 și 7 orbitali atomici , identificați prin numărul lor cuantic magnetic , notat m ℓ . În cele din urmă, fiecare orbital este ocupat de cel mult doi electroni, identificați fiecare prin numărul lor cuantic magnetic , notat m s .
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||
1 | H | Hei | |||||||||||||||||
2 | Li | Fi | B | VS | NU | O | F | Născut | |||||||||||
3 | n / A | Mg | Al | da | P | S | Cl | Ar | |||||||||||
4 | K | Acea | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Sau | Cu | Zn | Ga | GE | As | Vezi | Fr | Kr | |
5 | Rb | Sr. | Da | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | În | Sn | Sb | Tu | Eu | Xe | |
6 | Cs | Ba | * | Citit | Hf | Ta | W | D | Os | Ir | Pt | La | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | La | Rn |
7 | Pr | Ra | * * |
Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt. | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | |||||||||||||||||||
* | La | Acest | Relatii cu publicul | Nd | P.m | Sm | A avut | Doamne | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | |||||
* * |
Ac | Th | Pa | U | Np | Ar putea | A.m | Cm | Bk | Cf | Este | Fm | Md | Nu | |||||
Blocare s | Blocul f | Blocul d | Bloc p | ||||||||||||||||
Blocuri ale tabelului periodic |
ℓ = 0 | ℓ = 3 | ℓ = 2 | ℓ = 1 | ||||||||||||
1s | |||||||||||||||
2s | 2p | 2p | 2p | ||||||||||||
3s | 3p | 3p | 3p | ||||||||||||
4s | 3d | 3d | 3d | 3d | 3d | 4p | 4p | 4p | |||||||
5s | 4d | 4d | 4d | 4d | 4d | 5p | 5p | 5p | |||||||
6s | 4f | 4f | 4f | 4f | 4f | 4f | 4f | 5d | 5d | 5d | 5d | 5d | 6p | 6p | 6p |
7s | 5f | 5f | 5f | 5f | 5f | 5f | 5f | 6d | 6d | 6d | 6d | 6d | 7p | 7p | 7p |
Orbitali de substraturi care constituie blocurile tabelului periodic . |
Fiecare electron al unui atom este deci descris prin patru numere cuantice , care verifică următoarele proprietăți:
În virtutea principiului de excludere Pauli , potrivit căruia doi fermioni (aici, doi electroni) ai aceluiași sistem (aici, același atom) nu pot împărtăși aceeași stare cuantică , sub-cochilii electronici s , p , d și f pot conține fiecare nu mai mult de 2, 6, 10 și respectiv 14 electroni; în tabelul periodic, ele materializează astfel blocul s , blocul p , blocul d și blocul f , conținând respectiv 2, 6, 10 și 14 elemente pe perioadă.
Dacă se urmărește construcția blocului de masă bazat pe configurații electronice, heliul ar trebui să fie deasupra beriliului din coloana a 2- a , unul ai cărui atomi au un substrat extern n s 2 și nu deasupra neonului în coloana a 18- a , atomii au un substrat extern n p 6 ; Cu toate acestea, heliul este poziționat în coloana a 18- a , la fel ca și cel al gazelor nobile , din care face parte chimic.
Ordinea indicativă a umplerii straturilor și substraturilor prin creșterea energiei conform regulii lui Klechkowski .
Construcția mesei din orbitalele atomice .
Toate substraturile dintr-o perioadă nu aparțin neapărat aceluiași strat electronic : din 3 e perioada substraturilor aparținând straturilor diferite sunt umplute în aceeași perioadă. Într-adevăr, distribuția electronilor pe diferitele niveluri de energie cuantică din jurul atomului respectă principiul Aufbau („ edificare ” în limba germană), conform căruia ordinea precisă a sub-cochilii electronice este dată de regulă. De Klechkowski : substraturile sunt umplute astfel încât valorile n + ℓ atunci n sunt în creștere, cu n numărul cuantic principal și ℓ numărul cuantic azimutal .
Perioadă | Undercoat | Numere cuantice | Număr cuantic magnetic | Număr de electroni | ||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Principal | Azimutal | -3 | -2 | -1 | 0 | 1 | 2 | 3 | Undercoat | Perioadă | ||
n o 1 | 1 s | n = 1 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 2 | ||||||
n o 2 | 2 sec | n = 2 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 8 | ||||||
2 p | n = 2 | ℓ = 1 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||
n o 3 | 3 sec | n = 3 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 8 | ||||||
3 p | n = 3 | ℓ = 1 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||
n o 4 | 4 sec | n = 4 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 18 | ||||||
3 d | n = 3 | ℓ = 2 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||
4 p | n = 4 | ℓ = 1 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||
n o 5 | 5 s | n = 5 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 18 | ||||||
4 d | n = 4 | ℓ = 2 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||
5 p | n = 5 | ℓ = 1 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||
n o 6 | 6 s | n = 6 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 32 | ||||||
4 f | n = 4 | ℓ = 3 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 14 | ||
5 d | n = 5 | ℓ = 2 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||
6 p | n = 6 | ℓ = 1 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||
n o 7 | 7 s | n = 7 | ℓ = 0 | ↑ ↓ | 2 | 32 | ||||||
5 f | n = 5 | ℓ = 3 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 14 | ||
6 d | n = 6 | ℓ = 2 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||
7 p | n = 7 | ℓ = 1 | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 |
Este succesiunea substraturile electronice ale fiecărei perioade care determină structura tabelului periodic în blocuri, fiecare perioadă fiind definită prin returnarea unui subnivel s ca urmare a unui subnivel p al perioadei precedente, cu un număr cuantic principal incrementat cu unu .
Regula Klechkowski se observă pentru mai mult de 80% din cele 103 elemente ale căror configurație electronică la starea de sol este cunoscută cu exactitate, dar douăzeci de elemente există excepții. Starea fundamentală este, de fapt, prin definiție, cea cu cea mai mică energie, iar numărul cuantic de spin magnetic al electronilor intră în joc pentru a determina această energie: cu cât este mai mare rotația rezultată din electronii unui orbital atomic , cu atât configurația este mai stabilă dintre acești electroni pe acest orbital ( regula lui Hund ). Rezultă că, pentru elementele blocului d și blocului f ( metale de tranziție , lantanide și actinide ), este energetic mai puțin favorabil să urmezi regula lui Klechkowski decât să favorizezi ocuparea ciudată a celor mai substraturi. Externe când d sau f învelișul este gol, pe jumătate umplut sau complet umplut, deoarece diferența de energie dintre aceste substraturi este mai mică decât câștigul de energie indus de redistribuirea electronilor, astfel încât numărul lor cuantic magnetic rezultat este cel mai mare - în tabelul următor, distribuțiile neregulate ale electronilor sunt afișat cu caractere aldine:
Element chimic | Familie | Configurare electronică | ||
---|---|---|---|---|
24 | Cr | Crom | Metal de tranziție | [ Ar ] 4s 1 3d 5 |
28 | Sau | Nichel | Metal de tranziție | [ Ar ] 4s 1 3d 9 (*) |
29 | Cu | Cupru | Metal de tranziție | [ Ar ] 4s 1 3d 10 |
41 | Nb | Niobiu | Metal de tranziție | [ Kr ] 5s 1 4d 4 |
42 | Mo | Molibden | Metal de tranziție | [ Kr ] 5s 1 4d 5 |
44 | Ru | Ruteniu | Metal de tranziție | [ Kr ] 5s 1 4d 7 |
45 | Rh | Rodiu | Metal de tranziție | [ Kr ] 5s 1 4d 8 |
46 | Pd | Paladiu | Metal de tranziție | [ Kr ] 4d 10 |
47 | Ag | Argint | Metal de tranziție | [ Kr ] 5s 1 4d 10 |
57 | Lantanul | Lantanidă | [ Xe ] 6s 2 5d 1 | |
58 | Acest | Ceriu | Lantanidă | [ Xe ] 6s 2 4f 1 5d 1 |
64 | Doamne | Gadolinium | Lantanidă | [ Xe ] 6s 2 4f 7 5d 1 |
78 | Pt | Platină | Metal de tranziție | [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 9 |
79 | La | Aur | Metal de tranziție | [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 10 |
89 | Ac | Actinium | Actinida | [ Rn ] 7s 2 6d 1 |
90 | Th | Toriu | Actinida | [ Rn ] 7s 2 6d 2 |
91 | Pa | Protactiniu | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 2 6d 1 |
92 | U | Uraniu | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 3 6d 1 |
96 | Cm | Curium | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 7 6d 1 |
103 | Lr | Lawrencium | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 14 7p 1 |
Marele interes al tabelului periodic este de a organiza elementele chimice în așa fel încât proprietățile lor fizico-chimice să poată fi prezise în mare măsură de poziția lor în tabel. Aceste proprietăți evoluează diferit în funcție de deplasarea verticală sau orizontală în tabel.
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||
1 | H | Hei | |||||||||||||||||
2 | Li | Fi | B | VS | NU | O | F | Născut | |||||||||||
3 | n / A | Mg | Al | da | P | S | Cl | Ar | |||||||||||
4 | K | Acea | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Sau | Cu | Zn | Ga | GE | As | Vezi | Fr | Kr | |
5 | Rb | Sr. | Da | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | În | Sn | Sb | Tu | Eu | Xe | |
6 | Cs | Ba | * | Citit | Hf | Ta | W | D | Os | Ir | Pt | La | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | La | Rn |
7 | Pr | Ra | * * |
Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt. | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | |||||||||||||||||||
* | La | Acest | Relatii cu publicul | Nd | P.m | Sm | A avut | Doamne | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | |||||
* * |
Ac | Th | Pa | U | Np | Ar putea | A.m | Cm | Bk | Cf | Este | Fm | Md | Nu | |||||
Tabel periodic al elementelor chimice |
O perioadă desemnează o linie a tabelului periodic. Este definită de umplerea progresivă a substraturilor electronice până la atingerea substratului s al următorului strat electronic . Proprietățile elementelor variază în general foarte mult pe o perioadă, dar pot fi la nivel local destul de similare și constituie familii complete de elemente chimice , în special în blocul d (așa-numitele metale de „ tranziție ”) și în special în blocul f ( lantanide pe 6 th perioadei și actinide pe 7 th perioadă ).
Un grup desemnează o coloană a tabelului periodic. Fiecare dintre cele 18 grupe ale tabelului periodic standard este adesea un set de elemente cu proprietăți distincte de grupurile învecinate, în special la capetele stânga și dreapta ale tabelului periodic (adică în blocurile s și p ), unde se află. nume de utilizare în timp:
Dacă termenii Pnictogen și calcogen sunt destul de depășite astăzi, celelalte patru, pe de altă parte, sunt încă utilizate pe scară largă , deoarece acestea sunt , de obicei confundate cu familiile de același nume:
Grupul 3 este un caz special în măsura în care compoziția sa nu este supusă unui consens între chimiști: dacă elementele perioadelor 4 și 5 care constituie sunt întotdeauna scandiu și ytriu , acele perioade de 6 și 7, pe de altă parte , sunt fie lantan și actiniu , fie lutetium și lawrencium . Aceasta înseamnă că compoziția blocurilor d și f este, de asemenea, variabilă conform autorilor, deoarece grupul 3 face parte din blocul d . Prima opțiune, plasarea lantanului și actiniului în grupa 3 și, prin urmare, în blocul d, a fost predominantă până la începutul secolului, cu, se pare, o inversare a tendinței de atunci; această alegere este în esență o chestiune de convenție: proprietățile chimice ale scandiului, itriului și lantanidelor (inclusiv lantanul și lutetiul) sunt astfel suficient de similare pentru ca aceste elemente să poată fi numite în mod colectiv pământuri rare . La rândul său, Uniunea Internațională de Chimie Pură și Aplicată ( IUPAC ) a emis înIanuarie 2021 o propunere care plasează lutetium și lawrencium în grupa 3 ca un compromis care îndeplinește principiile generale despre care consideră că ar trebui să ghideze conturarea tabelului periodic.
Descrierea cuantică a configurației electronice a atomilor face posibilă explicarea asemănării proprietăților chimice într-un grup printr-o configurație identică a electronilor din carcasa de valență . Raza atomică crește rapid de sus în jos a unei coloane, deoarece cu fiecare perioadă se adaugă un înveliș de electroni . Ca corolar, energia de ionizare și electronegativitatea scad, deoarece electronii periferici sunt mai puțin legați de nucleul din partea de jos a tabelului.
În plus față de analizele de rânduri și coloane, tabelul periodic permite, de asemenea, stabilirea unor relații diagonale între anumite elemente chimice din a doua și a treia perioadă care se găsesc în diagonală unul față de celălalt în tabel. Aceasta este întotdeauna direcția diagonală care merge de la stânga sus la dreapta jos, deoarece călătorind o perioadă la dreapta și coborând de-a lungul unei coloane se traduce în sens opus pe coaja de valență a atomilor (respectiv, scade și crește raza atomică , deci crește și scăderea electronegativității ). Urmează anumite asemănări între elementele diagonale, care totuși nu împart aceeași perioadă sau același grup: distribuția metaloizilor în tabelul periodic ilustrează acest efect.
Raza atomicăÎn general, raza atomică tinde să scadă atunci când parcurgeți o perioadă de la stânga la dreapta, de la metale alcaline la gaze nobile și să crească atunci când traversați un grup de sus în jos. Crește brusc când trece de la o perioadă la alta, între gazul nobil al perioadei P și metalul alcalin din perioada P + 1 . Acest lucru este foarte bine explicat de straturile electronice care constituie atomii , iar aceste observații oferă dovezi importante pentru dezvoltarea și confirmarea teoriilor mecanicii cuantice .
Scăderea razei atomice de-a lungul perioadelor rezultă în special din faptul că sarcina electrică a nucleului atomic crește de-a lungul fiecărei perioade, ceea ce crește atracția nucleului asupra electronilor și, prin urmare, reduce volumul orbitalilor atomici . Contracția lantanide , observate în timpul umplerii subnivelul 4f, ilustrează acest fenomen foarte bine: raza atomică a osmiu ( elementul 76 ) este aproape identic cu cel al ruteniu ( elementul 44 ), care este doar dreptul de mai sus , în. masa. Această caracteristică este observată de-a lungul perioadei a 6- a de la hafniu ( elementul 72 ) până la placă ( elementul 78 ), după care este mascată de un efect relativist numit efect de pereche inertă . Un fenomen similar se observă și cu umplerea subdozelor n d ale blocului d , dar este mai puțin marcat decât cel observat cu lantanidele , deși are aceeași origine.
Tabelul de mai jos prezintă razele medii de covalență măsurate pentru majoritatea atomilor , care ilustrează tendințele observate pentru razele atomice în tabelul periodic:
H 31 |
El 28 |
|||||||||||||||||
Li 128 |
Fii 96 |
B 84 |
C 76 |
Nr. 71 |
O 66 |
F 57 |
Ne 58 |
|||||||||||
Na 166 |
Mg 141 |
Al 121 |
Dacă 111 |
P 107 |
S 105 |
Cl 102 |
Ar 106 |
|||||||||||
K 203 |
Este 176 |
Sc 170 |
Ti 160 |
V 153 |
Cr 139 |
Mn 139 |
Fe 132 |
Co 126 |
Nici 124 |
Cu 132 |
Zn 122 |
Ga 122 |
Ge 120 |
As 119 |
Se 120 |
Fr. 120 |
Kr 116 |
|
Rb 220 |
Sr 195 |
Y 190 |
Zr 175 |
Num 164 |
MB 154 |
Tc 147 |
Ru 146 |
Rh 142 |
Pd 139 |
Ag 145 |
Cd 144 |
În 142 |
Sn 139 |
Sb 139 |
Te 138 |
I 139 |
Xe 140 |
|
Cs 244 |
Ba 215 |
* |
Citiți 187 |
Hf 175 |
dvs. 170 |
W 162 |
Re 151 |
Osul 144 |
Ir 141 |
Pt 136 |
La 136 de ani |
Hg 132 |
Tl 145 |
Pb 146 |
Bi 148 |
Po 140 |
La 150 |
Rn 150 |
Fr 260 |
Ra 221 |
** |
Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt. | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | ||||||||||||||||||
* |
207 |
Acest 204 |
Pr 203 |
Nd 201 |
Pm 199 |
Sm 198 |
198 de euro |
GD 196 |
Tb 194 |
Dy 192 |
Ho 192 |
Er 189 |
Tm 190 |
Yb 187 |
||||
** |
Actul 215 |
Th 206 |
Pa 200 |
U 196 |
Np 190 |
Pu 187 |
Am 180 |
Cm 169 |
Bk | Cf | Este | Fm | Md | Nu |
Energia de ionizare , care corespunde implicit primei energii de ionizare, este energia minimă necesară pentru a îndepărta un electron de la un atom și a forma un cation . Electronul eliminat este cel mai puțin legat de nucleul atomic și se găsește în stratul de valență . A doua energie de ionizare este deci energia necesară pentru a elimina un al doilea electron din ionul format anterior etc. Pentru un atom dat, energiile succesive de ionizare cresc cu gradul de ionizare. Pentru magneziu , de exemplu, prima energie de ionizare de 738 kJ · mol -1 pentru a forma cationul Mg + , în timp ce a doua energie de ionizare de 1450 kJ · mol -1 pentru a forma cationul Mg 2+ . Acest lucru se explică prin faptul că electronii sunt cu atât mai legați de nucleu când se află în substraturi interioare, ceea ce explică, de asemenea, că energia primei ionizări crește atunci când ne apropiem de partea de sus și dreapta mesei.
Energia de ionizare a sărit atunci când se încearcă îndepărtarea unui electron dintr-o configurație electronică a unui gaz nobil , care este de exemplu cazul magneziului ionizat de două ori Mg 2+ , a cărui configurație electronică este foarte similară cu cea a neonului : a treia energie de ionizare trece 7730 kJ · Mol -1 pentru a forma cationul Mg 3+ și corespunde cu extracția unui electron din substratul 2p după ce cei doi electroni din substratul 3 au fost îndepărtați în timpul primei și celei de-a doua ionizări.
Tabelul de mai jos reprezintă prima energie de ionizare măsurată pentru majoritatea elementelor , ceea ce face posibilă vizualizarea variațiilor acestei mărimi de-a lungul tabelului periodic. Observăm în special câteva minime locale în jurul colțului din stânga jos al diferitelor blocuri , cesiu și franciu pentru blocul s , actiniu pentru blocul f , lawrencium pentru blocul d și taliu pentru blocul p :
H 13.598 |
El 24.587 |
|||||||||||||||||
Li 5.3917 |
Fii 9.3227 |
B 8.298 |
C 11,26 |
N 14,534 |
O 13.618 |
F 17.423 |
Ne 21.565 |
|||||||||||
Na 5.1391 |
Mg 7.6462 |
Al 5.9858 |
Si 8.1517 |
P 10.487 |
S 10,36 |
Cl 12.968 |
Ar 15,76 |
|||||||||||
K 4.3407 |
Ca 6.1132 |
Sc 6.5615 |
Ti 6.8281 |
V 6.7462 |
Cr 6,7665 |
Mn 7.434 |
Fe 7,9024 |
Co 7.881 |
Ni 7.6398 |
Cu 7.7264 |
Zn 9.3942 |
Ga 5.9993 |
Ge 7.8994 |
As 9.7886 |
Se 9.7524 |
Br 11.814 |
Kr 14 |
|
Rb 4.1771 |
Sr 5.6949 |
Y 6.2171 |
Zr 6.6339 |
Num 6.7588 |
MB 7.0924 |
Tc 7,28 |
Ru 7.3605 |
Rh 7.4589 |
Pd 8.3369 |
Ag 7.5762 |
Cd 8.9938 |
În 5.7864 |
Sn 7.3439 |
Sb 8.6084 |
Te 9.0096 |
I 10.451 |
Xe 12.13 |
|
Cs 3.8939 |
Ba 5.2117 |
* |
Citiți 5.4259 |
Hf 6,825 |
7.5496 dvs. |
W 7.864 |
Re 7.8335 |
Osul 8.4382 |
Ir 8.967 |
Pt 8.9587 |
La 9.2255 |
Hg 10,438 |
Tl 6.1082 |
Pb 7.4167 |
Bi 7.2856 |
Po 8.417 |
La 9.3175 |
Rn 10.749 |
Fr 4.0727 |
Ra 5.2784 |
** |
Lr 4.9 |
Rf 6 |
Db | Sg | Bh | Hs | Mt. | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | ||||||||||||||||||
* |
5.5769 |
Acest 5.5387 |
Pr 5.473 |
Nd 5.525 |
Pm 5.582 |
Sm 5.6436 |
eu 5.6704 |
Gd 6.1501 |
Tb 5.8638 |
Dy 5.9389 |
Ho 6.0215 |
Er 6.1077 |
Tm 6.1843 |
Yb 6.2542 |
||||
** |
Ac 5.17 |
Th 6.3067 |
Pa 5.89 |
U 6.194 |
Np 6.2657 |
Pu 6.0262 |
Am 5.9738 |
Cm 5.9915 |
Bk 6.1979 |
Vezi 6.2817 |
Isa 6.42 |
Fm 6.5 |
Md 6,58 |
Nu 6,65 |
Electronegativitatea este o indicație a tendinței unui atom de a atrage electroni . Depinde atât de numărul atomic , cât și de distanța electronilor de valență în raport cu nucleul atomic . Cu cât electronegativitatea este mai mare, cu atât elementul atrage electronii. Această magnitudine, determinată de exemplu de scara Pauling , urmează în general aceeași tendință ca energia de ionizare: crește atunci când urcăm și în dreapta mesei, cu un maxim pentru fluor și un minim pentru franciu . Cu toate acestea, există excepții de la această regulă generală, care urmează excepțiilor de la evoluția razei atomice : galiul și germaniul au o electronegativitate mai mare decât aluminiul și respectiv siliciu datorită contracției blocului d . La elementele 4 - lea perioada care vine imediat după metalelor de tranziție care au niște raze deosebit de mici atomice, rezultând într - o electronegativitate mai mare. De asemenea , observăm că metalele din grupa platinei și metalele nobile au un electronegativitate deosebit de mare , care crește spre partea de jos a tabelului, un fenomen care se observă , de asemenea , de-a lungul grupului n o 6 .
H 2.2 |
Hei | |||||||||||||||||
Li 0,98 |
Fii 1,57 |
B 2.04 |
C 2,55 |
N 3.04 |
O 3.44 |
F 3,98 |
Născut | |||||||||||
Na 0,93 |
Mg 1,31 |
Al 1,61 |
Si 1.9 |
P 2.19 |
S 2,58 |
Cl 3.16 |
Ar | |||||||||||
K 0,82 |
Ca 1 |
Sc 1.36 |
Ti 1,54 |
V 1.63 |
Cr 1,66 |
Mn 1,55 |
Fe 1,83 |
Co 1,88 |
Ni 1,91 |
Cu 1.9 |
Zn 1,65 |
Ga 1.81 |
Ge 2.01 |
Asul 2.18 |
Vezi 2,55 |
Br 2,96 |
Kr 3 |
|
Rb 0,82 |
Sr 0,95 |
Y 1.22 |
Zr 1,33 |
Nb 1.6 |
MB 2.16 |
Tc 1.9 |
Ru 2.2 |
Rh 2,28 |
Pd 2.2 |
Ag 1,93 |
Cd 1.69 |
În 1.78 |
Sn 1,96 |
SB 2.05 |
Te 2.1 |
I 2,66 |
Xe 2.6 |
|
Cs 0,79 |
Ba 0,89 |
* |
Citiți 1,27 |
Hf 1.3 |
dvs. 1.5 |
L 2.36 |
Re 1.9 |
Osul 2.2 |
Ir 2.2 |
Pt 2.28 |
La 2,54 |
Hg 2 |
Tl 1,62 |
Pb 2.33 |
Bi 2.02 |
Po 2 |
La 2.2 |
Rn 2.2 |
Fr 0,7 |
Ra 0,9 |
** |
Lr 1.3 |
Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt. | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | ||||||||||||||||||
* |
1.1 |
Acest 1.12 |
Pr 1.13 |
Nd 1,14 |
Pm 1.13 |
Sm 1.17 |
Eu 1.2 |
Gd 1,2 |
Tb 1.1 |
Dy 1.22 |
Ho 1.23 |
Er 1,24 |
Tm 1,25 |
Yb 1.1 |
||||
** |
Ac 1.1 |
Th 1.3 |
Pa 1.5 |
U 1,38 |
Np 1,26 |
Pu 1,28 |
Am 1.13 |
Cm 1,28 |
Bk 1.3 |
Cf 1.3 |
Este 1,3 |
Fm 1.3 |
Md 1.3 |
Nu 1.3 |
Afinitatea de electroni unui atom este cantitatea de energie eliberată atunci când un electron este adăugat la un atom neutru , pentru a forma un anion . Această magnitudine variază foarte mult de la un element la altul, dar modelele sunt vizibile în tabelul periodic, arătând unele asemănări cu electronegativitatea . Halogen au cea mai mare afinitate de electroni, cu mult mai mare decât cea a tuturor celorlalte elemente; este maxim pentru clor , și nu pentru fluor , spre deosebire de electronegativitate.
În general, nemetalele au o afinitate electronică mai pozitivă decât cea a metalelor , în timp ce cea a gazelor nobile , care reacționează prea puțin, nu a fost măsurată. Afinitatea electronică crește, în general, de-a lungul unei perioade, dar este mai dificil să identificăm o tendință de-a lungul grupurilor: ar trebui să scadă în jos de-a lungul unui grup, deoarece straturile de valență sunt din ce în ce mai puțin legate de nucleu, dar observăm experimental că aproximativ o treime dintre elemente scapă de această tendință și au o afinitate electronică mai mare decât cea a elementului situat deasupra lor în tabelul periodic; numai 1 st grup, cel al metalelor alcaline , se caracterizează printr - o scădere regulată a afinității electronice.
Personaj metalic1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||
1 | H | Hei | |||||||||||||||||
2 | Li | Fi | B | VS | NU | O | F | Născut | |||||||||||
3 | n / A | Mg | Al | da | P | S | Cl | Ar | |||||||||||
4 | K | Acea | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Sau | Cu | Zn | Ga | GE | As | Vezi | Fr | Kr | |
5 | Rb | Sr. | Da | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | În | Sn | Sb | Tu | Eu | Xe | |
6 | Cs | Ba |
* |
Citit | Hf | Ta | W | D | Os | Ir | Pt | La | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | La | Rn |
7 | Pr | Ra |
* * |
Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt. | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | |||||||||||||||||||
* |
La | Acest | Relatii cu publicul | Nd | P.m | Sm | A avut | Doamne | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | |||||
* * |
Ac | Th | Pa | U | Np | Ar putea | A.m | Cm | Bk | Cf | Este | Fm | Md | Nu | |||||
Li | Metale alcaline | ||||||||||||||||||
Fi | Metale alcalino-pământoase | ||||||||||||||||||
La | Lantanide | ||||||||||||||||||
Ac | Actinide | ||||||||||||||||||
Sc | Metale de tranziție | ||||||||||||||||||
Al | Metale slabe | ||||||||||||||||||
B | Metaloizi | ||||||||||||||||||
VS | Nemetale poliatomice | ||||||||||||||||||
O | Nemetale diatomice | ||||||||||||||||||
Născut | Nemetalice monatomice | ||||||||||||||||||
Nh | Natura chimică necunoscută |
Pe baza proprietăților lor fizice și chimice generale, elementele pot fi clasificate în metale , metaloizi și nemetale :
Cu cât energia ionizării , electronegativitatea și afinitatea electronică sunt mai mici , cu atât elementul are un caracter metalic pronunțat. În schimb, elementele pentru care aceste cantități sunt ridicate sunt nemetalice. Prin urmare, nemetalele se aglomerează în colțul din dreapta sus al mesei (de obicei fluor și clor ), în timp ce marea majoritate a elementelor au un caracter metalic mai mult sau mai puțin pronunțat, cu atât mai mult metalice se aglomerează în colțul din stânga jos (de obicei franciu și cesiu ). Între aceste două extreme, este obișnuit să distingem între metale:
Dintre nemetale, putem distinge, pe lângă familiile convenționale:
Dincolo de linii, coloane și diagonale, elementele sunt grupate în mod tradițional în familii cu proprietăți fizico-chimice omogene:
La capetele din stânga și din dreapta ale mesei, aceste familii fuzioneze aproximativ cu grupuri , în timp ce în centrul mesei ele tind să fuzioneze cu blocuri , sau chiar cu perioade . Aceste grupări de elemente bazate pe proprietățile lor fizice și chimice sunt inerent imperfecte, deoarece aceste proprietăți variază adesea destul de continuu de-a lungul tabelului periodic, deci este obișnuit să se observe suprapuneri la granițele dintre aceste grupări. Astfel, beriliul este încă clasificat ca metal alcalin, deși oxizii săi sunt amfoteri și prezintă o tendință marcată de a forma compuși covalenți , două caracteristici ale metalelor sărace, cum ar fi aluminiul . De asemenea, radonul este încă clasificat ca gaz nobil, deși nu este inert din punct de vedere chimic și tinde să formeze compuși ionici , ceea ce îl apropie de metale .
Sunt utilizate și alte grupări, de exemplu:
Configurația electronică a elementelor este descrisă satisfăcător prin modelul orbital atomic la mijlocul 7 - lea perioada . Pentru Z >> 100 , efectele relativiste devin semnificative asupra electronilor care interacționează cu un nucleu încărcat foarte puternic , anumite corecții induse de electrodinamica cuantică nu mai pot fi neglijate, aproximările având în vedere electronii individual pentru a determina orbitalele - aproximarea câmpului central - nu mai sunt valabile , și efectele de cuplare spin-orbită redistribuie nivelurile de energie, și astfel sub- cochilii electronice . Rezultă că distribuția electronilor în jurul nucleului devine dificil de modelat pentru aceste elemente și că proprietățile lor chimice pot fi mai greu de prezis.
În timp ce proprietățile fizice și chimice ale tuturor elementelor până la hassiu 108 Hs sunt bine cunoscute, doar două elemente cu un număr atomic mai mare de 108 au făcut obiectul studiilor experimentale: copernicium 112 Cn și fleroviu 114 Fl; prin urmare, sunt disponibile foarte puține informații cu privire la proprietățile fizice și chimice ale altor elemente cu număr atomic mai mare de 108.
Coperniciu 112 Cn, ale cărui proprietăți chimice au fost studiate în mod special, sa dovedit a fi un omolog mai volatil de mercur și , prin urmare , se extinde bine grupul 12 . Acesta poate fi astfel clasificat printre metalele sărace, cum ar fi mercurul, dar pare să îndeplinească și definiția IUPAC pentru elementele de tranziție , adică „un element chimic ai cărui atomi au o sub-coajă. Electron d incomplet sau care poate formă de cationi ale căror electronic d sub-shell este incomplet „datorită relativiste efectelor stabilizând s electronic sub-shell în detrimentul d sub-shell : a cationului Cn 2+ ar avea astfel configurația electronică [Rn] 5f 14 6d 8 7s 2 . Coperniciul are, de asemenea, anumite proprietăți care îl apropie de gazele nobile și, în plus, ar putea fi gazos.
Flerovium, la rândul său, are proprietăți ambigue: mai mult metal decât gaz nobil, spre deosebire de ceea ce au sugerat primele rezultate obținute în 2008, ar fi, de asemenea, volatil, dar mai reactiv decât coperniciul și ar putea aparține, la fel ca el, unui nou familie corespunzătoare „metalelor volatile”, intermediari între metale și gaze nobile din punctul de vedere al proprietăților lor de adsorbție pe aur ; în măsura în care se dovedește a fi chimic similar cu plumbul, poate fi văzut ca un metal sărac , dar nu poate fi clasificat strict într-o familie de elemente în starea actuală a cunoștințelor noastre.
Proprietățile oganesson 118 Og, care ar trebui să fie un gaz nobil sub poziționarea sa în partea de jos a coloanei a 18- a a tabelului, nu au fost studiate experimental; modelarea sugerează că ar putea fi un semiconductor solid cu proprietăți care amintesc de metaloizi .
Elementele chimice sunt identificate în tabelul periodic prin numărul lor atomic , care reprezintă numărul de protoni conținuți în nucleul lor , dar pot exista mai mulți atomi diferiți pentru același element chimic, diferindu-se între ei prin numărul de neutroni din nucleul lor . Întrucât acești atomi ocupă același pătrat în tabelul periodic, se spune că sunt izotopi - cu o etimologie din greaca veche ςσος τόπος care înseamnă „ în același loc ”.
Izotopii unui element au de obicei exact aceleași proprietăți chimice, deoarece configurația lor electronică este aceeași. Dar masa nucleului fiind diferită, observăm un efect izotopic care este cu atât mai pronunțat cu cât atomul este luminos. Acesta este în special cazul litiu 3 Li, heliu 2 He (din punctul de vedere al proprietăților sale fizice) și în special hidrogen 1 H.
Izotopul 2 H ( deuteriu ) al hidrogenului este suficient de diferit de izotopul 1 H ( protiu ) pe care IUPAC îl admite - dar nu îl recomandă - utilizarea unui simbol chimic specific deuteriului (D) distinct de cel al hidrogenului (H) .
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||
1 | H | Hei | |||||||||||||||||
2 | Li | Fi | B | VS | NU | O | F | Născut | |||||||||||
3 | n / A | Mg | Al | da | P | S | Cl | Ar | |||||||||||
4 | K | Acea | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Sau | Cu | Zn | Ga | GE | As | Vezi | Fr | Kr | |
5 | Rb | Sr. | Da | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | În | Sn | Sb | Tu | Eu | Xe | |
6 | Cs | Ba |
* |
Citit | Hf | Ta | W | D | Os | Ir | Pt | La | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | La | Rn |
7 | Pr | Ra |
* * |
Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt. | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | |||||||||||||||||||
* |
La | Acest | Relatii cu publicul | Nd | P.m | Sm | A avut | Doamne | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | |||||
* * |
Ac | Th | Pa | U | Np | Ar putea | A.m | Cm | Bk | Cf | Este | Fm | Md | Nu | |||||
Pb | Cel puțin un izotop al acestui element este stabil | ||||||||||||||||||
Cm | Un izotop are o perioadă de cel puțin 4 milioane de ani | ||||||||||||||||||
Cf | Un izotop are un timp de înjumătățire de cel puțin 800 de ani | ||||||||||||||||||
Md | Un izotop are un timp de înjumătățire de cel puțin o zi | ||||||||||||||||||
Bh | Un izotop are un timp de înjumătățire de cel puțin 1 minut | ||||||||||||||||||
Og | Toți izotopii cunoscuți au un timp de înjumătățire mai mic de 1 minut |
80 din cele 118 elemente ale tabelului periodic standard au cel puțin un izotop stabil : acestea sunt toate elementele cu număr atomic cuprins între 1 ( hidrogen ) și 82 ( plumb ), cu excepția tehneciului 43 Tc și a prometiului 61 Pm, care sunt radioactive .
Din bismutul 83 Bi, toți izotopii elementelor cunoscute sunt radioactive. Izotopul 209 Bi are astfel un timp de înjumătățire de un miliard de ori mai mare decât vârsta universului . Când perioada depășește patru milioane de ani, radioactivitatea produsă de acești izotopi devine neglijabilă și prezintă pe termen scurt un risc foarte scăzut pentru sănătate: acesta este de exemplu cazul uraniului 238 , a cărui perioadă de înjumătățire este de aproape 4, 5 miliarde de ani și a căror toxicitate este mai ales chimică, în special prin compuși solubili precum UF 6, UO 2 F 2, UO 2 Cl 2, UO 2 (NO 3 ) 2, UF 4, UCl 4, UO 3, Unii compuși slab solubili , cum ar fi UO 2și U 3 O 8fiind radiotoxic .
Dincolo de Z = 110 ( darmstadtium 281 Ds), toți izotopii elementelor au un timp de înjumătățire mai mic de 30 de secunde și mai puțin de o zecime de secundă din elementul 115 (moscoviu 288 Mc).
Modelul stratificat al structurii nucleare face posibilă explicarea stabilității mai mari sau mai mici a nucleelor atomice în funcție de compoziția lor în nucleoni ( protoni și neutroni ). În special, „ numerele magice ” de nucleoni, conferind o anumită stabilitate atomilor care sunt compuși din ele, au fost observate experimental și explicate prin acest model. Plumb 208 , care este cel mai greu dintre nuclee stabile existente, este compus din numărul magic de 82 de protoni și 126 neutroni număr magic.
Unele teorii extrapolează aceste rezultate prin prezicerea existenței unei insule de stabilitate printre nuclizii supraponderali , pentru un „număr magic” de 184 de neutroni și - în funcție de teorii și modele - 114 , 120 , 122 sau 126 de protoni; o abordare mai modernă arată totuși, prin calcule bazate pe efectul de tunelare , că, în timp ce astfel de nuclee dublu magice sunt probabil stabile din punct de vedere al fisiunii spontane , acestea ar trebui totuși să sufere decăderi α cu un timp de înjumătățire de câteva. microsecunde, în timp ce o insulă de relativă stabilitate ar putea exista în jurul darmstadtium 293, corespunzătoare nucleidelor definite de Z între 104 și 116 și N între 176 și 186: aceste elemente ar putea avea izotopi cu timp de înjumătățire radioactiv de ordinul minutului.
Nu se știe câți protoni și electroni poate conține un singur atom . Limita practicii de observabilitate este în general estimată la mai mult de Z = 130 , deoarece existența atomilor supraîncărcați se ciocnește cu limita de stabilitate a nucleelor . Aceasta plasează sfârșitul tabelului periodic la scurt timp după una dintre valorile sugerate pentru ultima insulă de stabilitate , în acest caz centrată în jurul valorii de Z = 126 .
Richard Feynman a remarcat în 1948 că o interpretare simplă a ecuației Dirac semi- relativiste duce la imposibilitatea de a reprezenta orbitali atomici atunci când numărul atomic este Z> 1 ⁄ α ≈ 137 , unde α este constanta structurii fine : astfel de atomi nu ar putea avea un orbital stabil de electroni pentru mai mult de 137 de electroni , ceea ce ar face imposibilă existența unor atomi neutri electric dincolo de 137 de protoni; de atunci, elementul 137 a fost poreclit uneori „feynmanium”. Modelul Bohr oferă, de asemenea , o viteză mai mare decât cea a luminii pentru electronii subshell-ului 1s în cazul în care Z> 137 . Studii ulterioare, luând în considerare în special dimensiunea non-zero a nucleului, arată totuși că numărul critic de protoni pentru care energia legăturii electron - nucleu devine mai mare de 2 m 0 c 2 , unde m 0 reprezintă masa în repaus a unui electron sau a unui pozitron , merită Z crit ≈ 173 : în acest caz, dacă sub-coaja 1s nu este plină, câmpul electrostatic al nucleului creează acolo o pereche electron-pozitron, deci l emisia unui pozitron; dacă acest rezultat nu exclude complet posibilitatea de a observa într-o zi atomi care cuprind mai mult de 173 de protoni, evidențiază un factor suplimentar de instabilitate care îi privește.
Dincolo de cele șapte perioade standard, se preconizează o a opta perioadă pentru a clasifica atomii - până acum neobservați - având mai mult de 118 protoni. Această a opta perioadă ar fi prima care va avea elemente ale blocului g , caracterizate în starea de bază de electroni pe un orbital g. Cu toate acestea, având în vedere limitele frecvenței marginea tabelului - efectele relativiste asupra atomilor foarte mari - semnificative care devin apoi ultima treime a celei de-a 7- a perioade , este puțin probabil ca configurația electronică a acestor atomi să respecte regulile observate. pe parcursul primelor șase perioade. Este deosebit de dificil să se stabilească numărul de elemente conținute în acest bloc g : regula lui Klechkowski prezice 18, dar metoda Hartree-Fock prezice 22.
Tabelul periodic extins până la a opta perioadă cu 22 de elemente în blocul g ar putea avea astfel următorul aspect:
1 | H | Hei | |||||||||||||||||||||||||||||||
2 | Li | Fi | B | VS | NU | O | F | Născut | |||||||||||||||||||||||||
3 | n / A | Mg | Al | da | P | S | Cl | Ar | |||||||||||||||||||||||||
4 | K | Acea | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Sau | Cu | Zn | Ga | GE | As | Vezi | Fr | Kr | |||||||||||||||
5 | Rb | Sr. | Da | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | În | Sn | Sb | Tu | Eu | Xe | |||||||||||||||
6 | Cs | Ba | La | Acest | Relatii cu publicul | Nd | P.m | Sm | A avut | Doamne | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Citit | Hf | Ta | W | D | Os | Ir | Pt | La | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | La | Rn | |
7 | Pr | Ra | Ac | Th | Pa | U | Np | Ar putea | A.m | Cm | Bk | Cf | Este | Fm | Md | Nu | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt. | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og | |
8 | 119 | 120 | * | 143 | 144 | 145 | 146 | 147 | 148 | 149 | 150 | 151 | 152 | 153 | 154 | 155 | 156 | 157 | 158 | 159 | 160 | 161 | 162 | 163 | 164 | 165 | 166 | 167 | 168 | 169 | 170 | 171 | 172 |
↓ | |||||||||||||||||||||||||||||||||
* | 121 | 122 | 123 | 124 | 125 | 126 | 127 | 128 | 129 | 130 | 131 | 132 | 133 | 134 | 135 | 136 | 137 | 138 | 139 | 140 | 141 | 142 |
O nouă perioadă este uneori menționată, dar, având în vedere incertitudinea reală cu privire la posibilitatea ca mai mulți futuri să observe zece noi caracteristici ale celei de-a opta perioade, toate elementele numărului atomic mai mare de 130 cad au priori de extrapolare matematică pură. Rețineți că o variantă a tabelului de mai sus, propusă de Fricke și colab. în 1971 și revizuit de Pekka Pyykkö în 2011, distribuie aceleași 172 de elemente pe 9 perioade, și nu 8, distribuindu-le non-periodic: elementele 139 și 140 sunt așezate astfel între elementele 164 și 169 , în blocul p și nu în blocul g , în timp ce elementele de 165 până la 168 sunt plasate pe o 9 th perioadă în blocurile s și p.
De la prima încercare de clasificare a elementelor chimice de Antoine Lavoisier în 1789 până la tabelul periodic al lui Glenn Seaborg pe care îl folosim astăzi, mulți oameni de știință, din medii diferite - și, uneori, discipline - și-au adus fiecare contribuția lor, pe o perioadă de aproape două secole.
În 1789 chimistul francez Antoine Lavoisier a publicat la Paris Traite elementaire de chimie, prezentat într-o nouă ordine și conform descoperirilor moderne . Această lucrare în două volume a pus bazele chimiei moderne, în bilanț al cunoștințelor la sfârșitul XVIII - lea secol în această disciplină. El specifică în special conceptul de element chimic ca o substanță simplă care nu poate fi descompusă în alte substanțe, având drept corolar legea fundamentală a conservării masei fiecăreia dintre aceste substanțe simple în timpul reacțiilor chimice. El a menționat, de asemenea, că multe substanțe considerate simple în trecut s-au dovedit a fi de fapt compuși chimici (de exemplu, ulei și sare de mare) și a spus că se așteaptă ca acest lucru să fie luat în considerare în scurt timp. Terenul (adică anumite minerale) ca substanțe compuse din elemente noi.
El a publicat în această lucrare un tabel rezumat al „substanțelor” considerate la vremea sa ca elemente chimice, având grijă să stabilească o echivalență cu vocabularul moștenit de la alchimiști pentru a elimina orice ambiguitate. Acest tabel, care se intenționa să fie exhaustiv și un instrument de referință, menționat astfel, printre elementele chimice, lumina și focul, era considerat în acel moment drept principii „chimice”, deși însuși Lavoisier a invalidat teoria flogistonului :
Nume noi | Potrivire nume vechi | |
Substanțe simple care aparțin celor trei regate și care pot fi privite ca elemente ale corpurilor |
Ușoară | |
Caloric |
Căldură
|
|
Oxigen |
Aer deflogisticat
|
|
Azot |
Phlogistique gaz
|
|
Hidrogen |
|
|
Substanțe nemetalice simple care pot fi oxidate și acidificate |
Sulf | |
Fosfor | ||
Carbon | Carbune pur | |
Radical muriatic | Necunoscut | |
Radical fluoric | Necunoscut | |
Radical boracic | Necunoscut | |
Substanțe metalice simple care pot fi oxidate și acidificate |
Antimoniu | |
Argint | ||
Arsenic | ||
Bismut | ||
Cobalt | ||
Cupru | ||
Staniu | ||
Fier | ||
Mangan | ||
Mercur | ||
Molibden | ||
Nichel | ||
Aur | ||
Platină | ||
Conduce | ||
Tungsten | ||
Zinc | ||
Simplu salifiabile pământii substanțe |
Lămâie verde |
Calcar
|
Magnezie |
|
|
Barita |
Barote |
|
Alumină |
Clay
|
|
Silice |
|
|
„ Tabelul substanțelor simple ” publicat de Antoine Lavoisier în 1789. |
Elementele chimice sunt clasificate în patru familii:
Clorul este desemnat ca „ muriatic radical “ , deoarece Lavoisier credea că toți acizii erau oxoacizi - numele oxigen etimologic înseamnă „acidul care formează“ - și , prin urmare , a căutat „radicalul“ că oxigenul ar fi făcut de acid - pentru acid muriatic menționat acid clorhidric , care totuși nu conține oxigen.
Această clasificare are mai presus de toate meritul de a clarifica anumite noțiuni fundamentale, dar nu dezvăluie încă nicio periodicitate a proprietăților elementelor clasificate: metalele sunt astfel listate destul de simplu în ordine alfabetică în franceză.
Prima încercare de clasificare modernă a elementelor chimice revine chimistului german Johann Wolfgang Döbereiner care, în 1817, a observat că masa atomică a stronțiului (88) era egală cu media aritmetică a maselor atomice de calciu (40) și bariu ( 137), care au proprietăți chimice similare (astăzi sunt clasificate ca metale alcalino-pământoase ). În 1829, el descoperise alte două „triade” de acest tip: cea a halogenilor (masa atomică a bromului (80) fiind egală cu media aritmetică (81) a clorului (35,5) și a iodului (127). ) și cea a metalelor alcaline (masa atomică de sodiu (23) fiind egală cu media aritmetică a celor de litiu (7) și potasiu (39)).
Alți chimiști au identificat alte seturi de elemente, iar Leopold Gmelin a publicat în 1843 prima ediție a lui Handbuch der Chemie , care menționa triade, precum și trei „tetrads” și o „pentad” - azot , fosfor , arsenic. , Antimoniu și bismut , pe care îl cunoaștem astăzi ca elemente ale grupului 15 din tabelul periodic .
În 1859, chimistul francez Jean-Baptiste Dumas a generalizat triade Döbereiner extinzându-le în tetrade, inclusiv cele mai ușoare elemente, nu mai definite prin mijloacele aritmetice, ci printr-o progresie similară de la o tetradă la alta, prin exemplu:
Deși aparent similară cu cea a lui Döbereiner, abordarea lui Dumas a fost potențial mult mai fructuoasă, deoarece era aplicabilă într-un număr mult mai mare de elemente: în timp ce progresiile aritmetice sunt limitate la câteva grupuri de elemente, creșterea observată de Dumas între elementele succesive cu proprietăți similare măsoară cu precizie lungimea perioadei dintre aceste două elemente - un increment de aproximativ 16 între primele două elemente ale unei tetrad, apoi un increment de aproximativ 48 între al doilea și al treilea element, apoi între al treilea și al patrulea element.
Primul care a observat periodicitatea proprietăților chimice ale elementelor a fost geologul francez Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois când în 1862 a clasificat elementele chimice cunoscute atunci în funcție de masa lor atomică determinată în 1858 de chimistul italian Stanislao Cannizzaro . El a normalizat masa atomică a tuturor elementelor luând cea a oxigenului egală cu 16 și, considerând că „proprietățile elementelor sunt proprietățile numerelor” a organizat elementele chimice într-o spirală pe un cilindru împărțit în șaisprezece părți, din așa că elementele cu proprietăți similare apar una peste alta.
Chancourtois a observat apoi că anumite „triade” s-au găsit aliniate cu precizie în această reprezentare, precum și oxigenul tetrad - sulf - seleniu - telur , care, de asemenea, s-a întâmplat să aibă mase atomice aproximativ multipli de șaisprezece (respectiv 16, 32, 79 și 128) . Acesta este motivul pentru care el a numit această reprezentare „șurub teluric” cu referire la telur. A fost prima schiță a tabelului periodic al elementelor. Cu toate acestea, acest lucru nu a atras atenția comunității științifice, deoarece Chancourtois nu era chimist și folosise termeni care aparțineau mai degrabă domeniului geochimiei în publicația pe care a trimis-o Academiei de Științe , care a fost editată în continuare fără explicația sa diagrame, care au făcut ca textul să fie obscur.
Din punct de vedere conceptual, acesta a fost un mare pas înainte, dar, din punct de vedere practic, Chancourtois nu identificase perioada corectă pentru cele mai grele elemente, astfel încât în descrierea sa o aceeași coloană includea bor , aluminiu și nichel , ceea ce este corect pentru primele două, dar total greșit din punct de vedere chimic pentru al treilea.
În acest proces, chimistul englez John Alexander Reina Newlands a publicat în 1863 o clasificare periodică care a avut un impact mai puternic (deși târziu și a posteriori ), deoarece organizase primele elemente cunoscute atunci prin creșterea masei atomice - mai exact, prin creșterea masă echivalentă - într-un tabel cu șapte rânduri aranjându-le astfel încât proprietățile lor chimice să fie similare pe rânduri, fără a ezita să așeze două elemente în aceeași casetă, dacă este necesar, pentru a evita lăsarea cutiilor goale în altă parte.
Făcând acest lucru, identificase o nouă triadă, ale cărei capete erau siliciu și staniu și al căror element de mijloc rămânea de descoperit: el a prezis astfel existența germaniului , atribuindu-i o masă atomică de aproximativ 73. Dar marea slăbiciune a munca sa a fost aceea că nu lăsase o cutie goală în tabelul său pentru a găzdui în special viitorul germaniu: el a căutat, de fapt, mai presus de toate să clasifice elementele cunoscute într-un tabel complet, fără a căuta o clasificare mai largă, luând în considerare posibilele elemente de descoperit , pe care totuși îl prevăzuse. În plus, la fel ca Chancourtois, a avut o problemă cu periodicitatea, deoarece dacă elementele ușoare cunoscute la acea vreme aveau într-adevăr o periodicitate chimică la fiecare șapte elemente, aceasta a încetat să mai fie valabilă dincolo de calciu , iar tabelul Newlands este atunci inoperant:
I. | II. | III. | IV. | V. | VI. | VII. | VIII. | |
1 | H | F | Cl | Co & Ni | Fr | Pd | Eu | Pt & Ir |
2 | Li | n / A | K | Cu | Rb | Ag | Cs | Tl |
3 | Fi | Mg | Acea | Zn | Sr. | CD | Ba & V | Pb |
4 | B | Al | Cr | Da | Aceasta și cea | U | Ta | Th |
5 | VS | da | Ti | În | Zr | Sn | W | Hg |
6 | NU | P | Mn | As | Di & Mo | Sb | Nb | Bi |
7 | O | S | Fe | Vezi | Rh & Ru | Tu | La | Os |
Pictură de John Newlands care ilustrează „legea octavelor”, 1865. |
Demonstrarea unei periodicități globale până la calciu a fost totuși un mare avans, iar Newlands a prezentat această clasificare numind-o „legea octavelor” prin analogie cu cele șapte note muzicale, dar această lucrare nu a fost bine primită de colegii săi de la London Chemical Societatea, care îl ridiculiza adesea și îi împiedica publicarea; Abia după publicarea operei lui Dmitri Mendeleev a fost recunoscută calitatea acestei analize.
Chimistul englez William Odling - secretar al Societății Chimice din Londra și, prin urmare, un rival al Newlands - lucra, de asemenea, în anii 1860, la un tabel periodic cu elemente chimice remarcabil de apropiat de cel pe care Mendeleev îl va publica în 1869. A fost organizat în perioade verticale cu cutii goale pentru elementele lipsă și plasate - spre deosebire de primul tabel al lui Mendeleev - platină , mercur , taliu și plumb în grupurile corecte . Acțiunea sa negativă împotriva Newlands a pătat cu siguranță faima lui Odling, iar contribuția sa la dezvoltarea tabelului periodic al elementelor este în mare parte necunoscută astăzi.
Contribuția chimistului german Lothar Meyer este greu de recunoscut decât cea a lui Odling, pentru că lucrările sale fundamentale au fost publicate după cele ale lui Mendeleev, când acestea erau mai ales mai vechi. El a publicat astfel o primă versiune a clasificării elementelor sale în 1864, apoi a finalizat în 1868 o a doua versiune mai completă, care nu a fost complet publicată până la moartea sa în 1895.
Primul tabel al lui Meyer consta din douăzeci și opt de elemente clasificate în șase familii definite prin valența lor : a fost un mare pas către forma modernă a tabelului periodic, organizat în grupuri în funcție de configurația electronică a elementelor, ea însăși direct în raport cu valenţă; cu toate acestea, nu era încă același tabel ca și astăzi, deoarece elementele erau întotdeauna aranjate prin creșterea masei atomice. Al doilea tablou al lui Meyer, care l-a lărgit și corectat pe primul, a fost publicat în 1870, la câteva luni după cel al lui Mendeleïev, al cărui impact asupra comunității științifice l-a întărit aducând la tezele chimistului rus, încă foarte contestat, sprijinul unor independenți independenți. muncă. Marea forță a acestei lucrări a rămas în perioadele de lungime variabilă, cu o dispunere a elementelor care permiteau evitarea grupărilor nepotrivite din Newlands, cum ar fi fierul , aurul și anumite elemente ale grupului de platină printre oxigen , sulf și altele. elemente ale grupului 16 :
I. | II. | III. | IV. | V. | VI. | VII. | VIII. | IX. |
B = 11,0 | Al = 27,3 | ? | ? În = 113,4 | Tl = 202,7 | ||||
? | ? | ? | ||||||
C = 11,97 | Dacă = 28 | ? | Sn = 117,8 | Pb = 206,4 | ||||
Ti = 48 | Zr = 89,7 | ? | ||||||
N = 14,01 | P = 30,9 | As = 74,9 | Sb = 122,1 | Bi = 207,9 | ||||
V = 51,2 | Nb = 93,7 | Ta = 182,2 | ||||||
O = 15,96 | S = 31,98 | Se = 78 | Te = 128? | ? | ||||
Cr = 54,4 | Mo = 95,6 | L = 183,5 | ||||||
? | F = 19,1 | CI = 35,38 | Br = 79,75 | I = 126,5 | ? | |||
Mn = 54,8 | Ru = 103,5 | Osul = 198,6 | ||||||
Fe = 55,9 | Rh = 104,1 | Ir = 196,7 | ||||||
Co = Ni = 58,6 | Pd = 106,2 | Pt = 196,7 | ||||||
Li = 7,01 | Na = 22,99 | K = 39,04 | Rb = 85,2 | Cs = 132,7 | ? | |||
Cu = 63,3 | Ag = 107,66 | Au = 196,2 | ||||||
? Fii = 9.3 | Mg = 23,9 | Ca = 39,9 | Sr = 87,0 | Ba = 136,8 | ? | |||
Zn = 64,9 | Cd = 116,6 | Hg = 199,8 | ||||||
Tabel periodic al elementelor chimice de Julius Lothar Meyer , publicat în 1870. |
Meyer a observat de asemenea că , dacă vom trage o curbă care reprezintă masa atomică pe abscisă și volumul atomic al fiecărui element pe ordonata , această curbă se prezintă o serie de maxime periodice și minimele, maximele corespunzătoare celor mai electropozitive elemente .
În ciuda calității reale a muncii contemporanilor săi, într-adevăr chimistului rus Dmitri Mendeleïev îi datorăm primul tabel periodic al elementelor care se apropie de cel pe care îl folosim astăzi, nu numai în forma sa, ci mai ales prin viziunea care însoțește aceasta. Spre deosebire de predecesorii săi, Mendeleev a formulat în mod explicit modul în care pictura sa a constituit un instrument pentru analiza teoretică a proprietăților materiei:
Avansul a fost semnificativ:
Opera lui Mendeleev a fost întâmpinată cu scepticism de către colegii săi, dar publicarea ulterioară a mai multor rezultate similare obținute independent (cele ale lui John Newlands și ale lui Lothar Meyer în special) a mutat consensul în favoarea acestei noi viziuni asupra elementelor .
Este dorind să se măsoare cu precizie masa atomică de oxigen și azot , comparativ cu cea a hidrogenului care John William Strutt Rayleigh observat o discrepanță între masa atomică a azotului produs din amoniac. Și azotului separat de aerul atmosferic, ceva mai grele. Folosind o metodologie riguroasă, William Ramsay a reușit în 1894 să izoleze argonul de „azotul” atmosferic și a explicat anomalia aparentă a masei atomice a azotului atmosferic prin determinarea masei atomice a acestui nou element, pentru care nimic nu era prevăzut în pictura lui Mendeleev. Natura sa gazoasă și inerția chimică o făcuseră până atunci invizibilă pentru chimiști.
Masa atomică a argonului (puțin mai puțin de 40) este foarte apropiată de cea a calciului (puțin mai mult de 40) și, prin urmare, mai mare decât cea a potasiului (39,1), ceea ce a pus unele probleme de clasificare, deoarece se pare că există „mai mult cameră "pe tabelul periodic între clor și potasiu decât între potasiu și calciu. Lucrurile s-au complicat și mai mult când Ramsay și Morris Travers au descoperit neonul în 1898, materializându-se, cu heliu (descoperit în 1868 de astronomul francez Jules Janssen și de englezul Joseph Norman Lockyer ), noul grup de gaze rare (sau gaze nobile ), numit „Grupa 0”: masa atomică a neonului (20,2) a fost exact intermediară între cele de fluor (19) și sodiu (23). Astfel, gazele rare păreau să se poziționeze uneori între un metal alcalin și un metal alcalin pământesc , uneori între un halogen și un metal alcalin .
În urma descoperirii electronului și a izotopilor de către englezul Joseph John Thomson - care a însoțit începuturile fizicii atomice cu lucrarea germanului Max Planck , a neozelandezului Ernest Rutherford și a danezului Niels Bohr - cercetarea fizicianului englez Henry Moseley cu privire la corelația dintre sarcina nucleului atomic și spectrul la razele X ale atomilor a dus în 1913 la clasarea fie a elementelor chimice în creștere a masei atomice , dar a numărului în creștere atomică . A fost o dezvoltare majoră, care a rezolvat toate neconcordanțele rezultate din clasificarea în funcție de masa atomică, care a devenit supărătoare de la activitatea de sistematizare a lui Dmitri Mendeleev .
Argonul a fost astfel plasat între clor și potasiu , și nu între potasiu și calciu , în timp ce cobalt a fost poziționat în mod clar înainte de nichel , deși este oarecum mai greu. El a confirmat că telurul ar trebui plasat înaintea iodului fără a fi nevoie să-i revizuiască masa atomică , contrar celor sugerate de Mendeleev. El a mai menționat că elementele numărului atomic 43 și 61 lipseau: elementul 43 fusese deja prezis de Mendeleïev ca eka-mangan (acesta este tehneci , radioactiv, sintetizat în 1937), dar elementul 61 era nou - acesta este , de asemenea, prometiu , radioactiv, izolat în 1947:
O | Eu | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |||||||||
LA | B | LA | B | LA | B | LA | B | LA | B | LA | B | LA | B | ||||
1 oră |
|||||||||||||||||
2 El |
3 Li |
4 Fii |
5 B |
6 C |
7 N |
8 O |
9 F |
||||||||||
10 Fă |
11 Na |
12 Mg |
13 Al |
14 Dacă |
15 P |
16 S |
17 Cl |
||||||||||
18 Ar |
19 K |
29 Cu |
20 Ca. |
30 Zn |
21 Sc |
31 Ga |
22 Ti |
32 Ge |
23 V |
33 As |
24 Cr |
34 Se |
25 Mn |
35 fr |
26 Fe |
27 Co |
28 Ni |
36 Kr |
37 Rb |
47 Ag |
38 Sr. |
48 de CD-uri |
39 Y |
49 în |
40 Zr |
50 Sn |
41 Nb |
51 Sb |
42 MB |
52 Te |
(43) |
53 I |
44 Ru |
45 Rh |
46 Pd |
54 Xe |
55 Cs |
79 Către |
56 Ba |
80 Hg |
57-71 Ln |
81 Tl |
72 Hf |
82 Pb |
73 Dumneavoastră |
83 Bi |
74 W |
84 Po |
75 Re |
(85) |
76 Oase |
77 Ir |
78 Pt |
86 Rn |
(87) |
88 Ra |
89 Ac |
90 mii |
91 Pa |
92 U |
|||||||||||
57 |
58 Aceasta |
59 Pr |
60 kt |
(61) |
62 Sm |
63 Eu |
64 Gd |
65 Tb |
66 Dy |
67 Ho |
68 Er |
69 Tm |
70 Yb |
71 Citește |
|||
Structura tabelului periodic al elementelor publicat în 1913 de Henry Moseley . |
Această pictură, direct inspirată de cea a lui John Newlands , a fost pasul care a condus la aspectul contemporan. În special, grupul de numerotare cu cifre romane I la VIII , care datează de la Newlands, iar literele A și B, introdus de Moseley , au fost încă utilizate pe scară largă la sfârșitul XX - lea secol:
AI | II A | III B | IV B | VB | VI B | VII B | VIII | IB | II B | III A | IV A | GOES | PRIN INTERMEDIUL | VII A | O | ||
1 oră |
2 El |
||||||||||||||||
3 Li |
4 Fii |
5 B |
6 C |
7 N |
8 O |
9 F |
10 Fă |
||||||||||
11 Na |
12 Mg |
13 Al |
14 Dacă |
15 P |
16 S |
17 Cl |
18 Ar |
||||||||||
19 K |
20 Ca. |
21 Sc |
22 Ti |
23 V |
24 Cr |
25 Mn |
26 Fe |
27 Co |
28 Ni |
29 Cu |
30 Zn |
31 Ga |
32 Ge |
33 As |
34 Se |
35 fr |
36 Kr |
37 Rb |
38 Sr. |
39 Y |
40 Zr |
41 Nb |
42 MB |
(43) |
44 Ru |
45 Rh |
46 Pd |
47 Ag |
48 de CD-uri |
49 în |
50 Sn |
51 Sb |
52 Te |
53 I |
54 Xe |
55 Cs |
56 Ba |
57-71 Ln |
72 Hf |
73 Dumneavoastră |
74 W |
75 Re |
76 Oase |
77 Ir |
78 Pt |
79 Către |
80 Hg |
81 Tl |
82 Pb |
83 Bi |
84 Po |
(85) |
86 Rn |
(87) |
88 Ra |
89 Ac |
90 mii |
91 Pa |
92 U |
(93) |
(94) |
(95) |
(96) |
(97) |
(98) |
(99) |
|||||
57 |
58 Aceasta |
59 Pr |
60 kt |
(61) |
62 Sm |
63 Eu |
64 Gd |
65 Tb |
66 Dy |
67 Ho |
68 Er |
69 Tm |
70 Yb |
71 Citește |
|||
Tabel periodic în anii 1920-1930, în urma lucrării lui Henry Moseley . |
Era identic cu tabelul actual, cu excepția celei de- a șaptea perioade .
Fizicianul american Glenn Theodore Seaborg a contribuit în 1942 la proiectul Manhattan în echipa fizicianului italian Enrico Fermi . El era responsabil pentru izolarea plutoniului - pe care el însuși îl sintetizase și îl caracterizaFebruarie 1941- matricea de uraniu în care s-a format. În timpul acestei lucrări a dezvoltat o cunoaștere aprofundată a chimiei particulare a acestor elemente. El a stabilit astfel că poziția lor în tabelul periodic (uraniul a fost apoi plasat sub tungsten și plutoniu sub osmiu ) nu țin cont de proprietățile lor.
În 1944, el a reușit să sintetizarea și caracterizarea americiu și curiului (elementele 95 și 96), ceea ce ia permis să formalizeze conceptul de actinidelor , adică a unei noi familii , cu proprietăți specifice și formate din elemente 89 la 103 alineatul , aflată în a lantanidelor din tabelul periodic, care a avut , astfel , configurația sa actuală. Searborg conjectured , de asemenea , existența superactinides , gruparea elementelor 121 la 153 și situate sub actinide.
Tabelul periodic folosit astăzi este cel reproiectat în 1944 de Seaborg.
Numeroase prezentări alternative ale tabelului periodic au fost propuse pe tot parcursul XX - lea secol , și prezentări grafice inovatoare sunt oferite în mod regulat încă. Una dintre cele mai vechi și mai simplă este aceea a unui autodidact francez de asemenea necunoscut, Charles Janet , care a dat numele său la o dispoziție de tabel elaborat la începutul XX - lea secol și recent redescoperit de anglo-saxoni, în care este destul de bine cunoscut specialiștilor pe acest subiect (sub numele de Janet Form sau din Tabelul periodic cu pasul stâng ), deoarece clasează elementele chimice pe perioade definite fiecare de o valoare dată de n + ℓ (unde n este cuantica principală numărul și ℓ numărul cuantic azimutal ) , în timp ce dublul meritul de a rămâne familiare și aranjarea elementelor în ordinea naturală a blocurilor ( de la dreapta la stânga), spre deosebire de masa de obicei:
f 1 | f 2 | f 3 | f 4 | f 5 | f 6 | f 7 | f 8 | f 9 | f 10 | f 11 | f 12 | f 13 | f 14 | d 1 | d 2 | d 3 | d 4 | d 5 | d 6 | d 7 | d 8 | d 9 | d 10 | p 1 | p 2 | p 3 | p 4 | p 5 | p 6 | s 1 | s 2 |
H | Hei | ||||||||||||||||||||||||||||||
Li | Fi | ||||||||||||||||||||||||||||||
B | VS | NU | O | F | Născut | n / A | Mg | ||||||||||||||||||||||||
Al | da | P | S | Cl | Ar | K | Acea | ||||||||||||||||||||||||
Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Sau | Cu | Zn | Ga | GE | As | Vezi | Fr | Kr | Rb | Sr. | ||||||||||||||
Da | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | În | Sn | Sb | Tu | Eu | Xe | Cs | Ba | ||||||||||||||
La | Acest | Relatii cu publicul | Nd | P.m | Sm | A avut | Doamne | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Citit | Hf | Ta | W | D | Os | Ir | Pt | La | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | La | Rn | Pr | Ra |
Ac | Th | Pa | U | Np | Ar putea | A.m | Cm | Bk | Cf | Este | Fm | Md | Nu | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt. | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og | 119 | 120 |
Tabel periodic actual organizat ca Charles Janet . |
O altă reprezentare este cea a lui Theodor Benfey, din 1960, al cărei obiectiv era să remedieze discontinuitățile picturii standard cu ajutorul unei reprezentări în spirală:
De asemenea, au fost propuse multe modele tridimensionale pentru a îmbogăți reprezentarea elementelor cu diverse informații specifice.
O altă reprezentare a fost propusă de Timmothy Stowe, în romburi prin niveluri de umplere: vezi Tabelul radial al elementelor chimice .
Tabelul lui Mendeleev a fost adaptat pentru a reprezenta alte date fizice ale elementelor și a fost aplicat pentru a vizualiza elemente total diferite.
Până în anii 1970, industria a folosit mai puțin de douăzeci de metale . Începând cu anii 2000, în urma dezvoltării produselor electronice , a tehnologiilor informației și comunicațiilor , a aeronauticii , combinată cu inovația tehnică în căutarea performanțelor și a randamentelor, cererea de noi metale „high tech” a explodat, iar acum implică în jur de 60 de metale. Practic, toate elementele tabelului sunt utilizate pentru n o 92 (uraniu). Rezervele majorității metalelor la nivelul producției din 2008 variază de la 20 de ani la 100 de ani.
„ Element de tranziție: un element al cărui atom are un sub-shell d incomplet sau care poate da naștere la cationi cu un sub-shell incomplet.” "