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Tabela periódica

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Forma padrão da tabela periódica. As cores representam diferentes categorias de elementos explicado abaixo.

A tabela periódica é uma exposição tabular dos elementos químicos , organizada com base em seus números atômicos , elétron configurações, e recorrente propriedades químicas. Os elementos são apresentados por ordem crescente de número atómico (número de protões). O modelo de formulário de mesa compreende uma grelha de 18 × 7 ou corpo principal de elementos, posicionado acima de uma fileira dupla menor de elementos. A tabela também pode ser desconstruído em quatro blocos retangulares: o s-bloco para a esquerda, o p-bloco para a direita, o d-bloco no meio, eo f-bloco abaixo disso. As linhas da tabela são chamados períodos; as colunas dos S-, d- e p-blocos são chamados grupos, com alguns destes com nomes tais como os átomos de halogénio ou os gases nobres . Uma vez que, por definição, uma tabela periódica incorpora tendências recorrentes, tal tabela pode ser utilizada para determinar as relações entre as propriedades dos elementos e prever as propriedades de novo, ainda para ser descoberto ou sintetizados, elementos. Como resultado, uma tabela periódica-se na forma padrão ou alguma outra variante-oferece uma estrutura útil para analisar o comportamento químico, e tais tabelas são amplamente utilizados em química e outras ciências.

Embora existam precursores, Dmitri Mendeleev é geralmente creditado com a publicação, em 1869, da primeira tabela periódica amplamente reconhecida. Ele desenvolveu sua mesa para ilustrar tendências periódicas nas propriedades dos elementos então conhecidos. Mendeleev igualmente previu algumas propriedades de elementos então desconhecidos que seriam esperadas para preencher as lacunas nesta tabela. A maioria de suas previsões se revelem correctas quando os elementos em causa foram posteriormente descobertos. Tabela periódica de Mendeleev desde então tem sido expandido e refinado com a descoberta ou a síntese de outros novos elementos e o desenvolvimento de novos modelos teóricos para explicar o comportamento químico.

Todos os elementos de números atômicos 1 ( hidrogênio ) a 118 ( ununoctium ) foram descobertos ou sintetizados. Destes, todos até e incluindo o califórnio existem naturalmente; o resto só foram sintetizadas em laboratório. Produção de elementos além ununoctium está sendo perseguido, com a questão de como a tabela periódica pode precisar de ser modificada para acomodar quaisquer acréscimos sendo uma questão de debate em curso. Numerosos sintético radionuclídeos de elementos que ocorrem naturalmente também foram produzidos em laboratórios.

Traçado

Tabela periódica
Grupo → 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Período
1 1
H
2
Ele
2 3
Li
4
Ser
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3 11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
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
Como
34
Se
35
Br
36
Kr
5 37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
CD
49
Em
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
EU
54
Xe
6 55
Cs
56
Ba
*
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
Em
86
Rn
7 87
Fr
88
Ra
**
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Uut
114
Fl
115
UUP
116
Lv
117
Uus
118
UUO

* Lanthanides 57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tuberculose
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
** Actinídeos 89
CA
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Sou
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
Nenhuma
103
Lr

Esta é uma disposição da tabela periódica 18-coluna, o que tem vindo a ser referida como a forma padrão ou comum, em virtude da sua popularidade. É também por vezes referido como a forma longa, em comparação com a forma curta ou Mendeleev de estilo, que omite grupos 3-12, colocando os seus elementos para os grupos principais. O grande tabela periódica incorpora os lantanídeos e actinídeos , ao invés de separá-los do corpo principal da mesa, a fim de economizar espaço. O tabela periódica estendido adiciona os períodos 8 e 9, incluindo a superactinides.

Categorias e subcategorias na faixa metalóide metal-

Metal Metalóide Metalóide Desconhecido
químico
Propriedades
Alcalino
metal
Alcalino
terrosos
Interior de metal de transição Transição
metal
Pós-transição
metal
Outro
metalóide
Halogênio Nobre
gás
Lanthanide Actinide
Cor dos shows número atómico estado da matéria
(Às condições padrão: 0 ° C e 1 atm):
preto = Sólidos verde = Líquido vermelho = Gás cinza = Desconhecido
Border mostra ocorrência natural:
Primordial A partir de decaimento Sintético

Todas as versões da tabela periódica incluem apenas os elementos químicos, não misturas, compostos , ou partículas subatômicas. Cada elemento químico tem um número atómico única que representa o número de protões no seu núcleo. A maioria dos elementos têm diferentes números de nêutrons entre átomos diferentes, com essas variantes a ser referido como isótopos . Por exemplo, o carbono tem três isótopos naturais: todos os seus átomos têm seis prótons e nêutrons têm seis mais bem, mas cerca de um por cento têm sete nêutrons, e uma fração muito pequena tem oito nêutrons. Isótopos nunca são separados na tabela periódica; eles estão sempre agrupadas sob um único elemento. Elementos sem isótopos estáveis têm as massas atómicas dos seus isótopos mais estáveis, onde tais massas são mostrados, listados entre parênteses.

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

A partir de 2012, a tabela periódica contém 118 elementos químicos confirmados. Destes elementos, 114 foram oficialmente reconhecidos e nomeados pelo União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). Um total de 98 destes ocorrem naturalmente, dos quais 84 são primordial. Os outros 14 elementos naturais só ocorrem em cadeias de desintegração de elementos primordiais. Todos os elementos de einsteinium para copernicium , bem como fleróvio e livermorium, enquanto não ocorre naturalmente no universo, foram devidamente sintetizadas e oficialmente reconhecido pela IUPAC. Os elementos 113 , 115 , 117 e 118 foram supostamente sintetizadas em laboratório mas estes relatórios ainda não foram confirmados. Como tal esses elementos são actualmente conhecidos apenas por seus nomes de elemento sistemático, com base em seus números atômicos. Nenhum elemento mais pesado que einsteinium (elemento 99) já foi observada em quantidades macroscópicas em sua forma pura. Nenhum elemento últimos 118 foram sintetizados a partir de 2012.

Agrupamento de métodos

Grupos

Um grupo ou da família é uma coluna vertical na tabela periódica. Grupos geralmente têm tendências periódicas mais significativos do que os períodos e blocos, explicado abaixo. Teorias da mecânica quântica modernos de estrutura atômica explicar as tendências do grupo, propondo que elementos dentro do mesmo grupo geralmente têm as mesmas configurações eletrônicas em seu camada de valência. Por conseguinte, os elementos do mesmo grupo tendem a ter uma química comum e exibem uma tendência clara nas propriedades com o aumento do número atómico. No entanto, em algumas partes da tabela periódica, tais como o bloco-d e f a-bloco, semelhanças horizontal pode ser tão importante como a, ou mais pronunciada do que semelhanças, verticais.

De acordo com uma convenção de nomenclatura internacional, os grupos são numerados numericamente de 1 a 18 da coluna mais à esquerda (os metais alcalinos) para a coluna mais à direita (os gases nobres). Anteriormente, eles eram conhecidos por algarismos romanos . Nos Estados Unidos, os numerais romanos foram seguidos por qualquer um "A" se o grupo estava na s- ou p-bloco, ou um "B", se o grupo estava na d-bloco. Os algarismos romanos utilizadas correspondem ao último dígito da convenção de nomenclatura de hoje (por exemplo, o grupo 4 elementos foram grupo IVB, eo 14 elementos do grupo foi o grupo IVA). Na Europa, a rotulação foi semelhante, excepto que "A" foi utilizado se o grupo foi antes grupo 10, e "B" foi usado para grupos, incluindo e após grupo 10. Além disso, grupos de 8, 9 e 10 costumavam ser tratadas como um grupo triplo porte, conhecidos coletivamente em ambas as notações como grupo VIII. Em 1988, o novo sistema de nomenclatura IUPAC foi colocado em uso, e os nomes dos grupos de idade foram preteridos.

Os nomes triviais dos grupos
Grupo Nome
1 metais alcalinos
2 metais alcalino-terrosos
11 metais cunhagem
12 metais voláteis (raramente usado)
13 icosagens (raramente usado)
14 crystallogens (raramente usado)
15 pnictogens
16 Calcogênios
17 halogênios
18 gases nobres (raramente aerogens )

Alguns destes grupos receberam triviais nomes (não sistemáticas), como pode ser visto na tabela à direita, embora alguns são raramente utilizados. Grupos 3-10 não têm nomes triviais e são referidas simplesmente por seus números de grupo ou pelo nome do primeiro membro do seu grupo (como "o grupo escândio 'para Grupo 3), uma vez que exibir menos semelhanças e / ou tendências verticais.

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

Períodos

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

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

Blocos

Um diagrama da tabela periódica, com destaque para os diferentes blocos

Devido à importância do invólucro mais externo de electrões, as diferentes regiões da tabela periódica são muitas vezes referidos como blocos, denominados de acordo com o qual a subcamada de "última" electrões reside. O s-bloco compreende os dois primeiros grupos (metais alcalinos e metais alcalino-terrosos), bem como hidrogénio e hélio. O p-bloco compreende os últimos seis grupos que são grupos 13 a 18 em IUPAC (3A a 8A em americana) e contém, entre outros elementos, todos os metalóides. O bloco-d compreende grupos de 3 a 12 em IUPAC (ou 3B 2B em numeração grupo americana) e contém todos os metais de transição. O f-bloco, geralmente compensado abaixo do resto da tabela periódica, compreende os lantanídeos e actinídeos.

Outras convenções e variações

Em apresentações da tabela periódica, os lantanídeos e actinídeos são habitualmente apresentadas como duas linhas adicionais abaixo do corpo principal da tabela, com marcadores ou então um único elemento selecionado de cada série (ou de lantânio ou lutécio, e quer actínio ou laurêncio , respectivamente) mostrado em uma única célula da tabela principal, entre bário e háfnio , e rádio e rutherfordium , respectivamente. Esta convenção é inteiramente uma questão de estética e praticidade formatação; uma usado raramente wide-formatado tabela periódica insere o lantanídeos e séries actinide em seus devidos lugares, como partes da sexta e sétima linhas da tabela (períodos).

Tabela periódica com f-bloco separado
Tabela periódica com inline f-bloco
Tabela periódica com f-bloco separado (esquerda) e inline (à direita)

Algumas tabelas periódicas incluem um a linha divisória, ou equivalente, entre metais e não metais. Vários outros categorias de elementos também pode ser realçada em uma tabela periódica, incluindo, por exemplo, metais de transição , pós-transição metais, ou metalóides. Agrupamentos especializados, tais como o metais refractários ea metais nobres, que são subconjuntos (neste exemplo) de metais de transição, são também conhecidos e, ocasionalmente, denotado.

Tendências periódicas

Configuração eletrônica

Ordem aproximada em que camadas e subcamadas são organizados por aumentar a energia de acordo com a Regra Madelung.

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

Tendências Tabela Periódica. As setas apontam em aumento.

Uma vez que as propriedades de um elemento são principalmente determinada pela sua configuração electrónica, as propriedades dos elementos do mesmo modo mostram padrões de comportamento ou periódica, alguns exemplos dos quais são mostradas no diagrama da esquerda recorrentes. É esta periodicidade das propriedades, as manifestações dos quais foram observadas bem antes da teoria subjacente foi desenvolvido , que levou ao estabelecimento da lei periódica (as propriedades dos elementos se repetem em intervalos variáveis) ea formulação das primeiras tabelas periódicas.

Raios atômicos

Número atômico conspiraram contra raio atômico

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

Os elétrons no 4F-subnível, que é progressivamente cheio de cério (Z = 58) para lutécio (Z = 71), não são particularmente eficazes na proteção da carga nuclear crescente dos sub-shells mais longe. Os elementos imediatamente a seguir aos raios atómicos têm lantanídeos que são menores do que seria esperado e que são quase idênticas às do raio atómico dos elementos imediatamente acima deles. Assim háfnio tem praticamente o mesmo raio atómico (e química) como zircónio e tântalo tem um raio atómico semelhante ao nióbio , e assim por diante. Isto é conhecido como o contração dos lantanídeos. O efeito da contracção dos lantanídeos é perceptível até platina (Z = 78), após o que é mascarado por um relativista efeito conhecido como o efeito par inerte. O contracção do bloco d, que é um efeito semelhante entre o d-bloco e p-bloco, é menos pronunciada do que a contração dos lantanídeos, mas surge de uma causa similar.

Energia de ionização

Energia de ionização. Cada período começa num mínimo para os metais alcalinos, e termina com um máximo para os gases nobres.

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

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

Eletronegatividade

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

Electronegatividade é a tendência de um átomo de atrair electrões . Electronegatividade do átomo é afectada tanto pelo seu número atómico e a distância entre o elétrons de valência eo núcleo. Quanto maior a sua eletronegatividade, mais um elemento atrai elétrons. Foi proposto pela primeira vez por Linus Pauling em 1932. Em geral, eletronegatividade aumenta em passar da esquerda para a direita ao longo de um período, e diminui em descendente de um grupo. Assim, de flúor é o mais electronegativo dos elementos, enquanto césio é o mínimo, pelo menos, um desses elementos de dados para os quais está disponível substancial.

Há algumas exceções a esta regra geral. Gálio e germânio tem eletronegatividades mais elevadas do que o alumínio e de silício , respectivamente, devido à contracção do bloco d. Elementos do quarto período imediatamente após a primeira linha de metais de transição têm invulgarmente pequeno raio atómico, porque os electrões não-3d são eficazes em proteger o aumento da carga nuclear, eo tamanho atómico menor electronegatividade mais alta correlaciona-se com. O anormalmente elevada electronegatividade de chumbo, especialmente quando comparado com tálio e bismuto , parece ser um artefacto de selecção de dados (e disponibilidade de dados) -Métodos de cálculo diferente do método Pauling mostram as tendências periódicas normais para estes elementos.

A afinidade eletrônica

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

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

A afinidade eletrônica geralmente aumenta em um período. Isto é provocado pelo enchimento da camada de valência de um átomo; Um grupo 17 lançamentos átomo mais energia do que um átomo de grupo 1 em ganhar um elétron porque obtém uma camada de valência preenchida e é, portanto, mais estável.

A tendência de diminuição da afinidade eletrônica descer grupos seria de esperar. O elétron adicional será entrando em uma orbital mais longe do núcleo. Como tal, este electrão seria menos atraídas para o núcleo e que libertam menos energia quando adicionado. No entanto, em descer um grupo, cerca de um terço dos elementos são anômalos, com elementos mais pesados que têm afinidades eletrônicas mais elevados do que os seus próximos congenors mais leves. Em grande parte, isso se deve aos pobres blindagem por D e F elétrons. Uma diminuição uniforme na afinidade eletrônica só se aplica a um grupo de átomos.

O caráter metálico

Quanto menor os valores de energia de ionização, eletronegatividade e afinidade eletrônica a mais metálico personagem tem o elemento. Por outro lado, o caráter não-metálicos aumenta com maiores valores dessas propriedades. Dadas as tendências periódicas dessas três propriedades, caráter metálico tende a diminuir atravessando um período e, com algumas irregularidades (principalmente) devido à má exibição do núcleo por D e F elétrons, e os efeitos relativísticos, tende a aumentar a descer um grupo. Assim, os elementos mais metálicos (tais como césio e frâncio ) são encontrados na parte inferior esquerda de tabelas periódicas tradicionais e os elementos mais não metálicos ( oxigénio , flúor , cloro ) na parte superior direita. A combinação de tendências horizontais e verticais em caráter metálico explica a forma escada- linha entre metais e não metais encontrados em algumas tabelas periódicas, ea prática de categorizar, por vezes, vários elementos adjacentes a essa linha, ou elementos adjacentes aos elementos dividindo, como metalóides.

História

Tentativas primeiros sistematização

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

Em 1789, Antoine Lavoisier publicou uma lista de 33 elementos químicos , agrupando-os em gases , metais , não-metais, e terras; Os químicos passaram o seguinte século que procurara por um esquema de classificação mais preciso. Em 1829, Johann Wolfgang Döbereiner observou-se que muitos dos elementos poderiam ser agrupados em tríades com base nas suas propriedades químicas. de lítio , de sódio e de potássio , por exemplo, foram agrupados em uma tríade como suave, metais reactivos. Döbereiner igualmente observado que, quando dispostos em peso atómico, o segundo membro de cada tríade era aproximadamente a média do primeiro e do terceiro; Isto tornou-se conhecido como o Lei de Tríades. Químico alemão Leopold Gmelin trabalhou com este sistema, e em 1843 tinha identificado dez tríades, três grupos de quatro, e um grupo de cinco. Jean-Baptiste Dumas publicou o trabalho que descreve em 1857 relações entre vários grupos de metais. Embora os vários químicos pudessem identificar relações entre grupos pequenos de elementos, tiveram para construir ainda um esquema que os abrangeu todos.

Em 1858, o químico alemão Agosto Kekulé observado que de carbono , muitas vezes tem outros quatro átomos ligados a ele. O metano , por exemplo, tem um átomo de carbono e quatro átomos de hidrogénio. Este conceito tornou-se eventualmente conhecido como valência ; diferentes elementos vínculo com números diferentes de átomos.

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

Em 1864, Julius Lothar Meyer, um químico alemão, publicou uma tabela com 44 elementos arranjados pelo valency. A tabela revelou que os elementos com propriedades similares compartilharam frequentemente do mesmo valency. Ao mesmo tempo, William Odling (um químico Inglês) publicou um arranjo de 57 elementos, ordenada com base em seus pesos atômicos. Com algumas irregularidades e lacunas, ele percebeu o que parecia ser uma periodicidade de pesos atômicos entre os elementos e que esta concedido com 'seus agrupamentos habitualmente recebido. " Odling aludiu à ideia de uma lei periódica, mas não persegui-lo. Ele subsequentemente proposta (em 1870) à base de uma classificação de valência dos elementos.

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

Inglês químico John Newlands produziu uma série de trabalhos 1863-1866 observando que quando os elementos foram listadas em ordem crescente de peso atômico, as propriedades físicas e químicas similares retornaram em intervalos de oito; ele comparou tal periodicidade para o oitavas da música. Este assim chamado Lei das Oitavas, no entanto, foi ridicularizado pelos contemporâneos Newlands ', eo Chemical Society se recusou a publicar o seu trabalho. Newlands foi, todavia, capaz de elaborar uma tabela dos elementos e é usado para prever a existência de elementos em falta, como o germânio . O Chemical Society só reconheceu a importância das suas descobertas cinco anos após eles creditados Mendeleev.

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

A tabela de Mendeleev

Dmitri Mendeleev
1869 tabela periódica de Mendeleev; notar que o arranjo apresenta os períodos verticalmente, e os grupos horizontalmente.

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

O reconhecimento ea aceitação proporcionou mesa de Mendeleev veio de duas decisões que fez. O primeiro era deixar diferenças na mesa quando pareceu que o elemento correspondente ainda não tinha sido descoberto. Mendeleev não era o primeiro químico a fazer assim, mas ele foi o primeiro a ser reconhecido como usando as tendências em sua tabela periódica prever as propriedades daqueles elementos em falta, tais como o gálio eo germânio. A segunda decisão era ocasionalmente ignorar a ordem sugerida pelos pesos atômicos e comutar elementos adjacentes, tais como o telúrio e iodo , para classificá-los melhor em famílias químicas. Com o desenvolvimento das teorias da estrutura atômica, tornou-se aparente que Mendeleev tinha listado inadvertidamente os elementos em ordem crescente de número atômico ou carga nuclear.

O significado dos números atómicos para a organização da tabela periódica não foi apreciado até que a existência e as propriedades de protões e neutrões tornou-se conhecido. Tabelas periódicas de Mendeleiev usado peso atômico, em vez de número atômico para organizar os elementos, informações determinável a precisão feira em seu tempo. Peso atômico funcionou bem o suficiente na maioria dos casos (como observado) fazer uma apresentação que foi capaz de prever as propriedades dos elementos em falta com mais precisão do que qualquer outro método conhecido então. Substituição de números atômicos, uma vez compreendidos, deu uma sequência definitiva, baseado em inteiro para os elementos, ainda hoje usado até mesmo como novos elementos sintéticos estão sendo produzidos e estudados.

Maior desenvolvimento

Diminutivo de tabela periódica, conforme publicado originalmente por Mendeleev em 1871, atualizado com todos os elementos descobertos a 2012.

Em 1871, Mendeleev publicou um formulário atualizado da tabela periódica (mostrado à esquerda), bem como dar previsões detalhadas para os elementos que tinha anteriormente constatadas estavam faltando, mas deveria existir. Estas lacunas foram posteriormente enchidas enquanto os químicos descobriram elementos que ocorrem naturalmente adicionais. Afirma-se frequentemente que o último elemento natural a ser descoberto foi francium (referido por Mendeleev como eka-césio) em 1939. No entanto, o plutônio , produzido sinteticamente em 1940, foi identificado em quantidades vestigiais, como um elemento primordial que ocorre naturalmente em 1971 e, em 2011 verificou-se que todos os elementos até o califórnio pode ocorrer naturalmente, como traços em minérios de urânio por captura de nêutrons e decaimento beta.

O layout da tabela periódica popular, também conhecido como a forma comum ou padrão (como mostrado em vários outros pontos neste artigo), é atribuível a Horace Groves Deming. Em 1923, Deming, um químico americano, publicado curta ( Estilo Mendeleev) e médio ( 18-coluna) formar tabelas periódicas. Merck and Company preparou um folheto forma de mesa médio de 18 coluna de Deming, em 1928, que foi amplamente divulgado nas escolas americanas. Na década de 1930 mesa de Deming estava aparecendo nos manuais e enciclopédias da química. Também foi distribuído por muitos anos pela Sargent-Welch Scientific Company.

Com o desenvolvimento da moderna mecânica quântica teorias de elétrons dentro de átomos de configurações, tornou-se aparente que cada período (linha) na tabela corresponderam ao enchimento de um escudo do quantum dos elétrons. Átomos maiores têm mais elétrons sub-shells, mais tarde tabelas têm exigido períodos progressivamente mais longos.

Glenn T. Seaborg que, em 1945, sugeriu uma nova tabela periódica mostrando os actinides como pertencente a uma segunda série f-bloco

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

Embora pequenas quantidades de alguns elementos transuranianos ocorrem naturalmente, todos eles foram primeiro descobertos em laboratórios. Sua produção se expandiu a tabela periódica de forma significativa, a primeira delas sendo neptunium , sintetizado em 1939. Como muitos dos elementos transuranianos são altamente instáveis ​​e decadência rapidamente, eles são difíceis de detectar e caracterizar quando produzido. Houveram controvérsias sobre a aceitação da descoberta competindo os pedidos de alguns elementos, exigindo revisão independente para determinar qual das partes tem prioridade e, portanto, naming rights. Os elementos mais recentemente nomeados são aceites e fleróvio (elemento 114) e livermorium (elemento 116), ambos nomeados em 31 de maio de 2012. Em 2010, uma colaboração conjunta Rússia-EUA em Dubna, Moscow Oblast, Rússia, alegou ter sintetizado seis átomos de Ununseptium (elemento 117), tornando-se a descoberta mais recentemente reivindicado.

Layouts alternativos

Espiral tabela periódica de Theodor Benfey

Há muitas tabelas periódicas com outros que não o da forma comum ou padrão layouts. Dentro de 100 anos do aparecimento da tabela de Mendeleev em 1869 estima-se que cerca de 700 versões diferentes da tabela periódica foram publicados. Bem como inúmeras variações retangulares, outros formatos de tabela periódica têm incluído, por exemplo, circular, cúbico, cilíndrico, edificial (edifício-like), helicoidal, formas triangulares lemniscate, prismática octogonal, piramidal, separado, esférica, espiral, e. Tais alternativas são muitas vezes desenvolvidos para realçar ou enfatizar propriedades químicas ou físicas dos elementos que não são tão evidentes nas tabelas periódicas tradicionais.

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

A maioria das tabelas periódicas são bidimensionais tabelas no entanto tridimensionais são conhecidos já em, pelo menos, 1862 (pré-datando tabela bidimensional de Mendeleev de 1869). Exemplos mais recentes incluem A classificação 'Courtines Periódica (1925), Lamina Sistema de Wringley (1949), hélice de Giguère Periódica (1965) e periódica Árvore de Dufour (1996). Indo um melhor, Tabela Periódica de Físico de Stowe (1989) tem sido descrita como sendo de quatro dimensões (com três espaciais e uma dimensão de cor).

As várias formas de tabelas periódicas pode ser pensado como assentadas num continuum, química-física. Para o final de química do continuum pode ser encontrada, por exemplo, a Tabela de Rayner-Canham 'rebelde' de Inorgânica Químico Periódica (2002), que enfatiza as tendências e padrões e relações químicas e propriedades incomuns. Perto do fim da física do continuum é-Step Esquerda Tabela Periódica de Janet (1928). Este tem uma estrutura que mostra uma ligação mais estreita com a ordem de preenchimento de elétron-shell e, por associação, a mecânica quântica . Em algum lugar no meio do continuum é a forma comum ou padrão onipresente da tabela periódica. Isto é considerado como melhores tendências que expressam empíricos em estado físico, condutividade elétrica e térmica, e números de oxidação, e outras propriedades facilmente inferidas a partir de técnicas tradicionais de laboratório químico.

Janet-passo à esquerda da tabela periódica
1s H Ele
2s Li Ser
2p 3s B C N O F Ne Na Mg
3p 4s Al Si P S Cl Ar K Ca
3d 4p 5s Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge Como Se Br Kr Rb Sr
4d 5p 6s Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag CD Em Sn Sb Te EU Xe Cs Ba
4f 5d 6p 7s La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tuberculose Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po Em Rn Fr Ra
5f 6d 7P 8s CA Th Pa U Np Pu Sou Cm Bk Cf Es Fm Md Nenhuma Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl UUP Lv Uus UUO Uue UBN
f-bloco d-bloco p-blocos-bloco
Esta forma de tabela periódica é mais congruente com a ordem em que os reservatórios são cheios de electrões, tal como mostrado na sequência de acompanhamento na margem esquerda (lidas de cima para baixo, da esquerda para a direita). A colocação de hélio (um gás nobre) acima de berílio (um metal alcalino-terroso) normalmente atrai fortes críticas de químicos.

Perguntas abertas e controvérsias

Elementos com propriedades químicas desconhecidas

Embora todos os elementos até ununoctium foram descobertos, apenas os elementos até hássio (elemento 108), juntamente com copernicium (elemento 112), têm propriedades químicas conhecidas. Os outros elementos podem se comportar de forma diferente do que seria de prever, por extrapolação, devido a efeitos relativistas; por exemplo, fleróvio foi previsto para, possivelmente, alguns exibem propriedades de gás nobre, como, embora esteja actualmente colocados nas grupo de carbono. experiências mais recentes têm sugerido, no entanto, que se comporta quimicamente como fleróvio chumbo, como esperado a partir da sua posição da tabela periódica.

Mais extensões de tabela periódica

Não está claro se novos elementos vão continuar o padrão da tabela periódica atual como período de 8, ou exigir novas adaptações ou ajustes. Seaborg esperado do oitavo período, que inclui um dois-elemento s-bloco para os elementos 119 e 120, uma nova g -bloco para os próximos 18 elementos e 30 elementos adicionais continuando a f- atual, d- e P-blocos. Mais recentemente, os físicos, tais como Pekka Pyykkö teorizaram que estes elementos adicionais não seguem a regra de Madelung, que prevê como conchas de elétrons são preenchidos e, portanto, afeta a aparência da presente tabela periódica.

Elemento com o maior número possível atômica

O número de possíveis elementos não é conhecido. Uma sugestão muito cedo feita por Elliot Adams em 1911, e com base no arranjo de elementos em cada linha da tabela periódica horizontal, era que os elementos do peso atômico maior do que 256 ± (que seria equivalente a entre 99 e 100 elementos em termos modernos ) não existia. A-mais-mais elevado recente estimativa é de que a tabela periódica pode acabar logo após a ilha de estabilidade, que deverá centrar em torno elemento 126, como a extensão das tabelas periódicas e nuclídeos é restrito por prótons e nêutrons linhas de gotejamento. Outras previsões de um fim para a tabela periódica incluem pelo elemento 128 por John Emsley, pelo elemento 137 por Richard Feynman e pelo elemento 155 por Albert Khazan.

Modelo de Bohr

O Modelo de Bohr apresenta dificuldade para átomos com número atômico maior do que 137, como qualquer elemento com um número atômico maior do que 137 exigiria 1s elétrons para viajar mais rápido do que c , a velocidade da luz . Por isso, o modelo de Bohr não relativista é imprecisa quando aplicada a esse elemento.

Equação de Dirac Relativistic

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

Colocação de hidrogênio e hélio

O hidrogênio eo hélio são muitas vezes colocados em lugares diferentes do que suas configurações eletrônicas indicariam; hidrogénio é geralmente colocado acima de lítio, de acordo com a sua configuração de electrões, mas, por vezes, é colocado acima de flúor , ou mesmo de carbono, como também se comporta algo semelhante a eles. O hidrogénio é também, por vezes, colocado no respectivo grupo, uma vez que não se comportam de forma semelhante a qualquer elemento suficiente para ser colocado em um grupo com a outra. O hélio é quase sempre colocado acima de néon , como eles são muito semelhantes quimicamente, embora ocasionalmente é colocado acima de berílio por conta de ter uma configuração escudo do elétron comparável (hélio: 1s 2 ; berílio: [Ele] 2s 2 ).

Grupos incluídos nos metais de transição

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

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