Tabelul periodic al elementelor

Tabelul periodic al elementelor, numit și tabelul periodic al lui Mendeleev, cuprinde într-o formă tabelară toate elementele chimice cunoscute până în prezent, aranjate în funcție de numărul lor atomic, adică după numărul de protoni dintr-un atom și în funcție de configurația electronică și proprietăți chimice recurente. Acest aranjament conduce la identificarea anumitor „tendințe periodice”, astfel că elementele din aceeași grupă au proprietăți chimice asemănătoare. În general, în aceeași perioadă elementele din partea stângă sunt metale, iar cele din extremitatea dreaptă sunt nemetale.

Rândurile tabelului periodic se numesc perioade, iar coloanele se numesc grupe. Șase dintre grupe au și denumiri speciale, ca de exemplu grupa a 17-a mai poartă numele de grupa halogenilor, iar a 18-a grupă este cea a gazelor nobile. Tabelul periodic poate fi folosit pentru determinarea relațiilor dintre proprietățile elementelor și de asemenea pentru a prezice proprietățile unor elemente noi, care urmează să fie descoperite sau sintetizate.

Dimitri Mendeleev a publicat în anul 1869 ceea ce avea să fie primul tabel periodic recunoscut la nivel mondial. Acesta și-a realizat tabelul astfel încât să ilustreze tendințele periodice pe care le prezentau proprietățile elementelor cunoscute la acea vreme. Folosindu-se de această teorie, Mendeleev a prezis unele proprietăți ale elementelor încă nedescoperite, care păreau să lipsească din tabel. Majoritatea predicțiilor s-au dovedit a fi adevărate pe măsură ce noi elemente au fost descoperite. De atunci, tabelul periodic al lui Mendeleev a fost dezvoltat și corectat, întrucât noi elemente au fost sintetizate sau descoperite.

Toate elementele, de la numărul atomic 1 (hidrogen) până la 118 (oganesson), au fost descoperite sau sintetizate, cele mai recent adăugate în tabel fiind nihoniul, moscoviul, tennessinul și oganessonul (au fost confirmate de către IUPAC la 30 decembrie 2015), completând astfel toate cele șapte perioade. Primele 94 de elemente există în natură, deși unele au fost observate în cantități infime și au fost sintetizate în laborator cu mult înaintea descoperirii lor.Elementele descoperite inițial prin sinteză, iar apoi întâlnite în natură, sunt technețiul (Z=43), promețiul (61), astatinul (85), neptuniul (93) și plutoniul (94). Elementele cu numerele atomice cuprinse între 95 și 118 au fost sintetizate doar în laborator sau în reactoarele nucleare. Sinteza elementelor cu un număr atomic peste 118 este planificată. De asemenea, numeroși radioizotopi sintetici ai unor elemente răspândite în natură au fost produși în laboratoare.

Generalități

Fiecare element chimic are asociat un unic număr atomic (Z), care reprezintă numărul de protoni din nucleu.Denumirea de „element zero” (neutroniu) face referire la o substanță compusă numai din neutroni. Majoritatea elementelor au un număr diferit de neutroni în atomi diferiți, aceste variante fiind numite izotopi. De exemplu, carbonul are trei izotopi naturali: toți atomii de carbon au șase protoni și majoritatea au șase neutroni, dar 1% au șapte neutroni și un procent foarte mic au opt neutroni. Izotopii nu sunt separați în tabelul periodic: ei sunt mereu grupați, reprezentați împreună, sub același nume. Elementele care nu au niciun izotop stabil, au trecute în tabel masele atomice ale celui mai stabil izotop, iar în acest caz ele sunt scrise între paranteze.Greenwood & Earnshaw, pp. 24–27

Grupele

O grupă sau o familie de elemente este o coloană verticală din tabelul periodic. De obicei, în grupe se regăsesc proprietățile similare cele mai evidente ale elementelor, proprietățile în coloană fiind mai asemănătoare decât cele în perioadă sau în blocuri. Teoriile moderne ale mecanicii cuantice referitoare la structurile atomice explică asemănarea elementelor în grupă pe baza faptului că aceste elemente posedă aceeași configurație electronică externă în stratul de valență.Scerri 2007, p. 24 În concluzie, cu creșterea numărului atomic și cu coborârea în grupă se observă a tendință evidentă, periodică a proprietăților elementelor. Totuși, pentru unele categorii de elemente din tabelul periodic, precum blocurile d și f, se remarcă similitudini la fel de însemnate și pe orizontală, sau chiar mai pronunțată ca cele de pe verticală.

Conform unei convenții internaționale de nomenclatură, grupele sunt numerotate de la 1 la 18, de la stânga la dreapta (de la metale alcaline la gaze nobile). În trecut, erau utilizate cifrele romane pentru numerotarea grupelor și era menționat după număr „A” dacă grupele erau principale (aparțineau blocurilor s și p de elemente) sau „B” dacă grupele erau secundare (aparțineau blocului d de elemente). Această notație era de multe ori dificilă, în special pentru faptul că grupele 8, 9 și 10 erau tratate ca o singură grupă triplă de elemente, notată VIII. Noua metodă de nomenclatură propusă de IUPAC a intrat în uz în 1988, iar vechiul sistem de notare al grupelor a fost abandonat.

Unele dintre aceste grupe au primit denumiri colective uzuale, deși unele sunt mai rar folosite. În ciuda acestui fapt, pentru grupele 3-10 nu există denumiri uzuale, și la aceste se face referire numai prin numărul lor sau prin numele primului element din grupa respectivă (de exemplu, „grupa scandiului” pentru grupa a 3-a de elemente). Lipsa denumirilor lor uzuale se datorează numărului mic de proprietăți similare pe verticală.

+Grupele tabelului periodic IUPAC (actual) Numele grupei Principală / Secundară CAS IUPAC (vechi) Grupa 1 Metale alcaline 1. Principală IA IA Grupa 2 Metale alcalino-pământoase 2. Principală IIA IIA Grupa 3 Grupa scandiului 3. Secundară IIIB IIIA Grupa 4 Grupa titanului 4. Secundară IVB IVA Grupa 5 Grupa vanadiului 5. Secundară VB VA Grupa 6 Grupa cromului 6. Secundară VIB VIA Grupa 7 Grupa manganului 7. Secundară VIIB VIIA Grupa 8 Grupa fierului 8. Secundară VIIIB VIIIA Grupa 9 Grupa cobaltului 8. Secundară VIIIB VIIIA Grupa 10 Grupa nichelului 8. Secundară VIIIB VIIIA Grupa 11 Grupa cuprului 1. Secundară IB IB Grupa 12 Grupa zincului 2. Secundară IIB IIB Grupa 13 Grupa borului 3. Principală IIIA IIIB Grupa 14 Grupa carbonului 4. Principală IVA IVB Grupa 15 Pnictogeni 5. Principală VA VB Grupa 16 Calcogeni 6. Principală VIA VIB Grupa 17 Halogeni 7. Principală VIIA VIIB Grupa 18 Gaze nobile 8. Principală VIIIA VIIIB

Perioadele O perioadă este un rând orizontal din tabelul periodic. Deși grupele sunt cel mai comun mod de a grupa elementele, există regiuni ale sistemului periodic unde similaritățile orizontale sunt mai semnificante decât cele verticale. De ex. metalele tranziționale, și în special lantanidele și actinidele. Numărul perioadei arată și numărul straturilor ocupate cu electroni.

Structurile atomice ale elementelor Nucleul și electronii din jur

Cei mai mici constituenți din toată materia normală sunt cunoscuți sub numele de atomi. Atomii sunt extrem de mici, având un diametru de aproximativ o zecime miliarde de metri; astfel structura lor internă este guvernată de mecanica cuantică. Atomii constau dintr-un nucleu mic încărcat pozitiv, format din protoni încărcați pozitiv și neutroni neîncărcați, înconjurat de un nor de electroni încărcați negativ; încărcările se anulează, astfel încât atomii sunt neutri. Electronii participă la reacțiile chimice, dar nucleul nu. Când atomii participă la reacții chimice, ei fie câștigă, fie pierd electroni pentru a forma ioni încărcați pozitiv sau negativ; sau împărtășesc electroni unul cu celălalt.

Atomii pot fi subdivizați în diferite tipuri în funcție de numărul de protoni (și, prin urmare, și de electroni) pe care îi au. Acesta se numește număr atomic, adesea simbolizat Z  (pentru „Zahl” — din germană pentru „număr”). Prin urmare, fiecărui număr atomic distinct îi corespunde o clasă de atom: aceste clase sunt numite elemente chimice. Elementele chimice sunt ceea ce tabelul periodic clasifică și organizează. Hidrogenul este elementul cu număr atomic 1; Heliu, număr atomic 2; Litiu, număr atomic 3; și așa mai departe. Fiecare dintre aceste nume poate fi abreviat printr-un simbol chimic cu una sau două litere; cele pentru hidrogen, heliu și litiu sunt, respectiv, H, He și Li. Neutronii nu afectează identitatea chimică a atomului, dar afectează greutatea acestuia. Atomii cu același număr de protoni dar cu numere diferite de neutroni sunt numiți izotopi ai aceluiași element chimic. Elementele care apar în mod natural apar de obicei ca amestecuri de izotopi diferiți; deoarece fiecare izotop apare de obicei cu o abundență caracteristică, elementele naturale au greutăți atomice bine definite, definite ca masa medie a unui atom natural al acelui element. În zilele noastre, sunt cunoscute 118 elemente, dintre care primele 94 apar în mod natural pe Pământ. Din cele 94 de elemente naturale, 80 au un izotop stabil. Alți doi, Toriu și Uraniu, au izotopi în curs de descompunere radioactivă, cu un timp de înjumătățire comparabil cu vârsta Pământului. Elementele stabile plus bismut, toriu și uraniu alcătuiesc cele 83 de elemente primordiale care au supraviețuit din formarea Pământului. Cele unsprezece elemente naturale rămase se descompun destul de repede, încât apariția lor continuă să se bazeze în primul rând pe regenerarea constantă ca produse intermediare ale degradării toriului și uraniului. Toate cele 24 de elemente artificiale cunoscute sunt radioactive.

Configurații electronice ℓ =0123456Capacitatea învelișului (2n2)Orbitalspdfghin = 11s2n = 22s2p8n = 33s3p3d18n = 44s4p4d4f32n = 55s5p5d5f5g50n = 66s6p6d6f6g6h72n = 77s7p7d7f7g7h7i98Capacitatea învelișului subchimic (4ℓ+2)261014182226 Tabelul periodic este o descriere grafică a legii periodice, care afirmă că proprietățile și structurile atomice ale elementelor chimice sunt o funcție periodică a numărului lor atomic. Elementele sunt plasate în tabelul periodic în funcție de configurațiile lor electronice, ale căror recurențe periodice explică tendințele proprietăților din tabelul periodic.

Un electron poate fi considerat ca locuind într-un orbital atomic, ceea ce caracterizează probabilitatea ca acesta să poată fi găsit într-o anumită regiune din jurul atomului. Energiile lor sunt cuantificate, ceea ce înseamnă că pot lua doar valori discrete. În plus, electronii se supun principiului de excludere Pauli: electroni diferiți trebuie să fie întotdeauna în stări diferite. Acest lucru permite clasificarea stărilor posibile pe care le poate lua un electron în diferite niveluri de energie cunoscute sub numele de învelișuri. Fiecare orbital poate conține până la doi electroni: aceștia se disting printr-o cantitate cunoscută sub numele de spin, etichetată în mod convențional „sus” sau „jos”. Într-un atom rece (unul în starea sa fundamentală), electronii se aranjează astfel încât energia totală pe care o au este redusă la minimum prin ocuparea orbitalilor cu cea mai mică energie disponibilă. Numai electronii externi (așa-numiții electroni de valență) au suficientă energie pentru a se elibera de nucleu și a participa la reacțiile chimice cu alți atomi. Ceilalți se numesc electroni de bază.

Sunt cunoscute elemente cu până la primele șapte învelișuri chimice ocupate. Primul înveliș conține un singur orbital, un orbital sferic. Acesta poate conține până la doi electroni. Al doilea înveliș conține în mod similar un orbital 2s și, de asemenea, conține trei orbitali 2p în formă de gantere, putând astfel umple până la opt electroni (2×1 + 2×3 = 8). Al treilea înveliș conține un orbital 3s, trei orbitali 3p și cinci orbitali 3d și, prin urmare, are o capacitate de 2×1 + 2×3 + 2×5 = 18. Al patrulea înveliș conține un orbital 4s, trei orbitali 4p, cinci orbitali 4d și șapte orbitali 4f, conducând astfel la o capacitate de 2×1 + 2×3 + 2×5 + 2×7 = 32. Învelișurile mai înalte conțin mai multe tipuri de orbitali care continuă modelul.

Ordinea umplerii învelișului subchimic