Tabel periodic al elementelor

De la Wikipedia, enciclopedia liberă.
Salt la navigare Salt la căutare
Tabel periodic al elementelor

Tabelul periodic al elementelor (sau pur și simplu tabelul periodic sau tabelul lui Mendeleev ) este schema prin care elementele chimice sunt ordonate pe baza numărului lor atomic Z și a numărului de electroni prezenți în orbitalele atomice s , p , d , f .

Este prima și cea mai utilizată versiune a tabelului periodic, concepută în 1869 de chimistul rus Dmitry Ivanovich Mendeleev [1] și, independent, de chimistul german Julius Lothar Meyer [2] ; la început avea numeroase spații goale pentru elementele prevăzute de teorie, dintre care unele ar fi fost descoperite abia în a doua jumătate a secolului XX .

Sinopsis și evoluție istorică

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: Descoperirea elementelor chimice .
O reprezentare a elementelor de John Dalton („ Un nou sistem de filosofie chimică ”, 1808 ).

În timpul istoriei chimiei , pe măsură ce au fost descoperite tot mai multe elemente , a devenit necesar să se introducă o notație simbolică care să le permită să fie scrise într-un mod universal, concis și unic. Prin urmare, au fost create diverse liste de către cercetători în care erau indicate simbolurile elementelor chimice.

Pe măsură ce numărul elementelor cunoscute a crescut, a devenit evidentă necesitatea grupării acestora urmând un criteriu logic neechivoc. Primele încercări de grupare au fost efectuate de Johann Wolfgang Döbereiner, care a grupat elemente cu caracteristici chimice similare în trei la trei. Lucrarea a continuat în acea direcție până la primul tabel periodic real, conceput de Mendeleev , care a ordonat elementele în funcție de greutatea lor atomică și a exploatat periodicitatea proprietăților chimice pentru a aduce împreună elemente cu proprietăți chimice similare în aceleași grupuri . Abia în 1913 , pentru a remedia inconsecvențele găsite în unele elemente, în esență datorită prezenței lor în natură ca amestec de mai mulți izotopi în procente diferite, chimistul Moseley a propus o grupare în funcție de numărul atomic, liniar crescând și independent de cantitatea neutronică.

Tabelul periodic al lui Mendeleev, cu excepția unor modificări ușoare, este tabelul periodic pe care îl folosim și astăzi. De-a lungul anilor, elemente noi sunt sintetizate și se adaugă celorlalte elemente ale tabelului periodic, care, în orice caz, păstrează caracteristicile de periodicitate observate de Mendeleev.

Primele încercări de schematizare

Lista elementelor de Antoine Lavoisier.

În 1789 Antoine Lavoisier a publicat o listă cu 33 de elemente chimice , grupându-le în gaze , metale , nemetale și pământ; [3] [4] Chimiștii au petrecut secolul următor căutând o schemă de clasificare mai precisă. În 1829 Johann Wolfgang Döbereiner a observat că majoritatea elementelor ar putea fi grupate în grupuri de trei pe baza proprietăților lor chimice. De exemplu, litiul , sodiul și potasiul au fost grupate împreună ca metale moi și reactive. Döbereiner a mai observat că, comparând greutățile lor atomice , cel al celui de-al doilea a fost aproximativ egal cu media celor din primul și al treilea; [5] aceasta a devenit cunoscută sub numele de „legea triadei”. [6]

Chimistul german Leopold Gmelin a lucrat cu acest sistem și, în 1843 , a identificat 10 triade, trei grupuri de 4 și unul de 5. [7] Jean Baptiste Dumas a publicat o lucrare în 1857 în care a descris relațiile dintre diferitele grupuri de metale. . [7] Deși diverși chimiști au reușit să identifice relațiile dintre grupuri mici de elemente, au trebuit să construiască un model care să le lege pe toate. [5] În 1858, chimistul german August Kekulé a observat că carbonul are adesea 4 atomi legați de acesta. Metanul, de exemplu, are un atom de carbon și 4 atomi de hidrogen . Acest concept a devenit în cele din urmă cunoscut sub numele de valență și rezultă din acest concept că diferite elemente se leagă cu un număr diferit de atomi. [8]

În 1862 geologul francez Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois a publicat o primă formă de tabel periodic, pe care a numit-o „Vis tellurique”, adică „șurub teluric”, [9] datorită faptului că în această configurație a șurubului telurul a presupus poziție centrală. [10] El a fost prima persoană care a observat periodicitatea elementelor. Cu elemente plasate pe o spirală pe un cilindru, de Chancourtois a demonstrat că elementele cu caracteristici similare păreau să apară la intervale regulate. Tabelul său a inclus niște ioni și compuși pe lângă elemente. De asemenea, el a folosit termeni geologici mai degrabă decât chimici în tabelul său și nu a inclus o diagramă; ca urmare, a primit puțină atenție până la opera lui Dmitri Mendeleev . [11]

În 1864 chimistul german Julius Lothar Meyer a publicat un tabel cu 44 de elemente plasate în ordinea valenței. Tabelul a arătat că elementele cu proprietăți similare au adesea aceeași valență. [12] În aceeași perioadă, chimistul englez William Odling a publicat o schemă de 57 de elemente, ordonate în funcție de greutatea lor atomică. Deși cu unele nereguli și găuri, și-a dat seama că părea să existe o periodicitate a greutăților atomice între elemente și că aceasta era în acord cu „gruparea pe care o primeau de obicei”. [13] Odling a făcut aluzie la ideea unei legi periodice, dar nu a urmărit-o. [14] Mai târziu (în 1870 ) a publicat o clasificare a elementelor bazate pe valență . [15]

Un tabel periodic Newlands prezentat Societății Chimice în 1866, bazat pe Legea Octavelor .

Chimistul englez John Newlands a produs o serie de foi din 1863 până în 1866 , observând că atunci când elementele au fost ordonate în ordinea creșterii greutății atomice, proprietăți fizice și chimice similare s-au produs la intervale de 8, a comparat această periodicitate cu octave ale muzicii . [16] [17] Această așa-numită Lege a Octavelor a fost însă ridiculizată de contemporani din Newlands și Societatea Chimică a refuzat să-și publice lucrările. [18] Cu toate acestea, Newlands a schițat un tabel cu elementele și l-a folosit pentru a prezice existența elementelor lipsă, cum ar fi germaniu [19] , galiu și scandiu. Societatea chimică a recunoscut importanța acestor descoperiri la numai 5 ani de la acordarea lui Mendeleev. [20]

În 1867 Gustavus Hinrichs , chimist academic născut în Danemarca și care lucrează în Statele Unite , a publicat un sistem periodic spiralat bazat pe greutăți atomice și spectre și similitudini chimice. Modelul său a fost considerat bizar, strălucitor și complicat și acest lucru a împiedicat probabil recunoașterea și acceptarea acestuia. [21] [22]

Tabelul periodic al lui Mendeleev

Tabel periodic periodic Mendeleev.

În 1870, chimistul german Julius Lothar Meyer a publicat o versiune extinsă a tabelului său periodic din 1864 . [23] În mod independent, profesorul rus de chimie Dmitri Mendeleev a publicat primul său tabel periodic în 1869 . [24] În tabelele periodice ale lui Meyer și Mendeleev elementele au fost ordonate în rânduri și coloane, în ordinea greutății atomice și au început un nou rând sau coloană atunci când caracteristicile elementelor au început să se repete. [25]

Între cele două, tabelul lui Mendeleev a fost adoptat, deoarece era mai precis decât tabelul lui Meyer din două motive:

  • în primul rând, existau spații goale (a înțeles că fără ele tabelul periodic nu ar putea fi precis), presupunând că elementele corespunzătoare acestor spații goale nu fuseseră încă descoperite; [26] Mendeleev nu a fost primul chimist care a făcut acest lucru, dar el a fost primul care a fost recunoscut să folosească tendințele din tabelul său periodic pentru a prezice proprietățile acelor elemente lipsă, cum ar fi galiul și germaniul ; [27]
  • în al doilea rând, Mendeleev a decis să ignore ocazional ordinea sugerată de greutățile atomice și să schimbe elementele adiacente pentru a le face să intre în coloană cu propriile lor proprietăți chimice .

Când s-au dezvoltat teoriile structurii atomice , s-a realizat că Mendeleev a ordonat, fără să vrea, elementele în ordinea numărului atomic sau a creșterii sarcinii nucleare. [28] Importanța numerelor atomice în organizarea tabelului periodic nu a fost apreciată până când nu s-a descoperit existența protonilor și a neutronilor . Tabelele periodice ale lui Mendeleev au folosit masa atomică în locul numărului atomic pentru a organiza elementele, informații care ar putea fi determinate cu o bună precizie în timpul său. După cum sa menționat, masa atomică a funcționat suficient de bine în majoritatea cazurilor pentru a oferi o reprezentare care a fost capabilă să prezică proprietățile elementelor lipsă mai precis decât orice altă metodă. Înlocuirea cu numere atomice a furnizat o succesiune definitivă, bazată pe numărul întreg pentru elemente, folosită și astăzi chiar și atunci când sunt produse și studiate noi elemente sintetice.

Dezvoltări ulterioare

În 1871 Mendeleev a publicat o formă actualizată a tabelului periodic, oferind, de asemenea, previziuni exacte despre elementele pe care le observase că lipsesc, dar ar fi trebuit să existe. [29] Aceste goluri au fost umplute în ordine, pe măsură ce chimiștii au descoperit elemente noi găsite în natură. Mai mult, descoperirea gazelorrare ” sau „nobile”, între 1885 și 1890 , a dus la adăugarea unui grup al optulea, adică o coloană din dreapta celor șapte indicate de Mendeleev.

Odată cu dezvoltarea mecanicii cuantice, a devenit evident că fiecare perioadă (rând) corespundea umplerii nivelurilor de energie caracterizate de același număr cuantic principal . Atomii mai mari au orbitali multipli de electroni cu același număr cuantic principal, astfel încât tabelele ulterioare au necesitat perioade din ce în ce mai lungi. [30] . În consecință, în 1905 , Alfred Werner a propus un model extins al unui tabel periodic pe 32 de coloane, în care lantanidele și actinidele și elementele de tranziție au fost inserate între grupurile 2 și 3 Mendeleev. Această propunere a fost modificată de Paul Pfeiffer în 1920 , care a redus masa la 18 coloane, așa cum este reprezentată și astăzi, prin plasarea lantanidelor și actinidelor pe o singură linie sub masă. [31] Deși cantități mici de unele elemente transuranice (mai grele decât uraniul) se găsesc în natură, [32] toate aceste elemente au fost descoperite în laborator. Producția lor a extins semnificativ tabelul periodic. Primul dintre acestea a fost neptuniul , sintetizat în 1939 . [33] Deoarece multe dintre elementele transuranice sunt foarte instabile și se degradează rapid, este dificil să le identificăm și să le studiem caracteristicile. Au existat controverse cu privire la descoperirea unui element anunțat în competiție de mai multe laboratoare; acest lucru a necesitat analize independente pentru a determina care echipă de cercetare avea prioritate și, în consecință, dreptul de a denumi articolul.

În 1943, chimistul american Glenn Seaborg a sintetizat plutoniul ; [34] doi ani mai târziu (în 1945) a sugerat că actinidele , cum ar fi lantanidele , aveau sub-orbitalul f plin; de fapt, anterior se credea că actinidele formează o a patra linie în orbitalul d. Ipoteza lui Seaborg a fost testată ulterior, iar în 1951 i s-a acordat Premiul Nobel pentru chimie pentru munca sa privind sinteza actinidelor. [35] [36] Din acest moment, lantanidele și actinidele au fost reprezentate pe două linii diferite ale blocului f .

În 2010, colaborarea ruso - americană în laboratorul Institutului Unit pentru Cercetări Nucleare din Dubna , Rusia, a anunțat că a sintetizat niște atomi tennex (elementul 117, pe atunci cunoscut sub denumirea provizorie „ununseptio”). [37] În 2012, flerovio (elementul 114) și livermorium (elementul 116) au fost acceptate și denumite. [38] La 30 decembrie 2015, elementele 113, 115, 117 și 118 au fost introduse în tabelul periodic oficial al IUPAC, completând astfel a șaptea perioadă a tabelului. [39] Numele lor oficiale (respectiv nihonio , moscovio , tennesso și oganesson ) au fost aprobate în mod oficial la 28 noiembrie 2016. [40]

Adunarea Generală a Organizației Națiunilor Unite a declarat anul 2019 „Anul internațional al tabelului periodic al elementelor chimice” cu ocazia aniversării a 150 de ani de la publicarea tabelului periodic de către Dmitrij Mendeleev .

Organizarea elementelor

Grup → 1 2 3
4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Perioada ↓
1 1
H.

2
El
2 3
Acolo
4
Bine


5
B.
6
C.
7
Nu.
8
SAU
9
F.
10
Nici
3 11
N / A
12
Mg


13
Pentru
14
da
15
P.
16
S.
17
Cl
18
Ar
4 19
K.
20
Aproximativ
21
Sc

22
Tu
23
V.
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
GE
33
La fel de
34
De sine
35
Fr
36
Kr
5 37
Rb
38
Sr.
39
Da

40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
CD
49
În
50
Sn
51
Sb
52
Tu
53
THE
54
Xe
6 55
Cs
56
Ba
57
Acolo
*
72
Hf
73
Ta
74
W
75
rege
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Pic
85
La
86
Rn
7 87
Pr
88
Ra
89
B.C
**
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt.
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Nh
114
Fl
115
Mc
116
Lv
117
Ts
118
Og

* Lantanoizi 58
Există
59
Relatii cu publicul
60
Nd
61
P.m
62
Sm
63
Eu
64
Doamne
65
Tb
66
Dy
67
eu am
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
lu
** Actinoizi 90
Th
91
Pa
nouăzeci și doi
U
93
Np
94
Pu
95
A.m
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Ex
100
Fm
101
Md
102
Nu
103
Lr


Seria chimică a tabelului periodic
Metale alcaline Metale alcalino-pământoase Lantanoizi Actinoizi Elemente de tranziție
Blocarea metalelor p Semi-metale Nu metalele Halogeni gaze nobile

Legenda pentru culorile numerelor atomice :

  • elementele numerotate în albastru sunt lichide la T = 298 K și p = 100 kPa ;
  • cele în verde sunt gaze la T = 298 K și p = 100 kPa;
  • cele în negru sunt solide la T = 298 K și p = 100 kPa;
  • cele în roșu sunt artificiale și nu sunt prezente în mod natural pe Pământ (toate sunt solide la T = 298 K și p = 100 kPa). Tehniciul și plutoniul sunt prezente în cantități minime în minele de uraniu , giganții roșii și resturile de supernova .

În tabelul periodic modern elementele sunt plasate progresiv în fiecare perioadă de la stânga la dreapta în funcție de succesiunea numerelor lor atomice, începând o nouă linie după un gaz nobil . Primul element din următoarea linie este întotdeauna un metal alcalin cu un număr atomic mai mare de o unitate în comparație cu cel al gazului nobil (de exemplu, după kripton , un gaz nobil cu numărul atomic 36, o nouă linie începe cu rubidiu , un metal alcalin cu numărul atomic 37).

Deoarece elementele sunt plasate în ordine în funcție de numărul atomic, seria elementelor este uneori specificată prin termeni precum „până la” (de exemplu, până la fier ), „dincolo” (de exemplu, dincolo de uraniu ) sau „ de la ... Până la "(de exemplu de la lantan la lutetiu ). Uneori, termenii „ușor” și „greu” sunt folosiți, de asemenea, în mod informal pentru a indica numere atomice relative (nu densități ), ca în termenii „mai ușor decât carbonul ” sau „mai greu decât plumbul ”, deși din punct de vedere tehnic greutatea sau masa atomilor de elementele (greutățile lor atomice sau masele atomice) nu cresc întotdeauna monoton cu numărul lor atomic. De exemplu, telurul , elementul 52, este în medie mai greu decât iodul , elementul 53. [41]

Hidrogenul și heliul sunt adesea plasate în alte locuri decât cele care ar indica configurațiile lor electronice: hidrogenul este de obicei plasat deasupra litiului , în conformitate cu configurația sa electronică, dar este uneori plasat deasupra fluorului , [42] sau chiar deasupra carbonului , [42] deoarece se comportă similar cu ei. Heliul este aproape întotdeauna plasat deasupra neonului , deoarece sunt foarte asemănători din punct de vedere chimic. [43]

Semnificația numerelor atomice pentru organizarea tabelului periodic nu a fost apreciată până când existența și proprietățile protonilor și neutronilor au devenit clare. După cum s-a menționat mai devreme, tabelele periodice ale lui Mendeleev au folosit în schimb greutăți atomice, informații care erau determinabile în zilele sale cu o precizie acceptabilă, care au funcționat suficient de bine în majoritatea cazurilor pentru a oferi o prezentare predictivă puternică, mult mai bună decât oricare alta. Reprezentarea completă a proprietăților elemente chimice atunci posibile. Înlocuirea numerelor atomice, odată înțeleasă, a dat o secvență definitivă pentru elemente, bazată pe numere întregi, folosită și astăzi chiar și atunci când sunt produse și studiate noi elemente sintetice. [44]

Metode de grupare

Grupuri

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: grup de tabele periodice .

Grupurile (sau familiile) grupează elementele găsite pe aceeași coloană a tabelului periodic.

Fiecare grup include elemente care au aceeași configurație electronică externă (adică modul în care electronii se aranjează în jurul nucleului ); deoarece proprietățile chimice ale elementelor depind de configurația lor electronică, în cadrul fiecărui grup există elemente cu caracteristici chimice similare (adică care se comportă într-un mod similar în timpul reacțiilor chimice ) și arată o tendință clară a proprietăților de-a lungul grupului (care este asociată cu creșterea greutății atomice ). [45]

În cadrul sistemului internațional de denumire, grupurile sunt indicate numeric de la 1 la 18 de la coloana din stânga (metalele alcaline) până la coloana din dreapta (gazele nobile). [46] Sistemele de denumire mai vechi au diferit ușor între Europa și Statele Unite ale Americii . [47]

Unele dintre aceste grupuri au primit nume asystematic, cum ar fi alcaline metale, metale alcalino - pământoase , pnicogens , calcogen , halogeni și gaze nobile . Cu toate acestea, unele alte grupuri, cum ar fi grupul 4 , sunt pur și simplu indicate prin numerele corespunzătoare, deoarece prezintă mai puține similitudini și / sau tendințe în direcția verticală. [46]

Teoriile mecanice cuantice moderne ale structurii atomice explică tendințele grupurilor propunând că elementele din cadrul aceluiași grup au în general aceleași configurații electronice în coaja lor de valență , [48] care este cel mai important factor în explicarea proprietăților lor similare.

Având în vedere elementele aparținând aceluiași grup, se notează variații monotone ale razei atomice , ale energiei de ionizare și ale electronegativității . În special, deplasându-se de sus în jos într-un grup, razele atomice ale elementelor cresc. Deoarece există mai multe niveluri de energie umplute, electronii de valență sunt situați mai departe de nucleu. De sus, fiecare element succesiv are o energie de ionizare mai mică, deoarece este mai ușor să împingi un electron departe, deoarece electronii sunt mai puțin strâns legați. În mod similar, un grup prezintă, în general, o scădere de sus în jos a electronegativității, datorită unei distanțe crescânde între electronii de valență și nucleu. [49]

Perioade

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: Perioada tabelului periodic .

Perioadele (sau seriile) grupează elementele care se află pe același rând al tabelului periodic.

Fiecare perioadă începe cu un element al cărui atom are ca configurație electronică externă un electron de tip ns , unde n este numărul cuantic principal și continuând spre următorii atomi (mai mult la dreapta pe aceeași linie), numărul atomic Z crește cu o unitate la fiecare pas; [41] prin urmare, elementele din aceeași perioadă au același nivel de energie. Deși comportamentul chimic al elementelor este puternic influențat de grupul din care fac parte, există regiuni în care elementele care prezintă cele mai similare proprietăți chimice sunt cele care aparțin aceleiași perioade, ca în cazul blocului f, unde se formează lantanide și actinide două serii de elemente de tip orizontal. [50]

Având în vedere elementele aparținând aceleiași perioade, se notează variații monotone ale razei atomice, ale energiei de ionizare, ale afinității electronice și ale electronegativității . În special, deplasându-se de la stânga la dreapta printr-o perioadă, raza atomică scade de obicei. Acest lucru se întâmplă deoarece fiecare element succesiv are un proton și un electron mai mult decât precedentul, astfel încât forța cu care electronii sunt atrași spre nucleu este mai mare. [51] Această scădere a razei atomice face ca energia ionizării să crească pe măsură ce se deplasează de la stânga la dreapta printr-o perioadă. Cu cât un element este mai strâns legat, cu atât este mai mare energia necesară pentru a împinge un electron departe. Electronegativitatea crește la fel ca energia de ionizare datorită atracției exercitate asupra electronilor de către nucleu. [49] Afinitatea electronică variază, de asemenea, prin deplasarea de la o parte a perioadei la cealaltă. Metalele (partea stângă a unei perioade) au, în general, o afinitate electronică mai mică decât nemetalele (partea dreaptă a unei perioade), cu excepția gazelor nobile. [52]

Blocuri

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: bloc de tabel periodic .
O diagramă a tabelului periodic, care evidențiază diferitele blocuri.

Datorită importanței învelișului de electroni cel mai exterior, diferitele regiuni ale tabelului periodic sunt uneori numite blocuri ale tabelului periodic , numite după sub-coajă în care se află „ultimul” electron. [43] Blocul s cuprinde primele două grupuri (metale alcaline și metale alcalino-pământoase), precum și hidrogen și heliu . Blocul p include ultimele șase grupuri, care corespund grupurilor 13-18 din numerotarea IUPAC (3A la 8A în cea americană) și conține, printre altele, toate semimetalele . Blocul d cuprinde grupurile de la 3 la 12 în funcție de numerotarea IUPAC (sau de la 3B la 2B în SUA) și conține toate metalele de tranziție . Blocul f , situat de obicei sub restul tabelului periodic, include lantanidele și actinidele . [53]

Alte convenții și variații

În prezentarea tabelului periodic, lantanidele și actinidele sunt adesea prezentate ca două linii suplimentare sub corpul principal, [54] cu un substituent sau un anumit element din serie ( lantan sau lutetiu și respectiv actiniu sau laurentius ) prezentate într-un singur spațiu din tabelul principal, între bariu și hafniu , respectiv radiu și ruterfordiu . Această convenție este în întregime o chestiune de estetică și practicitate a formatării. Un tabel periodic „formatat larg” plasează seria lantanidelor și actinidelor în locurile corespunzătoare, ca părți ale șaselea și a șaptea rânduri ale tabelului periodic.

Tabel periodic cu blocul f în poziția standard.

Unele tabele periodice includ o linie de separare între metale și nemetale [55] . Diverse alte categorii de elemente ar putea fi evidențiate pe un tabel periodic: acestea includ, de exemplu , metale de tranziție , metale post-tranziție sau metaloizi . [56] Sunt cunoscute și grupări mai specializate, cum ar fi metalele refractare și metalele nobile , care sunt subseturi, în acest caz, de metale de tranziție [57] și ocazional marcate [58] .

Modificări periodice

Proprietăți periodice

Principalele proprietăți caracteristice ale fiecărui element despre care s-a constatat că se periodizează de-a lungul tabelului periodic sunt:

Diferitele caracteristici ale elementelor chimice care variază periodic sunt utilizate pentru a clasifica elementul în sine (cum ar fi grupul căruia îi aparține).

Modificări ale proprietăților elementelor din tabelul periodic.

Mai precis, raza atomică crește în același grup pe măsură ce se deplasează spre elementele de mai jos [59] și scade pe măsură ce avansează de la stânga la dreapta în aceeași perioadă; [59] [60] acest lucru se datorează faptului că merge în jos in cadrul unui grup numărul cuantic principal n crește și acest lucru face ca atomul să aibă un mai dezvoltat nor electronic , [59] în timp ce merge de la stânga la dreapta în perioada n ea rămâne aceeași, în timp ce numărul de protoni în interiorul nucleului Variazã, mărind forțele nucleare de atracție dintre electroni și nucleul în jurul căruia ele gravitează, cu o reducere consecutivă a razei atomice. [60]

Energia de ionizare , electronegativitatea și afinitatea electronică scad pe măsură ce coboară într-un grup [61] și cresc pe măsură ce avansează de la stânga la dreapta pe parcursul perioadei. [61] [62] Acest lucru se datorează faptului că coborând în grup electronii din ultimul nivel de energie sunt atrași cu o forță treptat mai slabă datorită scăderii forțelor nucleare (atomii sunt mai puțin electronegativi) și acest lucru scade energia necesară ruperii lor (energia de ionizare scade) și energia eliberată atunci când atomul capătă un electron (afinitate electronică). Mergând de la stânga la dreapta într-o perioadă, pe de altă parte, electronii sunt atrași din ce în ce mai puternic de forțele nucleare (electronegativitatea crește) și aceasta crește energia pentru a smulge un electron din acesta (energia de ionizare crește [62] ) și energia eliberată prin achiziționarea unui electron (afinitate electronică).

Reprezentări alternative

Ci sono varie tavole periodiche con schemi diversi da quello della tavola periodica standard o comune. È stato stimato che nel corso di 100 anni a partire dalla pubblicazione della tavola di Mendeleev ne siano state pubblicate circa 800 versioni differenti. [63] Oltre alle tante variazioni che si basano sul formato "rettangolare", sono state ideate versioni che si basano su forme più o meno complesse, tra cui ad esempio: forme circolari , cubiche , a cilindro , edili (simili a palazzi), a elica, a simbolo dell'infinito , [64] a prisma ottagonale, piramidali , separate, sferiche , a spirale ea triangolo . Le tavole periodiche alternative sono sviluppate per evidenziare o enfatizzare certe proprietà chimiche e fisiche degli elementi in maniera superiore rispetto a quanto faccia la tavola periodica tradizionale. [63] Un famoso schema alternativo è quello di Theodor Benfey (1960): [65] gli elementi sono posizionati in una spirale continua, con l' idrogeno al centro ei metalli di transizione , i lantanidi e gli attinidi che occupano le protuberanze. [66]

La maggior parte delle tavole periodiche è bidimensionale , [32] nonostante le tavole tridimensionali siano datate perfino al 1862 (precedendo la tavola bidimensionale di Mendeleev del 1869). Esempi più recenti includono la classificazione periodica di Courtine (1925), [67] il sistema a lamina di Wringley (1949), [68] l'ellisse periodica di Giguere (1965) [69] e l'albero periodico di Dufour (1996). [70] La tavola periodica del fisico Stowe rappresenta un caso particolare, in quanto è stata descritta come quadridimensionale (tre dimensioni sono date dallo spazio e una dal colore). [71]

Domande aperte e controversie

Elementi presenti in natura

Sebbene spesso ci si riferisca al francio (chiamato da Mendeleev "eka-cesio") come l'ultimo elemento naturale a essere stato scoperto, [72] il plutonio , prodotto sinteticamente nel 1940, è stato identificato in tracce come un elemento primordiale rintracciabile in natura. Nel 1971 [73] e nel 2012 è stato appurato che tutti gli elementi fino al californio possono essere trovati in natura in quantità minuscole nelle cave di uranio a causa della cattura neutronica e del decadimento beta . [32]

Elementi con caratteristiche chimiche sconosciute

Nonostante tutti gli elementi fino all' oganesson siano stati scoperti, si conoscono le proprietà chimiche degli elementi solo fino all' hassio (elemento 108) e quelle del copernicio (elemento 112). Gli altri elementi potrebbero comportarsi differentemente da quanto previsto per estrapolazione , a causa di effetti relativistici ; per esempio, è stato previsto che il flerovio dovrebbe avere qualche proprietà simile a quelle dei gas nobili , però tuttora è posizionato nel gruppo del carbonio [74] . Esperimenti più recenti, tuttavia, hanno suggerito che il flerovio si comporti chimicamente come il piombo , come ci si aspetta dalla sua posizione nella tavola periodica. [75]

Estensioni più particolareggiate

Non è chiaro se i nuovi elementi continueranno lo schema a periodi di 8 della tavola periodica corrente o avranno bisogno di ulteriori aggiustamenti o adattamenti. Seaborg si aspettava un ottavo periodo, che include un blocco-s per gli elementi 119 e 120, un nuovo blocco-g per i successivi 18 elementi e altri 30 elementi che continuano gli attuali blocchi f, de p. [76] Più recentemente, alcuni fisici (tra cui Pekka Pyykkö ) hanno teorizzato che questi elementi aggiuntivi non seguano la regola di Madelung , che predice come gli stadi sono riempiti e quindi modifica l'aspetto della tavola periodica attuale. [77]

Fine della tavola periodica

Il numero di elementi possibili non è conosciuto. Un'ipotesi avanzata da Elliot Adams nel 1911 , basata sul posizionamento degli elementi in ogni riga orizzontale, era che gli elementi di peso atomico superiore a 256 (in termini moderni numero atomico 99-100) non potessero esistere. [78] Una più precisa e recente stima è che la tavola periodica potrebbe finire poco dopo l' isola di stabilità , [79] che si pensa che abbia come centro l'elemento 126, poiché l'estensione delle tavole periodiche e dei nuclidi è ristretta dalle linee di confine (in inglese " drip lines ") dei protoni e dei neutroni. [80]

Altre ipotesi sulla fine della tavola periodica sono:

Inoltre secondo il modello di Bohr atomi con numero atomico maggiore di 137 non potrebbero esistere, poiché un elemento con numero atomico maggiore di 137 avrebbe bisogno che il primo elettrone, quello sull'orbitale 1s, viaggi più velocemente della velocità della luce , [82] per cui il modello di Bohr, non relativistico, non può essere applicato a un ipotetico elemento come questo.

Anche l'equazione relativistica di Dirac presenta dei problemi con gli elementi con più di 137 protoni. Per tali elementi la funzione d'onda di Dirac per lo stato fondamentale è oscillatoria invece che fissa e non c'è gap energetico fra lo spettro di energia positivo e quello negativo, come nel Paradosso di Klein . [83] Calcoli più accurati che tengono conto degli effetti della grandezza finita dei nuclei indicano che l' energia di legame supera il proprio limite superiore per la prima volta con 173 protoni. Per gli elementi più pesanti, se l'orbitale più interno non è riempito, il campo elettrico del nucleo spingerà un elettrone al di fuori dell'atomo, determinando l'emissione spontanea di un positrone ; [84] tuttavia questo non succede se l'orbitale più interno è riempito. Dunque l'elemento 173 non rappresenta necessariamente la fine della tavola periodica. [85]

Posizionamento di idrogeno ed elio

Idrogeno ed elio sono spesso posizionati in posti differenti da quelli che la loro configurazione elettronica indicherebbe: l'idrogeno è solitamente posizionato sopra il litio , in accordo con la sua configurazione elettronica, ma talvolta è posizionato sopra il fluoro [42] o perfino sopra il carbonio , [42] poiché esso si comporta anche in modo simile a loro. È a volte anche posizionato come un elemento singolo in un gruppo a parte, poiché non si comporta in maniera abbastanza simile a nessun altro elemento per fare parte del suo gruppo. [86] L'elio è quasi sempre posizionato sopra il neon , poiché essi sono molto simili chimicamente, avendo entrambi l' orbitale di valenza completo, come tra l'altro tutti gli altri gas nobili , di cui entrambi fanno parte. Comunque a volte è piazzato sopra il berillio poiché hanno configurazione elettronica simile. [43]

Elementi del 6° e del 7° periodo nel gruppo 3

Nonostante scandio e ittrio siano sempre i primi due elementi del terzo gruppo, sull'identità dei due elementi successivi non c'è ancora accordo; essi sono sia lantanio e attinio , sia lutezio e laurenzio . Nonostante ci siano parecchie giustificazioni chimico-fisiche affinché lutezio e laurenzio siano messi nel terzo gruppo al posto di lantanio e attinio, non tutti gli autori ne sono convinti. [87]

Gruppi inclusi nei metalli di transizione

Secondo la definizione IUPAC , un metallo di transizione è "un elemento il cui atomo presenta un sotto-guscio d incompleto o che può dare origine a cationi con sotto-guscio d incompleto" . [88]

Secondo questa definizione tutti gli elementi appartenenti ai gruppi da 3 a 11 sono metalli di transizione. La definizione IUPAC quindi esclude il gruppo 12 dai metalli di transizione, il quale comprende cadmio , zinco e mercurio . Questa ipotesi spiegherebbe così le caratteristiche di conducibilità elettrica del gruppo 11.

Talvolta i metalli di transizione sono identificati con gli elementi del blocco d, includendo di conseguenza i gruppi dal 3 al 12 nei metalli di transizione. In questo caso gli elementi del gruppo 12 sono trattati come un caso speciale dei metalli di transizione, nel quale gli elettroni dell'orbitale d non sono utilizzati normalmente nel formare legami chimici .

Siccome il mercurio può usare i suoi elettroni d per formare fluoruro di mercurio (HgF 4 ), secondo alcuni anche il mercurio dovrebbe fare parte dei metalli di transizione. [89] Invece secondo Jensen la formazione di un composto come HgF 4 può avvenire solo sotto condizioni estreme, per cui non ci si può riferire al mercurio come a un metallo di transizione tramite nessuna interpretazione ordinaria della definizione di metallo di transizione. [90]

Altri chimici escludono gli elementi del terzo gruppo dalla definizione di metallo di transizione (vengono così inseriti tra i lantanidi e attinidi), sulla base che tali elementi del gruppo 3 non formano nessuno ione con l'orbitale d parzialmente occupato e di conseguenza non esibiscono le caratteristiche dei metalli di transizione. In questi casi ci si riferisce solamente ai gruppi da 4 a 11 come metalli di transizione. [91]

Forma ottimale

Le diverse forme della tavola periodica hanno messo i chimici ei fisici di fronte alla domanda se esista una forma ottimale o definitiva della tavola periodica. Si pensa che la risposta a questa domanda dipenda dalla questione se la periodicità chimica degli elementi sia qualcosa di assoluto e fortemente legata con la struttura stessa dell' universo , oppure se questa periodicità è al contrario un prodotto dell'interpretazione umana soggettiva, influenzata dalle circostanze, dalle credenze e dalle predilezioni degli osservatori umani.

Una base oggettiva per la periodicità chimica dovrebbe dare una risposta alle domande a proposito del posizionamento di idrogeno ed elio e riguardo alla composizione del terzo gruppo. Una tale visione assoluta, se esiste, non è ancora stata scoperta. Quindi ci si può riferire alle varie differenti forme della tavola periodica come a variazioni sul tema della periodicità chimica, ognuna delle quali esplora ed enfatizza differenti aspetti, proprietà, prospettive e relazioni di e fra gli elementi. Si pensa che l'uso attuale della tavola periodica standard o medio-lunga sia un risultato del fatto che questo schema abbia un buon bilanciamento di caratteristiche in termini di semplicità e costruzione e la capacità di descrivere efficientemente l'ordine atomico e gli andamenti periodici. [14] [92]

Note

  1. ^ Manuela Campanelli, Due nuovi elementi nella Tavola periodica: flerovio e livermorio , in corriere.it , 20 dicembre 2011. URL consultato il 10 gennaio 2012 .
  2. ^ Silvestroni , p. 29.
  3. ^ Scerri (2006) , pp. 4-5 .
  4. ^ Siegfried , p. 92.
  5. ^ a b Ball, "The Ingredients: A Guided Tour of the Elements" , p. 100.
  6. ^ Horvitz , p. 43.
  7. ^ a b Ball, "The Elements: A Very Short Introduction" .
  8. ^ van Spronsen , p. 19.
  9. ^ Béguyer de Chancourtois .
  10. ^ ( EN ) de Chancourtois Periodic Table , su corrosion-doctors.org .
  11. ^ ( FR ) Annales des Mines history page , su annales.org .
  12. ^ Venable , pp. 85–86, 97.
  13. ^ ( EN ) W. Odling, On the proportional numbers of the elements , in Quarterly Journal of Science , vol. 1, 2002, pp. 642–648 (643).
  14. ^ a b Scerri (2011) .
  15. ^ Kaji , pp. 91–122 (95).
  16. ^ ( EN ) John AR Newlands, On Relations Among the Equivalents , in Chemical News , vol. 10, 20 agosto 1864, pp. 94–95.
  17. ^ ( EN ) John AR Newlands, On the Law of Octaves , in Chemical News , vol. 12, 18 agosto 1865, p. 83.
  18. ^ Bryson , pp. 141-142 .
  19. ^ Scerri (2006) , p. 306.
  20. ^ ( EN ) WH Brock, DM Knight, 1 , in The Atomic Debates: "Memorable and Interesting Evenings in the Life of the Chemical Society" , Isis , vol. 56, The University of Chicago Press , 1965, pp. 5–25, DOI : 10.1086/349922 .
  21. ^ Scerri (2006) , pp. 87, 92.
  22. ^ ( EN ) George B. Kauffman, 3 , in American forerunners of the periodic law , Journal of Chemical Education , vol. 46, marzo 1969, pp. 128–135 (132), Bibcode : 1969JChEd..46..128K , DOI : 10.1021/ed046p128 .
  23. ^ Venable , pp. 96–97, 100–102.
  24. ^ ( DE ) Dimitri Mendelejew, Über die Beziehungen der Eigenschaften zu den Atomgewichten der Elemente , in Zeitschrift für Chemie , 1869, pp. 405–406.
  25. ^ Ball, "The Ingredients: A Guided Tour of the Elements" , pp. 100-102 .
  26. ^ Pullman , p. 227.
  27. ^ Ball, "The Ingredients: A Guided Tour of the Elements" , p. 105.
  28. ^ Atkins , p. 87.
  29. ^ Scerri (2006) , p. 112.
  30. ^ Ball, "The Ingredients: A Guided Tour of the Elements" , p. 111.
  31. ^ Sviluppo storico della tavola periodica , su tavolaperiodica.unicam.it , Università di Camerino.
  32. ^ a b c d e Emsley , p. 593.
  33. ^ Ball, "The Ingredients: A Guided Tour of the Elements" , p. 123.
  34. ^ Scerri (2006) , p. 6.
  35. ^ Scerri (2006) , pp. 270-271 .
  36. ^ Masterton , p. 173.
  37. ^ ( EN ) Missing link element created. , TgDaily, 7 aprile 2010. URL consultato il 10 aprile 2010 .
  38. ^ ( EN ) Names and Symbols of the Elements with Atomic Numbers 114 and 116 , su iupac.org , IUPAC . URL consultato il 30 agosto 2013 (archiviato dall' url originale l'8 marzo 2013) .
  39. ^ ( EN ) Discovery and Assignment of Elements with Atomic Numbers 113, 115, 117 and 118 , su iupac.org , IUPAC, 30 dicembre 2015. URL consultato il 4 gennaio 2016 .
  40. ^ Marco Taddia, Nuovi elementi da fantascienza (o quasi) , su scienzainrete.it , Scienza in rete, 12 dicembre 2016. URL consultato il 20 marzo 2017 .
  41. ^ a b Greenwood , pp. 24-27 .
  42. ^ a b c d ( EN ) Marshall W. Cronyn, The Proper Place for Hydrogen in the Periodic Table , in Journal of Chemical Education , vol. 80, n. 8, agosto 2003, pp. 947–951, DOI : 10.1021/ed080p947 , Bibcode 2003JChEd..80..947C .
  43. ^ a b c Gray , p. 12.
  44. ^ ( EN ) Samanta, C., Chowdhury, P. Roy, Basu, DN, Predictions of alpha decay half lives of heavy and superheavy elements , in Nuclear Physics A , vol. 789, 2007, pp. 142–154, DOI :10.1016/j.nuclphysa.2007.04.001 , arXiv : nucl-th/0703086 , Bibcode 2007NuPhA.789..142S .
  45. ^ Messler , p. 32.
  46. ^ a b Leigh .
  47. ^ ( EN ) Jeffery Leigh, Periodic Tables and IUPAC , su iupac.org , Chemistry International: The News Magazine of The International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). URL consultato il 23 marzo 2011 .
  48. ^ Scerri (2006) , p. 24.
  49. ^ a b Moore , p. 111.
  50. ^ Stoker , p. 68.
  51. ^ Mascetta , p. 50.
  52. ^ Kotz , p. 324.
  53. ^ Jones , p. 2.
  54. ^ Gray , p. 11.
  55. ^ Jespersen , p. 117.
  56. ^ Sebring , p. 128.
  57. ^ Manson , p. 376.
  58. ^ Bullinger , p. 8.
  59. ^ a b c Jespersen , p. 118.
  60. ^ a b Abraham , p. 38.
  61. ^ a b Jespersen , p. 119.
  62. ^ a b Abraham , p. 20.
  63. ^ a b Scerri (2006) , p. 20.
  64. ^ ( EN ) Weird Words of Science: Lemniscate Elemental Landscapes , su cultureofchemistry.fieldofscience.com , The Culture of Chemistry.
  65. ^ ( EN ) J. Emsely, R. Sharp, The periodic table: Top of the charts , in The Independent , 21 giugno 2010.
  66. ^ ( EN ) Glenn Seaborg, 6 , in Plutonium: The Ornery Element , Chemistry , vol. 37, 1964, p. 14.
  67. ^ ( EN ) Mark R. Leach, 1925 Courtines' Periodic Classification , su meta-synthesis.com . URL consultato il 16 ottobre 2012 .
  68. ^ ( EN ) Mark R. Leach, 1949 Wringley's Lamina System , su meta-synthesis.com . URL consultato il 16 ottobre 2012 .
  69. ^ Mazurs , p. 111.
  70. ^ ( EN ) Mark R. Leach, 1996 Dufour's Periodic Tree , su meta-synthesis.com . URL consultato il 16 ottobre 2012 .
  71. ^ ( EN ) David Bradley, At last, a definitive periodic table? , in ChemViews Magazine , 20 luglio 2011, DOI : 10.1002/chemv.201000107 .
  72. ^ ( EN ) Jean-Pierre Adloff, George B. Kaufman, Francium (Atomic Number 87), the Last Discovered Natural Element , su chemeducator.org , The Chemical Educator, 25 settembre 2005. URL consultato il 26 marzo 2007 (archiviato dall' url originale il 4 giugno 2013) .
  73. ^ ( EN ) DC Hoffman, FO Lawrence, JL Mewherter, FM Rourke, 5325 , in Detection of Plutonium-244 in Nature , Nature , vol. 234, 1971, pp. 132–134, Bibcode : 1971Natur.234..132H , DOI : 10.1038/234132a0 .
  74. ^ Schändel , p. 277.
  75. ^ Scerri (2011) , pp. 142-143 .
  76. ^ ( EN ) K. Frazier, Superheavy Elements , in Science News , vol. 113, n. 15, 1978, pp. 236–238, 3963006.
  77. ^ ( EN ) Pekka Pyykkö, A suggested periodic table up to Z ≤ 172, based on Dirac–Fock calculations on atoms and ions , in Physical Chemistry Chemical Physics , vol. 13, n. 1, 2011, pp. 161–168, DOI : 10.1039/c0cp01575j , PMID 20967377 .
  78. ^ ( EN ) QA Elliot, 5 , in A modification of the periodic table , Journal of the American Chemical Society , vol. 33, 1911, pp. 684–688 (688), DOI : 10.1021/ja02218a004 .
  79. ^ ( EN ) Glenn Seaborg, transuranium element (chemical element) , su britannica.com , Encyclopædia Britannica, ca. 2006. URL consultato il 16 marzo 2010 .
  80. ^ ( EN ) S. Cwiok, PH Heenen, W. Nazarewicz, 7027 , in Shape coexistence and triaxiality in the superheavy nuclei , Nature , vol. 433, 2005, pp. 705–9, Bibcode : 2005Natur.433..705C , DOI : 10.1038/nature03336 , PMID 15716943 .
  81. ^ ( EN ) G. Elert, Atomic Models , su The Physics Hypertextbook . URL consultato il 9 ottobre 2009 .
  82. ^ Eisberg .
  83. ^ Bjorken .
  84. ^ ( EN ) W. Greiner, S. Schramm, American Journal of Physics , vol. 76, 2008, p. 509.
  85. ^ ( EN ) Philip Ball, Would Element 137 Really Spell the End of the Periodic Table? Philip Ball Examines the Evidence , su rsc.org , Royal Society of Chemistry , novembre 2010. URL consultato il 30 settembre 2012 .
  86. ^ Gray , p. 14.
  87. ^ ( EN ) E. Scerri, 4 , in Mendeleev's Periodic Table Is Finally Completed and What To Do about Group 3? , Chemistry International , vol. 34, 2012.
  88. ^ ( EN ) IUPAC Gold Book, "transition element" , su goldbook.iupac.org .
  89. ^ ( EN ) Xuefang Wang, Lester Andrews, Sebastian Riedel, Martin Kaupp, 44 , in Mercury Is a Transition Metal: The First Experimental Evidence for HgF 4 , Angewandte Chemie International Edition , vol. 46, 2007, pp. 8371–8375, DOI : 10.1002/anie.200703710 , PMID 17899620 .
  90. ^ ( EN ) William B. Jensen, 9 , in Is Mercury Now a Transition Element? , Journal of Chemical Education , vol. 85, 2008, pp. 1182–1183, Bibcode : 2008JChEd..85.1182J , DOI : 10.1021/ed085p1182 .
  91. ^ Rayner-Canham , pp. 484-485 .
  92. ^ ( EN ) Michelle Francl, 2 ( PDF ), in Table manners , Nature Chemistry , vol. 1, maggio 2009, pp. 97–98, Bibcode : 2009NatCh...1...97F , DOI : 10.1038/nchem.183 , PMID 21378810 .


Bibliografia

Voci correlate

Altri progetti

Collegamenti esterni

Controllo di autorità VIAF ( EN ) 186605590 · Thesaurus BNCF 35900 · LCCN ( EN ) sh85099885 · GND ( DE ) 4125872-1 · BNF ( FR ) cb122746941 (data) · BNE ( ES ) XX532419 (data)