Disposition en tableau d'éléments chimiques classés par numéro atomique
ils tableau périodique, également connu sous le nom aperçu périodique des articlesest une vue sous forme de tableau des éléments chimiques, classés par numéro atomique, configuration électronique et propriétés chimiques récurrentes. La structure du tableau montre les tendances périodiques. Les sept lignes du tableau, appelées périodes, ont généralement des métaux à gauche et des non-métaux à droite. Les colonnes, appelées groupes, contiennent des éléments ayant un comportement chimique similaire. Six groupes ont accepté des noms ainsi que des numéros attribués: par exemple, les éléments du groupe 17 sont des halogènes; et le groupe 18 sont des gaz nobles. Quatre zones ou blocs rectangulaires simples sont également affichés pour remplir différents chemins atomiques.
Les éléments du numéro atomique 1 (hydrogène) à 118 (oganesson) ont été découverts ou synthétisés, complétant sept lignes complètes dans le tableau périodique.(1)(2) Les 94 premiers éléments, l'hydrogène à travers le plutonium, se produisent tous naturellement, bien que certains ne soient trouvés qu'en quantités infimes et quelques-uns n'ont été découverts dans la nature qu'après avoir été synthétisés en premier.(n 1) Les éléments 95 à 118 n'ont été synthétisés que dans des laboratoires ou des réacteurs nucléaires.(3) La synthèse des éléments de numéro atomique supérieur est en cours: ces éléments entameront une huitième ligne, et des travaux théoriques ont été menés pour suggérer des candidats possibles pour cette extension. De nombreux radio-isotopes synthétiques d'éléments naturels ont également été produits en laboratoire.
L'organisation du tableau périodique peut être utilisée pour dériver des relations entre les différentes propriétés des éléments, ainsi que pour prédire les propriétés chimiques et le comportement des éléments non détectés ou récemment synthétisés. Le chimiste russe Dmitri Mendeleev a publié le premier tableau périodique reconnaissable en 1869, développé principalement pour illustrer les tendances périodiques des éléments alors connus. Il a également prédit certaines caractéristiques des éléments non identifiés qui devaient combler les lacunes du tableau. La plupart de ses prévisions se sont avérées exactes. L'idée de Mendeleev s'est lentement développée et affinée avec la découverte ou la synthèse de nouveaux éléments supplémentaires et le développement de nouveaux modèles théoriques pour expliquer le comportement chimique. Le tableau périodique moderne fournit désormais un cadre utile pour l'analyse des réactions chimiques et est encore largement utilisé en chimie, en physique nucléaire et dans d'autres sciences. Il reste une discussion sur le placement et la catégorisation d'éléments spécifiques, l'expansion future et les limites de la table, et s'il s'agit d'une forme optimale de la table.
vue d'ensemble
Couleur de fond montre la sous-catégorie en métal – métalloïde – tendance non métallique:
Chaque élément chimique a un numéro atomique unique (Z) représentant le nombre de protons dans le noyau.(n 2) La plupart des éléments ont différents nombres de neutrons parmi différents atomes, ces variantes étant appelées isotopes. Par exemple, le carbone a trois isotopes naturels: tous les atomes ont six protons et la plupart ont également six neutrons, mais environ un pour cent a sept neutrons, et une très petite fraction a huit neutrons. Les isotopes ne sont jamais séparés dans le système périodique; ils sont toujours regroupés sous un même élément. Les éléments sans isotopes stables ont les masses atomiques de leurs isotopes les plus stables, où ces masses sont indiquées, énumérées entre parenthèses.(7)
Dans le tableau périodique périodique, les éléments sont répertoriés par ordre croissant de numéros atomiques Z (nombre de protons dans le noyau d'un atome). Une nouvelle ligne (période) est démarré quand une nouvelle couche d'électrons a son premier électron. Colonnes (groupesest déterminé par la configuration électronique de l'atome; les éléments avec le même nombre d'électrons dans une sous-coque particulière tombent dans les mêmes colonnes (par exemple, l'oxygène et le sélénium sont dans la même colonne car ils ont tous les deux quatre électrons dans la sous-coque β la plus externe). Les éléments ayant des propriétés chimiques similaires tombent généralement dans le même groupe dans le tableau périodique, bien que dans le bloc f, et à certains égards dans le bloc d, les éléments de la même période ont également tendance à avoir des propriétés similaires. Ainsi, il est relativement facile de prédire les propriétés chimiques d'un élément si l'on connaît les propriétés des éléments qui l'entourent.(8)
Depuis 2016, le tableau périodique comporte 118 éléments confirmés, de l'élément 1 (hydrogène) à 118 (oganesson). Les éléments 113, 115, 117 et 118, les dernières découvertes, ont été officiellement confirmés par l'Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA) en décembre 2015. Leurs noms proposés, Nihonium (Nh), Moscovium (Mc), Tennessee (Ts)) et oganesson (Og) sont respectivement devenus officiels en novembre 2016 par l'UICPA.(9)(10)(11)(12)
Les 94 premiers éléments se produisent naturellement; les 24 autres, de l'américium à l'oganesson (95-118), ne se produisent que lorsqu'ils sont synthétisés en laboratoire. Sur les 94 éléments naturels, 83 sont primordiaux et 11 n'apparaissent que dans les chaînes de désintégration des éléments primordiaux.(3) Aucun élément plus lourd que l'Einsteinium (élément 99) n'a jamais été observé en quantités macroscopiques sous sa forme pure, ni l'astatine (élément 85); le francium (élément 87) n'a été photographié que sous forme de lumière émise par des quantités microscopiques (300 000 atomes).(1. 3)
méthodes de classification
groupes
FR groupe ou famille est une colonne verticale du tableau périodique. Les groupes ont généralement des tendances périodiques plus importantes que les périodes et les blocs, comme expliqué ci-dessous. Les théories modernes de la mécanique quantique de la structure atomique expliquent les tendances des groupes en suggérant que les éléments d'un même groupe ont généralement les mêmes configurations d'électrons dans la coquille de valence.(14) Par conséquent, les éléments d'un même groupe ont tendance à avoir une chimie commune et présentent une tendance claire des propriétés avec l'augmentation du nombre atomique.(15) Dans certaines parties du tableau périodique, comme le bloc d et le bloc f, les similitudes horizontales peuvent être aussi importantes ou plus prononcées que les similitudes verticales.(16)(17)(18)
Selon une convention internationale de dénomination, les groupes sont numérotés de 1 à 18 de la colonne de gauche (les métaux alcalins) à la colonne de droite (les gaz nobles).(19) Dans le passé, ils connaissaient les chiffres romains. En Amérique, les chiffres romains étaient suivis soit d'un "A" si le groupe était dans le bloc s ou p, soit d'un "B" si le groupe était dans le bloc d. Les chiffres romains utilisés correspondent au dernier chiffre de la convention de dénomination actuelle (par exemple, les éléments du groupe 4 étaient du groupe IVB et les éléments du groupe 14 étaient du groupe IVA). En Europe, les lettres étaient les mêmes sauf que "A" était utilisé si le groupe était avant le groupe 10 et "B" était utilisé pour les groupes comprenant et après le groupe 10. De plus, les groupes 8, 9 et 10 étaient traités comme un groupe en taille triple, connu dans les deux notations comme Groupe VIII. En 1988, le nouveau système de noms IUPAC a été introduit et les anciens noms de groupe ont été radiés.(20)
Certains de ces groupes ont reçu des noms triviaux (non systématiques), comme le montre le tableau ci-dessous, bien que certains soient rarement utilisés. Les groupes 3-10 n'ont pas de noms triviaux et ne sont référencés que par le numéro de groupe ou le nom du premier membre de leur groupe (par exemple, le "groupe scandium" pour le groupe 3),(19) car ils présentent moins de similitudes et / ou de tendances verticales.
Les éléments du même groupe ont tendance à montrer des motifs de rayon atomique, d'énergie d'ionisation et d'électronégativité. De haut en bas dans un groupe, les rayons atomiques des éléments augmentent. Puisqu'il y a des niveaux d'énergie plus remplis, les électrons de valence se trouvent plus loin du noyau. Du haut, chaque élément successif a une énergie d'ionisation plus faible car il est plus facile de retirer un électron car les atomes sont moins liés. De même, un groupe a une réduction de bas en bas de l'électronégativité en raison d'une distance croissante entre les électrons de valence et le noyau.(21) Il existe des exceptions à ces tendances: par exemple, dans le groupe 11, l'électronégativité augmente encore plus bas dans le groupe.(22)
n / a Je n'ai pas de numéro de groupe
b Le groupe 3 a du scandium (Sc) et de l'yttrium (Y). Pour le reste du groupe, les sources sont différentes (1) lutétium (Lu) et lawrencium (Lr), ou (2) lanthane (La) et actinium (Ac), ou (3) l'ensemble complet de 15 + 15 lanthanides et actinides. L’UICPA a lancé un projet de normalisation de la définition en tant que (1) Sc, Y, Lu et Lr, ou (2) Sc, Y, La et Ac.(23)
c Le groupe 18, les gaz nobles, n'a pas été découvert à l'époque de la table originale de Mendeleev. Plus tard (1902), Mendeleev a accepté la preuve de leur existence et ils ont pu être placés dans un nouveau "groupe 0", de manière cohérente et sans violer le principe du tableau périodique.
r Nom du groupe tel que recommandé par l'UICPA.
périodes
FR période est une ligne horizontale dans le tableau périodique. Bien que les groupes aient généralement des tendances périodiques plus importantes, il existe des régions où les tendances horizontales sont plus importantes que les tendances des groupes verticaux, comme le bloc f, où les lanthanides et les actinides forment deux éléments de série essentiellement horizontaux.(24)
Les éléments de la même période montrent des tendances dans le rayon atomique, l'énergie d'ionisation, l'affinité électronique et l'électronégativité. Se déplacer de gauche à droite sur une période de temps réduit généralement le rayon atomique. Cela se produit parce que chaque élément successif a un proton et un électron ajoutés, ce qui rapproche l'électron du noyau.(25) Cette réduction du rayon atomique fait également augmenter l'énergie d'ionisation lorsque vous vous déplacez de gauche à droite sur une période de temps. Plus un élément est serré, plus il faut d'énergie pour retirer un électron. L'électronégativité augmente de la même manière que l'énergie d'ionisation en raison des caractéristiques que le noyau exerce sur les électrons.(21) L'affinité électronique montre également une légère tendance sur une période de temps. Les métaux (côté gauche d'une période) ont généralement une affinité électronique plus faible que les non-métaux (côté droit d'une période), à l'exception des gaz nobles.(26)
blocs
Des régions spécifiques du tableau périodique peuvent être appelées blocs comme reconnaissance de la séquence où les coquilles d'électrons des éléments sont remplies. Les éléments se voient attribuer des blocs par lesquels se trouvent les orbitales de leurs électrons de valence ou de leurs lacunes.(27) Le bloc S comprend les deux premiers groupes (métaux alcalins et métaux alcalino-terreux) ainsi que l'hydrogène et l'hélium. Le bloc β comprend les six derniers groupes, qui sont les groupes 13 à 18 dans la numérotation des groupes IUPAC (3A à 8A dans la numérotation des groupes US) et contiennent, entre autres, tous les métalloïdes. Le bloc D comprend les groupes 3 à 12 (ou 3B à 2B dans la numérotation des groupes américains) et contient tous les métaux de transition. Le bloc F, souvent décalé pendant le reste du tableau périodique, n'a pas de numéro de groupe et comprend la plupart des lanthanides et actinides. Un hypothétique bloc G devrait commencer autour de l'élément 121, à quelques éléments de ce qui est actuellement connu.(28)
Métaux, métalloïdes et non-métaux
Selon leurs propriétés physiques et chimiques communes, les éléments peuvent être classés dans les principales catégories de métaux, métalloïdes et non-métaux. Les métaux sont généralement des solides brillants et hautement conducteurs qui forment des alliages entre eux et des composés ioniques de type sel avec des non-métaux (autres que les gaz précieux). Une majorité de non-métaux sont des gaz isolants colorés ou incolores; les non-métaux qui forment des composés avec d'autres non-métaux ont une liaison covalente. Entre les métaux et les non-métaux se trouvent des métalloïdes, qui ont des propriétés intermédiaires ou mixtes.(29)
De plus, les métaux et les non-métaux peuvent être classés en sous-catégories qui montrent une gradation des propriétés métalliques aux propriétés non métalliques lorsque vous allez de gauche à droite dans les rangées. Les métaux peuvent être divisés en métaux alcalins hautement réactifs, par les métaux alcalino-terreux moins réactifs, les lanthanides et les actinides, via les métaux de transition archétypaux, et se terminer par les métaux post-transition physiquement et chimiquement faibles. Les non-métaux peuvent simplement être subdivisés en non-métaux polyatomiques, être plus proches des métalloïdes et avoir un certain caractère métallique initial; ces diatomiques non métalliques essentiellement non métalliques, non métalliques et les gaz nobles monatomiques presque complètement inertes. Des groupes spécialisés tels que les métaux réfractaires et les métaux précieux sont des exemples de sous-groupes de métaux de transition, également connus(30) et parfois dénoté.(31)
Placer des éléments dans des catégories et sous-catégories basées sur des propriétés partagées est imparfait. Il existe une grande différence entre les propriétés de chaque catégorie avec un chevauchement notable des limites, comme c'est le cas avec la plupart des schémas de classification.(32) Par exemple, le béryllium est classé comme un métal alcalino-terreux, bien que sa chimie amphotère et sa tendance à former principalement des composés covalents soient les deux attributs d'un métal chimiquement faible ou post-transition. Le radon est classé comme gaz noble non métallique, mais possède une certaine chimie cationique caractéristique des métaux. D'autres schémas de classification sont possibles, tels que la division des éléments en catégories d'occurrence minéralogiques ou structures cristallines. La catégorisation des éléments de cette manière remonte au moins à 1869 lorsque Hinrichs(33) a écrit que de simples lignes de démarcation pouvaient être placées sur le tableau périodique pour afficher les éléments qui ont des propriétés communes, tels que les métaux, les non-métaux ou les éléments gazeux.
Tendances et tendances périodiques
Configuration d'électrons
La configuration ou l'organisation électronique des électrons en orbite autour d'atomes neutres montre un motif ou une périodicité récurrents. Les électrons occupent une variété de coques d'électrons (numérotées 1, 2 et ainsi de suite). Chaque coquille est constituée d'une ou plusieurs sous-coquilles (appelées s, p, d, f et g). À mesure que le nombre atomique augmente, les électrons remplissent progressivement ces coquilles et ces sous-trous selon la règle de Madelung ou la règle d'ordre énergétique, comme le montre le diagramme. Par exemple, la configuration électronique pour le néon est de 1 s2 2 s2 2 p6. Avec un nombre atomique de dix, le néon a deux électrons dans la première coquille et huit électrons dans la deuxième coquille; il y a deux électrons dans le s-shell et six dans le p-dessous. Dans le cas des tableaux périodiques, la première fois qu'un électron occupe une nouvelle coquille correspond au début de chaque nouvelle période, ces positions étant occupées par l'hydrogène et les métaux alcalins.(34)(35)
Étant donné que les propriétés d'un élément sont principalement déterminées par sa configuration électronique, les propriétés des éléments présentent de manière similaire des motifs récurrents ou un comportement périodique, dont certains exemples sont illustrés dans les diagrammes ci-dessous pour les rayons atomiques, l'énergie d'ionisation et l'affinité électronique. C'est cette périodicité des propriétés, manifestations qui ont été remarquées bien avant le développement de la théorie sous-jacente, qui a conduit à l'établissement de la loi périodique (les propriétés des éléments se répétant à des intervalles variables) et à la formulation des premiers tableaux périodiques.(34)(35)
Atomradier
Les rayons atomiques varient de manière prévisible et explicable dans les tableaux périodiques. Par exemple, les rayons diminuent généralement le long de chaque période du tableau, des métaux alcalins aux gaz nobles; et augmenter chaque groupe. Le rayon augmente fortement entre le gaz noble à la fin de chaque période et le métal alcalin au début de la période suivante. Ces tendances des rayons atomiques (et de diverses autres propriétés chimiques et physiques des éléments) peuvent être expliquées par la théorie de la couche électronique des atomes; ils ont fourni des preuves importantes pour le développement et la confirmation de la théorie quantique.(36)
Les électrons de la sous-coque 4f, qui se remplissent progressivement du lanthane (élément 57) au bium externe (élément 70),(38) ne sont pas particulièrement efficaces pour protéger la charge atomique croissante des sous-cellules plus éloignées. Les éléments immédiatement après les lanthanides ont des rayons atomiques plus petits que prévu et presque identiques aux rayons atomiques des éléments juste au-dessus d'eux.(39) Par conséquent, le lutétium a pratiquement le même rayon atomique (et la même chimie) que l'yttrium, l'hafnium a pratiquement le même rayon atomique (et la même chimie) que le zirconium et le tantale a un rayon atomique similaire au niobium, etc. C'est un effet de la contraction des lanthanides: une contraction similaire des actinides existe également. L'effet de la contraction du lanthanide est noté sur le platine (élément 78), après quoi il est masqué par un effet relativiste appelé effet de paire inerte.(40) La contraction du bloc D, qui est un effet similaire entre le bloc d et le bloc p, est moins prononcée que la contraction des lanthanides, mais se produit pour une raison similaire.(39)
ionisation
La première énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour retirer un électron d'un atome, la deuxième énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour retirer un autre électron de l'atome, et ainsi de suite. Pour un atome donné, les énergies d'ionisation successives augmentent avec le degré d'ionisation. Par exemple, en tant que magnésium, la première énergie d'ionisation est de 738 kJ / mol et la seconde de 1450 kJ / mol. Les électrons dans des orbitales plus proches subissent de plus grandes forces avec une attraction électrostatique; ainsi, leur élimination nécessite plus d'énergie. L'énergie d'ionisation devient plus grande vers le haut et à droite du système périodique.(40)
De grands sauts dans les énergies d'ionisation molaires suivantes se produisent lorsque vous retirez un électron d'une configuration de gaz noble (enveloppe d'électrons complète). Pour le magnésium à nouveau, les deux premières énergies d'ionisation molaire du magnésium données ci-dessus correspondent à la suppression des deux électrons 3, et la troisième énergie ionisante est beaucoup plus grande de 7730 kJ / mol, pour retirer un électron 2p de la configuration très stable de type néon de mg2+. Des sauts similaires se produisent dans les énergies d'ionisation d'autres atomes de la troisième rangée.(40)
électrique
L'électronégativité est la tendance d'un atome à attirer une paire d'électrons partagée.(41) L'électronégativité d'un atome est affectée à la fois par le numéro atomique et la distance entre les électrons de valence et le noyau. Plus l'électronégativité est élevée, plus un élément attire les électrons. Il a été proposé pour la première fois par Linus Pauling en 1932.(42) Généralement, l'électronégativité augmente de gauche à droite pendant une période et diminue à mesure que le groupe descend. Par conséquent, le fluor est le plus électronégatif des éléments,(n 4) tandis que le césium est le plus petit, le moins des éléments pour lesquels des données importantes sont disponibles.(22)
Il existe quelques exceptions à cette règle générale. Le gallium et le germanium ont des électronégativités plus élevées que l'aluminium et le silicium, respectivement, en raison de la contraction du blocage d. Les éléments de la quatrième période juste après la première rangée des métaux de transition ont des rayons atomiques inhabituellement petits parce que les électrons 3d ne sont pas efficaces pour protéger la charge nucléaire accrue, et une taille atomique plus petite est corrélée avec une électronégativité plus élevée.(22) L'électronégativité anormalement élevée du plomb, en particulier par rapport au thallium et au bismuth, est un objet d'électronégativité qui varie avec l'état d'oxydation: son électronégativité est mieux conforme aux tendances si elle est citée pour l'état +2 plutôt que pour l'état +4.(43)
Affinité électronique
L'affinité de l'électron est la quantité d'énergie libérée lorsqu'un électron est ajouté à un atome neutre pour former un ion négatif. Bien que l'affinité électronique varie considérablement, certains modèles émergent. En général, les non-métaux ont des valeurs d'affinité électronique plus positives que les métaux. Le chlore attire le plus fortement un électron supplémentaire. L'affinité électronique des gaz nobles n'a pas été finalement ciblée, ils peuvent donc avoir ou non des valeurs légèrement négatives.(46)
L'affinité électronique augmente généralement sur une période de temps. Cela est dû au remplissage de la coquille de valence de l'atome; un atome du groupe 17 libère plus d'énergie qu'un atome du groupe 1 en obtenant un électron car il atteint une coquille de valence remplie et est donc plus stable.(46)
On peut s'attendre à une tendance à la baisse des groupes descendants d'affinité électronique. L'électron supplémentaire entrera dans une orbite plus éloignée du noyau. En tant que tel, cet électron sera moins attiré par le noyau et libérera moins d'énergie lorsqu'il sera ajouté. En descendant dans un groupe, environ un tiers des éléments sont aberrants, avec des éléments plus lourds ayant une affinité électronique plus élevée que les rois plus légers suivants. Cela est largement dû à une mauvaise protection des électrons d et f. Une réduction régulière de l'affinité électronique ne s'applique qu'à l'atome 1 du groupe 1.(47)
Caractère métallique
Plus les valeurs d'énergie d'ionisation, d'électronégativité et d'affinité électronique sont faibles, plus l'élément est métallique. Inversement, le caractère non métallique augmente avec des valeurs plus élevées de ces propriétés.(48) Étant donné les tendances périodiques de ces trois propriétés, une nuance métallique a tendance à diminuer au cours d'une période (ou d'une rangée), et avec quelques irrégularités (principalement) en raison d'un mauvais criblage du noyau par d- et f les électrons et les effets relativistes,(49) ont tendance à augmenter en descendant dans un groupe (ou colonne ou famille). Ainsi, les éléments les plus métalliques (comme le césium et le francium) sont en bas à gauche des tableaux périodiques traditionnels et les éléments les plus non métalliques (oxygène, fluor, chlore) sont en haut à droite. La combinaison des tendances horizontales et verticales dans le caractère métallique explique la fracture de l'escalier entre les métaux et les non-métaux trouvée sur certains tableaux périodiques, et la pratique de catégoriser certains éléments à côté de la ligne, ou des éléments à côté de ces éléments, comme métalloïdes.(50)(51)
nombre d'oxydation
À quelques exceptions près, les chiffres d'oxydation parmi les articles montrent quatre tendances principales selon leur tableau périodique géographique: gauche; milieu; Pas vrai; et au sud. Sur le côté gauche (groupes 1 à 3), le nombre d'oxydation stable le plus élevé est le numéro de groupe, les états d'oxydation inférieurs étant moins stables. Au milieu (groupes 4 à 11), les états d'oxydation supérieurs deviennent plus stables à mesure qu'ils diminuent pour chaque groupe. Le groupe 12 fait exception à cette tendance; ils se comportent comme s'ils étaient placés sur le côté gauche de la table. À droite, les états d'oxydation plus élevés ont tendance à devenir moins stables lorsqu'ils descendent en groupe.(52) L'écart entre ces tendances est continu: par exemple, le groupe 3 a également des états d'oxydation inférieurs qui sont les plus stables dans l'élément le plus léger (scandium, avec CsScCl3 par exemple, connu dans l'état +2),(53) et le groupe 12 devrait avoir plus facilement du cuivre-nickel montrant des états d'oxydation supérieurs à +2.(54)
Les lanthanides et les actinides situés le long du sud de la table sont séparés en ayant en commun l'état d'oxydation +3; c'est l'état le plus stable pour les lanthanides. Les premiers actinides présentent un schéma d'états d'oxydation similaires à ceux de leurs congénères de métaux de transition des périodes 6 et 7; les derniers actinides sont plus similaires aux lanthanides, bien que ces derniers (à l'exception du lawrencium) aient un état d'oxydation +2 de plus en plus important qui devient l'état le plus stable du nobelium.(55)
Liaison ou pontage entre groupes
De gauche à droite à travers les quatre blocs dans la forme longue ou à 32 colonnes du tableau périodique se trouve une série de groupes d'éléments de liaison ou de pontage, situés approximativement entre chaque bloc. En général, les groupes à la périphérie des blocs présentent des similitudes avec les groupes des blocs voisins, ainsi qu'avec les autres groupes de leurs propres blocs, comme prévu car la plupart des tendances périodiques sont continues.(56) Ces groupes, comme les métalloïdes, présentent des propriétés intermédiaires, ou qui sont un mélange de groupes de chaque côté. Chimiquement, les éléments du groupe 3, les lanthanides et les éléments lourds des groupes 4 et 5 présentent un comportement similaire aux métaux alcalino-terreux(57) ou plus généralement, s bloquer les métaux(58)(59)(60) mais a certaines des propriétés physiques de ré bloque les métaux de transition;(61) pendant ce temps, le lutétium se comporte chimiquement comme un lanthanide (comme il est souvent classé), mais présente un mélange de propriétés physiques du lanthanide et du métal de transition (comme le fait l'yttrium).(62)(63) Le lawrencium, en tant qu'analogue du lutétium, aura probablement des propriétés similaires.(n 5) Les pièces de monnaie du groupe 11 (cuivre, argent et or) sont chimiquement capables d'agir comme métaux de transition ou comme métaux du groupe principal.(66) Le groupe volatil de 12 métaux, zinc, cadmium et mercure est parfois considéré comme un lien ré blocage à p bloquants. Ils sont sensationnels ré bloque les éléments, mais ils ont peu de propriétés de métaux de transition et leur sont plus similaires p bloquer les voisins du groupe 13.(67)(68) Les gaz nobles relativement inertes du groupe 18 jettent un pont entre les groupes d'éléments les plus réactifs du tableau périodique – les halogènes du groupe 17 et les métaux alcalins du groupe 1.(56)
histoire
Première tentative systématique
En 1789, Antoine Lavoisier publie une liste de 33 éléments chimiques, les regroupant en gaz, métaux, non-métaux et sols.(69) Les chimistes ont passé le siècle suivant à chercher un système de classification plus précis. En 1829, Johann Wolfgang Döbereiner a observé que de nombreux éléments pouvaient être regroupés en triades en fonction de leurs propriétés chimiques. Par exemple, le lithium, le sodium et le potassium ont été regroupés dans une triade en tant que métaux réactifs mous. Döbereiner a également observé que lorsqu'il était arrangé avec le poids atomique, le deuxième membre de chaque triade était à peu près la moyenne du premier et du troisième.(70) Ceci est devenu connu comme la loi des Triades.(71) Le chimiste allemand Léopold Gmelin a travaillé sur ce système et en 1843, il avait identifié dix triades, trois groupes de quatre et un groupe de cinq. Jean-Baptiste Dumas a publié des travaux en 1857 décrivant la relation entre différents groupes de métaux. Bien que différents chimistes aient pu identifier les relations entre de petits groupes d'éléments, ils n'avaient pas encore construit de schéma les incluant tous.(70) En 1857, le chimiste allemand August Kekulé a observé que le carbone avait souvent quatre autres atomes attachés. Par exemple, le méthane a un atome de carbone et quatre atomes d'hydrogène.(72) Ce concept est finalement devenu connu sous le nom de valence, où différents éléments se lient à différents nombres d'atomes.(73)
En 1862, le géologue français Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois a publié une première forme du système périodique, qu'il a appelé l'hélice ou la vis tellurienne. Il a été le premier à remarquer la périodicité des éléments. Avec les éléments disposés en spirale sur un cylindre par ordre croissant de poids atomique, le Chancourtois a montré que des éléments aux propriétés similaires semblaient se produire à intervalles réguliers. Sa carte incluait quelques ions et composés ainsi que des éléments. Ses articles utilisaient également des termes géologiques plutôt que chimiques et n'incluaient pas de tableau. En conséquence, il a reçu peu d'attention avant le travail de Dmitri Mendeleev.(74)
En 1864, Julius Lothar Meyer, un chimiste allemand, a publié un tableau de 28 éléments. Il s'est rendu compte qu'un schéma basé sur le poids atomique ne correspondait pas exactement à la périodicité observée dans les propriétés chimiques, et il a priorisé la valence sur les petites différences de poids atomique. Un élément manquant entre Si et Sn a été prédit avec le poids atomique 73 et la valence 4.(75) Dans le même temps, le chimiste anglais William Odling a publié un schéma de 57 éléments, ordonné sur la base des poids atomiques. Avec quelques irrégularités et lacunes, il a remarqué ce qui semblait être une périodicité des poids atomiques parmi les éléments, et que cela correspondait à "leurs groupements habituellement reçus".(76) La cultivation a excité l'idée d'une loi périodique, mais ne l'a pas poursuivie.(77) Il propose ensuite (en 1870) une classification des éléments basée sur la valence.(78)
Le chimiste anglais John Newlands a produit une série d'articles de 1863 à 1866 et a noté que lorsque les éléments étaient répertoriés afin d'augmenter le poids atomique, des propriétés physiques et chimiques similaires étaient inversées à huit intervalles. Il a comparé une telle périodicité aux octaves de la musique.(79)(80) Cette soi-disant loi Octaves a été ridiculisée par les contemporains de Newland, et la Chemical Society a refusé de publier ses travaux.(81) Newlands var likevel i stand til å utarbeide en tabell over elementene og brukte den til å forutsi eksistensen av manglende elementer, for eksempel germanium.(82) The Chemical Society erkjente bare betydningen av oppdagelsene hans fem år etter at de krediterte Mendeleev.(83)
In 1867, Gustavus Hinrichs, a Danish born academic chemist based in America, published a spiral periodic system based on atomic spectra and weights, and chemical similarities. His work was regarded as idiosyncratic, ostentatious and labyrinthine and this may have militated against its recognition and acceptance.(84)(85)
Mendeleev's table
Mendeleev's periodic table from his book An Attempt Towards a Chemical Conception of the Ether
Russian chemistry professor Dmitri Mendeleev and German chemist Julius Lothar Meyer independently published their periodic tables in 1869 and 1870, respectively.(86) Mendeleev's table, dated March 1 (O.S. February 17) 1869,(87) was his first published version. That of Meyer was an expanded version of his (Meyer's) table of 1864.(88) They both constructed their tables by listing the elements in rows or columns in order of atomic weight and starting a new row or column when the characteristics of the elements began to repeat.(89)
The recognition and acceptance afforded to Mendeleev's table came from two decisions he made. The first was to leave gaps in the table when it seemed that the corresponding element had not yet been discovered.(90) Mendeleev was not the first chemist to do so, but he was the first to be recognized as using the trends in his periodic table to predict the properties of those missing elements, such as gallium and germanium.(91) The second decision was to occasionally ignore the order suggested by the atomic weights and switch adjacent elements, such as tellurium and iodine, to better classify them into chemical families.
Mendeleev published in 1869, using atomic weight to organize the elements, information determinable to fair precision in his time. Atomic weight worked well enough to allow Mendeleev to accurately predict the properties of missing elements.
Mendeleev took the unusual step of naming missing elements using the Sanskrit numerals eka (1), dvi (2), and tri (3) to indicate that the element in question was one, two, or three rows removed from a lighter congener. It has been suggested that Mendeleev, in doing so, was paying homage to ancient Sanskrit grammarians, in particular Pāṇini, who devised a periodic alphabet for the language.(92)
Following the discovery of the atomic nucleus by Ernest Rutherford in 1911, it was proposed that the integer count of the nuclear charge is identical to the sequential place of each element in the periodic table. In 1913, English physicist Henry Moseley using X-ray spectroscopy confirmed this proposal experimentally. Moseley determined the value of the nuclear charge of each element and showed that Mendeleev's ordering actually places the elements in sequential order by nuclear charge.(93) Nuclear charge is identical to proton count and determines the value of the atomic number (Z) of each element. Using atomic number gives a definitive, integer-based sequence for the elements. Moseley predicted, in 1913, that the only elements still missing between aluminium (Z = 13) and gold (Z = 79) were Z = 43, 61, 72, and 75, all of which were later discovered. The atomic number is the absolute definition of an element and gives a factual basis for the ordering of the periodic table.(94)
Second version and further development
In 1871, Mendeleev published his periodic table in a new form, with groups of similar elements arranged in columns rather than in rows, and those columns numbered I to VIII corresponding with the element's oxidation state. He also gave detailed predictions for the properties of elements he had earlier noted were missing, but should exist.(95) These gaps were subsequently filled as chemists discovered additional naturally occurring elements.(96) It is often stated that the last naturally occurring element to be discovered was francium (referred to by Mendeleev as eka-caesium) in 1939, but it was technically only the last element to be discovered in nature as opposed to by synthesis.(97)Plutonium, produced synthetically in 1940, was identified in trace quantities as a naturally occurring element in 1971.(98)
The popular(99) periodic table layout, also known as the common or standard form (as shown at various other points in this article), is attributable to Horace Groves Deming. In 1923, Deming, an American chemist, published short (Mendeleev style) and medium (18-column) form periodic tables.(100)(n 6) Merck and Company prepared a handout form of Deming's 18-column medium table, in 1928, which was widely circulated in American schools. By the 1930s Deming's table was appearing in handbooks and encyclopedias of chemistry. It was also distributed for many years by the Sargent-Welch Scientific Company.(101)(102)(103)
With the development of modern quantum mechanical theories of electron configurations within atoms, it became apparent that each period (row) in the table corresponded to the filling of a quantum shell of electrons. Larger atoms have more electron sub-shells, so later tables have required progressively longer periods.(104)
In 1945, Glenn Seaborg, an American scientist, made the suggestion that the actinide elements, like the lanthanides, were filling an f sub-level. Before this time the actinides were thought to be forming a fourth d-block row. Seaborg's colleagues advised him not to publish such a radical suggestion as it would most likely ruin his career. As Seaborg considered he did not then have a career to bring into disrepute, he published anyway. Seaborg's suggestion was found to be correct and he subsequently went on to win the 1951 Nobel Prize in chemistry for his work in synthesizing actinide elements.(105)(106)(n 7)
Although minute quantities of some transuranic elements occur naturally,(3) they were all first discovered in laboratories. Their production has expanded the periodic table significantly, the first of these being neptunium, synthesized in 1939.(107) Because many of the transuranic elements are highly unstable and decay quickly, they are challenging to detect and characterize when produced. There have been controversies concerning the acceptance of competing discovery claims for some elements, requiring independent review to determine which party has priority, and hence naming rights.(108) In 2010, a joint Russia–US collaboration at Dubna, Moscow Oblast, Russia, claimed to have synthesized six atoms of tennessine (element 117), making it the most recently claimed discovery. It, along with nihonium (element 113), moscovium (element 115), and oganesson (element 118), are the four most recently named elements, whose names all became official on 28 November 2016.(109)
Different periodic tables
The long- or 32-column table
The modern periodic table is sometimes expanded into its long or 32-column form by reinstating the footnoted f-block elements into their natural position between the s- and d-blocks, as proposed by Alfred Werner.(110) Unlike the 18-column form this arrangement results in "no interruptions in the sequence of increasing atomic numbers".(111) The relationship of the f-block to the other blocks of the periodic table also becomes easier to see.(112)Jensen advocates a form of table with 32 columns on the grounds that the lanthanides and actinides are otherwise relegated in the minds of students as dull, unimportant elements that can be quarantined and ignored.(113) Despite these advantages the 32-column form is generally avoided by editors on account of its undue rectangular ratio compared to a book page ratio,(114) and the familiarity of chemists with the modern form, as introduced by Seaborg.(115)
| Group → | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Alkali metal | Alkaline earth metal | Boron group | Carbon group | Pnictogen | Chalcogen | Halogen | Noble gas | |||||||||||||||||||||||||
| CAS: | IA | IIA | IIIB | IVB | VB | VIB | VIIB | VIIIB | IB | IIB | IIIA | IVA | Virginie | VIA | VIIA | VIIIA | ||||||||||||||||
| old IUPAC: | IA | IIA | IIIA | IVA | Virginie | VIA | VIIA | VIII | IB | IIB | IIIB | IVB | VB | VIB | VIIB | 0 | ||||||||||||||||
| ↓ Period | ||||||||||||||||||||||||||||||||
| 1 | Hydrogen | →element name atomic number chemical symbol |
Helium | |||||||||||||||||||||||||||||
| 2 | Lithium | Beryllium | Boron | Carbon | Nitrogen | Oxygen | Fluorine | Neon | ||||||||||||||||||||||||
| 3 | Sodium | Magnesium | Aluminium | Silicon | Phosphorus | Sulfur | Chlorine | Argon | ||||||||||||||||||||||||
| 4 | Potassium | Calcium | Scandium | Titanium | Vanadium | Chromium | Manganese | Iron | Cobalt | Nickel | Copper | Zinc | Gallium | Germanium | Arsenic | Selenium | Bromine | Krypton | ||||||||||||||
| 5 | Rubidium | Strontium | Yttrium | Zirconium | Niobium | Molybdenum | Technetium
(97) |
Ruthenium | Rhodium | Palladium | Silver | Cadmium | Indium | Tin | Antimony | Tellurium | Iodine | Xenon | ||||||||||||||
| 6 | Caesium | Barium | Lanthanum | Cerium | Praseodymium | Neodymium | Promethium
(145) |
Samarium | Europium | Gadolinium | Terbium | Dysprosium | Holmium | Erbium | Thulium | Ytterbium | Lutetium | Hafnium | Tantalum | Tungsten | Rhenium | Osmium | Iridium | Platinum | Gold | Mercury | Thallium | Lead | Bismuth | Polonium
(209) |
Astatine
(210) |
Radon
(222) |
| 7 | Francium
(223) |
Radium
(226) |
Actinium
(227) |
Thorium | Protactinium | Uranium | Neptunium
(237) |
Plutonium
(244) |
Americium
(243) |
Curium
(247) |
Berkelium
(247) |
Californium
(251) |
Einsteinium
(252) |
Fermium
(257) |
Mendelevium
(258) |
Nobelium
(259) |
Lawrencium
(266) |
Rutherfordium
(267) |
Dubnium
(268) |
Seaborgium
(269) |
Bohrium
(270) |
Hassium
(269) |
Meitnerium
(278) |
Darmstadtium
(281) |
Roentgenium
(282) |
Copernicium
(285) |
Nihonium
(286) |
Flerovium
(289) |
Moscovium
(290) |
Livermorium
(293) |
Tennessine
(294) |
Oganesson
(294) |
- F: 18.998403163(6) — Standard atomic weight
- C: (12.0096, 12.0116) — Standard atomic weight is an interval
- F: 18.998, C: 12.011 — Abridged and conventional value (formal short)
- Po: (209) — mass number of the most stable isotope
Background color shows subcategory in the metal–metalloid–nonmetal trend:
Tables with different structures
Within 100 years of the appearance of Mendeleev's table in 1869, Edward G. Mazurs had collected an estimated 700 different published versions of the periodic table.(113)(118)(119) As well as numerous rectangular variations, other periodic table formats have been shaped, for example,(n 8) like a circle, cube, cylinder, building, spiral, lemniscate,(120) octagonal prism, pyramid, sphere, or triangle. Such alternatives are often developed to highlight or emphasize chemical or physical properties of the elements that are not as apparent in traditional periodic tables.(119)
A popular(121) alternative structure is that of Otto Theodor Benfey (1960). The elements are arranged in a continuous spiral, with hydrogen at the centre and the transition metals, lanthanides, and actinides occupying peninsulas.(122)
Most periodic tables are two-dimensional;(3) three-dimensional tables are known to as far back as at least 1862 (pre-dating Mendeleev's two-dimensional table of 1869). More recent examples include Courtines' Periodic Classification (1925),(123) Wringley's Lamina System (1949),(124)Giguère's Periodic helix (1965)(125) and Dufour's Periodic Tree (1996).(126) Going one further, Stowe's Physicist's Periodic Table (1989)(127) has been described as being four-dimensional (having three spatial dimensions and one colour dimension).(128)
The various forms of periodic tables can be thought of as lying on a chemistry–physics continuum.(129) Towards the chemistry end of the continuum can be found, as an example, Rayner-Canham's "unruly"(130) Inorganic Chemist's Periodic Table (2002),(131) which emphasizes trends and patterns, and unusual chemical relationships and properties. Near the physics end of the continuum is Janet's Left-Step Periodic Table (1928). This has a structure that shows a closer connection to the order of electron-shell filling and, by association, quantum mechanics.(132) A somewhat similar approach has been taken by Alper,(133) albeit criticized by Eric Scerri as disregarding the need to display chemical and physical periodicity.(134) Somewhere in the middle of the continuum is the ubiquitous common or standard form of periodic table. This is regarded as better expressing empirical trends in physical state, electrical and thermal conductivity, and oxidation numbers, and other properties easily inferred from traditional techniques of the chemical laboratory.(135) Its popularity is thought to be a result of this layout having a good balance of features in terms of ease of construction and size, and its depiction of atomic order and periodic trends.(77)(136)
Left-step periodic table (by Charles Janet)
This form of periodic table is congruent with the order in which electron shells are ideally filled according to the Madelung rule, as shown in the accompanying sequence in the left margin (read from top to bottom, left to right). The experimentally determined ground-state electron configurations of the elements differ from the configurations predicted by the Madelung rule in twenty instances, but the Madelung-predicted configurations are always at least close to the ground state. The last two elements shown, elements 119 and 120, have not yet been synthesized.
Open questions and controversies
Placement of hydrogen and helium
Simply following electron configurations, hydrogen (electronic configuration 1s1) and helium (1s2) should be placed in groups 1 and 2, above lithium (1s22s1) and beryllium (1s22s2).(137) While such a placement is common for hydrogen, it is rarely used for helium outside of the context of electron configurations: When the noble gases (then called "inert gases") were first discovered around 1900, they were known as "group 0", reflecting no chemical reactivity of these elements known at that point, and helium was placed on the top of that group, as it did share the extreme chemical inertness seen throughout the group. As the group changed its formal number, many authors continued to assign helium directly above neon, in group 18; one of the examples of such placing is the current IUPAC table.(138)
The position of hydrogen in group 1 is reasonably well settled. Its usual oxidation state is +1 as is the case for its heavier alkali metal congeners. Like lithium, it has a significant covalent chemistry.(139)(140)
It can stand in for alkali metals in typical alkali metal structures.(141) It is capable of forming alloy-like hydrides, featuring metallic bonding, with some transition metals.(142)
Nevertheless, it is sometimes placed elsewhere. A common alternative is at the top of group 17(134) given hydrogen's strictly univalent and largely non-metallic chemistry, and the strictly univalent and non-metallic chemistry of fluorine (the element otherwise at the top of group 17). Sometimes, to show hydrogen has properties corresponding to both those of the alkali metals and the halogens, it is shown at the top of the two columns simultaneously.(143) Another suggestion is above carbon in group 14: placed that way, it fits well into the trends of increasing ionization potential values and electron affinity values, and is not too far from the electronegativity trend, even though hydrogen cannot show the tetravalence characteristic of the heavier group 14 elements.(144) Finally, hydrogen is sometimes placed separately from any group; this is based on its general properties being regarded as sufficiently different from those of the elements in any other group.
The other period 1 element, helium, is most often placed in group 18 with the other noble gases, as its extraordinary inertness is extremely close to that of the other light noble gases neon and argon.(145) Nevertheless, it is occasionally placed separately from any group as well.(146) The property that distinguishes helium from the rest of the noble gases is that in its closed electron shell, helium has only two electrons in the outermost electron orbital, while the rest of the noble gases have eight. Some authors, such as Henry Bent (the eponym of Bent's rule), Wojciech Grochala, and Felice Grandinetti, have argued that helium would be correctly placed in group 2, over beryllium; Charles Janet's left-step table also contains this assignment. The normalized ionization potentials and electron affinities show better trends with helium in group 2 than in group 18; helium is expected to be slightly more reactive than neon (which breaks the general trend of reactivity in the noble gases, where the heavier ones are more reactive); predicted helium compounds often lack neon analogues even theoretically, but sometimes have beryllium analogues; and helium over beryllium better follows the trend of first-row anomalies in the table (s >> p > d > f).(147)(148)(149)
Group 3 and its elements in periods 6 and 7
Although scandium and yttrium are always the first two elements in group 3, the identity of the next two elements is not completely settled. They are commonly lanthanum and actinium, and less often lutetium and lawrencium. The two variants originate from historical difficulties in placing the lanthanides in the periodic table, and arguments as to where the f block elements start and end.(150)
(n 9)
(n 10) It has been claimed that such arguments are proof that, "it is a mistake to break the (periodic) system into sharply delimited blocks".(152) A third common variant shows the two positions below yttrium as being occupied by the lanthanides and the actinides. A fourth variant shows group 3 bifurcating after Sc-Y, into an La-Ac branch, and an Lu-Lr branch.(29)
Chemical and physical arguments have been made in support of lutetium and lawrencium(153)(154) but the majority of authors seem either unconvinced by them or unaware of them.(155)(156) Most working chemists are not aware there is any controversy.(156) In December 2015 an IUPAC project was established to make a recommendation on the matter, considering only the first two alternatives as possibilities.(157)
Lanthanum and actinium
|
La and Ac below Y |
Lanthanum and actinium are commonly depicted as the remaining group 3 members.(158)(n 11) It has been suggested that this layout originated in the 1940s, with the appearance of periodic tables relying on the ground-state electron configurations of the elements and the notion of the differentiating electron. The ground-state configurations of caesium, barium and lanthanum are (Xe)6s1, (Xe)6s2 and (Xe)5d16s2. Lanthanum thus emerges with a 5d differentiating electron and on these grounds it was considered to be "in group 3 as the first member of the d-block for period 6".(159) A superficially consistent set of electron configurations is then seen in group 3: scandium (Ar)3d14s2, yttrium (Kr)4d15s2 and lanthanum (Xe)5d16s2. Still in period 6, ytterbium was assigned an electron configuration of (Xe)4f135d16s2 and lutetium (Xe)4f145d16s2, "resulting in a 4f differentiating electron for lutetium and firmly establishing it as the last member of the f-block for period 6".(159) Later spectroscopic work found that the electron configuration of ytterbium was in fact (Xe)4f146s2. This meant that ytterbium and lutetium—the latter with (Xe)4f145d16s2—both had 14 f-electrons, "resulting in a d- rather than an f- differentiating electron" for lutetium and making it an "equally valid candidate" with (Xe)5d16s2 lanthanum, for the group 3 periodic table position below yttrium.(159) Lanthanum has the advantage of incumbency since the 5d1 electron appears for the first time in its structure whereas it appears for the third time in lutetium, having also made a brief second appearance in gadolinium(160) (though similar logic would also lead to thorium getting the 6d2 position, having incumbency over rutherfordium).
In terms of chemical behaviour,(161) and trends going down group 3 (if Sc-Y-La is chosen) for properties such as melting point, electronegativity and ionic radius,(162)(163) scandium, yttrium, lanthanum and actinium are similar to their group 1–2 counterparts. In this variant, the number of f electrons in the most common (trivalent) ions of the f-block elements consistently matches their position in the f-block.(164) For example, the f-electron counts for the trivalent ions of the first three f-block elements are Ce 1, Pr 2 and Nd 3.(165) However, outside the lanthanides there does not exist a typical oxidation state across any period of a block.(36)
Lutetium and lawrencium
|
Lu and Lr below Y |
In other tables, lutetium and lawrencium are the remaining group 3 members.(n 12) Early techniques for chemically separating scandium, yttrium and lutetium relied on the fact that these elements occurred together in the so-called "yttrium group" whereas La and Ac occurred together in the "cerium group".(159) Accordingly, lutetium rather than lanthanum was assigned to group 3 by some chemists in the 1920s and 30s.(n 13) Several physicists in the 1950s and '60s favoured lutetium, in light of a comparison of several of its physical properties with those of lanthanum.(159)
This arrangement, in which lanthanum is the first member of the f-block, is disputed by some authors since lanthanum lacks any f-electrons. It has been argued that this is not a valid concern given other periodic table anomalies—thorium, for example, has no f-electrons yet is part of the f-block.(166) Karl Gschneidner, analysing the melting points of the lanthanides in a 1971 article, reached the conclusion that it was likely that 4f, 5d, 6s, and 6p electrons were all involved in the bonding of lanthanide metals except for lutetium, where 4f electrons were not found to be involved.(167) The fact that lanthanum was demonstrated to be a 4f-band metal (with about 0.17 electrons per atom)(37) whereas the 4f shell appears to have no influence on the metallic properties of lutetium, has been used as an argument to place lutetium in group 3 instead of lanthanum.(168) Scandium, yttrium, and lutetium show a more consistent set of electron configurations matching the global trend on the periodic table: the 5d metals then all add a closed 4f14 shell. (For example, the shift from yttrium (Kr)4d15s2 to lutetium (Xe)4f145d16s2 exactly parallels that from zirconium (Kr)4d25s2 to hafnium (Xe)4f145d26s2.)(159) The inclusion of lutetium rather than lanthanum also homogenises the 5d transition series: trends in atomic size, coordination number, and relative abundance of metal–oxygen bonds all reveal that lutetium is closer than lanthanum to the behaviour of the uncontroversial 5d metals hafnium through mercury.(169)
As for lawrencium, its gas phase ground-state atomic electron configuration was confirmed in 2015 as (Rn)5f147s27p1. Such a configuration represents another periodic table anomaly, regardless of whether lawrencium is located in the f-block or the d-block, as the only potentially applicable p-block position has been reserved for nihonium with its predicted configuration of (Rn)5f146d107s27p1.(170) However, it is expected that in the condensed phase and in chemical environments lawrencium has the expected 6d occupancy, and simple modelling studies suggest it will behave like a lanthanide,(171) as do the rest of the late actinides, in particular being a homologue of lutetium.(165)
While scandium, yttrium and lutetium (and lawrencium, so far as its chemistry is known) do often behave like trivalent versions of the group 1–2 metals, being hard class-A cations mostly restricted to the group oxidation state, they are not the only elements in the d-block or f-block that do so. The early transition metals zirconium and hafnium in group 4 also display such behaviour, as does the actinide thorium.(172)(173) The physical properties of the group 3 elements are affected by the presence of a d electron, which forms more localised bonds within the metals than the p electrons in the similar group 13 metals;(61) exactly the same situation is found comparing group 4 to group 14.(60) Trends going down group 3 (if Sc-Y-Lu is chosen) for properties such as melting point, electronegativity and ionic radius, are similar to those found among their group 4–8 counterparts.(159) In this variant, the number of f electrons in the gaseous forms of the f-block atoms usually matches their position in the f-block. For example, the f-electron counts for the first five f-block elements are La 0, Ce 1, Pr 3, Nd 4 and Pm 5.(159)
Lanthanides and actinides
|
Markers below Y |
A few authors position all thirty lanthanides and actinides in the two positions below yttrium (usually via footnote markers).
This variant, which is stated in the 2005 Red Book to be the IUPAC-agreed version as of 2005 (a number of later versions exist, and the last update is from 1 December 2018),(174)(n 14) emphasizes similarities in the chemistry of the 15 lanthanide elements (La–Lu), possibly at the expense of ambiguity as to which elements occupy the two group 3 positions below yttrium, and a 15-column wide f block (there can only be 14 elements in any row of the f block).(n 15)
La-Ac and Lu-Lr
In this variant, group 3 bifurcates after Sc-Y into a La-Ac branch, and a Lu-Lr branch. This arrangement is consistent with the hypothesis that arguments in favour of either Sc-Y-La-Ac or Sc-Y-Lu-Lr based on chemical and physical data are inconclusive.(176) As noted, trends going down Sc-Y-La-Ac match trends in groups 1−2(177) whereas trends going down Sc-Y-Lu-Lr better match trends in groups 4−10.(159)
The bifurcation of group 3 is a throwback to the Mendeleev eight column-form in which seven of the main groups each have two subgroups. Tables featuring a bifurcated group 3 have been periodically proposed since that time.(n 16)
Groups included in the transition metals
The definition of a transition metal, as given by IUPAC in the Gold Book, is an element whose atom has an incomplete d sub-shell, or which can give rise to cations with an incomplete d sub-shell.(178) By this definition all of the elements in groups 3–11 are transition metals. The IUPAC definition therefore excludes group 12, comprising zinc, cadmium and mercury, from the transition metals category. However, the 2005 IUPAC nomenclature as codified in the Red Book gives both the group 3–11 and group 3–12 definitions of the transition metals as alternatives.
Some chemists treat the categories "d-block elements" and "transition metals" interchangeably, thereby including groups 3–12 among the transition metals. In this instance the group 12 elements are treated as a special case of transition metal in which the d electrons are not ordinarily given up for chemical bonding (they can sometimes contribute to the valence bonding orbitals even so, as in zinc fluoride).(179) The 2007 report of mercury(IV) fluoride (HgF4), a compound in which mercury would use its d electrons for bonding, has prompted some commentators to suggest that mercury can be regarded as a transition metal.(180) Other commentators, such as Jensen,(181) have argued that the formation of a compound like HgF4 can occur only under highly abnormal conditions; indeed, its existence is currently disputed. As such, mercury could not be regarded as a transition metal by any reasonable interpretation of the ordinary meaning of the term.(181)
Still other chemists further exclude the group 3 elements from the definition of a transition metal. They do so on the basis that the group 3 elements do not form any ions having a partially occupied d shell and do not therefore exhibit properties characteristic of transition metal chemistry.(182) In this case, only groups 4–11 are regarded as transition metals. This categorisation is however not one of the alternatives considered by IUPAC. Though the group 3 elements show few of the characteristic chemical properties of the transition metals, the same is true of the heavy members of groups 4 and 5, which also are mostly restricted to the group oxidation state in their chemistry. Moreover, the group 3 elements show characteristic physical properties of transition metals (on account of the presence in each atom of a single d electron).(61)
Elements with unknown chemical properties
Although all elements up to oganesson have been discovered, of the elements above hassium (element 108), only copernicium (element 112), nihonium (element 113), and flerovium (element 114) have known chemical properties, and only for copernicium is there enough evidence for a conclusive categorisation at present. The other elements may behave differently from what would be predicted by extrapolation, due to relativistic effects; for example, flerovium has been predicted to possibly exhibit some noble-gas-like properties, even though it is currently placed in the carbon group.(183) The current experimental evidence still leaves open the question of whether flerovium behaves more like a metal or a noble gas.(184)
Further periodic table extensions
It is unclear whether new elements will continue the pattern of the current periodic table as period 8, or require further adaptations or adjustments. Seaborg expected the eighth period to follow the previously established pattern exactly, so that it would include a two-element s-block for elements 119 and 120, a new g-block for the next 18 elements, and 30 additional elements continuing the current f-, d-, and p-blocks, culminating in element 168, the next noble gas.(186) More recently, physicists such as Pekka Pyykkö have theorized that these additional elements do not exactly follow the Madelung rule, which predicts how electron shells are filled and thus affects the appearance of the present periodic table. There are currently several competing theoretical models for the placement of the elements of atomic number less than or equal to 172. In all of these it is element 172, rather than element 168, that emerges as the next noble gas after oganesson, although these must be regarded as speculative as no complete calculations have been done beyond element 123.(187)(188)
Element with the highest possible atomic number
The number of possible elements is not known. A very early suggestion made by Elliot Adams in 1911, and based on the arrangement of elements in each horizontal periodic table row, was that elements of atomic weight greater than circa 256 (which would equate to between elements 99 and 100 in modern-day terms) did not exist.(189) A higher, more recent estimate is that the periodic table may end soon after the island of stability,(190) whose centre is predicted to lie between element 110 and element 126, as the extension of the periodic and nuclide tables is restricted by proton and neutron drip lines as well as decreasing stability towards spontaneous fission.(191)(192) Other predictions of an end to the periodic table include at element 128 by John Emsley,(3) at element 137 by Richard Feynman,(193) at element 146 by Yogendra Gambhir,(194) and at element 155 by Albert Khazan.(3)(n 17)
Bohr model
The Bohr model exhibits difficulty for atoms with atomic number greater than 137, as any element with an atomic number greater than 137 would require 1s electrons to be travelling faster than c, the speed of light.(195) Hence the non-relativistic Bohr model is inaccurate when applied to such an element.
Relativistic Dirac equation
The relativistic Dirac equation has problems for elements with more than 137 protons. For such elements, the wave function of the Dirac ground state is oscillatory rather than bound, and there is no gap between the positive and negative energy spectra, as in the Klein paradox.(196) More accurate calculations taking into account the effects of the finite size of the nucleus indicate that the binding energy first exceeds the limit for elements with more than 173 protons. For heavier elements, if the innermost orbital (1s) is not filled, the electric field of the nucleus will pull an electron out of the vacuum, resulting in the spontaneous emission of a positron.(197) This does not happen if the innermost orbital is filled, so that element 173 is not necessarily the end of the periodic table.(193)
Optimal form
The many different forms of periodic table have prompted the question of whether there is an optimal or definitive form of periodic table.(198) The answer to this question is thought to depend on whether the chemical periodicity seen to occur among the elements has an underlying truth, effectively hard-wired into the universe, or if any such periodicity is instead the product of subjective human interpretation, contingent upon the circumstances, beliefs and predilections of human observers. An objective basis for chemical periodicity would settle the questions about the location of hydrogen and helium, and the composition of group 3. Such an underlying truth, if it exists, is thought to have not yet been discovered. In its absence, the many different forms of periodic table can be regarded as variations on the theme of chemical periodicity, each of which explores and emphasizes different aspects, properties, perspectives and relationships of and among the elements.(n 18)
Other
In celebration of the periodic table's 150th anniversary, the United Nations declared the year 2019 as the International Year of the Periodic Table, celebrating "one of the most significant achievements in science".(201)
See also
Notes
- ^ The elements discovered initially by synthesis and later in nature are technetium (Z = 43), promethium (61), astatine (85), neptunium (93), and plutonium (94).
- ^ An element zero (i.e. a substance composed purely of neutrons), is included in a few alternate presentations, for example, in the Chemical Galaxy.(6)
- ^ The noble gases, astatine, francium, and all elements heavier than americium were left out as there is no data for them.
- ^ While fluorine is the most electronegative of the elements under the Pauling scale, neon is the most electronegative element under other scales, such as the Allen scale.
- ^ While Lr is thought to have a p rather than d electron in its ground-state electron configuration, and would therefore be expected to be a volatile metal capable of forming a +1 cation in solution like thallium, no evidence of either of these properties has been able to be obtained despite experimental attempts to do so.(64) It was originally expected to have a d electron in its electron configuration(64) and this may still be the case for metallic lawrencium, whereas gas phase atomic lawrencium is very likely thought to have a p electron.(65)
- ^ An antecedent of Deming's 18-column table may be seen in Adams' 16-column Periodic Table of 1911. Adams omits the rare earths and the "radioactive elements" (i.e. the actinides) from the main body of his table and instead shows them as being "careted in only to save space" (rare earths between Ba and eka-Yt; radioactive elements between eka-Te and eka-I). See: Elliot Q. A. (1911). "A modification of the periodic table". Journal of the American Chemical Society. 33(5): 684–688 (687).
- ^ A second extra-long periodic table row, to accommodate known and undiscovered elements with an atomic weight greater than bismuth (thorium, protactinium and uranium, for example), had been postulated as far back as 1892. Most investigators considered that these elements were analogues of the third series transition elements, hafnium, tantalum and tungsten. The existence of a second inner transition series, in the form of the actinides, was not accepted until similarities with the electron structures of the lanthanides had been established. See: van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier. pp. 315–316, ISBN 0-444-40776-6.
- ^ See The Internet database of periodic tables for depictions of these kinds of variants.
- ^ But for the existence of the lanthanides the composition of group 3 would not have been a source of any special interest, since scandium, yttrium, lanthanum and actinium exhibit the same gradual change in properties as do calcium, strontium, barium and radium in group 2.(151)
- ^ The detachment of the lanthanides from the main body of the periodic table has been attributed to the Czech chemist Bohuslav Brauner who, in 1902, allocated all of them ("Ce etc.") to one position in group 4, below zirconium. This arrangement was referred to as the "asteroid hypothesis", in analogy to asteroids occupying a single orbit in the solar system. Before this time the lanthanides were generally (and unsuccessfully) placed throughout groups I to VIII of the older 8-column form of periodic table. Although predecessors of Brauner's 1902 arrangement are recorded from as early as 1895, he is known to have referred to the "chemistry of asteroids" in an 1881 letter to Mendeleev. Other authors assigned all of the lanthanides to either group 3, groups 3 and 4, or groups 2, 3 and 4. In 1922 Niels Bohr continued the detachment process by locating the lanthanides between the s- and d-blocks. In 1949 Glenn T. Seaborg (re)introduced the form of periodic table that is popular today, in which the lanthanides and actinides appear as footnotes. Seaborg first published his table in a classified report dated 1944. It was published again by him in 1945 in Chemical and Engineering News, and in the years up to 1949 several authors commented on, and generally agreed with, Seaborg's proposal. In that year he noted that the best method for presenting the actinides seemed to be by positioning them below, and as analogues of, the lanthanides. See: Thyssen P. and Binnemans K. (2011). "Accommodation of the Rare Earths in the Periodic Table: A Historical Analysis". In K. A. Gschneider Jr. (ed). Handbook on the Physics and Chemistry of the Rare Earths. 41. Amsterdam: Elsevier, pp. 1–94; Seaborg G. T. (1994). Origin of the Actinide Concept'. In K. A. Gschneider Jr. (ed). Handbook on the Physics and Chemistry of the Rare Earths. 18. Amsterdam: Elsevier, pp. 1–27.
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- ^ The phenomenon of different separation groups is caused by increasing basicity with increasing radius, and does not constitute a fundamental reason to show Lu, rather than La, below Y. Thus, among the Group 2 alkaline earth metals, Mg (less basic) belongs in the "soluble group" and Ca, Sr and Ba (more basic) occur in the "ammonium carbonate group". Nevertheless, Mg, Ca, Sr and Ba are routinely collocated in Group 2 of the periodic table. See: Moeller et al. (1989). Chemistry with Inorganic Qualitative Analysis (3rd ed.). SanDiego: Harcourt Brace Jovanovich, pp. 955–956, 958.
- ^ Notwithstanding, an IUPAC member subsequently wrote that, "IUPAC has not approved any specific form of the periodic table, and an IUPAC-approved form does not exist, though even members of IUPAC themselves have published diagrams titled “IUPAC Periodic Table of the Elements". However, the only specific recommendation IUPAC has made concerning the periodic table covers the Group numbering of 1–18."(175)
- ^ For examples of the group 3 = Ln and An table see Housecroft C. E. & Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Harlow: Pearson Education • Halliday et al. (2005). Fundamentals of Physics (7th ed.). Hoboken, NewJersey: John Wiley & Sons • Nebergall et al. (1980). General Chemistry (6th ed.). Lexington: D. C. Heath and Company
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En observant les relations entre les solides de Platon, nous pouvons remarquer que l’icosaèdre est l’inverse précis du dodécaèdre. C’est-à-dire, si vous connectez les échelons centraux des 12 pentagones qui composent l’élément éthérique, vous aurez créé les douze coins de l’icosaèdre aqueux. nC’est intrigant parce que ce que nous avons pu regarder jusqu’à présent de l’éther indique qu’il se comprend effectivement comme un fluide. Certes, la mesure et l’observation de l’éther s’est vérifiée assez compliqué jusqu’à présent, à cause de son omniprésence. Comment mesurer quelque chose dont on ne peut s’échapper ? Et si nous ne pouvons pas le mesurer, de quelle façon pouvons-nous être sûrs qu’il existe ? nNous avons peu de mal à mesurer les autres éléments : la masse cinétique de la terre ; les critiques artificiels rendues solubles par l’eau ; la chaleur rayonnante du feu ; les volts du vent électrique. Celles-ci s’observent plutôt facilement, ‘ continuellement ouvertes à notre regard ‘ comme elles l’effectuent. Mais l’éther super délicat échappe à une détection facile. ‘ n













