Taula periòdica

Casella del mendelevi dins la taula periòdica

La taula periòdica és una disposició tabular dels elements químics, ordenats per nombre atòmic creixent i de forma que s'hi reflecteix la llei periòdica formulada per Mendeléiev, això és, la semblança dels elements químics cada cert número de nombres atòmics.

D'aquesta manera, s'agrupen els elements en:

• 4 blocs segons les seves configuracions electròniques (bloc s, bloc p, bloc d i bloc f),
• 7 períodes, (fileres),
• 18 grups o famílies, (columnes), amb propietats físiques i químiques molt similars (per exemple grup dels halògens, grup dels gasos nobles,...).
• 10 sèries o grups d'elements amb propietats semblants però més generals que les famílies.

La primera taula periòdica fou concebuda pel químic rus Dmitri Mendeléiev el 1869 i per l'alemany Julius Lothar Meyer el 1870 de forma independent. Gràcies a la distribució que realitzà, Mendeléiev pogué predir l'existència d'elements químics encara no descoberts (gal·li, germani,...) i les propietats físiques (punt de fusió, densitat, color,...) i químiques (massa atòmica, compostos, reactivitat amb l'aire, l'aigua, els àcids, les bases...) que tendrien. El seu aïllament es realitzà poc després (el gal·li el 1875, el germani el 1886,...) i es confirmaren les prediccions fetes pel químic rus, la qual cosa donà un fort suport a la seva taula periòdica.

Posteriorment la taula periòdica original de Mendeléiev s'hagué de modificar-se per incloure grups d'elements que no havien estat predits (gasos nobles, lantànids) o que se sintetitzaren a laboratoris perquè no existeixen en la natura (actínids) donant lloc a la taula periòdica actual. La figura següent és una taula periòdica moderna, la versió oficial de la IUPAC, amb els elements químics coneguts.

Sèries químiques

Metalls alcalins	Alcalinoterris	Lantànids	Actínids	Metalls de transició
Metalls del bloc p	Metal·loides	No metalls	Halògens	Gasos nobles

Grup

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Període

1

1 H

2 He

2

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

3

11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

4

19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

5

37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

6

55 Cs

56 Ba

*

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

7

87  Fr

88 Ra

**

104 Rf

105 Db

106 Sg

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Ds

111 Rg

112 Cn

113 Uut

114 Uuq

115 Uup

116 Uuh

117 Uus

118 Uuo

* Lantànids

57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

** Actínids

89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100 Fm

101 Md

102 No

103 Lr

Codificació de colors dels símbols dels elements:

• En blau són líquids a temperatura i pressió estàndard (TPE);
• En verd, són gasos a TPE;
• En negre, són sòlids a TPE;
• En vermell, són sintètics (tots son sòlids a TPE);
• En gris, encara no han estat descoberts

Estructura

	Grup 2
Període
2	4 Be
3	12 Mg
4	20 Ca
5	38 Sr
6	56 Ba
7	88 Ra

A la taula periòdica els elements s'ordenen per ordre creixent de nombre atòmic i en files (en horitzontal), de manera que els elements que tenen propietats químiques i físiques semblants queden situats en les mateixes columnes (en vertical). A les files d'elements les anomenen períodes i n'hi ha 7, numerats de l'1 al 7 començant per la part superior. No tots tenen el mateix nombre d'elements: el període 1 en té 2, l'hidrogen i l'heli; els períodes 2 i 3 en tenen 8 cadascun; els períodes 4 i 5 en tenen 18 cadascun; i els períodes 6 i 7 en tenen 32 cadascun.

Elements químics del quart període

Grup	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
Període 4	19 K	20 Ca	21 Sc	22 Ti	23 V	24 Cr	25 Mn	26 Fe	27 Co	28 Ni	29 Cu	30 Zn	31 Ga	32 Ge	33 As	34 Se	35 Br	36 Kr

A les columnes hi queden les famílies o grups d'elements semblants. N'hi ha 18 numerades de l'1 al 18 començant per l'esquerra. Algunes famílies tenen nom propi com el grup 1 (alcalins), el 2 (alcalinoterris), el 16 (calcògens), el 17 (halògens) i el 18 (gasos nobles). Igual que passa amb els períodes tampoc tenen el mateix nombre d'elements: El grup 1 i el 18 en tenen 7; els grups 2, 13, 14, 15, 16 i 17 en tenen 6; els grups del 4 al 12 en tenen 4; i el grup 3 en té 32 (s'hi inclouen els 14 lantànids i els 14 actínids que tots ells són molts semblants a l'element que els dóna nom, el lantani i l'actini, respectivament).

Tanmateix hi ha l'hidrogen que està situat amb el grup dels alcalins, a l'esquerra, i no comparteix propietats amb ells, de fet són completament diferents. La raó d'aquesta posició de l'hidrogen és que comparteix configuració electrònica amb la resta d'alcalins.

Periodicitat de les configuracions electròniques

Configuracions electròniques dels diferents blocs

Si comparam les configuracions electròniques dels elements amb la taula periòdica ens adonam que cada període comença amb l'adició d'un electró en un nou nivell energètic, no ocupat prèviament. Així, l'hidrogen i els elements del grup 1 tenen una configuració electrònica ns¹, on n és el nombre quàntic principal del darrer nivell, o el més extern. Aquest nivell normalment s'anomena nivell o capa de valència perquè és el qui caracteritza químicament a l'element.

Els elements dels grups 1 i 2 (a la figura 1A i 2A), els alcalins i alcalinoterris, tenen configuracions ns¹ i ns², respectivament, i ambdós grups s'nomenen elements del bloc s. Els grups del 13 al 18 (a la figura 3A a 8A) tenen configuracions de ns²np¹ a ns²np⁶, respectivament, i s'anomenen elements del bloc p. La configuració del nivell de valència ns²np⁶ correspon als gasos nobles i és especialment estable, com es dedueix de les seves baixes reactivitats.

Els elements dels grups 3 al 12 (a la figura 3B a 8B i 1B i 2B) s'anomenen elements o metalls de transició o elements del bloc d. Cada una de les sèries horitzontals d'aquests elements correspon a l'ocupació tardana del subnivell d del nivell (n-1) d'aquests àtoms. Com qualsevol subnivell d pot acollir 10 electrons, hi ha 10 elements per a cada nivell (4, 5 i 6) d'aquest bloc.

Finalment queda el bloc f constituït pels lantànids i actínids que van ocupan els 14 orbitals f del nivell (n-2).

Així es veu que amb la taula periòdica es pot predir la configuració electrònica de la majoria d'elements químics.

Propietats periòdiques atòmiques

Taula periòdica amb el radi atòmic dels elements

Radi atòmic

El radi atòmic és la distància entre el nucli i els electrons més externs.

• En un grup, augmenta en augmentar el nombre atòmic Z. El radi augmenta dins d'un grup perquè el darrers electrons, els electrons de valència estan cada vegada més allunyats del nucli. Intervenen diferents factors: el primer factor és que dins d'un grup en baixar els electrons ocupen cada vegada nivells d'energia més alts i, per tant, més allunyats del nucli, la qual cosa dóna lloc a un augment del radi atòmic. En part aquest augment es compensa amb l'increment de la càrrega nuclear. Els àtoms que estan més avall tenen una càrrega nuclear més elevada que els que estan per damunt i, segons la llei de Coulomb, l'atracció a la qual estan sotmesos els electrons és major, cosa que fa que s'aproximin al nucli disminuint el radi. Però aquest segon factor es veu en part compensat per un tercer factor, l'efecte d'apantallament dels electrons interios, els qual repel·leixen als electrons exteriors i redueixen l'efecte d'atracció del nucli. En conjunt aquest tres factor donen que el radi atòmic augmenti considerablement en davallar dins d'un grup i els elements que estan situat a la part inferior de la taula periòdica tenen radis majors.
• En un període, disminueix en augmentar Z. En aquest cas intervenen només dos factors: el primer és que els electrons més externs estan situats tots en el mateix nivell, la qual cosa fa que el radi no varii. El segon factor és l'augment de la càrrega nuclear que es produeix en avançar dins d'un període. Això produeix una contracció dels àtoms i una disminució del seu radi. Els electrons interns produeixen apantallament però per a tots els àtoms és el mateix ja que els nivells ocupats sempre són els mateixos i no és un factor determinant.

Volum atòmic

Volum atòmic en funció de la massa atòmica

El volum atòmic és l'espai que ocupa un àtom.

• En un grup, augmenta en augmentar el nombre atòmic Z. La causa la trobam en què dins d'un grup en baixar cada vegada hi ha ocupats nivells més alts d'energia que estan més allunyats del nucli. Això fa que els àtoms tenguin un volum major. Hi ha un factor que s'oposa a aquest augment i és l'augment de càrrega nuclear que fa que l'atracció electrostàtica sigui més elevada en baixar dins d'un grup. Però part d'aquesta atracció es veu compensada per l'apantallament, la repulsió dels electrons més interns.
• En un període passa el mateix que amb el radi, és a dir, disminueix en augmentar Z. La causa la trobam en què els electrons ocupen el mateix nivell energètic i en avançar en el període la càrrega nuclear augmenta. Per això l'atracció electrostàtica sobre els electrons augment i el volum es redueix.

Potencial d'ionització

Energies d'ionització dels elements

El potencial d'ionització o energia d'ionització és l'energia que cal subministrar a un àtom en el seu estat fonamental i gasós per a arrancar-li un electró. Pel primer electró s'anomena primer potencial d'ionització, pel segon, 2ⁿ potencial d'ionització i així successivament. La ionització d'un element X es pot representar per:

$X \rightarrow X^+ + e^-$

• En un grup disminueix en augmentar el nombre atòmic Z. A la figura adjunta s'observa clarament amb els gasos nobles (els màxims) o amb els alcalins (els mínims). La causa d'aquesta variació és que si bé en baixar dins d'un grup la càrrega nuclear és major i, en principi l'atarcció electrostàtica també ho és, la posició dels electrons de la darrera capa és cada vegada més allunyada del nucli i això fa que l'atracció electrostàtica, segons la llei de Coulomb, sigui menor ja que és inversament proporcional a la distància entre càrregues (protons del nucli-electró més extern). També s'ha de considerar la repulsió dels electrons interns, l'apantallament, que redueix l'atarcció del nucli. Amb tot això els potencials d'ionització disminueixen en baixar dins d'un grup, per tant els àtoms que se situen a la part més baixa de la taula periòdica són més fàcilment ionitzables.
• En un període augmenta en augmentar Z. Quan s'avança dins d'un període augmenta el nombre de protons i, per tant, la càrrega nuclear, produint una atracció electrostàtica major sobre els electrons. Contràriament al que passa dins d'un grups, tots els electrons més externs a un període ocupen la mateixa capa i, per això, se situen d'entrada a distàncies semblants del nucli i amb la major càrrega nuclear s'aproximen més a ell. Així els electrons més externs estan més propers al nucli la qual cosa implica major atracció electrostàtica i, també, la càrrega nuclear és major, per tant també major atracció. En conseqüència els potencials d'ionització augmenten considerablement dins d'un període com s'observa a la figura. El darrer element del període, el gas noble, és el que té el potencial d'ionització major. Després hi ha una baixada en omplir-se un altre nivell energètic i allunyar-se el darrer electró del nucli.

Electroafinitat

Electroafinitat o afinitat electrònica és l'energia que desprèn un àtom en el seu estat fonamental i gasós quan guanya un electró i passa a ser un anió. Podem representar-ho per la següent equació corresponent a la ionització d'un element X:

$X + e^- \rightarrow X^-$

• En un grup disminueix en augmentar el nombre atòmic Z, ja que els nous electrons se situen en orbitals cada vegada més allunyats del nucli on l'atracció electrostàtica del nucli és més feble per la llei de Coulomb.
• En un període augmenta en augmentar Z perquè la càrrega nuclear augmenta en avançar en un període i els electrons se situen en el mateix nivell, per tant cada vegada més propers al nucli i més atrets.

Electronegativitat

Electronegativitat de Pauling

Electronegativitat és la capacitat que té un àtom per a atreure's els electrons de l'enllaç covalent que forma amb un altre àtom, és a dir, tendència que presenta un àtom a compartir desigualment els electrons de l'orbital o els orbitals del seu enllaç. Hom ha convingut d'acceptar com a valor de l'electronegativitat d'un element el valor que aquest agafa en combinar-se amb l'hidrogen. L'escala d'electronegativitats fou calculada per primera vegada per Linus Pauling a partir dels moments dipolars, electroafinitats i potencials d'ionització, bo i donant com a valor patró 4,0 per al fluor. L'electronegativitat és emprada en fórmules empíriques per a calcular el caràcter iònic d'un enllaç i també per a calcular de manera aproximada la longitud d'enllaç a partir de la longitud dels radis covalents.

• En un grup disminueix en augmentar Z ja que si bé augmenta la càrrega nuclear també augmenten els nivells ocupats i els darrers electrons, els que formen els enllaços, estan més allunyats del nucli en davallar a la taula periòdica.
• En un període augmenta en augmentar Z ja que augmenta la càrrega nuclear efectiva per l'augment del nombre de protons i els electrons se situen tots en el mateix nivell. Els elements químics situats a la dreta de la taula periòdica són els més electronegatius exceptuan els gasos nobles.

Propietats periòdiques físiques

Les propietats físiques dels elements químics varien seguin la llei periòdica. Propietats com el punt de fusió, el punt d'ebullició, la conductivitat tèrmica, la conductivitat electrònica, la duresa i la densitat mostren variacions periòdiques amb el nombre atòmic. Sovint la variació no és tan regular com la que es produeix amb les propietats periòdiques atòmiques, perquè la relació d'aquestes propietats físiques i la configuració electrònica no és directa.

Com exemples es poden citar la densitat i els punts de fusió. Ambdues propietats es poden representar respecte al nombre atòmic, i s'hi observa una successió de màxims i mínims. En el cas de la densitat els mínims corresponen als metalls alcalins i augmenta en davallar dins del grup. En el cas dels punts de fusió els mínims corresponen als gasos nobles, i també augmenten els punts de fusió en davallar dins del grup.

Propietats periòdiques químiques

Les propietas periòdiques químiques són les que empraren Mendeléiev i Meyer per descobrir la llei periòdica. A continuació se'n detallen algunes:

València

La valència d'un element indica quina és la seva capacitat de combinació amb d'altres elements. Per exemple, amb molt poques excepcions, un àtom d'hidrogen es combina com a màxim amb un àtom d'un altre element. Així podem trobar molècules com H₂, HF, HCl i H₂O. Es diu que l'hidrogen té valència 1.

Tanmateix, un àtom d'oxigen es combina amb dos àtoms d'hidrogen per a donar la molècula de l'aigua, H₂O. Un àtom de nitrogen es combina amb tres àtoms d'hidrogen per a donar la molècula d'amoníac, NH₃. Un àtom de carboni es combina amb quatre àtoms d'hidrogen per a formar la molècula de metà, CH₄. Per tant, es diu que l'oxigen, el nitrogen i el carboni tenen valències 2, 3 i 4, respectivament.

La valència dels elements és una propietat periòdica ja que tots els elements d'un grup tenen la mateixa valència.

Preus ASUS Eee Pad Transformer
amb teclat	sense teclat
8 GB		499€	399€
16 GB		549€	449€

Per exemple, tots els alcalins tenen valència 1; tots els alcalinoterris tenen una valència 2, tots els gasos nobles tenen valència 0, tots els halògens tenen valència 1, etc. Així els òxids, per exemple, del elements del grup 14 tenen fórmules iguals: CO₂, SiO₂, GeO₂, etc.

També s'observa una regularitat en un període que es representa a la taula adjunta. Si deixam apart els elements dels blocs d i f, i només ens fixam en els dels blocs s i p (grups 1 i 2 i del 13 al 18) s'observa que la valència s'incrementa en una unitat en passar d'un element a l'altre, fins arribar a un màxim, en l'element del grup 14, i després es redueix d'unitat en unitat fins als gasos nobles (0). L'explicació d'aquest fet és molt simple: Els elements del mateix grup de la taula periòdica tenen el mateix nombre d'electrons en la seva capa de valència.

Caràcter metàl·lic

El caràcter metàl·lic està relacionat amb les propietats físiques i químiques dels elements. Aquest caràcter disminueix a mesura que ens desplacem cap a la dreta per un període, i per això el caràcter dels primers grups és molt més gran que el dels últims.

Metalls de transició

Al mig de la taula periòdica, entre els grups 2 i 13, hi ha 10 grups anomenats metalls de transició. Reben aquest nom perquè el formen elements metàl·lics amb propietats que varien gradualment d'esquerra a dreta. Els més importants són el ferro i el coure.

Lantànids i actínids

Al peu de la taula hi ha dues grans famílies, la família dels lantànids i la família dels actínids. S'anomenen així perquè comencen amb en lantà i amb l'actini. Els elements que formen cada família tenen entre si propietats molt semblants, per això s'agrupen i s'estudien conjuntament.

Elements artificials

Els elements compresos entre l'element 93 (neptuni) i el final, juntament amb els elements de nombre atòmic 43 (tecnici) i 61 (prometi), són elements artificials obtinguts als laboratoris de física nuclear.

Metall

• La major part dels elements són metàlics
• Els metalls tendeixen a perdre electrons
• Tots són sòlids a temperatura ordinària, excepte el mercuri i el franci, que són líquids
• Des del punt de vista física, els metalls es caracteritzen per la seva brillantor metàl·lica, pel fet de ser, mal·leables (es poden reduir a làmines fines) i dúctils (es poden estirar en fils).
• Són bon conductors de l'electricitat i de la calor
• La densitat dels metalls és molt variable
• Molt poques vegades s'utilitzen els metalls purs, ja que les seves propietats metàl·liques millor quan formen aliatges.

No-metall

• Formen una àmplia varietat de compostos, tant amb els metalls com entre si.
• Uns són gasos, com l'hidrogen, l'oxigen, el nitrogen, el fluor i el clor; el brom és líquid i la resta són sòlids.
• La majoria no són bons conductors de l'electricitat ni de la calor, ni tenen brillantor metàl·lica.
• Els elements no metàl·lics tendeixen a guanyar electrons

Semimetalls

• Entre els semimetalls hi ha el silici i el germani, components bàsics en la fabricació de transitors.
• Són semiconductors, ja que només condueixen l'electricitat en determinades condicions.

Història

Tríades de Döbereiner

Tríades de Döbereiner

Element	Massa molar (g/mol)	Densitat (g/cm³)
Clor	35.453	0.0032
Brom	79.904	3.1028
Iode	126.904	4.933
Calci	40.078	1.55
Estronci	87.62	2.54
Bari	137.327	3.594

Un químic alemany, Johann Wolfgang Döbereiner, es va adonar que alguns elements químics devien guardar certa relació. L'any 1817 va mostrar que la massa atòmica de l'estronci era aproximadament igual al valor mitjà de les àsses atòmiques del calci i del bari, elements químicament anàlegs a l'estronci.

$A_{Sr} \approx \frac {A_{Ca} + A_{Ba}}{2} = \frac {40,1 + 137,3}{2} = 88,7$

La densitat també era una propietat que complia aproximadament la mateixa regla. El 1829 va mostrar l'existència de més grups de tres elements anomenats tríades de Döbereiner que formaven compostos de composició similar i amb propietats similars: sofre, seleni i tel·luri; clor, brom i iode; liti, sodi i potassi. L'any 1850 els químics havian aconseguit identivicar al voltant de 20 tríades que indicava entre els elements una certa regularitat.

El caragol tel·lúric

El 1862 el francès Alexander Emile Beguyer de Chancourtois construí la seva Vis tellurique, en la qual els elements estaven situats per ordre creixent de masses atòmiques en una hèlix enrevoltant un cilindre vertical, de manera que els elements que quedaven uns sota els altres tenien propietats semblants. Això ho aconseguí fent que la diferència de masses atòmiques en cada volta fos de 16 unitats. Però als químics del seu temps no els semblà un diagrama útil i va rebre poca atenció.

Les octaves de Newlands

Octaves de Newlands

El 1864, un químic anglès, John Newlands, va descobrir que al ordenar els elements segons la seva massa atòmica, sense comptar amb l'hidrogen i tampoc l'heli que encara no s'havia descobert, el vuitè element (sodi) tenia propietats similars al primer (liti), el novè (magnesi) al segon (beril·li) i així successivament, cada vuit elements, les propietats es repetien. Ho va anomenar llei de les octaves, recordant els períodes musicals. Però les octaves de Newlands deixaven de cumplir-se després del clor.

La taula de Mendeléiev

Taula periòdica de Mendeléiev (1871)

El 1869, Mendeléiev va publicar el que es considera la primera taula periòdica. Havia ordenat els elements seguint la seva massa atòmica. No va fixar el període de repetició de propietats, sinó que ho va ampliar a mesura que augmentava el pes atòmic. Va invertir l'ordre d'alguns elements per que encaixessin les seves propietats amb les dels elements adjacents, i va deixar forats, indicant que corresponien a elements encara no trobats. La taula periòdica actual manté l'estructura proposada per Mendeléiev, però canviant files per columnes.

Paral·lelament, el 1870, el químic alemany Lothar Meyer, estudiava els elements de forma gràfica, representant el volum de cada àtom en funció del seu pes, obtenint una gràfica en ones cada vegada majors. Fou el descobriment de la llei periòdica, però va arribar un any massa tard.

Posteriors ampliacions

El descobriment dels gasos nobles, elements desconeguts per Mendeléiev, obligà a cercar-los lloc en la taula periòdica. Així William Ramsay proposà el 1897 la creació d'un nou grup d'elements després dels halogens, el grup 18, el dels gasos nobles.

L'any 1945 Glenn Seaborg demostrà l'existència del grup dels actínids, molts dels quals, els transurànids, sintetitzà amb el seus col·laboradors durant la primera meitat del segle XX. Segons Seaborg, els actínids, havien de formar un grup com ho feien els lantànids i per sota d'ells, separats dels metalls de transició del bloc d amb els quals havien estat agrupats inicialment.

• 

  Johann Wolfgang Döbereiner

• 

  Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois

• 

  John Alexander Reina Newlands

• 

  Dmitri Mendeléiev

• 

  Julius Lothar von Meyer

Altres formats

Diferents científics han proposat d'altres formats de la taula periòdica sense abandonar l'ordenació per ordre creixent de nombre atòmic algunes de les quals figuren a continuació. Algunes d'elles permeten visualitzar millor la llei periòdica d'algunes propietats però només són emprades per una minoria de científics. La taula periòdica d'ús generalitzat és la que s'ha descrit en aquest article i és la oficial de la IUPAC.

• 

  Espiral de Theodor Benfey (1960)

• 

  Bucle de James Franklin Hyde

• 

  De Timmothy Stowe

• 

  De Charles Janet (1929) i Tarantola (2000)

• 

  Espiral homeopàtica de Jan Scholten

• 

  De Emil Zmaczynski & Thomas Bayley

• 

  ADOMAH de Valery Tsimmerman

• 

  Una variant moderna del vis telúric de Chancourtois

Extensió

La taula periòdica original només té 118 elements i set períodes; si es descobreixen nous elements posteriorment, se situen al vuitè i probablement al novè, dos períodes addicionals que s'exposen a ésser més llarg que el setè. Això es deu al només calculat bloc g, el qual conté 18 element parcialment omplerts amb orbitals atòmics del tipus g.

8

119 Uue

120 Ubn

121 Ubu

122 Ubb

123 Ubt

124 Ubq

125 Ubp

126 Ubh

127 Ubs

128 Ubo

129 Ube

130 Utn

131 Utu

132 Utb

133 Utt

134 Utq

135 Utp

136 Uth

137 Uts

138 Uto

139 Ute

140 Uqn

141 Uqu

142 Uqb

143 Uqt

144 Uqq

145 Uqp

146 Uqh

147 Uqs

148 Uqo

149 Uqe

150 Upn

151 Upu

152 Upb

153 Upt

154 Upq

155 Upp

156 Uph

157 Ups

158 Upo

159 Upe

160 Uhn

161 Uhu

162 Uhb

163 Uht

164 Uhq

165 Uhp

166 Uhh

167 Uhs

168 Uho

9

169 Uhe

170 Usn

171 Usu

172 Usb

173 Ust

174 Usq

175 Usp

176 Ush

177 Uss

178 Uso

179 Use

180 Uon

181 Uou

182 Uob

183 Uot

184 Uoq

185 Uop

186 Uoh

187 Uos

188 Uoo

189 Uoe

190 Uen

191 Ueu

192 Ueb

193 Uet

194 Ueq

195 Uep

196 Ueh

197 Ues

198 Ueo

199 Uee

200 Bnn

201 Bnu

202 Bnb

203 Bnt

204 Bnq

205 Bnp

206 Bnh

207 Bns

208 Bno

209 Bne

210 Bun

Llegenda

Uue - Ununenni

Ubn - Unbinili

Ubu - Unbini

Ubb - Unbibi

Ubt - Unbitri

Ubq - Unbiquadi

Ubp - Unbipenti

Ubh - Unbihexi

Ubs - Unbisepti

Ubo - Unbiocti

Ube - Unbienni

Utn - Untrinili

Utu - Untrini

Utb - Untribi

Utt - Untritri

Utq - Untriquadi

Utp - Untripenti

Uth - Untrihexi

Uts - Untrisepti

Uto - Untriocti

Ute - Untrienni

Uqn - Unquadnili

Uqu - Unquaduni

Uqb - Unquadbi

Uqt - Unquadtri

Uqq - Unquadquadi

Uqp - Unquadpenti

Uqh - Unquadhexi

Uqs - Unquadsepti

Uqo - Unquadocti

Uqe - Unquadenni

Upt - Unpenttri

Upq - Unpentquadi

Upp - Unpentpenti

Uph - Unpenthexi

Ups - Unpentsepti

Upo - Unpentocti

Upe - Unpentenni

Uhn - Unhexnili

Uhu - Unhexuni

Uhb - Unhexbi

Uht - Unhextri

Uhq - Unhexquadi

Uhp - Unhexpenti

Uhh - Unhexhexi

Uhs - Unhexsepti

Uho - Unhexocti

Uhe - Unhexenni

Usn - Unseptnili

Usu - Unseptuni

Usb - Unseptbi

Ust - Unsepttri

Usq - Unseptquadi

Usp - Unseptpenti

Ush - Unsepthexi

Uss - Unseptsepti

Uso - Unseptocti

Use - Unseptenni

Uon - Unoctnili

Uou - Unoctuni

Uob - Unoctbi

Uot - Unocttri

Uoq - Unoctquadi

Uop - Unoctpenti

Uoh - Unocthexi

Uos - Unoctsepti

Uoo - Unoctocti

Uoe - Unoctenni

Uen - Unennili

Ueu - Unennuni

Ueb - Unennbi

Uet - Unenntri

Ueq - Unennquadi

Uep - Unennpenti

Ueh - Unennhexi

Ues - Unennsepti

Ueo - Unennocti

Uee - Unennenni

Bnn - Binilnili

Bnu - Biniluni

Bnb - Binilbi

Bnt - Biniltri

Bnq - Binilquadi

Bnp - Binilpenti

Bnh - Binilhexi

Bns - Binilsepti

Bno - Binilocti

Bne - Binilenni

Bun - Biunnili

Bibliografia

• Agafoshin, N.P.; Beltrán, J. Ley periódica y sistema periódico de los elementos de Mendeleiev. Reverté, 1977. ISBN 8429170219. 

• Bravo, L.A.. Tabla periódica en espiral y propiedades zonales. Reverté, 1978. ISBN 8429170618. 

• Cooper, D.G.. La tabla periódica. Reverté, 1976. ISBN 842917138X. 

• Emsley, J. Nature's building blocks: an A-Z guide to the elements. Oxford University Press US, 2001. ISBN 0198503415. 

• Hofmann, S. On beyond uranium: journey to the end of the periodic table. Taylor & Francis, 2002. ISBN 0415284953. 

• Mendeléiev, D.I.. La Regularitat periòdica dels elements químics. Institut d'Estudis Catalans, 2008. ISBN 978-84-7283-962-5. 

• Mendeléiev, D.I.. La Relació entre les propietats dels elements i llur pes atòmic. Institut d'Estudis Catalans, 2005. ISBN 8472837971. 

• Polo, R. Mendeleiev. Nivola, 2008. ISBN 9788496566934. 

• Scerri, E.R.. The periodic table: its story and its significance. Oxford University Press US, 2007. ISBN 0195305736. 

• Strathern, P. El sueño de Mendeléiev. De la alquimia a la química. Siglo XXI de España Editores, 2000. ISBN 8432310468. 

Enllaços externs

• Taula periòdica: Taula periòdica interactiva
• Webelements: Informació de tots els elements de la taula periòdica (anglès)
• Llista dels elements i traducció a diverses llengües
• Edu365: elements químics: Pàgina web amb informació de tots els elements i informació general sobre ells. Tambè hi ha una secció d'entreteniments.
• Periodic Table Formulations: Pàgina web on hi ha una relació exhaustiva de diferents formats de la taula periòdica (anglès)
• Taula periòdica