Taula periòdica

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Imatge de la taula periòdica dels elements químics

La taula periòdica és una representació esquemàtica mitjançant la disposició en una graella o taula els elements químics, ordenats per nombre atòmic creixent i de forma que s'hi reflecteix la llei periòdica formulada per Dmitri Mendeléiev, això és, la semblança dels elements químics cada cert nombre de nombres atòmics.

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

La primera taula periòdica fou concebuda pel químic rus Dmitri Mendeléiev el 1869[1] i per l'alemany Julius Lothar Meyer el 1870[2] 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 química 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 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
Fl
115
Uup
116
Lv
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 nombre atòmics dels elements:

Estructura[modifica | modifica el codi]

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[modifica | modifica el codi]

Configuracions electròniques dels diferents blocs

Si comparam les configuracions electròniques dels elements amb la taula periòdica ens adonem que cada període comença amb l'addició 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[modifica | modifica el codi]

Taula periòdica amb el radi atòmic dels elements

Radi atòmic[modifica | modifica el codi]

Article principal: 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.[3][4]

Volum atòmic[modifica | modifica el codi]

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 augmenta i el volum es redueix.[3][4]

Energia d'ionització[modifica | modifica el codi]

Energies d'ionització dels elements
Article principal: Energia d'ionització

L'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 primera energia d'ionització, pel segon, 2ª energia 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'atracció 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'atracció del nucli. Amb tot això les energies 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 les energies 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 l'energia d'ionització major. Després hi ha una baixada en omplir-se un altre nivell energètic i allunyar-se el darrer electró del nucli.[3][4]

Electroafinitat[modifica | modifica el codi]

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.[3][4]

Electronegativitat[modifica | modifica el codi]

Electronegativitat de Pauling
Article principal: Electronegativitat

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[5][6] 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[modifica | modifica el codi]

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 a 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.[3]

Propietats periòdiques químiques[modifica | modifica el codi]

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

València[modifica | modifica el codi]

Article principal: València (química)

La valència d'un element indica quina és la seva capacitat de combinació amb 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.

Valències dels elements dels períodes 1, 2 i 3
Període 1 H He
Període 2 Li Be B C N O F Ne
Període 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
València 1 2 3 4 3 2 1 0

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, dels 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 a part 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 a 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.[4]

Caràcter metàl·lic[modifica | modifica el codi]

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 són millors 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[modifica | modifica el codi]

Tríades de Döbereiner[modifica | modifica el codi]

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 masses 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[7] 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[modifica | modifica el codi]

El 1862[8] 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[modifica | modifica el codi]

Octaves de Newlands

El 1864,[9][10][11] un químic anglès, John Newlands, va descobrir que en 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,[12] recordant els períodes musicals. Però les octaves de Newlands deixaven de cumplir-se després del clor.

La taula de Mendeléiev[modifica | modifica el codi]

Taula periòdica de Mendeléiev (1871)

El 1869,[1] 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,[2] 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[modifica | modifica el codi]

El descobriment dels gasos nobles, elements desconeguts per Mendeléiev, obligà a cercar-los lloc en la taula periòdica. Així William Ramsay proposà el 1897[13] 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 els 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.[14]

Altres formats[modifica | modifica el codi]

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 l'oficial de la IUPAC.

Extensió[modifica | modifica el codi]

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

Referències[modifica | modifica el codi]

  1. 1,0 1,1 Mendeléiev, D.. «On the Relationship of the Properties of the Elements to their Atomic Weights» (en anglès). Zeitschrift für Chemie, 12, 1869, pàg. 405-406.
  2. 2,0 2,1 Meyer, J.l.. «Die Natur der chemischen Elemente als Function ihrer Atomgewichte» (en anglès, traducció). Annalen der Chemie, Supplementband, 7, 1870, pàg. 354-364.
  3. 3,0 3,1 3,2 3,3 3,4 Russell, J.B.. Química general. McGraw-Hill, 1980. ISBN 968-451-412-1. 
  4. 4,0 4,1 4,2 4,3 4,4 Gillespie, R.J.; 'et al.'. Química (I). 1ª (en castellà). Barcelona: Reverté, 1990. ISBN 84-291-7187-8. 
  5. Pauling, L. The nature of the chemical bond. Ithaca, New York: Cornell University Press, 1960. 
  6. Pauling, L. General chemistry. san Francisco: Freeman, 1970. 
  7. Döbereiner, J.W.. «An Attempt to Group Elementary Substances according to Their Analogies» (en anglès, traducció). Poggendorf's Annalen der Physik und Chemie, 5, 1829, pàg. 301-307.
  8. Beguyer de Chancourtois, A.E.. «Sur un classement naturel des corps simples ou radicaux appelé vis tellurique» (en francès). Comptes rendus, 757, 1863.
  9. Newlands, J.A.R.. «On Relations among the Equivalents» (en anglès). Chemical News, 7, 1863, pàg. 70-72.
  10. Newlands, J.A.R.. «Relations between Equivalents» (en anglès). Chemical News, 10, 1864, pàg. 59-60.
  11. Newlands, J.A.R.. «On Relations Among the Equivalents» (en anglès). Chemical News, 10, 1864, pàg. 94-95.
  12. Newlands, J.A.R.. «On the Law of Octaves» (en anglès). Chemical News, 12, 1865, pàg. 83.
  13. Ramsay, W.. «An Undiscovered Gas» (en anglès). Nature, 56, 1897, pàg. 378-382.
  14. Seaborg, G.T.. «The Chemical and Radioactive Properties of Heavy Elements» (en anglès). Chemical and Engineering News, 23, 1945, pàg. 2190-2193.

Bibliografia[modifica | modifica el codi]

Enllaços externs[modifica | modifica el codi]

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Taula periòdica

Elements químics

Taula periòdica | Nom | Símbol atòmic | Nombre atòmic
Grups:   1 -  2 -  3 -  4 -  5 -  6 -  7 -  8 -  9 - 10 - 11 - 12 - 13 - 14 - 15 - 16 - 17 - 18
Períodes:  1  -  2  -  3  -  4  -  5  -  6  -  7
Sèries:   Metalls alcalins  -  Alcalinoterris  -  Lantànids  -  Actínids  -  Metalls de transició  -  Metalls del bloc p  -  Metal·loides  -  No metalls  -  Halògens  -  Gasos nobles
Blocs:  bloc s  -  bloc p  -  bloc d  -  bloc f  -  bloc g