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Un elemento químico es una especie de átomos que tienen el mismo número de protones en sus núcleos atómicos (es decir, el mismo número atómico, o Z ). Se identifican 118 elementos, de los cuales los primeros 94 se producen naturalmente en la Tierra y los 24 restantes son elementos sintéticos. Hay 80 elementos que tienen al menos un isótopo estable y 38 que tienen exclusivamente radionucleidos, que se degradan con el tiempo en otros elementos. El hierro es el elemento más abundante (en masa) que compone la Tierra, mientras que el oxígeno es el elemento más común en la corteza terrestre.

Los elementos químicos constituyen toda la materia ordinaria del universo. Sin embargo, las observaciones astronómicas sugieren que la materia observable ordinaria constituye solo alrededor del 15% de la materia en el universo: el resto es materia oscura; la composición de esto es desconocida, pero no está compuesta de elementos químicos. Los dos elementos más ligeros, el hidrógeno y el helio, se formaron principalmente en el Big Bang y son los elementos más comunes en el universo. Los siguientes tres elementos (litio, berilio y boro) se formaron principalmente por espalación de rayos cósmicos y, por lo tanto, son más raros que los elementos más pesados. La formación de elementos con 6 a 26 protones ocurrió y continúa ocurriendo en las estrellas de la secuencia principal a través de la nucleosíntesis estelar. La gran abundancia de oxígeno, silicio y hierro en la Tierra refleja su producción común en tales estrellas.

El término "elemento" se usa para átomos con un número dado de protones (independientemente de si están o no ionizados o unidos químicamente, por ejemplo, hidrógeno en el agua), así como para una sustancia química pura que consta de un solo elemento (por ejemplo, gas hidrógeno ) Para el segundo significado, los términos "sustancia elemental" y "sustancia simple" han sido sugeridos, pero no han ganado mucha aceptación en la literatura química inglesa, mientras que en otros idiomas su equivalente es ampliamente utilizado (ej. Cuerpofrancés simple , ruso простое вещество ). Un solo elemento puede formar múltiples sustancias que difieren en su estructura; se llaman alótropos del elemento.

Cuando diferentes elementos se combinan químicamente, con los átomos unidos por enlaces químicos, forman compuestos químicos. Solo una minoría de elementos se encuentran sin combinar como minerales relativamente puros. Entre los elementos nativos más comunes están el cobre, la plata, el oro, el carbón (como el carbón, el grafito o los diamantes) y el azufre. Todos menos algunos de los elementos más inertes, como los gases nobles y los metales nobles, se encuentran generalmente en la Tierra en forma químicamente combinada, como compuestos químicos. Mientras que alrededor de 32 de los elementos químicos ocurren en la Tierra en formas nativas sin combinar, la mayoría de estos ocurren como mezclas. Por ejemplo, el aire atmosférico es principalmente una mezcla de nitrógeno, oxígeno y argón, y los elementos sólidos nativos se encuentran en las aleaciones, como la del hierro y el níquel.

La historia del descubrimiento y uso de los elementos comenzó con sociedades humanas primitivas que encontraron elementos nativos como carbono, azufre, cobre y oro. Las civilizaciones posteriores extrajeron cobre, estaño, plomo y hierro elemental de sus minerales mediante la fundición y el uso de carbón. Los alquimistas y los químicos identificaron posteriormente muchos más; todos los elementos naturales ocurrieron en 1950.

Las propiedades de los elementos químicos se resumen en la tabla periódica, que organiza los elementos aumentando el número atómico en filas ("períodos") en los que las columnas ("grupos") comparten propiedades físicas y químicas recurrentes ("periódicas"). Excepto por elementos radiactivos inestables con vida media corta, todos los elementos están disponibles industrialmente, la mayoría de ellos en niveles bajos de impurezas.

Descripción

Los elementos químicos más ligeros son hidrógeno y helio, ambos creados por la nucleosíntesis de Big Bang durante los primeros 20 minutos del universo en una proporción de alrededor de 3: 1 en masa (o 12: 1 en número de átomos), junto con pequeñas huellas del los siguientes dos elementos, litio y berilio. Casi todos los demás elementos que se encuentran en la naturaleza fueron creados por diversos métodos naturales de nucleosíntesis. En la Tierra, pequeñas cantidades de nuevos átomos se producen naturalmente en reacciones nucleogénicas, o en procesos cosmogénicos, como la espalación de rayos cósmicos. También se producen naturalmente nuevos átomos en la Tierra como isótopos hijos radiogénicos de procesos de desintegración radiactiva en curso, como la desintegración alfa, la desintegración beta, la fisión espontánea, la desintegración del clúster y otros modos más raros de descomposición.

De los 94 elementos naturales, aquellos con números atómicos del 1 al 82 tienen cada uno al menos un isótopo estable (excepto por el tecnecio, el elemento 43 y el promethium, elemento 61, que no tienen isótopos estables). Los isótopos considerados estables son aquellos para los que aún no se ha observado descomposición radiactiva. Los elementos con números atómicos 83 a 94 son inestables hasta el punto de que se puede detectar la desintegración radiactiva de todos los isótopos. Algunos de estos elementos, notablemente el bismuto (número atómico 83), el torio (número atómico 90) y el uranio (número atómico 92), tienen uno o más isótopos con vidas medias lo suficientemente largas como para sobrevivir como restos de la nucleosíntesis estelar explosiva que produjo los metales pesados antes de la formación de nuestro Sistema Solar. En más de 1.9 ×10 años, más de un billón de veces más que la edad estimada actual del universo, el bismuto-209 (número atómico 83) tiene la semivida de decaimiento alfa conocida más larga de cualquier elemento natural y casi siempre se considera a la par de los 80 elementos estables. Los elementos más pesados (los que están más allá del plutonio, elemento 94) experimentan deterioro radioactivo con vidas medias tan cortas que no se encuentran en la naturaleza y deben sintetizarse.

A partir de 2010, hay 118 elementos conocidos (en este contexto, los medios "conocidos" observados suficientemente bien, incluso de unos pocos productos de descomposición, se han diferenciado de otros elementos). De estos 118 elementos, 94 ocurren naturalmente en la Tierra. Seis de estos ocurren en cantidades de trazas extremas: tecnecio, número atómico 43; promethium, número 61; astato, número 85; francio, número 87; neptunio, número 93; y plutonio, número 94. Estos 94 elementos se han detectado en el universo en general, en los espectros de las estrellas y también en las supernovas, donde recientemente se están produciendo elementos radiactivos de corta vida. Los primeros 94 elementos se han detectado directamente en la Tierra como nucleidos primordiales presentes en la formación del sistema solar, o como fisión natural o productos de transmutación de uranio y torio.

Los 24 elementos más pesados restantes, que no se encuentran hoy ni en la Tierra ni en los espectros astronómicos, se han producido artificialmente: todos son radiactivos, con semividas muy cortas; si algún átomo de estos elementos estuvo presente en la formación de la Tierra, es muy probable, hasta el punto de la certeza, que ya se haya descompuesto, y si está presente en las novas, han estado en cantidades demasiado pequeñas como para haber sido notadas. El tecnecio fue el primer elemento supuestamente no natural que se sintetizó, en 1937, aunque desde entonces se han encontrado vestigios de tecnecio en la naturaleza (y también el elemento pudo haber sido descubierto naturalmente en 1925). Este patrón de producción artificial y posterior descubrimiento natural se ha repetido con varios otros elementos raros naturales de origen radiactivo.

La lista de los elementos está disponible por nombre, número atómico, densidad, punto de fusión, punto de ebullición y por símbolo, así como las energías de ionización de los elementos. Los núclidos de los elementos estables y radiactivos también están disponibles como una lista de nucleidos, ordenados por la duración de la vida media para aquellos que son inestables. Una de las presentaciones más convenientes, y sin duda la más tradicional de los elementos, es en forma de tabla periódica, que agrupa elementos con propiedades químicas similares (y generalmente también estructuras electrónicas similares).

Número atómico

El número atómico de un elemento es igual al número de protones en cada átomo y define el elemento. Por ejemplo, todos los átomos de carbono contienen 6 protones en su núcleo atómico; entonces el número atómico de carbono es 6. Los átomos de carbono pueden tener diferentes números de neutrones; los átomos del mismo elemento que tienen diferentes números de neutrones se conocen como isótopos del elemento.

El número de protones en el núcleo atómico también determina su carga eléctrica, que a su vez determina el número de electrones del átomo en su estado no ionizado. Los electrones se colocan en orbitales atómicos que determinan las diversas propiedades químicas del átomo. El número de neutrones en un núcleo generalmente tiene muy poco efecto sobre las propiedades químicas de un elemento (excepto en el caso del hidrógeno y el deuterio). Por lo tanto, todos los isótopos de carbono tienen propiedades químicas casi idénticas porque todos tienen seis protones y seis electrones, aunque los átomos de carbono pueden tener, por ejemplo, 6 u 8 neutrones. Es por eso que el número atómico, más que el número de masa o peso atómico, se considera la característica de identificación de un elemento químico.

El símbolo de número atómico es Z .

Isótopos

Los isótopos son átomos del mismo elemento (es decir, con el mismo número de protones en su núcleo atómico), pero tienen diferentes números de neutrones. Por lo tanto, por ejemplo, hay tres isótopos principales de carbono. Todos los átomos de carbono tienen 6 protones en el núcleo, pero pueden tener 6, 7 u 8 neutrones. Dado que el número de masas de estos son 12, 13 y 14, respectivamente, los tres isótopos de carbono se conocen como carbono-12, carbono-13 y carbono-14, a menudo abreviado C, C y C. Carbono en la vida cotidiana y en química es una mezcla de C (aproximadamente 98.9%), C (aproximadamente 1.1%) y aproximadamente 1 átomo por trillón de C.

La mayoría (66 de 94) de los elementos naturales tienen más de un isótopo estable. Excepto por los isótopos del hidrógeno (que difieren mucho entre sí en masa relativa, lo suficiente como para causar efectos químicos), los isótopos de un elemento dado son químicamente casi indistinguibles.

Todos los elementos tienen algunos isótopos que son radiactivos (radioisótopos), aunque no todos estos radioisótopos se producen naturalmente. Los radioisótopos típicamente se descomponen en otros elementos al irradiar una partícula alfa o beta. Si un elemento tiene isótopos que no son radiactivos, estos se denominan isótopos "estables". Todos los isótopos estables conocidos se producen naturalmente (ver isótopos primordiales). Los muchos radioisótopos que no se encuentran en la naturaleza se han caracterizado después de haber sido hechos artificialmente. Ciertos elementos no tienen isótopos estables y están compuestos únicamente de isótopos radiactivos: específicamente los elementos sin isótopos estables son tecnecio (número atómico 43), prometio (número atómico 61) y todos los elementos observados con números atómicos superiores a 82.

De los 80 elementos con al menos un isótopo estable, 26 tienen un solo isótopo estable. El número medio de isótopos estables para los 80 elementos estables es 3.1 isótopos estables por elemento. La mayor cantidad de isótopos estables que se producen para un solo elemento es 10 (para estaño, elemento 50).

Masa isotópica y masa atómica

El número de masa de un elemento, A , es el número de nucleones (protones y neutrones) en el núcleo atómico. Los diferentes isótopos de un elemento dado se distinguen por sus números de masa, que se escriben convencionalmente como un superíndice en el lado izquierdo del símbolo atómico (por ejemplo, U). El número de masa siempre es un número entero y tiene unidades de "nucleones". Por ejemplo, magnesio-24 (24 es el número de masa) es un átomo con 24 nucleones (12 protones y 12 neutrones).

Mientras que el número de masa simplemente cuenta el número total de neutrones y protones y es un número natural (o entero), la masa atómica de un solo átomo es un número real que proporciona la masa de un isótopo (o "nucleido") particular del elemento, expresado en unidades de masa atómicas (símbolo: u). En general, el número de masa de un nucleido dado difiere ligeramente en valor de su masa atómica, ya que la masa de cada protón y neutrón no es exactamente 1 u; ya que los electrones contribuyen en menor proporción a la masa atómica a medida que el número de neutrones excede el número de protones; y (finalmente) debido a la energía de enlace nuclear. Por ejemplo, la masa atómica de cloro-35 a cinco dígitos significativos es 34.969 uy la de cloro-37 es 36.966 u. Sin embargo, la masa atómica en u de cada isótopo es bastante cercana a su número de masa simple (siempre dentro del 1%).

El peso atómico estándar (comúnmente llamado "peso atómico") de un elemento es el promedio de las masas atómicas de todos los isótopos del elemento químico que se encuentran en un ambiente particular, ponderado por la abundancia isotópica, con relación a la unidad de masa atómica. Este número puede ser una fracción que no está cerca de un número entero. Por ejemplo, la masa atómica relativa de cloro es 35.453 u, que difiere mucho de un número entero, ya que es un promedio de aproximadamente 76% de cloro-35 y 24% de cloro-37. Siempre que un valor relativo de masa atómica difiera en más del 1% de un número entero, se debe a este efecto de promediado, ya que cantidades significativas de más de un isótopo están presentes de forma natural en una muestra de ese elemento.

Químicamente puro e isotópicamente puro

Los químicos y los científicos nucleares tienen diferentes definiciones de un elemento puro . En química, un elemento puro significa una sustancia cuyos átomos todos (o en la práctica casi todos) tienen el mismo número atómico, o número de protones. Los científicos nucleares, sin embargo, definen un elemento puro como uno que consiste en un solo isótopo estable.

Por ejemplo, un alambre de cobre es 99.99% químicamente puro si el 99.99% de sus átomos son de cobre, con 29 protones cada uno. Sin embargo, no es isotópicamente puro ya que el cobre común consta de dos isótopos estables, 69% de Cu y 31% de Cu, con diferentes números de neutrones. Sin embargo, un lingote de oro puro sería químicamente e isotópicamente puro, ya que el oro ordinario consiste solamente de un isótopo, Au.

Alótropos

Los átomos de elementos químicamente puros pueden unirse químicamente de más de una manera, lo que permite que el elemento puro exista en múltiples estructuras químicas (disposiciones espaciales de átomos), conocidas como alótropos, que difieren en sus propiedades. Por ejemplo, el carbono se puede encontrar como diamante, que tiene una estructura tetraédrica alrededor de cada átomo de carbono; grafito, que tiene capas de átomos de carbono con una estructura hexagonal apiladas una sobre la otra; grafeno, que es una capa única de grafito que es muy fuerte; fullerenos, que tienen formas casi esféricas; y nanotubos de carbono, que son tubos con una estructura hexagonal (incluso estos pueden diferir entre sí en propiedades eléctricas). La capacidad de un elemento para existir en una de muchas formas estructurales se conoce como 'alotropía'.

El estado estándar, también conocido como estado de referencia, de un elemento se define como su estado termodinámicamente más estable a una presión de 1 bar y una temperatura dada (típicamente a 298,15 K). En termoquímica, un elemento se define para tener una entalpía de formación de cero en su estado estándar. Por ejemplo, el estado de referencia para el carbono es el grafito, porque la estructura del grafito es más estable que la de los otros alótropos.

Propiedades

Varios tipos de categorizaciones descriptivas pueden aplicarse ampliamente a los elementos, incluida la consideración de sus propiedades físicas y químicas generales, sus estados de la materia bajo condiciones familiares, sus puntos de fusión y ebullición, sus densidades, sus estructuras cristalinas como sólidos y sus orígenes.

Propiedades generales

Varios términos se usan comúnmente para caracterizar las propiedades físicas y químicas generales de los elementos químicos. Una primera distinción es entre los metales, que conducen fácilmente la electricidad, los no metales, que no lo hacen, y un grupo pequeño, (los metaloides ), que tienen propiedades intermedias y que a menudo se comportan como semiconductores.

Una clasificación más refinada a menudo se muestra en presentaciones coloreadas de la tabla periódica. Este sistema restringe los términos "metal" y "no metálico" a solo algunos de los metales y no metales definidos más ampliamente, agregando términos adicionales para ciertos conjuntos de los metales y no metales más ampliamente vistos. La versión de esta clasificación utilizada en las tablas periódicas que se presentan aquí incluye: actínidos, metales alcalinos, metales alcalinotérreos, halógenos, lantánidos, metales de transición, metales posteriores a la transición, metaloides, no metales reactivos y gases nobles. En este sistema, los metales alcalinos, metales alcalinotérreos y metales de transición, así como los lantánidos y los actínidos, son grupos especiales de los metales vistos en un sentido más amplio. De manera similar, los no metales reactivos y los gases nobles son no metales vistos en un sentido más amplio.

Estados de materia

Otra distinción básica comúnmente utilizada entre los elementos es su estado de la materia (fase), ya sea sólido, líquido o gaseoso, a una temperatura y presión estándar seleccionada (STP). La mayoría de los elementos son sólidos a temperaturas y presión atmosférica convencionales, mientras que varios son gases. Solo el bromo y el mercurio son líquidos a 0 grados Celsius (32 grados Fahrenheit) y la presión atmosférica normal; el cesio y el galio son sólidos a esa temperatura, pero se funden a 28.4 ° C (83.2 ° F) y 29.8 ° C (85.6 ° F), respectivamente.

Puntos de fusión y ebullición

Los puntos de fusión y ebullición, típicamente expresados en grados Celsius a una presión de una atmósfera, se usan comúnmente para caracterizar los diversos elementos. Si bien se sabe que para la mayoría de los elementos, una o ambas de estas mediciones aún no se ha determinado para algunos de los elementos radiactivos disponibles en cantidades muy pequeñas. Como el helio sigue siendo un líquido incluso a cero absoluto a la presión atmosférica, solo tiene un punto de ebullición, y no un punto de fusión, en las presentaciones convencionales.

Densidades

La densidad a una temperatura y presión estándar seleccionada (STP) se usa frecuentemente para caracterizar los elementos. La densidad a menudo se expresa en gramos por centímetro cúbico (g / cm). Dado que varios elementos son gases a temperaturas comúnmente encontradas, sus densidades generalmente se establecen para sus formas gaseosas; cuando se licúa o se solidifica, los elementos gaseosos tienen densidades similares a las de los otros elementos.

Cuando un elemento tiene alótropos con diferentes densidades, un alótropo representativo se selecciona típicamente en presentaciones resumidas, mientras que las densidades para cada alotropo se pueden establecer donde se proporcionan más detalles. Por ejemplo, los tres alótropos familiares de carbono (carbono amorfo, grafito y diamante) tienen densidades de 1.8-2.1, 2.267 y 3.515 g / cm, respectivamente.

Estructuras de cristal

Los elementos estudiados hasta la fecha como muestras sólidas tienen ocho tipos de estructuras cristalinas: cúbica, cúbica centrada en el cuerpo, cúbica centrada en la cara, hexagonal, monoclínica, ortorrómbica, romboédrica y tetragonal. Para algunos de los elementos transuránicos producidos sintéticamente, las muestras disponibles han sido demasiado pequeñas para determinar las estructuras cristalinas.

Ocurrencia y origen en la Tierra

Los elementos químicos también pueden clasificarse por su origen en la Tierra; los primeros 94 se consideran naturales, mientras que aquellos con números atómicos superiores a 94 solo se han producido artificialmente como productos sintéticos de reacciones nucleares creadas por el hombre.

De los 94 elementos naturales, 83 se consideran primordiales y estables o débilmente radiactivos. Los restantes 11 elementos naturales poseen vidas medias demasiado cortas para que hayan estado presentes al comienzo del Sistema Solar, y por lo tanto se consideran elementos transitorios. De estos 11 elementos transitorios, 5 (polonio, radón, radio, actinio y protactinio) son productos de descomposición relativamente comunes del torio y el uranio. Los 6 elementos transitorios restantes (tecnecio, promethium, astatine, francium, neptunium y plutonium) ocurren raramente, como productos de modos de descomposición raros o procesos de reacción nuclear que involucran uranio u otros elementos pesados.

Los elementos con números atómicos del 1 al 40 son todos estables, mientras que aquellos con números atómicos del 41 al 82 (excepto el tecnecio y el prometio) son metaestables. Las vidas medias de estos "radionucleidos teóricos" metaestables son tan largos (al menos 100 millones de veces más que la edad estimada del universo) que su deterioro radiactivo aún no se ha detectado mediante el experimento. Los elementos con números atómicos 83 a 94 son inestables hasta el punto de que se puede detectar su desintegración radiactiva. Tres de estos elementos, bismuto (elemento 83), torio (elemento 90) y uranio (elemento 92) tienen uno o más isótopos con vida media lo suficientemente larga como para sobrevivir como restos de la nucleosíntesis estelar explosiva que produjo los elementos pesados antes del formación de nuestro sistema solar Por ejemplo, en más de 1.9 ×10 años, más de un billón de veces más que la edad estimada actual del universo, el bismuto-209 tiene la vida media decayhalf más larga conocida de cualquier elemento natural. Los 24 elementos más pesados (aquellos más allá del plutonio, elemento 94) experimentan decaimiento radioactivo con vidas medias cortas y no pueden ser producidos como hijas de elementos de vida más larga, y por lo tanto no ocurren en la naturaleza en absoluto.

La tabla periodica

Tabla periódica

Grupo	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	dieciséis	17	18
	Metales alcalinos	Metales alcalinotérreos													Patógenos	Calcógenos	Halógenos	Gases nobles
Período 1	El hidrógeno 1 H 1.008																	Helio 2 Se 4.0026
2	Lithium 3 Li 6,94	El berilio 4 Sé 9.0122											Boro 5 B 10.81	Carbono 6 C 12.011	Nitrógeno 7 N 14.007	Oxygen 8 O 15,999	Flúor 9 F 18,998	Neon 10 Ne 20.180
3	Sodio 11 Na 22.990	Magnesio 12 Mg 24.305											Aluminio 13 Al 26,982	Silicio 14 Si 28.085	El fósforo 15 P 30,974	Azufre 16 S 32.06	El cloro 17 Cl 35,45	Argon 18 Ar 39.948
4	Potasio 19 K 39,098	Calcio 20 Ca 40,078	Escandio 21 Sc 44.956	Titanium 22 Ti 47.867	El vanadio 23 V 50.942	Cromo 24 Cr 51,996	Manganeso 25 Mn 54.938	Hierro 26 Fe 55.845	Cobalt 27 Co 58.933	Níquel 28 Ni 58.693	Cobre 29 Cu 63.546	Zinc 30 Zn 65.38	Galio 31 Ga 69.723	Germanio 32 Ge 72.630	Arsénico 33 Como 74.922	Selenio 34 Se 78,971	Bromo 35 Br 79.904	Krypton 36 Kr 83.798
5	Rubidio 37 Rb 85.468	Estroncio 38 Sr 87,62	Itrio 39 Y 88.906	Circonio 40 Zr 91.224	El niobio 41 Nb 92.906	Molibdeno 42 Mo 95,95	Technetium 43 Tc [ 98]	Rutenio 44 Ru 101.07	Rodio 45 Rh 102,91	Palladium 46 Pd 106,42	Plata 47 Ag 107.87	Cadmio 48 Cd 112,41	Indio 49 en 114.82	Tin 50 Sn 118.71	Antimonio 51 Sb 121,76	Telurio 52 Te 127.60	Yodo 53 I 126.90	Xenon 54 Xe 131.29
6	Cesio 55 Cs 132,91	Bario 56 Ba 137,33	Lantano 57 La 138.91	El hafnio 72 Hf 178,49	Tantalio 73 Ta 180.95	Tungsteno 74 W 183,84	Renio 75 Re 186,21	Osmio 76 Os 190,23	Iridium 77 Ir 192.22	Platinum 78 Pt 195,08	Oro 79 Au 196.97	Mercurio 80 Hg 200,59	Talio 81 Tl 204.38	Plomo 82 Pb 207.2	Bismuto 83 Bi 208,98	Polonio 84 Po [ 209]	Astatine 85 At [ 210]	Radón 86 Rn [222]
7	Francio 87 Fr [ 223]	Radio 88 Ra [ 226]	Actinio 89 Ac [ 227]	Rutherfordium 104 Rf [267]	Dubnium 105 Db [268]	Seaborgium 106 Sg [269]	Bohrium 107 Bh [270]	Hassium 108 Hs [270]	Meitnerium 109 Mt [278]	Darmstadtium 110 Ds [281]	Roentgenium 111 Rg [282]	Copernicium 112 Cn [285]	Nihonium 113 Nh [286]	Flerovium 114 Fl [289]	Moscovium 115 Mc [290]	Livermorium 116 Lv [293]	Tennessine 117 Ts [294]	Oganesson 118 Og [294]

				Cerio 58 Ce 140.12	El praseodimio 59 Pr 140,91	Neodimio 60 Nd 144,24	Prometeo 61 Pm [ 145]	Samario 62 Sm 150,36	Europio 63 Eu 151.96	El gadolinio 64 Gd 157,25	Terbio 65 Tb 158,93	Dysprosium 66 Dy 162,50	Holmio 67 Ho 164,93	Erbio 68 Er 167.26	Tulio 69 Tm 168,93	Iterbio 70 Yb 173.05	Lutecio 71 Lu 174.97
				Torio 90 Th 232,04	Protactinium 91 Pa 231,04	Uranio 92 U 238,03	Neptunio 93 Np [ 237]	Plutonio 94 Pu [ 244]	Americium 95 Am [ 243]	Curium 96 Cm [247]	Berkelium 97 Bk [ 247]	Californio 98 Cf [ 251]	Einsteinium 99 Es [ 252]	Fermium 100 Fm [257]	Mendelevium 101 Md [258]	Nobelio 102 No [259]	Lawrencium 103 Lr [266]

1 (rojo) = Gas 3 (negro) = Sólido 80 (verde) = Líquido 109 (gris) = Desconocido El color del número atómico muestra el estado de la materia (a 0 ° C y 1 atm)

Primordial
de la caries sintético Border muestra ocurrencia natural del elemento

Peso atómico estándar ( A r )

Ca: 40.078 - Valor corto formal, redondeado (sin incertidumbre)
Po: [209] - número masivo del isótopo más estable

El color de fondo muestra una subcategoría en la tendencia metal-metaloide-no-metal:

Metal						Metaloide	No metal			Propiedades químicasdesconocidas
Metal alcalino	Metal alcalinotérreo	Lantánido	Actínido	Metal de transición	Metal posterior a la transición		Reactivo no metálico	gas noble

Las propiedades de los elementos químicos a menudo se resumen utilizando la tabla periódica, que organiza poderosa y elegantemente los elementos al aumentar el número atómico en filas ("períodos") en los que las columnas ("grupos") comparten recurrentes ("periódicas") físicas y propiedades químicas. La tabla estándar actual contiene 118 elementos confirmados al 10 de abril de 2010.

Aunque existen precursores anteriores a esta presentación, su invención generalmente se acredita al químico ruso Dmitri Mendeleev en 1869, que pretendía que la tabla ilustrara tendencias recurrentes en las propiedades de los elementos. El diseño de la tabla se ha perfeccionado y ampliado a medida que se han descubierto nuevos elementos y se han desarrollado nuevos modelos teóricos para explicar el comportamiento químico.

El uso de la tabla periódica ahora es omnipresente dentro de la disciplina académica de la química, proporcionando un marco extremadamente útil para clasificar, sistematizar y comparar todas las diferentes formas de comportamiento químico. La tabla también ha encontrado una amplia aplicación en física, geología, biología, ciencia de materiales, ingeniería, agricultura, medicina, nutrición, salud ambiental y astronomía. Sus principios son especialmente importantes en la ingeniería química.

Nomenclatura y símbolos

Los diversos elementos químicos se identifican formalmente por sus números atómicos únicos, por sus nombres aceptados y por sus símbolos.

Números atómicos

Los elementos conocidos tienen números atómicos del 1 al 118, presentados convencionalmente como números arábigos. Dado que los elementos se pueden secuenciar de manera única por número atómico, convencionalmente de menor a mayor (como en una tabla periódica), los conjuntos de elementos a veces se especifican mediante notación como "a través", "más allá" o "a partir de ..." , como en "a través del hierro", "más allá del uranio", o "del lantano a través del lutecio". Los términos "ligero" y "pesado" a veces también se usan informalmente para indicar números atómicos relativos (no densidades), como "más ligero que el carbono" o "más pesado que el plomo", aunque técnicamente es el peso o la masa de átomos de un elemento ( sus pesos atómicos o masas atómicas) no siempre aumentan monótonamente con sus números atómicos.

Nombres de elementos

El nombre de varias sustancias ahora conocidas como elementos precede a la teoría atómica de la materia, dado que los nombres fueron dados localmente por varias culturas a varios minerales, metales, compuestos, aleaciones, mezclas y otros materiales, aunque en ese momento no se sabía qué sustancias químicas eran elementos y qué compuestos. Como se identificaron como elementos, los nombres existentes para elementos conocidos antiguamente (por ejemplo, oro, mercurio, hierro) se conservaron en la mayoría de los países. Las diferencias nacionales surgieron sobre los nombres de los elementos ya sea por conveniencia, sutilezas lingüísticas o nacionalismo. Para algunos ejemplos ilustrativos: hablantes alemanes usan "Wasserstoff" (sustancia de agua) para "hidrógeno", "Sauerstoff" (sustancia ácida) para "oxígeno" y "Stickstoff" (sustancia sofocante) para "nitrógeno",

A los efectos de la comunicación y el comercio internacional, los nombres oficiales de los elementos químicos tanto antiguos como más recientemente reconocidos son decididos por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), que ha decidido una especie de idioma inglés internacional, inspirándose en Nombres en inglés incluso cuando el símbolo químico de un elemento se basa en una palabra latina u otra palabra tradicional, por ejemplo adoptando "oro" en lugar de "aurum" como el nombre para el elemento 79º (Au). La IUPAC prefiere los deletreos británicos "aluminio" y "cesio" sobre los deletreos "aluminio" y "cesio" de los EE. UU., Y el "azufre" estadounidense sobre el "azufre" británico. Sin embargo, los elementos que son prácticos para vender a granel en muchos países a menudo todavía tienen nombres nacionales usados localmente,

Según la IUPAC, los elementos químicos no son nombres propios en inglés; en consecuencia, el nombre completo de un elemento no se escribe de forma rutinaria en inglés, incluso si se deriva de un nombre propio, como en californium y einsteinium. Los nombres isotópicos de los elementos químicos tampoco están descapitalizados si se los escribe, por ejemplo, carbono-12 o uranio-235. Los símbolos de elementos químicos (como Cf para californio y Es para einsteinium), siempre están en mayúscula (ver a continuación).

En la segunda mitad del siglo XX, los laboratorios de física lograron producir núcleos de elementos químicos con semividas demasiado cortas para que exista una cantidad apreciable de ellos en cualquier momento. Estos también son nombrados por IUPAC, que generalmente adopta el nombre elegido por el descubridor. Esta práctica puede conducir a la controvertida cuestión de qué grupo de investigación realmente descubrió un elemento, una pregunta que retrasó el nombramiento de elementos con un número atómico de 104 y superior durante un tiempo considerable. (Ver elemento que nombra controversia).

Los precursores de tales controversias involucraron los nombres nacionalistas de los elementos a fines del siglo XIX. Por ejemplo, el lutecio fue nombrado en referencia a París, Francia. Los alemanes se mostraron reacios a renunciar a los derechos de denominación de los franceses, a menudo llamándolo casiopeio . Del mismo modo, el descubridor británico del niobio originalmente lo llamó columbio, en referencia al Nuevo Mundo. Fue utilizado ampliamente como tal por las publicaciones estadounidenses antes de la estandarización internacional (en 1950).

Símbolos químicos

Elementos químicos específicos

Antes de que la química se convirtiera en una ciencia, los alquimistas habían diseñado símbolos arcanos para metales y compuestos comunes. Sin embargo, estos se usaron como abreviaciones en diagramas o procedimientos; no existía el concepto de que los átomos se combinen para formar moléculas. Con sus avances en la teoría atómica de la materia, John Dalton ideó sus propios símbolos más simples, basados en círculos, para representar moléculas.

El sistema actual de notación química fue inventado por Berzelius. En este sistema tipográfico, los símbolos químicos no son meras abreviaturas, aunque cada uno consiste en letras del alfabeto latino. Están pensados como símbolos universales para personas de todos los idiomas y alfabetos.

El primero de estos símbolos estaba destinado a ser completamente universal. Como el latín era el lenguaje común de la ciencia en esa época, eran abreviaturas basadas en los nombres latinos de los metales. Cu viene de Cuprum, Fe viene de Ferrum, Ag de Argentum. Los símbolos no fueron seguidos por un punto (punto) como con las abreviaturas. A los elementos químicos posteriores también se les asignaron símbolos químicos únicos, basados en el nombre del elemento, pero no necesariamente en inglés. Por ejemplo, el sodio tiene el símbolo químico 'Na' después del latín natrium. Lo mismo aplica para "W" (wolfram) para tungsteno, "Fe" (ferrum) para hierro, "Hg" (hydrargyrum) para mercurio, "Sn" (stannum) para estaño, "K" (kalium) para potasio " Au "(aurum) para el oro," Ag "(argentum) para la plata," Pb "(plumbum) para el plomo," Cu "(cuprum) para el cobre, y" Sb "(stibium) para el antimonio.

Los símbolos químicos se entienden internacionalmente cuando los nombres de elementos pueden requerir traducción. A veces ha habido diferencias en el pasado. Por ejemplo, los alemanes en el pasado han usado "J" (para el nombre alternativo Jod) para el yodo, pero ahora usan "I" y "Iod".

La primera letra de un símbolo químico siempre está en mayúscula, como en los ejemplos anteriores, y las letras siguientes, si las hay, siempre son minúsculas (letras minúsculas). Por lo tanto, los símbolos para californio y einstenio son Cf y Es.

Símbolos químicos generales

También hay símbolos en ecuaciones químicas para grupos de elementos químicos, por ejemplo, en fórmulas comparativas. A menudo son una sola letra mayúscula, y las letras están reservadas y no se usan para nombres de elementos específicos. Por ejemplo, una " X " indica un grupo variable (generalmente un halógeno) en una clase de compuestos, mientras que " R " es un radical, lo que significa una estructura compuesta tal como una cadena de hidrocarburo. La letra " Q " está reservada para "calor" en una reacción química. " Y " también se usa a menudo como un símbolo químico general, aunque también es el símbolo del itrio. " Z " también se usa con frecuencia como un grupo de variables generales. " E"se usa en química orgánica para denotar un grupo electrógeno o un electrófilo; de manera similar," Nu "denota un nucleófilo." L "se usa para representar un ligando general en química inorgánica y organometálica." M "también se usa a menudo en el lugar de un metal general.

Al menos dos símbolos químicos genéricos adicionales de dos letras también están en uso informal, " Ln " para cualquier elemento lantánido y " An " para cualquier elemento actínido. " Rg " se usaba anteriormente para cualquier elemento de gas raro, pero el grupo de gases raros ahora se ha renombrado como gases nobles y el símbolo " Rg " ahora se ha asignado al elemento roentgenium.

Símbolos isótopos

Los isótopos se distinguen por el número de masa atómica (protones y neutrones totales) para un isótopo particular de un elemento, con este número combinado con el símbolo del elemento pertinente. IUPAC prefiere que los símbolos de isótopos se escriban en notación de superíndices cuando sea práctico, por ejemplo C y U. Sin embargo, también se usan otras anotaciones, como carbono-12 y uranio-235, o C-12 y U-235.

Como un caso especial, los tres isótopos naturales del elemento hidrógeno a menudo se especifican como H para H (protium), D para H (deuterio) y T para H (tritio). Esta convención es más fácil de usar en ecuaciones químicas, reemplazando la necesidad de escribir el número de masa para cada átomo. Por ejemplo, la fórmula para agua pesada puede escribirse D 2 O en lugar de H 2 O.

Origen de los elementos

Distribución estimada de la materia oscura y la energía oscura en el universo. Solo la fracción de la masa y energía en el universo llamada "átomos" está compuesta de elementos químicos.

Solo alrededor del 4% de la masa total del universo está hecho de átomos o iones y, por lo tanto, está representado por elementos químicos. Esta fracción es aproximadamente el 15% de la materia total, siendo el resto de la materia (85%) materia oscura. La naturaleza de la materia oscura es desconocida, pero no está compuesta de átomos de elementos químicos porque no contiene protones, neutrones o electrones. (La parte no material restante de la masa del universo está compuesta de la energía oscura aún más misteriosa).

Se cree que los 94 elementos químicos naturales del universo han sido producidos por al menos cuatro procesos cósmicos. La mayor parte del hidrógeno, el helio y una cantidad muy pequeña de litio en el universo se produjeron primordialmente en los primeros minutos del Big Bang. Se cree que otros tres procesos posteriores de ocurrencia recurrente produjeron los elementos restantes. La nucleosíntesis estelar, un proceso continuo dentro de las estrellas, produce todos los elementos del carbono a través del hierro en número atómico, pero poco litio, berilio o boro. Los elementos más pesados en número atómico que el hierro, tan pesados como el uranio y el plutonio, se producen mediante nucleosíntesis explosiva en supernovas y otros eventos cósmicos catastróficos. La espalación de los rayos cósmicos (fragmentación) de carbono, nitrógeno y oxígeno es importante para la producción de litio, berilio y boro.

Durante las primeras fases del Big Bang, la nucleosíntesis de los núcleos de hidrógeno dio como resultado la producción de hidrógeno-1 (protio, H) y helio-4 (He), así como una cantidad menor de deuterio (H) y cantidades muy minúsculas ( del orden de 10) de litio y berilio. Incluso cantidades más pequeñas de boro pueden haber sido producidas en el Big Bang, ya que se ha observado en algunas estrellas muy viejas, mientras que el carbono no. En general, se está de acuerdo en que no se produjeron elementos más pesados que el boro en el Big Bang. Como resultado, la abundancia primordial de átomos (o iones) consistió en aproximadamente 75% de H, 25% de He y 0,01% de deuterio, con solo pequeñas trazas de litio, berilio y quizás boro. El enriquecimiento posterior de los halos galácticos se produjo debido a la nucleosíntesis estelar y la nucleosíntesis de la supernova. Sin embargo,

Tabla periódica que muestra el origen cosmogénico de cada elemento en el Big Bang, o en estrellas grandes o pequeñas. Las estrellas pequeñas pueden producir ciertos elementos hasta azufre, por el proceso alfa. Se necesitan supernovas para producir elementos "pesados" (aquellos más allá del hierro y el níquel) rápidamente mediante la acumulación de neutrones, en el proceso r. Ciertas estrellas grandes producen lentamente otros elementos más pesados que el hierro, en el proceso s; estos pueden ser lanzados al espacio en la descarga de gas de las nebulosas planetarias

En la Tierra (y en otros lugares), se siguen produciendo cantidades traza de diversos elementos a partir de otros elementos como productos de procesos de transmutación nuclear. Estos incluyen algunos producidos por rayos cósmicos u otras reacciones nucleares (ver nucleidos cosmogénicos y nucleogénicos) y otros producidos como productos de descomposición de núclidos primordiales de larga vida. Por ejemplo, los rayos cósmicos que impactan en los átomos de nitrógeno producen cantidades traza (pero detectables) de carbono 14 (C) continuamente y el argón 40 (Ar) se produce continuamente por la descomposición del potasio 40 primordial pero inestable. (K) Además, tres actínidos radioactivos primitivos, el torio, el uranio y el plutonio, se descomponen a través de una serie de elementos radiactivos producidos de manera recurrente, como el radio y el radón, que están presentes transitoriamente en cualquier muestra de estos metales o sus minerales o compuestos. Otros tres elementos radiactivos, el tecnecio, el promethium y el neptunio, ocurren solo de manera incidental en materiales naturales, producidos como átomos individuales por la fisión nuclear de los núcleos de diversos elementos pesados o en otros procesos nucleares raros.

La tecnología humana ha producido varios elementos adicionales más allá de estos primeros 94, y ahora se conocen los que se conocen a través del número atómico 118.

Abundancia

El siguiente gráfico (escala de registro de notas) muestra la abundancia de elementos en nuestro Sistema Solar. La tabla muestra los doce elementos más comunes en nuestra galaxia (estimados espectroscópicamente), medidos en partes por millón, en masa. Las galaxias cercanas que han evolucionado a lo largo de líneas similares tienen un enriquecimiento correspondiente de elementos más pesados que el hidrógeno y el helio. Las galaxias más distantes se ven como aparecieron en el pasado, por lo que sus abundancias de elementos aparecen más cerca de la mezcla primordial. Como las leyes físicas y los procesos parecen ser comunes en todo el universo visible, sin embargo, los científicos esperan que estas galaxias hayan desarrollado elementos con una abundancia similar.

La abundancia de elementos en el Sistema Solar está en consonancia con su origen a partir de la nucleosíntesis en el Big Bang y una serie de estrellas supernovas progenitoras. Muy abundantes hidrógeno y helio son productos del Big Bang, pero los siguientes tres elementos son raros ya que tuvieron poco tiempo para formarse en el Big Bang y no están hechos en estrellas (sin embargo, se producen en pequeñas cantidades por la ruptura de elementos más pesados en el polvo interestelar, como resultado del impacto de los rayos cósmicos). A partir del carbono, los elementos se producen en las estrellas mediante la acumulación de partículas alfa (núcleos de helio), lo que da como resultado una abundancia alternadamente mayor de elementos incluso con números atómicos (estos también son más estables). En general, tales elementos hasta el hierro se hacen en estrellas grandes en el proceso de convertirse en supernovas. Iron-56 es particularmente común, ya que es el elemento más estable que puede fabricarse fácilmente a partir de partículas alfa (siendo un producto de la descomposición de níquel-56 radiactivo, en última instancia, fabricado a partir de 14 núcleos de helio). Los elementos más pesados que el hierro se producen en procesos de absorción de energía en estrellas grandes, y su abundancia en el universo (y en la Tierra) generalmente disminuye con su número atómico.

La abundancia de los elementos químicos en la Tierra varía de aire a corteza y océano, y en varios tipos de vida. La abundancia de elementos en la corteza terrestre difiere de la del sistema solar (como se ve en el Sol y planetas pesados como Júpiter) principalmente en la pérdida selectiva de los elementos más ligeros (hidrógeno y helio) y también de neón volátil, carbono (como hidrocarburos) , nitrógeno y azufre, como resultado del calentamiento solar en la formación temprana del sistema solar. El oxígeno, el elemento más abundante de la Tierra en masa, se conserva en la Tierra mediante la combinación con silicio. El aluminio al 8% en masa es más común en la corteza terrestre que en el universo y el sistema solar, pero la composición del manto mucho más voluminoso, que tiene magnesio y hierro en lugar de aluminio (que ocurre solo al 2% de la masa) ) refleja más de cerca la composición elemental del sistema solar,

La composición del cuerpo humano, por el contrario, sigue más de cerca la composición del agua de mar, salvo que el cuerpo humano tiene reservas adicionales de carbono y nitrógeno necesarias para formar proteínas y ácidos nucleicos, junto con el fósforo en los ácidos nucleicos y la molécula de transferencia de energía. trifosfato de adenosina (ATP) que ocurre en las células de todos los organismos vivos. Ciertos tipos de organismos requieren elementos adicionales particulares, por ejemplo, el magnesio en la clorofila en las plantas verdes, el calcio en las conchas de moluscos o el hierro en la hemoglobina en los glóbulos rojos de los animales vertebrados.

Abundancias de los elementos químicos en el sistema solar. El hidrógeno y el helio son los más comunes desde el Big Bang. Los siguientes tres elementos (Li, Be, B) son raros porque están pobremente sintetizados en el Big Bang y también en estrellas. Las dos tendencias generales en los elementos producidos estelares restantes son: (1) una alternancia de abundancia en los elementos ya que tienen números atómicos pares o impares (la regla de Oddo-Harkins), y (2) una disminución general en la abundancia a medida que los elementos se vuelven más pesado. El hierro es especialmente común porque representa el núclido energético mínimo que se puede generar mediante la fusión del helio en las supernovas.

Elementos en nuestra galaxia	Partes por millón por masa
Hidrógeno	739,000
Helio	240,000
Oxígeno	10,400
Carbón	4,600
Neón	1,340
Hierro	1,090
Nitrógeno	960
Silicio	650
Magnesio	580
Azufre	440
Potasio	210
Níquel	100

**Elementos nutricionales en la tabla periódica**
H																		Él
Li	Ser												segundo	do	norte	O	F	Nordeste
N / A	Mg												Alabama	Si	PAG	S	Cl	Arkansas
K	California	Carolina del Sur		Ti	V	Cr	Minnesota	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Georgia	Ge	Como	Se	Br	Kr.
Rb	Sr.	Y		Zr	Nótese bien	Mes	Tc	Ru	rh.	Pd	Ag	Discos compactos	En	Sn	Sb	Te	yo	Xe
Cs	Licenciado en Letras	La	*	Hf	Ejército de reserva	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Correos	A	Rn
Fr	Real academia de bellas artes	C.A	**	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Monte	Ds	Rg	Cn	Nueva Hampshire	Florida	Mc	Lv	Ts	Og

			*	Ce	Pr	Dakota del Norte	Pm	Sm	UE	Dios	Tuberculosis	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu
			**	Th	Pensilvania	U	Notario público	Pu	A.m	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Maryland	No	Lr

Los cuatro elementos orgánicos básicos

Elementos de cantidad

Elementos traza esenciales

Considerado elemento traza esencial por los EE. UU., No por la Unión Europea

Función sugerida a partir de los efectos de la privación o del manejo metabólico activo, pero sin una función bioquímica claramente identificada en los seres humanos

Evidencia circunstancial limitada para trazas de beneficios o acción biológica en mamíferos

No hay evidencia de acción biológica en mamíferos, pero es esencial en algunos organismos inferiores.
(En el caso del lantano, la definición de un nutriente esencial como indispensable e insustituible no es completamente aplicable debido a la extrema similitud de los lantánidos. Por lo tanto, Ce, Pr y Nd pueden sustituirse por La sin efectos nocivos para los organismos que utilizan La , y los Sm, Eu y Gd más pequeños también pueden ser sustituidos de manera similar, pero causan un crecimiento más lento).

Historia

La tabla periódica de Mendeleev de 1869: un experimento sobre un sistema de elementos. En base a sus pesos atómicos y similitudes químicas.

Evolución de las definiciones

El concepto de un "elemento" como una sustancia indivisible se ha desarrollado a través de tres fases históricas principales: definiciones clásicas (como las de los antiguos griegos), definiciones químicas y definiciones atómicas.

Definiciones clásicas

La filosofía antigua postuló un conjunto de elementos clásicos para explicar los patrones observados en la naturaleza. Estos elementos originalmente se referían a la tierra , el agua , el aire y el fuego en lugar de los elementos químicos de la ciencia moderna.

El término "elementos" ( stoicheia ) fue utilizado por primera vez por el filósofo griego Platón en 360 AC en su diálogo Timeo, que incluye una discusión sobre la composición de los cuerpos orgánicos e inorgánicos y es un tratado especulativo sobre química. Platón creía que los elementos introducidos un siglo antes por Empédocles estaban compuestos de pequeñas formas poliédricas: tetraedro (fuego), octaedro (aire), icosaedro (agua) y cubo (tierra).

Aristóteles, c. 350 BCE, también usó el término stoicheia y agregó un quinto elemento llamado aether, que formó los cielos. Aristóteles definió un elemento como:

Elemento: uno de esos cuerpos en los que otros cuerpos pueden descomponerse y que no puede dividirse en otro.

Definiciones químicas

En 1661, Robert Boyle propuso su teoría del corpuscularismo que favorecía el análisis de la materia como constituido por unidades irreductibles de materia (átomos) y, eligiendo no alinearse ni con la visión de Aristóteles de los cuatro elementos ni con la visión de Paracelsus de tres elementos fundamentales, dejada abierta la pregunta del número de elementos. La primera lista moderna de elementos químicos se dio en Elementos de Química de 1789 de Antoine Lavoisier , que contenía treinta y tres elementos, incluidos la luz y el calórico. Para 1818, Jöns Jakob Berzelius había determinado pesos atómicos para cuarenta y cinco de los cuarenta y nueve elementos aceptados en ese momento. Dmitri Mendeleev tenía sesenta y seis elementos en su tabla periódica de 1869.

Dmitri Mendeleev

Desde Boyle hasta principios del siglo XX, un elemento se definió como una sustancia pura que no podía descomponerse en ninguna sustancia más simple. Dicho de otra manera, un elemento químico no puede transformarse en otros elementos químicos mediante procesos químicos. Los elementos durante este tiempo se distinguieron generalmente por sus pesos atómicos, una propiedad que se puede medir con una precisión razonable mediante técnicas analíticas disponibles.

Definiciones atómicas

Henry Moseley

El descubrimiento de 1913 por el físico inglés Henry Moseley de que la carga nuclear es la base física para el número atómico de un átomo, refinado aún más cuando la naturaleza de protones y neutrones se apreció, finalmente llevó a la definición actual de un elemento basado en el número atómico (número de protones por núcleo atómico). El uso de números atómicos, en lugar de pesos atómicos, para distinguir elementos tiene un mayor valor predictivo (ya que estos números son enteros) y también resuelve algunas ambigüedades en la vista basada en química debido a las propiedades variables de isótopos y alótropos dentro del mismo elemento. Actualmente, IUPAC define un elemento para existir si tiene isótopos con una vida más larga que los 10 segundos que le toma al núcleo formar una nube electrónica.

Para 1914, setenta y dos elementos eran conocidos, todos naturales. Los elementos naturales restantes se descubrieron o aislaron en las décadas siguientes, y varios elementos adicionales también se han producido de forma sintética, con gran parte de ese trabajo iniciado por Glenn T. Seaborg. En 1955, el elemento 101 fue descubierto y nombrado mendelevio en honor de DI Mendeleev, el primero en ordenar los elementos de forma periódica. Más recientemente, la síntesis del elemento 118 se informó en octubre de 2006, y la síntesis del elemento 117 se informó en abril de 2010.

Descubrimiento y reconocimiento de varios elementos

Diez materiales familiares para varias culturas prehistóricas se conocen ahora como elementos químicos: carbono, cobre, oro, hierro, plomo, mercurio, plata, azufre, estaño y zinc. Tres materiales adicionales ahora aceptados como elementos, arsénico, antimonio y bismuto, se reconocieron como sustancias distintas antes del año 1500 DC. El fósforo, el cobalto y el platino se aislaron antes de 1750.

La mayoría de los elementos químicos que permanecen en la naturaleza se identificaron y caracterizaron en 1900, que incluyen:

Materiales industriales ahora tan conocidos como aluminio, silicio, níquel, cromo, magnesio y tungsteno
Metales reactivos como litio, sodio, potasio y calcio
Los halógenos flúor, cloro, bromo y yodo
Gases como hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, helio, argón y neón
La mayoría de los elementos de tierras raras, incluidos el cerio, el lantano, el gadolinio y el neodimio.
Los elementos radiactivos más comunes, incluidos el uranio, el torio, el radio y el radón

Los elementos aislados o producidos desde 1900 incluyen:

Los tres elementos naturales estables regularmente presentes no descubiertos: hafnio, lutecio y renio
El plutonio, que se produjo por primera vez de forma sintética en 1940 por Glenn T. Seaborg, pero ahora también se conoce a partir de unas pocas ocurrencias naturales persistentes desde hace mucho tiempo.
Los tres elementos naturales de ocurrencia incidental (neptunio, promethium y tecnecio), que fueron todos producidos sintéticamente por primera vez, pero luego se descubrieron en cantidades mínimas en ciertas muestras geológicas
Tres productos de descomposición escasos de uranio o torio, (astato, francio y protactinio), y
Varios elementos transuránicos sintéticos, comenzando con americio y curio

Elementos recientemente descubiertos

El primer elemento transuránico (elemento con un número atómico mayor que 92) descubierto fue neptunio en 1940. Desde 1999, el Grupo de Trabajo Conjunto IUPAC / IUPAP ha considerado las reclamaciones para el descubrimiento de nuevos elementos. A partir de enero de 2016, todos los 118 elementos han sido confirmados por IUPAC. El descubrimiento del elemento 112 fue reconocido en 2009, y el nombre copernicium y el símbolo atómico Cn fueron sugeridos para eso. El nombre y el símbolo fueron oficialmente aprobados por la IUPAC el 19 de febrero de 2010. El elemento más pesado que se cree que se ha sintetizado hasta la fecha es el elemento 118, oganesson, del 9 de octubre de 2006, del Laboratorio de Reacciones Nucleares de Flerov en Dubna, Rusia. Tennessine, elemento 117, fue el elemento más reciente que se descubrió que se descubrió en 2009. El 28 de noviembre de 2016, los científicos de la IUPAC reconocieron oficialmente los nombres de cuatro de los elementos químicos más nuevos, con los números atómicos 113, 115, 117 y 118.

Lista de los 118 elementos químicos conocidos

La siguiente tabla ordenable muestra los 118 elementos químicos conocidos.

El número atómico , el nombre y el símbolo sirven todos independientemente como identificadores únicos.
Los nombres son aquellos aceptados por IUPAC; los nombres provisionales para los elementos recientemente producidos que aún no se nombran formalmente están entre paréntesis.
El grupo, el período y el bloque se refieren a la posición de un elemento en la tabla periódica. Los números de grupo aquí muestran la numeración actualmente aceptada; para las numeraciones alternativas anteriores, vea Grupo (tabla periódica).
El estado de la materia (sólido, líquido o gaseoso) se aplica a las condiciones estándar de temperatura y presión (STP).
La ocurrencia , como lo indica una nota al pie adyacente al nombre del elemento, distingue los elementos naturales, categorizados como primordiales o transitorios (de decaimiento), y elementos sintéticos adicionales que se han producido tecnológicamente, pero que no se sabe que ocurran naturalmente.
El color especifica las propiedades de un elemento utilizando las amplias categorías comúnmente presentadas en las tablas periódicas: Actínido, metal alcalino, metal alcalinotérreo, lantánido, metal posterior a la transición, metaloide, gas noble, metal no diatómico o diatómico, y metal de transición.