Elemento químico

Los elementos más ligeros son el hidrógeno y el helio , ambos creados por la nucleosíntesis del Big Bang en los primeros 20 minutos del universo ^{[ 8 ]} en una proporción de aproximadamente 3:1 en masa (o 12:1 en número de átomos), ^{[ 9 ] [ 10 ]} junto con pequeñas trazas de los dos elementos siguientes, litio y berilio . Casi todos los demás elementos que se encuentran en la naturaleza se hicieron mediante diversos métodos naturales de nucleosíntesis . ^{[ 11 ]} En la Tierra, pequeñas cantidades de nuevos átomos se producen naturalmente en reacciones nucleogénicas , ^{[ 12 ]} o en procesos cosmogénicos , como la espalación de rayos cósmicos . ^{[ 13 ]} Los nuevos átomos también se producen naturalmente 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 de cúmulos y otros modos de desintegración más raros. ^{[ 14 ]}

Ahora se conocen 118 elementos. "Conocidos" aquí significa observados lo suficientemente bien, incluso a partir de solo unos pocos productos de desintegración, como para haber sido diferenciados de otros elementos. ^{[ 15 ] [ 16 ]} Más recientemente, la síntesis del elemento 118 (desde entonces llamado oganesón ) fue reportada en octubre de 2006, y la síntesis del elemento 117 ( tenesino ) fue reportada en abril de 2010. ^{[ 17 ] [ 18 ]} De estos 118 elementos, los primeros 94 elementos han sido detectados directamente en la Tierra como nucleidos primordiales presentes desde la formación del Sistema Solar , o como productos de fisión o transmutación que ocurren naturalmente del uranio y el torio. ^{[ 19 ] [ 7 ]} Seis de estos ocurren en cantidades traza extremas: tecnecio , número atómico 43; prometio , número 61; astato , número 85; francio , número 87; neptunio , número 93; y plutonio , número 94. ^{[ 20 ]} Estos seis elementos se han detectado en el universo en general, en los espectros de las estrellas, así como en fusiones de estrellas de neutrones y supernovas, donde se están creando elementos radiactivos de corta duración. ^{[ 21 ] [ 22 ]}

Dos o más átomos pueden combinarse para formar moléculas . Algunos elementos forman moléculas de átomos de dicho elemento solamente : p. ej., los átomos de hidrógeno (H) forman moléculas diatómicas (H₂ ₎ . Los compuestos químicos son sustancias formadas por átomos de diferentes elementos; pueden tener estructura molecular o no molecular. Las mezclas son materiales que contienen diferentes sustancias químicas; es decir (en el caso de sustancias moleculares) que contienen diferentes tipos de moléculas. Cuando diferentes elementos experimentan reacciones químicas, los átomos se reorganizan en nuevos compuestos unidos por enlaces químicos . ^{[ 23 ]} Menos de veinte elementos, incluidos los metales del grupo del oro , platino y hierro , a veces se pueden encontrar sin combinar como minerales de elementos nativos relativamente puros . ^{[ 24 ]} Casi todos los demás elementos que se encuentran naturalmente existen en la Tierra como compuestos o mezclas. ^{[ 23 ]} El aire es principalmente una mezcla de nitrógeno molecular y oxígeno , aunque contiene compuestos que incluyen dióxido de carbono y agua , así como argón atómico , un gas noble que es químicamente inerte y, por lo tanto, no experimenta reacciones químicas. ^{[ 25 ] : 258}

Un nucleido, o especie nuclear, es una clase de átomos caracterizados por su número de protones , Z , su número de neutrones , N , y su estado de energía nuclear . ^{[ 27 ]} Los núcleos atómicos distintos del ¹ ₁ H , un protón solitario, consisten en protones y neutrones unidos por la fuerza fuerte residual , que supera la repulsión eléctrica entre protones. Por esa razón, se requieren neutrones para unir los protones; a medida que aumenta el número de protones, también aumenta la relación neutrón-protón necesaria para la estabilidad. ^{[ 28 ]} Por ejemplo, aunque los elementos ligeros hasta el oxígeno tienen nucleidos estables con el mismo número de neutrones que de protones, el plomo requiere aproximadamente 3 neutrones por cada 2 protones. ^{[ 29 ]}

El número atómico de un elemento es igual al número de protones en cada átomo y define el elemento. ^{[ 30 ]} Por ejemplo, todos los átomos de carbono contienen 6 protones en su núcleo atómico ; por lo tanto, el número atómico del carbono es 6. ^{[ 31 ]} El número de protones en el núcleo determina su carga eléctrica , que a su vez determina el número de electrones ligados de un átomo en su estado no ionizado . Los electrones ocupan orbitales atómicos que determinan las propiedades químicas del átomo . ^{[ 32 ]}

Los isótopos son átomos del mismo elemento (es decir, con el mismo número de protones en su núcleo), pero con diferente número de neutrones . ^{[ 33 ]} Así, por ejemplo, existen tres isótopos principales de carbono. Todos los átomos de carbono tienen 6 protones, pero pueden tener 6, 7 u 8 neutrones. Dado que sus números másicos son 12, 13 y 14 respectivamente, estos tres isótopos se conocen como carbono-12 , carbono-13 y carbono-14 ( ¹² C, ¹³ C y ¹⁴ C). El carbono natural es una mezcla de ¹² C (aproximadamente 98,9 %), ¹³ C (aproximadamente 1,1 %) y aproximadamente 1 átomo por billón de ¹⁴ C. El número de neutrones en un núcleo suele tener muy poco efecto en las propiedades químicas de un elemento. ^{[ 32 ]} Una excepción es el hidrógeno, para el cual el efecto isotópico cinético es significativo. ^{[ 34 ]} Por lo tanto, todos los isótopos de carbono tienen propiedades químicas casi idénticas porque todos tienen seis electrones, aunque pueden tener de 6 a 8 neutrones. Por eso, el número atómico, en lugar del número másico o el peso atómico , se considera la característica identificativa de un elemento. ^{[ 32 ]}

Todos los elementos tienen isótopos radiactivos (radioisótopos), ^{[ 35 ]} pero muchos de estos radioisótopos no se encuentran en la naturaleza debido a una vida media corta. Los radioisótopos generalmente se desintegran en otros elementos mediante desintegración alfa , desintegración beta o desintegración beta inversa ; algunos isótopos de los elementos más pesados ​​también experimentan fisión espontánea . Los isótopos que no son radiactivos se denominan isótopos "estables". Los isótopos con un número par de protones, un número par de neutrones o ambos, tienden a ser más estables, ya que partículas iguales pueden emparejarse con partículas iguales. ^{[ 36 ] [ 37 ]} Este efecto de emparejamiento permite que las partículas idénticas se alineen con espines opuestos , aumentando la energía de enlace. ^{[ 38 ]}

La mayoría (54 de 94) de los elementos que se encuentran en la naturaleza tienen más de un isótopo estable. Solo 26 elementos son monoisotópicos , es decir, tienen exactamente un isótopo estable; estos tienen un número atómico impar de protones, con la excepción del berilio-9 , que tiene un número impar de neutrones. ^{[ 39 ] [ 40 ]} El número medio de isótopos estables para los 80 elementos estables es de 3,1 isótopos estables por elemento. El mayor número de isótopos estables para un solo elemento es 10 (para el estaño , elemento 50). ^{[ 37 ]}

Los elementos con números atómicos del 1 al 82 tienen al menos un isótopo estable (excepto el tecnecio , elemento 43, y el prometio , elemento 61, que no tienen isótopos estables). Sin embargo, se predice que los isótopos estables observacionales de algunos elementos (como el tungsteno ^{[ 41 ]} y el plomo ) son ligeramente radiactivos con vidas medias muy largas: ^{[ 42 ]} por ejemplo, las vidas medias predichas para los isótopos estables observacionales del plomo varían de 10³⁵ ^a 10¹⁸⁹ ^años . ^{[ 43 ]} Los isótopos son estables observacionales cuando son teóricamente inestables pero aún no se ha observado ninguna desintegración radiactiva. De los más de 250 nucleidos que se denominan estables, ^{[ 44 ]} solo 90 se consideran teóricamente estables, lo que significa que carecen de un modo de desintegración conocido. ^{[ 45 ]}

Los elementos con números atómicos del 83 al 94 son lo suficientemente inestables como para que se pueda detectar la desintegración radiactiva de todos los isótopos. ^{[ 46 ]} Algunos de estos elementos, en particular 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 desde antes de la formación del Sistema Solar . ^{[ 47 ]} Los isótopos restantes de vida más larga tienen vidas medias demasiado cortas para que hayan estado presentes al comienzo del Sistema Solar y, por lo tanto, son "elementos transitorios". De estos 11 elementos transitorios, cinco ( polonio , radón , radio , actinio y protactinio ) son productos de desintegración relativamente comunes del torio y el uranio . ^{[ 48 ]} Los seis elementos transitorios restantes (tecnecio, prometio, astato, francio , neptunio y plutonio ) ocurren solo raramente, ^{[ 49 ]} como productos de modos de desintegración raros o procesos de reacción nuclear que involucran uranio u otros elementos pesados.

Los 24 elementos más pesados ​​restantes ( los que están más allá del plutonio , elemento 94) son radiactivos, con vidas medias tan cortas que no se encuentran en la Tierra y deben ser sintetizados . ^{[ 50 ]} Se han descubierto cinco en el espectro de la estrella de Przybylski , desde el elemento 95 ( americio ) hasta el 99 ( einstenio ). Se cree que estos son productos de captura de neutrones del uranio y el torio. ^{[ 51 ]} Los 24 elementos más pesados ​​son radiactivos, con vidas medias cortas; si alguno de estos elementos estaba presente cuando se formó la Tierra, seguramente se habría desintegrado por completo, y si están presentes en las novas, están en cantidades demasiado pequeñas para haber sido detectadas. El tecnecio fue el primer elemento supuestamente no natural sintetizado, en 1937, aunque desde entonces se han encontrado trazas de tecnecio en la naturaleza (y también es posible que el elemento se haya descubierto de forma natural en 1925). ^{[ 52 ]} Este patrón de producción artificial y posterior descubrimiento natural se ha repetido con varios otros elementos raros radiactivos de origen natural. ^{[ 53 ]}

El isótopo radiactivo más ligero es el tritio , que experimenta desintegración beta con una vida media de 12,3  años. ^{[ 54 ]} A 2 × 10¹⁹ años, más de ^10⁹ veces la edad estimada del universo, el bismuto-209 tiene la vida media de desintegración alfa más larga conocida de cualquier nucleido, y casi siempre se considera a la par con los 80 elementos estables. ^{[ 55 ] [ 56 ]} El isótopo telurio-128 se transmuta a través de una doble desintegración beta con una vida media de 2,25 × 10²⁴ años, más de 100.000 veces más que el bismuto-209. ^{[ 57 ]} La principal fuente de exposición a la radiación por desintegraciones de isótopos en el cuerpo humano proviene de la ingesta de carbono-14 y potasio-40 , que producen una dosis efectiva anual de0,17 mSv  . ^{[ 58 ]}

El número másico de un elemento, A , es el número de nucleones (protones y neutrones) en el núcleo atómico. Los diferentes isótopos de un elemento se distinguen por su número másico, que se escribe como superíndice a la izquierda del símbolo químico (p. ej., ²³⁸ U). El número másico siempre es un número entero y tiene unidades de "nucleones". ^{[ 59 ]} Así, el magnesio-24 (24 es el número másico) es un átomo con 24 nucleones (12 protones y 12 neutrones).

Mientras que el número másico simplemente cuenta el número total de neutrones y protones y, por lo tanto, es un número entero, la masa atómica de un isótopo particular (o "nucleido") del elemento es la masa de un solo átomo de ese isótopo y se expresa típicamente en daltons (símbolo: Da), también conocidas como unidades de masa atómica universal (símbolo: u). Su masa atómica relativa es un número adimensional igual a la masa atómica dividida por la constante de masa atómica , que es igual a 1  Da. ^{[ 61 ]} En general, el número másico de un nucleido dado difiere ligeramente en valor de su masa atómica relativa. Este déficit de masa se debe principalmente a la energía de enlace nuclear . ^{[ 59 ]} Por ejemplo, la masa atómica del cloro-35 con cinco cifras significativas es 34,969  Da y la del cloro-37 es 36,966  Da. ^{[ 62 ]} Sin embargo, la masa atómica relativa de cada isótopo es bastante cercana a su número másico (siempre dentro del 1%). El único isótopo cuya masa atómica es exactamente un número natural es el ^12C , que tiene una masa de 12  Da; porque el dalton se define como 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12 neutro libre en estado fundamental. ^{[ 63 ]}

Durante la fusión nuclear de átomos de menor masa, como el hidrógeno, el cambio neto en el déficit de masa se libera como energía, según lo determina la relación de equivalencia masa-energía . Este proceso de fusión de átomos de hidrógeno en helio es lo que impulsa la producción de energía del Sol. Con el tiempo, el resultado es una concentración creciente de helio en el núcleo estelar . Durante la evolución de estrellas mucho más masivas que el Sol, se forman núcleos cada vez más masivos a través de un tipo de fusión llamado proceso alfa , hasta alcanzar el hierro-52 . ^{[ 64 ]} La energía de enlace de un núcleo alcanza su valor máximo para los isótopos de hierro y níquel. ^{[ 60 ]} Por lo tanto, más allá de ese punto, una mayor fusión resulta en una menor energía de enlace, por lo que la energía se absorbe en lugar de liberarse. Como resultado, se forma un núcleo de hierro inerte que no contribuye a la producción de energía de la estrella. ^{[ 64 ]}

En el proceso de fisión nuclear , las partículas resultantes tienen una mayor energía de enlace neta. Este cambio en el déficit de masa neta produce, a su vez, una liberación de energía. Por lo tanto, elementos altamente radiactivos como el uranio-235 pueden ser fuentes útiles para la producción de energía. ^{[ 65 ]}

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 tal como se encuentran en un entorno particular, ponderado por la abundancia isotópica, en relación con la unidad de masa atómica. ^{[ 61 ]} Este número puede ser una fracción que no está cerca de un número entero. Por ejemplo, la masa atómica relativa del 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. ^{[ 62 ]} Siempre que un valor de masa atómica relativa difiera en más de ≈1 % de un número entero, se debe a este efecto de promedio, ya que cantidades significativas de más de un isótopo están presentes naturalmente en una muestra de ese elemento.

Los químicos y los científicos nucleares tienen definiciones diferentes de elemento puro . En química, un elemento puro es una sustancia cuyos átomos tienen todos (o casi todos) el mismo número atómico, o número de protones . Los científicos nucleares, en cambio, definen un elemento puro como aquel que consta de un solo isótopo. ^{[ 66 ]}

Por ejemplo, un alambre de cobre tiene una pureza química del 99,99 % 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 natural consta de dos isótopos estables, 69 % ^⁶³Cu y 31 % ^⁶⁵Cu , con diferente número de neutrones ^{[ 67 ]} . En cambio, el oro puro sería tanto química como isotópicamente puro, ya que el oro común consta de un solo isótopo, ^{¹⁹⁷Au [ 66 ]} .

Los electrones confinados a un átomo solo pueden ocupar ciertos niveles de energía discretos . Esta restricción, conocida como cuantización , es un aspecto fundamental de la teoría de la mecánica cuántica que predice el comportamiento ondulatorio de las partículas y la energía a la escala más pequeña. En los átomos, estos niveles de energía están representados por subcapas electrónicas , donde la forma de onda de un electrón se mantiene en un tipo de onda estacionaria con una longitud de onda específica. Cada número entero de longitudes de onda produce uno o más orbitales atómicos , que describen la distribución de carga de cada electrón en ese nivel de energía. Cada orbital puede contener un par de electrones. La disposición de los electrones en los orbitales de un átomo se denomina configuración electrónica .

Estos orbitales y sus subcapas se agrupan en capas , y cada capa tiene un número cuántico principal que indica el nivel de energía. Cada capa solo puede tener un número fijo de electrones, que viene dado por la fórmula${\displaystyle 2n^{2}}$, dónde${\displaystyle n}$es 1, 2, 3, 4, y así sucesivamente. Por lo tanto, la cantidad de electrones que puede contener cada capa es 2, 8, 18, 32, y así sucesivamente. Una capa está representada por una fila en la tabla periódica. ^{[ 68 ]}

El átomo más simple es el hidrógeno ordinario, que consta de un protón y un electrón. En su estado fundamental de mínima energía , el electrón ocupa la primera capa, designada K. Esta capa tiene una subcapa designada 1s. El segundo elemento, el helio, tiene dos protones, dos electrones y, generalmente, dos neutrones. El segundo electrón ocupa el mismo orbital que el primero, completando la capa con electrones apareados . Para el litio hay tres electrones, por lo que uno necesita ocupar un orbital en la segunda capa, designada L. Según el principio de Aufbau , el tercer electrón ocupa la siguiente subcapa de energía más baja disponible, que es 2s. Este proceso continúa, con los electrones sucesivos colocándose en el siguiente orbital de energía más baja disponible. ^{[ 69 ]}

Se utilizan varios términos comúnmente para caracterizar las propiedades físicas y químicas generales de los elementos químicos. Una primera distinción se establece entre metales , que conducen fácilmente la electricidad ; no metales , que no la conducen; y un pequeño grupo, los metaloides , que poseen propiedades intermedias y a menudo se comportan como semiconductores . ^{[ 70 ]}

Además de ser diferentes por sus propiedades físicas como sustancias, los elementos metálicos y no metálicos tienen propiedades químicas diferentes como tipos de átomos: los elementos metálicos forman cationes simples , mientras que los elementos no metálicos (y los metales débiles) forman aniones y oxoaniones simples . ^{[ 71 ]} Una excepción son los gases nobles, que no forman aniones simples , mientras que se conocen oxoaniones para el xenón. ^{[ 72 ]} Sin embargo, algunos elementos metálicos en estados de oxidación más altos también forman oxoaniones. Los átomos de elementos no metálicos también forman compuestos con enlaces covalentes . ^{[ 73 ]}

Se utilizan términos distintivos para ciertos conjuntos de metales y no metales considerados en un sentido más amplio. Estos conjuntos incluyen: actínidos , metales alcalinos , metales alcalinotérreos , halógenos , lantánidos , metales de transición , metales postransición , metaloides , no metales reactivos y gases nobles . En este sistema, los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos y los metales de transición, así como los lantánidos y los actínidos, son grupos especiales de metales considerados en un sentido más amplio. De manera similar, los no metales reactivos y los gases nobles son no metales considerados en un sentido más amplio. ^{[ 70 ]} En algunas presentaciones, los halógenos no se distinguen, identificándose el astato como un metaloide y los demás como no metales.

Una clasificación más precisa se suele mostrar en las representaciones a color de la tabla periódica. Las propiedades de los elementos se pueden resumir de esta forma, que organiza de manera potente y elegante los elementos según sus propiedades físicas y químicas. Cada fila forma un período de elementos que tienen el mismo número de capas electrónicas . Hay 18 grupos numerados , cada uno formando su propia columna de elementos cuyas propiedades químicas están determinadas por la ubicación orbital del electrón más externo. Un bloque es un conjunto de elementos que comparten orbitales atómicos ocupados por sus electrones de valencia o vacantes. ^{[ 74 ]}

El uso de la tabla periódica es ahora omnipresente en 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 , ^{[ 6 ]} geología , ^{[ 75 ]} biología , ^{[ 76 ]} ciencia de los materiales , ingeniería , agricultura , medicina , ^{[ 77 ]} nutrición , ^{[ 78 ]} salud ambiental y astronomía . ^{[ 79 ]} Sus principios son especialmente importantes en ingeniería química .

Una distinción básica comúnmente utilizada entre los elementos es su estado de la materia (fase), ya sea sólido , líquido o gaseoso , a temperatura y presión estándar (TPE). La mayoría de los elementos son sólidos a TPE, mientras que varios son gases. Solo el bromo y el mercurio son líquidos a 0 grados Celsius (32 grados Fahrenheit) y 1 atmósfera de presión; ^{[ 81 ]} el cesio y el galio son sólidos a esa temperatura, pero se funden a 28,4 °C (83,1 °F) y 29,8 °C (85,6 °F) , respectivamente. ^{[ 82 ]}    

Los puntos de fusión y ebullición , expresados ​​normalmente en grados Celsius a una presión de una atmósfera, se utilizan comúnmente para caracterizar los diversos elementos. Aquellos elementos con puntos de ebullición superiores aLos elementos que hierven a 2000  °C se denominan refractarios , ^{[ 83 ]} mientras que los que se vaporizan fácilmente son volátiles . El elemento con el rango más amplio entre puntos de fusión y ebullición es el galio, que hierve a 2204 °C (3999 °F) . ^{[ 84 ]} Si bien se conocen para la mayoría de los elementos, una o ambas mediciones aún no se han determinado para algunos de los elementos radiactivos disponibles solo en cantidades ínfimas. ^{[ 85 ]} Dado que el helio permanece líquido incluso al cero absoluto a presión atmosférica, solo tiene un punto de ebullición, y no un punto de fusión, en presentaciones convencionales. ^{[ 86 ]}  

Los átomos de un mismo elemento pueden unirse químicamente entre sí de más de una manera, lo que permite que el elemento puro exista en múltiples estructuras químicas ( disposiciones espaciales de los átomos ) que difieren en sus propiedades. La capacidad de un elemento para polimorfizarse en una de muchas formas estructurales se conoce como "alotropía". ^{[ 87 ]} Entre los elementos no metálicos conocidos por su polimorfismo se incluyen el carbono, el azufre, el fósforo, el oxígeno y el nitrógeno. ^{[ 88 ]}

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 unas sobre otras; grafeno , que es una sola capa de grafito muy resistente; fullerenos , que tienen formas casi esféricas; y nanotubos de carbono , que son tubos con una estructura hexagonal (incluso estos pueden diferir entre sí en sus propiedades eléctricas). ^{[ 89 ]}

El estado de referencia de un elemento se define por convención, generalmente como el alótropo termodinámicamente más estable y el estado físico a una presión de 1 bar y una temperatura dada (típicamente298,15 K  ). Sin embargo, para el fósforo, el estado de referencia es el fósforo blanco , aunque no sea el alótropo más estable, y el estado de referencia para el carbono es el grafito, porque la estructura del grafito es más estable que la de los otros alótropos. En termoquímica , se define que un elemento tiene una entalpía de formación de cero en su estado de referencia. ^{[ 90 ]}

En condiciones de equilibrio estable, los elementos sólidos se estructuran en una forma cristalina, y cada elemento tiene su propia estructura. ^{[ 87 ]} Estas pertenecen a las siete familias de estructuras cristalinas : cúbica (incluyendo centrada en el cuerpo y centrada en las caras), triclínica , hexagonal , monoclínica , ortorrómbica , romboédrica y tetragonal . ^{[ 91 ]} Más de 30 elementos cristalizan en la forma cúbica. El 40% de los elementos forman cristales compactos : ya sea cúbico centrado en las caras o hexagonal compacto. ^{[ 92 ]} Para algunos de los elementos transuránicos producidos sintéticamente, las muestras disponibles han sido demasiado pequeñas para determinar las estructuras cristalinas.

Bajo las condiciones de alta presión que se encuentran en el interior de un planeta, los elementos pueden aparecer en nuevas formas cristalinas, formando alótropos. ^{[ 93 ]} Por ejemplo, siete clases densas de cristales de silicio pueden aparecer a presiones de1  MPa a100  GPa , en condiciones de temperatura ambiente. ^{[ 94 ]} En las condiciones extremas que se encuentran dentro de una enana blanca rica en carbono , puede formarse un vidrio amorfo similar al diamante. ^{[ 95 ]}

La densidad a una temperatura y presión estándar (TPE) seleccionadas se utiliza a menudo para caracterizar los elementos. La densidad de masa de un elemento depende de la masa del núcleo atómico y de la separación entre los átomos creada por los electrones ligados. La densidad se expresa en kilogramos por metro cúbico (kg/m³ ⁾ , pero también puede expresarse en gramos por centímetro cúbico (g/cm³ ⁾ . Dado que varios elementos son gases a temperaturas comunes, sus densidades suelen indicarse para sus formas gaseosas; cuando se licúan o solidifican, los elementos gaseosos tienen densidades similares a las de los demás elementos. La tendencia general es que las densidades aumenten a medida que aumenta el número atómico. Los elementos de menor densidad son los gases nobles y los metales alcalinos. Las densidades más altas se encuentran en el centro de los grupos de la tabla periódica, ya que pueden formar más enlaces covalentes , acercando los átomos entre sí. ^{[ 96 ]}

Los átomos no tienen un radio fijo , sino que su dimensión está determinada por la distribución de carga de su nube electrónica. El tamaño medido depende de la interacción de esta nube con el instrumento utilizado para medirla. Por lo tanto, varios métodos darán resultados similares, pero ligeramente diferentes. ^{[ 97 ]} A lo largo de cada fila de la tabla periódica, el radio tiende a disminuir desde la columna de los metales alcalinos hasta la de los gases nobles. Esto se debe a que la creciente atracción de la carga nuclear supera la repulsión mutua de los electrones a medida que se llena una capa. Un radio menor significa que el átomo es menos reactivo químicamente, ya que los electrones de valencia son atraídos más cerca del núcleo. ^{[ 98 ]} Dependiendo del tipo de enlace químico, el radio atómico determina la separación atómica en un cristal y, por lo tanto, la densidad de masa. ^{[ 99 ]}

Cuando un elemento tiene alótropos con diferentes densidades, normalmente se selecciona un alótropo representativo en las presentaciones resumidas, ^{[ 100 ]} mientras que las densidades de cada alótropo pueden indicarse cuando se proporciona información más detallada. Por ejemplo, los tres alótropos conocidos del carbono ( carbono amorfo , grafito y diamante ) tienen densidades de 1,8–2,1, 2,267 y 3,515  g/cm³ ^, respectivamente. ^{[ 101 ]}

Los elementos conocidos tienen números atómicos del 1 al 118, representados convencionalmente con números arábigos . Dado que los elementos pueden ordenarse de forma única por su número atómico, convencionalmente del más bajo al más alto (como en una tabla periódica), a veces se especifican conjuntos de elementos mediante notaciones como "a través de", "más allá" o "desde... a través de", como en "a través del hierro", "más allá del uranio" o "desde el lantano hasta el lutecio". Los términos "ligero" y "pesado" también se utilizan a veces informalmente para indicar números atómicos relativos (no densidades), como en "más ligero que el carbono" o "más pesado que el plomo", aunque sus pesos atómicos no siempre aumentan monótonamente con sus números atómicos. Por ejemplo, el argón, con un número atómico de 18, tiene un peso atómico de 39,95, mientras que el potasio, con un número atómico de 19, tiene un peso atómico de 39,098. ^{[ 61 ]}

La denominación de las sustancias que hoy conocemos como elementos precede a la teoría atómica de la materia, ya que diversas culturas asignaban nombres a distintos minerales, metales, compuestos, aleaciones, mezclas y otros materiales, aunque en aquel entonces se desconocía qué sustancias químicas eran elementos y cuáles compuestos. Al ser identificados como elementos, los nombres existentes para los elementos conocidos desde la antigüedad (por ejemplo, oro, mercurio, hierro) se conservaron en la mayoría de los países.

Surgieron diferencias nacionales en los nombres de los elementos por conveniencia, sutilezas lingüísticas o nacionalismo. ^{[ 102 ]} Por ejemplo, los hablantes de alemán usan "Wasserstoff" (sustancia de agua) para "hidrógeno", "Sauerstoff" (sustancia ácida) para "oxígeno" y "Stickstoff" (sustancia sofocante) para "nitrógeno"; el inglés y algunos otros idiomas usan "sodio" para "natrio" y "potasio" para "kalium"; y los franceses, italianos, griegos, portugueses y polacos prefieren "azote/azot/azoto" (de raíces que significan "sin vida") para "nitrógeno".

En el pasado, el nombre de los nuevos elementos era tradicionalmente decidido por sus descubridores. ^{[ 102 ]} Esto cambió en 1947, cuando una conferencia de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) decidió que los nombres y símbolos de los nuevos elementos serían determinados por la IUPAC. El descubridor de un nuevo elemento tenía derecho a sugerir un nombre, pero para fines de comunicación y comercio internacionales, los nombres oficiales de los elementos químicos, tanto antiguos como reconocidos más recientemente, son decididos por la IUPAC. ^{[ 103 ]}

La organización IUPAC ha decidido adoptar un estilo de inglés internacional como lengua franca , recurriendo a nombres ingleses tradicionales 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 nombre para el elemento 79 (Au). La IUPAC prefiere las grafías británicas " aluminio " y "cesio" sobre las estadounidenses "aluminum" y "cesio", y la estadounidense "sulfur" sobre la británica "sulphur". ^{[ 104 ]} Sin embargo, los elementos que son prácticos para vender a granel en muchos países a menudo todavía tienen nombres nacionales de uso local, y es probable que los países cuyo idioma nacional no utiliza el alfabeto latino utilicen los nombres de elementos de la IUPAC.

Los nuevos elementos han sido nombrados por sus propiedades, en honor a un mineral del que se extrajo, el lugar de su descubrimiento, un tema mítico, un objeto astronómico o un científico prominente. ^{[ 103 ] [ 102 ]} Según la IUPAC, los nombres de los elementos no son nombres propios; por lo tanto, el nombre completo de un elemento no se escribe con mayúscula en inglés, incluso si deriva de un nombre propio , como en californio y einstenio . Los nombres de los isótopos tampoco se escriben con mayúscula si se escriben completos, por ejemplo, carbono-12 o uranio-235 . Los símbolos de los elementos químicos (como Cf para californio y Es para einstenio) siempre se escriben con mayúscula.

En la segunda mitad del siglo XX, los laboratorios de física lograron producir elementos con vidas medias demasiado cortas como para que existiera una cantidad apreciable de ellos en un momento dado. Estos también son nombrados por la IUPAC, que generalmente adopta el nombre elegido por el descubridor. Esta práctica puede dar lugar a la controvertida cuestión de qué grupo de investigación descubrió realmente un elemento , una cuestión que retrasó considerablemente la denominación de los elementos con número atómico de 104 y superiores. ^{[ 105 ]}

Los precursores de tales controversias involucraron la denominación nacionalista de elementos a finales del siglo XIX. Por ejemplo, el lutecio recibió su nombre de París, Francia. Los alemanes se resistieron a ceder los derechos de denominación a los franceses, llamándolo a menudo casiopeio . ^{[ 106 ]} De manera similar, el descubridor británico del niobio lo denominó originalmente columbio , en referencia al Nuevo Mundo . ^{[ 102 ]} Fue ampliamente utilizado como tal por publicaciones estadounidenses antes de la estandarización internacional (en 1950). ^{[ 106 ]}

La filosofía antigua postuló un conjunto de elementos clásicos para explicar los patrones observados en la naturaleza . Estos elementos se referían originalmente a la tierra , el agua , el aire y el fuego, en lugar de los elementos químicos de la ciencia moderna. ^{[ 140 ]}

El término «elementos» ( stoicheia ) fue utilizado por primera vez por el filósofo griego Platón alrededor del año 360  a. C. en su diálogo Timeo , que incluye una discusión sobre la composición de los cuerpos inorgánicos y orgánicos 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). ^{[ 141 ] [ 142 ]}

Aristóteles , hacia el año 350 a . C. , también utilizó el término stoicheia y añadió un quinto elemento, el éter , que formaba los cielos. Aristóteles definió un elemento como:

Elemento: uno de esos cuerpos en los que otros cuerpos pueden descomponerse, y que a su vez no es capaz de dividirse en otros. ^{[ 143 ]}

El descubrimiento en 1913 del físico inglés Henry Moseley de que la carga nuclear es la base física del número atómico, perfeccionado posteriormente al comprenderse la naturaleza de los protones y neutrones , condujo finalmente a la definición actual de un elemento basada en el número atómico (número de protones). ^{[ 160 ]} 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 visión basada en la química debido a las propiedades variables de los isótopos y alótropos dentro del mismo elemento. Actualmente, la IUPAC define que un elemento existe si tiene isótopos con una vida media mayor que los 10 ⁻¹⁴ segundos que tarda el núcleo en formar una nube electrónica. ^{[ 161 ]}

Para 1914, se conocían ochenta y siete elementos, todos de origen natural (véase Descubrimiento de los elementos químicos ). Los elementos naturales restantes fueron descubiertos o aislados en las décadas siguientes, y también se han producido sintéticamente varios elementos adicionales, gran parte de ese trabajo impulsado por Glenn T. Seaborg . ^{[ 162 ]} El último elemento radiactivo de origen natural, el francio , fue descubierto en 1939 por Marguerite Perey . ^{[ 163 ]} En 1955, se descubrió el elemento 101 y se le dio el nombre de mendelevio en honor a D. I. Mendeléyev, el primero en ordenar los elementos periódicamente. ^{[ 164 ]}

Once materiales conocidos por diversas culturas prehistóricas ahora se consideran elementos: antimonio , carbono, cobre, oro , hierro, plomo, mercurio, plata, azufre, estaño y zinc . ^{[ 165 ]} Dos materiales adicionales que ahora se aceptan como elementos, el arsénico y el bismuto , fueron reconocidos como sustancias distintas antes del año 1500 d. C. ^{[ 166 ]} El platino era conocido en la América precolombina. El primer descubrimiento registrado de un nuevo elemento fue el del fósforo por el alquimista alemán Hennig Brand en 1669. ^{[ 167 ]} En 1896, Henri Becquerel descubrió fortuitamente la radiactividad del uranio. ^{[ 168 ]}

La mayoría de los elementos naturales restantes fueron identificados y caracterizados en 1900, incluyendo: ^{[ 106 ]}

• Materiales industriales ahora tan conocidos como el aluminio , el silicio , el cromo , el cobalto , el níquel , el magnesio y el tungsteno.
• Metales reactivos como el litio , el sodio , el potasio y el calcio.
• Los halógenos flúor , cloro , bromo y yodo
• Gases como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, el helio, el argón y el 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 y el radio.

Los elementos aislados o producidos desde 1900 incluyen: ^{[ 106 ]}

• Los tres elementos estables restantes por descubrir son: hafnio , lutecio y renio.
• El plutonio , que fue producido sintéticamente por primera vez en 1940 por Glenn T. Seaborg , pero que ahora también se conoce a partir de algunos yacimientos naturales que persisten durante mucho tiempo.
• Los tres elementos naturales que aparecen incidentalmente ( neptunio , prometio y tecnecio), que primero se produjeron sintéticamente pero luego se descubrieron en cantidades traza en muestras geológicas ^{[ 124 ] [ 125 ]}
• Cuatro productos de desintegración escasos del uranio o del torio (astatino, francio, actinio y protactinio ), ^{[ 169 ]} y
• Todos los elementos transuránicos sintéticos conocidos , comenzando con el americio y el curio.

El primer elemento transuránico (elemento con un número atómico mayor que 92) descubierto fue el neptunio en 1940. Desde 1999, el Grupo de Trabajo Conjunto IUPAC/IUPAP ha considerado las solicitudes de descubrimiento de nuevos elementos. A enero de 2016, la IUPAC confirmó el descubrimiento de los 118 elementos. El descubrimiento del elemento 112 fue reconocido en 2009, y se sugirió el nombre copernicio y el símbolo químico Cn para él. ^{[ 170 ]} El nombre y el símbolo fueron respaldados oficialmente por la IUPAC el 19 de febrero de 2010. ^{[ 171 ]} El elemento más pesado que se cree que ha sido sintetizado hasta la fecha es el elemento 118, oganesón , el 9 de octubre de 2006, por el Laboratorio Flerov de Reacciones Nucleares en Dubna , Rusia. ^{[ 16 ] [ 172 ]} El tenesino , elemento 117, fue el último elemento que se afirmó haber descubierto, en 2009. ^{[ 173 ]} El 28 de noviembre de 2016, los científicos de la IUPAC reconocieron oficialmente los nombres de los cuatro elementos más nuevos, con números atómicos 113, 115, 117 y 118. ^{[ 174 ] [ 175 ]}