Tabla periódica

Según una convención de nomenclatura internacional, los grupos se numeran del 1 al 18 desde la columna más a la izquierda (los metales alcalinos) hasta la columna más a la derecha (los gases nobles). Los grupos del bloque f se ignoran en esta numeración. ^{[ 22 ]} Los grupos también pueden nombrarse por su primer elemento, por ejemplo, el "grupo del escandio" para el grupo  3. ^{[ 22 ]} Anteriormente, los grupos se conocían por números romanos . En Estados Unidos, a los números romanos les seguía una "A" (si el grupo estaba en el bloque s o p ) o una "B" (si el grupo estaba en el bloque d ). Los números romanos utilizados corresponden al último dígito de la convención de nomenclatura actual (por ejemplo, los elementos del grupo 4 eran el grupo  IVB y los elementos del grupo  14 eran el grupo  IVA). En Europa, la letra "A" se utilizaba para los grupos  del 1 al 7, y la letra "B" para los grupos  del 11 al 17. Además, los grupos  8, 9 y 10 se consideraban un único grupo de tamaño triple, conocido colectivamente en ambas notaciones como grupo  VIII. En 1988, se adoptó el nuevo sistema de nomenclatura de la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) (1-18), y se dejaron de utilizar los nombres de grupo antiguos (I-VIII). ^{[ 23 ]}

Por razones de espacio, ^{[ 30 ] [ 31 ]} la tabla periódica se presenta comúnmente con los elementos del bloque f recortados y posicionados como una parte distinta debajo del cuerpo principal. ^{[ 32 ] [ 30 ] [ 23 ]} Esto reduce el número de columnas de elementos de 32 a 18. ^{[ 30 ]}

Ambas formas representan la misma tabla periódica. ^{[ 6 ]} La forma con el bloque f incluido en el cuerpo principal a veces se llama de 32 columnas ^{[ 6 ]} o forma larga; ^{[ 33 ]} la forma con el bloque f recortado se llama de 18 columnas ^{[ 6 ]} o forma mediana-larga. ^{[ 33 ]} La forma de 32 columnas tiene la ventaja de mostrar todos los elementos en su secuencia correcta, pero tiene la desventaja de requerir más espacio. ^{[ 34 ]} La forma elegida es una decisión editorial y no implica ningún cambio de afirmación o declaración científica. Por ejemplo, al discutir la composición del grupo 3 , las opciones pueden mostrarse por igual (sin prejuicios) en ambas formas. ^{[ 35 ]}

Las tablas periódicas suelen mostrar al menos los símbolos de los elementos; muchas también proporcionan información complementaria sobre ellos, ya sea mediante códigos de color o como datos en las celdas. Las tablas pueden incluir información adicional como los nombres y números atómicos de los elementos, sus bloques, su presencia en la naturaleza, su peso atómico estándar , sus estados de la materia, sus puntos de fusión y ebullición, sus densidades, así como diferentes clasificaciones de los elementos. ^{[ e ]}

La tabla periódica es una descripción gráfica de la ley periódica, ^{[ 36 ]} que establece que las propiedades y estructuras atómicas de los elementos químicos son una función periódica de su número atómico. ^{[ 37 ]} Los elementos se colocan en la tabla periódica según sus configuraciones electrónicas , ^{[ 38 ]} cuyas recurrencias periódicas explican las tendencias en las propiedades a lo largo de la tabla periódica. ^{[ 39 ]}

Un electrón puede considerarse como habitante de un orbital atómico , que caracteriza la probabilidad de que se encuentre en cualquier región particular alrededor del átomo. Sus energías están cuantizadas , es decir, solo pueden tomar valores discretos. Además, los electrones obedecen el principio de exclusión de Pauli : diferentes electrones siempre deben estar en diferentes estados. Esto permite clasificar los posibles estados que un electrón puede tomar en varios niveles de energía conocidos como capas, divididos en subcapas individuales, cada una de las cuales contiene uno o más orbitales. Cada orbital puede contener hasta dos electrones: se distinguen por una cantidad conocida como espín , etiquetada convencionalmente como "arriba" o "abajo". ^{[ 40 ] [ f ]} En un átomo frío (uno en su estado fundamental), los electrones se organizan de tal manera que la energía total que tienen se minimiza al ocupar los orbitales de menor energía disponibles. ^{[ 42 ]} Solo los electrones más externos ( electrones de valencia ) tienen suficiente energía para liberarse del núcleo y participar en reacciones químicas con otros átomos. Los demás se denominan electrones internos . ^{[ 43 ]}

Se conocen elementos con hasta las primeras siete capas electrónicas ocupadas. La primera capa contiene un único orbital, un orbital s esférico. Como se encuentra en la primera capa, se denomina orbital 1s. Este puede albergar hasta dos electrones. La segunda capa contiene, de forma similar, un orbital 2s, además de tres orbitales 2p con forma de mancuerna, pudiendo así albergar hasta ocho electrones (2 × 1 + 2 × 3 = 8). La tercera capa contiene un orbital 3s, tres orbitales 3p y cinco orbitales 3d, y por lo tanto tiene una capacidad de 2×1 + 2×3 + 2×5 = 18. La cuarta capa contiene un orbital 4s, tres orbitales 4p, cinco orbitales 4d y siete orbitales 4f, lo que da como resultado una capacidad de 2×1 + 2×3 + 2×5 + 2×7 = 32. ^{[ 30 ]} Las capas superiores contienen más tipos de orbitales que continúan el patrón, pero tales tipos de orbitales no están llenos en los estados fundamentales de los elementos conocidos. ^{[ 45 ]} Los tipos de subcapas se caracterizan por los números cuánticos . Cuatro números describen completamente un orbital en un átomo: el número cuántico principal n , el número cuántico azimutal ℓ (el tipo de orbital), el número cuántico magnético orbital m _ℓ y el número cuántico magnético de espín m _s . ^{[ 39 ]}

Orden de llenado de las subcapas

La secuencia en la que se llenan las subcapas viene dada en la mayoría de los casos por el principio de Aufbau , también conocido como regla de Madelung o de Klechkovsky (en honor a Erwin Madelung y Vsevolod Klechkovsky, respectivamente). Esta regla fue observada empíricamente por primera vez por Madelung, y Klechkovsky y autores posteriores le dieron justificación teórica. ^{[ 46 ] [ 47 ] [ 48 ] [ 49 ] [ g ]} Las capas se superponen en energías, y la regla de Madelung especifica la secuencia de llenado según: ^{[ 47 ]}

1s ≪ 2s < 2p ≪ 3s < 3p ≪ 4s < 3d < 4p ≪ 5s < 4d < 5p ≪ 6s < 4f < 5d < 6p ≪ 7s < 5f < 6d < 7p ≪ ...

Aquí el signo ≪ significa "mucho menor que" en contraposición a < que significa simplemente "menor que". ^{[ 47 ]} Dicho de otra manera, los electrones entran en los orbitales en orden creciente de n + ℓ, y si hay dos orbitales disponibles con el mismo valor de n + ℓ, el que tiene menor n se ocupa primero. ^{[ 45 ] [ 49 ]} En general, los orbitales con el mismo valor de n + ℓ son similares en energía, pero en el caso de los  orbitales s (con ℓ = 0), los efectos cuánticos elevan su energía para aproximarse a la del siguiente grupo n + ℓ. Por lo tanto, la tabla periódica se suele dibujar de manera que cada fila (a menudo llamada período) comience con el llenado de un nuevo  orbital s, que corresponde al comienzo de una nueva capa. ^{[ 47 ] [ 48 ] [ 30 ]} Así, con la excepción de la primera fila, cada longitud de período aparece dos veces: ^{[ 47 ]}

2, 8, 8, 18, 18, 32, 32, ...

Las superposiciones se vuelven bastante cercanas en el punto donde los  orbitales d entran en escena, ^{[ 50 ]} y el orden puede cambiar ligeramente con el número atómico ^{[ 51 ]} y la carga atómica. ^{[ 52 ] [ h ]}

Partiendo del átomo más simple, esto nos permite construir la tabla periódica uno a uno en orden de número atómico, considerando los casos de átomos individuales. En el hidrógeno , solo hay un electrón, que debe ir en el orbital de menor energía 1s. Esta configuración electrónica se escribe ^1s¹ , donde el superíndice indica el número de electrones en la subcapa. El helio añade un segundo electrón, que también va en 1s, llenando completamente la primera capa y dando la configuración ^1s² . ^{[ 39 ] [ 58 ] [ i ]}

A partir del tercer elemento, el litio , la primera capa está completa, por lo que su tercer electrón ocupa un orbital 2s, dando una configuración ^{1s²2s¹ . El electrón 2s es el único electrón de valencia del litio, ya que} la subcapa 1s está ahora demasiado fuertemente unida al núcleo para participar en enlaces químicos con otros átomos: dicha capa se llama " capa central " . La subcapa 1s es una capa central para todos los elementos a partir del litio. La subcapa 2s se completa con el siguiente elemento, ^el berilio ( 1s²2s² ) ^. Los siguientes elementos proceden entonces a llenar la subcapa 2p. El boro ( ^{1s²2s²2p¹ )} coloca su nuevo electrón en un orbital 2p; ^{el carbono} ( 1s²2s²2p² ⁾ llena un segundo orbital 2p ; y con ^el nitrógeno ( ^{1s²2s²2p³ )} los tres orbitales 2p se convierten en orbitales ocupados individualmente ^. Esto concuerda con la regla de Hund , que establece que los átomos generalmente prefieren ocupar individualmente cada orbital del mismo tipo antes de llenarlos con el segundo electrón. El ^oxígeno ( 1s² ^2s² 2p⁴ ^{) ,} el flúor (1s² ^2s² 2p⁵ ⁾ y el neón (1s² ^2s² 2p⁶ ^{) completan} entonces los orbitales 2p ya ocupados individualmente; el último de ellos llena completamente la segunda capa. ^{[ 39 ] [ 58 ]}

A partir del elemento 11, el sodio , la segunda capa está completa, lo que la convierte en una capa central para este y todos los elementos más pesados. El undécimo electrón comienza a llenar la tercera capa ocupando un orbital 3s, lo que da una configuración de 1s²2s²2p⁶3s¹ para ^{el sodio . Esta} configuración se abrevia [Ne]3s¹ ^, donde [Ne] representa la configuración del neón. ^El magnesio ([Ne]3s² ) ^completa este orbital 3s, y los siguientes seis elementos , aluminio , silicio , fósforo , azufre , cloro y argón , llenan los tres orbitales 3p ([Ne] 3s²3p¹ ^{a [} Ne] ^{3s²3p⁶ )} . ^{[ 39 ] [ 58 ]} Esto crea una serie análoga en la que las estructuras de la capa externa del sodio al argón son análogas a las del litio al neón, y es la base de la periodicidad de las propiedades químicas que ilustra la tabla periódica: ^{[ 39 ]} a intervalos regulares pero cambiantes de números atómicos, las propiedades de los elementos químicos se repiten aproximadamente. ^{[ 36 ]}

Los primeros 18 elementos pueden organizarse como el inicio de una tabla periódica. Los elementos en la misma columna tienen el mismo número de electrones de valencia y configuraciones electrónicas de valencia análogas: estas columnas se denominan grupos. La única excepción es el helio, que tiene dos electrones de valencia como el berilio y el magnesio, pero que normalmente se coloca en la columna del neón y el argón para enfatizar que su capa externa está completa. (Algunos autores contemporáneos cuestionan incluso esta única excepción, prefiriendo seguir consistentemente las configuraciones de valencia y colocar el helio sobre el berilio). Hay ocho columnas en este fragmento de la tabla periódica, que corresponden a un máximo de ocho electrones de la capa externa. ^{[ 32 ]} Un período comienza cuando se empieza a llenar una nueva capa. ^{[ 30 ]} Finalmente, el color ilustra los bloques : los elementos en el bloque s (coloreados de rojo) están llenando  orbitales s, mientras que los del bloque p (coloreados de amarillo) están llenando  orbitales p. ^{[ 30 ]}

Comenzando la siguiente fila, para el potasio y el calcio la subcapa 4s es la de menor energía, y por lo tanto se llena a continuación. ^{[ 39 ] [ 58 ]} El potasio agrega un electrón a la capa 4s ([Ar] 4s ¹ ), y el calcio la completa ([Ar] 4s ² ). Sin embargo, comenzando desde el escandio ([Ar] 3d ¹ 4s ² ) la subcapa 3d se convierte en la siguiente de mayor energía. Las subcapas 4s y 3d tienen aproximadamente la misma energía y compiten por llenar los electrones, por lo que la ocupación no es del todo consistente llenando los orbitales 3d uno a la vez. El orden energético preciso de 3d y 4s cambia a lo largo de la fila, y también cambia dependiendo de cuántos electrones se extraen del átomo. Por ejemplo, debido a la repulsión entre los electrones 3d y los 4s, en el cromo el nivel de energía 4s se vuelve ligeramente más alto que el 3d, y por lo tanto es más ventajoso para un átomo de cromo tener una configuración [Ar] 3d ⁵ 4s ¹ que una [Ar] 3d 4 ^4s 2. ^Una anomalía similar ocurre en el cobre , cuyo átomo tiene una configuración [Ar] 3d ¹⁰ 4s ¹ en lugar de la esperada [Ar] 3d ⁹ 4s ^{2. [ 39 ]} Estas son violaciones de la regla de Madelung. Sin embargo, tales anomalías no tienen ninguna importancia química: ^{[ 52 ]} la mayor parte de la química no trata sobre átomos gaseosos aislados, ^{[ 60 ]} y las diversas configuraciones están tan cerca en energía entre sí ^{[ 50 ]} que la presencia de un átomo cercano puede cambiar el equilibrio. ^{[ 39 ]} Por lo tanto, la tabla periódica las ignora y considera solo configuraciones idealizadas. ^{[ 38 ]}

En el zinc ([Ar] 3d ¹⁰ 4s ² ), los orbitales 3d están completamente llenos con un total de diez electrones. ^{[ 39 ] [ 58 ]} A continuación vienen los orbitales 4p, completando la fila, que se llenan progresivamente desde el galio ([Ar] 3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹ ) hasta el kriptón ([Ar] 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁶ ), de manera análoga a los elementos anteriores del bloque p. ^{[ 39 ] [ 58 ]} A partir del galio, los orbitales 3d forman parte del núcleo electrónico y ya no participan en la química. ^{[ 57 ]} Los elementos de los bloques s y p, que llenan sus capas externas, se denominan elementos del grupo principal ; los elementos del bloque d (coloreados de azul a continuación), que llenan una capa interna, se denominan elementos de transición (o metales de transición, ya que todos son metales). ^{[ 61 ]}

Los siguientes 18 elementos llenan los orbitales 5s ( rubidio y estroncio ), luego los 4d ( desde el itrio hasta el cadmio , nuevamente con algunas anomalías en el camino), y luego los 5p ( desde el indio hasta el xenón ). ^{[ 30 ] [ 58 ]} Nuevamente, desde el indio en adelante, los orbitales 4d están en el núcleo. ^{[ 58 ] [ 62 ]} Por lo tanto, la quinta fila tiene la misma estructura que la cuarta. ^{[ 30 ]}

La sexta fila de la tabla también comienza con dos elementos del bloque s: cesio y bario . ^{[ 58 ]} Después de esto, los primeros elementos del bloque f (coloreados de verde abajo) comienzan a aparecer, comenzando con el lantano . Estos a veces se denominan elementos de transición interna. ^{[ 61 ]} Como ahora hay no solo 4f sino también subcapas 5d y 6s a energías similares, la competencia ocurre una vez más con muchas configuraciones irregulares; ^{[ 50 ]} esto dio lugar a cierta disputa sobre dónde se supone que comienza exactamente el bloque f, pero la mayoría de los que estudian el tema coinciden en que comienza en el lantano de acuerdo con el principio de Aufbau. ^{[ 63 ]} Aunque el lantano por sí mismo no llena la subcapa 4f como un solo átomo, debido a la repulsión entre electrones, ^{[ 52 ]} sus orbitales 4f tienen una energía lo suficientemente baja como para participar en la química. ^{[ 64 ] [ 53 ] [ 65 ]} En el iterbio , los siete orbitales 4f están completamente llenos con catorce electrones; a partir de ahí, sigue una serie de diez elementos de transición (desde el lutecio hasta el mercurio ), ^{[ 58 ] [ 66 ] [ 67 ] [ 68 ]} y finalmente seis elementos del grupo principal ( desde el talio hasta el radón ) completan el período. ^{[ 58 ] [ 69 ]} Desde el lutecio en adelante, los orbitales 4f están en el núcleo, ^{[ 58 ] [ 65 ]} y desde el talio en adelante también lo están los orbitales 5d. ^{[ 58 ] [ 57 ] [ 70 ]}

La séptima fila es análoga a la sexta: 7s se llena ( francio y radio ), luego 5f ( actinio a nobelio ), luego 6d ( lawrencio a copernicio ) y finalmente 7p ( nihonio a oganesón ). ^{[ 58 ]} A partir del lawrencio, los orbitales 5f están en el núcleo, ^{[ 58 ]} y probablemente los orbitales 6d se unen al núcleo a partir del nihonio. ^{[ 58 ] [ 71 ] [ j ]} Nuevamente hay algunas anomalías en el camino: ^{[ 30 ]} por ejemplo, como átomos individuales, ni el actinio ni el torio llenan realmente la subcapa 5f, y el lawrencio no llena la capa 6d, pero todas estas subcapas aún pueden llenarse en entornos químicos. ^{[ 73 ] [ 74 ] [ 75 ]} Durante mucho tiempo, la séptima fila estuvo incompleta ya que la mayoría de sus elementos no se encuentran en la naturaleza. Los elementos que faltaban más allá del uranio comenzaron a sintetizarse en el laboratorio en 1940, cuando se creó el neptunio. ^{[ 76 ]} (Sin embargo, el primer elemento descubierto por síntesis, en lugar de en la naturaleza, fue el tecnecio en 1937). La serie se completó con la síntesis del tenesino en 2009 ^{[ 77 ]} (el último elemento, el oganesón, ya se había creado en 2002), ^{[ 78 ]} y los últimos elementos de esta séptima serie recibieron nombres en 2016. ^{[ 79 ]}

Esto completa la tabla periódica moderna, con las siete filas completamente llenas. ^{[ 79 ]}

La siguiente tabla muestra la configuración electrónica de un átomo neutro en fase gaseosa de cada elemento. Diferentes configuraciones pueden ser favorecidas en diferentes entornos químicos. ^{[ 52 ]} Los elementos del grupo principal tienen configuraciones electrónicas completamente regulares; los elementos de transición y de transición interna muestran veinte irregularidades debido a la competencia mencionada entre subcapas cercanas en nivel de energía. Para los últimos diez elementos (109–118), no se dispone de datos experimentales ^{[ 80 ]} y, por lo tanto, se han mostrado configuraciones calculadas en su lugar. ^{[ 81 ]} Las subcapas completamente llenas se han resaltado en gris.

Aunque la tabla periódica moderna es estándar hoy en día, la ubicación de los elementos del período 1, hidrógeno y helio, sigue siendo un tema abierto a debate, y se pueden encontrar algunas variaciones. ^{[ 57 ] [ 82 ]} Según sus respectivas configuraciones electrónicas s ¹ y s ² , el hidrógeno se colocaría en el grupo 1 y el helio en el grupo 2. ^{[ 57 ]} La ubicación del hidrógeno en el grupo 1 es común, pero el helio casi siempre se coloca en el grupo 18 con los demás gases nobles. ^{[ 6 ]} El debate tiene que ver con las diferentes interpretaciones sobre hasta qué punto las propiedades químicas o electrónicas deberían determinar la ubicación en la tabla periódica. ^{[ 82 ]}

Al igual que los metales del grupo 1, el hidrógeno tiene un electrón en su capa más externa ^{[ 83 ]} y normalmente pierde su único electrón en reacciones químicas. ^{[ 84 ]} El hidrógeno tiene algunas propiedades químicas similares a las de los metales, pudiendo desplazar algunos metales de sus sales . ^{[ 84 ]} Pero forma un gas diatómico no metálico en condiciones estándar, a diferencia de los metales alcalinos que son metales sólidos reactivos. Esto y la formación de hidruros por parte del hidrógeno , en los que gana un electrón, lo acerca a las propiedades de los halógenos que hacen lo mismo ^{[ 84 ]} (aunque es más raro que el hidrógeno forme H− ^que H ⁺ ). ^{[ 85 ]} Además, los dos halógenos más ligeros ( flúor y cloro ) son gaseosos como el hidrógeno en condiciones estándar. ^{[ 84 ]} Algunas propiedades del hidrógeno no encajan bien en ninguno de los dos grupos: el hidrógeno no es ni altamente oxidante ni altamente reductor y no reacciona con el agua. ^{[ 85 ]} El hidrógeno, por lo tanto, tiene propiedades que corresponden tanto a las de los metales alcalinos como a las de los halógenos, pero no se ajusta perfectamente a ninguno de los dos grupos, y por consiguiente es difícil ubicarlo según su química. ^{[ 84 ]} Por lo tanto, si bien la ubicación electrónica del hidrógeno en el grupo 1 predomina, algunas disposiciones menos comunes muestran hidrógeno en el grupo 17, ^{[ 86 ]} hidrógeno duplicado en los grupos 1 y 17, ^{[ 87 ] [ 88 ]} o flotando separado de todos los grupos. ^{[ 88 ] [ 89 ] [ 57 ]} Esta última opción, no obstante, ha sido criticada por el químico y filósofo de la ciencia Eric Scerri, argumentando que parece implicar que el hidrógeno está por encima de la ley periódica, a diferencia de todos los demás elementos. ^{[ 90 ]}

El helio es el único elemento que ocupa habitualmente una posición en la tabla periódica que no es consistente con su estructura electrónica. Tiene dos electrones en su capa más externa, mientras que los demás gases nobles tienen ocho; y es un elemento del bloque s, mientras que todos los demás gases nobles son elementos del bloque p. Sin embargo, es inerte en condiciones estándar y tiene una capa externa completa: estas propiedades son como las de los gases nobles del grupo 18, pero no como las de los metales alcalinotérreos reactivos del grupo 2. Por estas razones, el helio se coloca casi universalmente en el grupo 18 ^{[ 6 ]} , que es donde mejor se ajustan sus propiedades; ^{[ 57 ]} una propuesta para mover el helio al grupo 2 fue rechazada por la IUPAC en 1988 por estas razones. ^{[ 23 ]} No obstante, el helio todavía se coloca ocasionalmente en el grupo 2 hoy, ^{[ 91 ]} y algunas de sus propiedades físicas y químicas son más cercanas a las de los elementos del grupo 2 y apoyan la ubicación electrónica. ^{[ 83 ] [ 57 ]} El helio sólido cristaliza en una estructura hexagonal compacta , que coincide con el berilio y el magnesio en el grupo 2, pero no con los otros gases nobles del grupo 18. ^{[ 92 ]} Los recientes desarrollos teóricos en la química de los gases nobles, en los que se espera que el helio muestre una inercia ligeramente menor que el neón y que forme (HeO)(LiF) ₂ con una estructura similar al compuesto análogo de berilio (pero sin un análogo de neón esperado), han dado como resultado que más químicos aboguen por una ubicación del helio en el grupo 2. Esto se relaciona con el argumento electrónico, ya que la razón de la mayor inercia del neón es la repulsión de su capa p llena que el helio no tiene, aunque en realidad es improbable que las moléculas que contienen helio sean estables fuera de condiciones de temperatura extremadamente bajas (alrededor de 10 K ). ^{[ 93 ] [ 94 ] [ 95 ] [ 96 ]} 

La anomalía de la primera fila en la tabla periódica también se ha citado para apoyar el traslado del helio al grupo 2. Surge porque el primer orbital de cualquier tipo es inusualmente pequeño, ya que, a diferencia de sus análogos superiores, no experimenta repulsión interelectrónica de un orbital más pequeño del mismo tipo. Esto hace que la primera fila de elementos en cada bloque tenga átomos inusualmente pequeños, y tales elementos tienden a exhibir tipos característicos de anomalías para su grupo. Algunos químicos que defienden el reposicionamiento del helio han señalado que el helio exhibe anomalías similares si se coloca en el grupo 2, pero no si se coloca en el grupo 18; por otro lado, el neón, que sería el primer elemento del grupo 18 si se eliminara el helio de ese lugar, sí exhibe anomalías similares. ^{[ 93 ]} Se argumenta entonces que la relación entre el helio y el berilio se asemeja a la que existe entre el hidrógeno y el litio, una ubicación mucho más comúnmente aceptada. ^{[ 94 ]} Por ejemplo, debido a esta tendencia en los tamaños de los orbitales, se observa una gran diferencia en los radios atómicos entre el primer y el segundo miembro de cada grupo principal en los grupos 1 y 13-17: existe entre neón y argón, y entre helio y berilio, pero no entre helio y neón. Esto afecta de manera similar los puntos de ebullición y las solubilidades en agua de los gases nobles, donde el helio está demasiado cerca del neón, y la gran diferencia característica entre los dos primeros elementos de un grupo aparece solo entre neón y argón. Mover el helio al grupo 2 hace que esta tendencia sea consistente también en los grupos 2 y 18, al hacer que el helio sea el primer elemento del grupo 2 y el neón el primer elemento del grupo 18: ambos exhiben las propiedades características de un primer elemento kainosimétrico de un grupo. ^{[ 97 ] [ 98 ]} No obstante, la ubicación del helio en el grupo 18 sigue siendo casi universal debido a su extrema inercia. ^{[ 99 ]} Además, rara vez se pueden encontrar tablas que coloquen tanto el hidrógeno como el helio fuera de todos los grupos. ^{[ 89 ] [ 57 ] [ 58 ]}

En muchas tablas periódicas, el bloque f se desplaza un elemento a la derecha, de modo que el lantano y el actinio se convierten en elementos del bloque d en el grupo 3, y Ce–Lu y Th–Lr forman el bloque f. Por lo tanto, el bloque d se divide en dos porciones muy desiguales. Esto es un vestigio de mediciones erróneas iniciales de configuraciones electrónicas; las mediciones modernas son más consistentes con la forma con lutecio y lawrencio en el grupo 3, y con La–Yb y Ac–No como el bloque f. ^{[ 25 ] [ 100 ]}

La capa 4f está completamente llena en el iterbio, y por esa razón Lev Landau y Evgeny Lifshitz en 1948 consideraron incorrecto agrupar el lutecio como un elemento del bloque f. ^{[ 26 ]} Todavía no dieron el paso de sacar también el lantano del bloque d, pero Jun Kondō se dio cuenta en 1963 de que la superconductividad de baja temperatura del lantano implicaba la actividad de su capa 4f. ^{[ 101 ]} En 1965, David C. Hamilton vinculó esta observación con su posición en la tabla periódica y argumentó que el bloque f debería estar compuesto por los elementos La–Yb y Ac–No. ^{[ 64 ]} Desde entonces, la evidencia física, química y electrónica ha respaldado esta asignación. ^{[ 25 ] [ 23 ] [ 100 ]} El tema fue puesto en conocimiento general por William B. Jensen en 1982, ^{[ 25 ]} y la reasignación de lutecio y lawrencio al grupo 3 fue respaldada por informes de la IUPAC que datan de 1988 (cuando se recomendaron los números de grupo 1-18) ^{[ 23 ]} y 2021. ^{[ 24 ]} Sin embargo, la variación aún existe porque la mayoría de los autores de libros de texto no están al tanto del problema. ^{[ 25 ]}

Una tercera forma puede encontrarse a veces en la que los espacios debajo del itrio en el grupo 3 se dejan vacíos, como la tabla que aparece en el sitio web de la IUPAC, ^{[ 6 ]} pero esto crea una inconsistencia con la mecánica cuántica al hacer que el bloque f tenga 15 elementos de ancho (La–Lu y Ac–Lr) aunque solo 14 electrones pueden caber en una subcapa f. ^{[ 24 ]} Además, hay cierta confusión en la literatura sobre qué elementos se implican entonces en el grupo 3. ^{[ 24 ] [ 33 ] [ 102 ] [ 103 ] [ 104 ]} Si bien el informe de la IUPAC de 2021 señaló que los bloques f de 15 elementos de ancho son apoyados por algunos practicantes de una rama especializada de la mecánica cuántica relativista que se centra en las propiedades de los elementos superpesados , la opinión del proyecto fue que tales preocupaciones dependientes del interés no deberían tener ninguna influencia en cómo se presenta la tabla periódica a "la comunidad química y científica general". ^{[ 24 ]} Otros autores que se centran en elementos superpesados ​​aclararon que la "entrada número 15 del bloque f representa la primera ranura del bloque d que se deja vacía para indicar el lugar de las inserciones del bloque f", lo que implicaría que esta forma todavía tiene lutecio y lawrencio (las entradas número 15 en cuestión) como elementos del bloque d en el grupo 3. ^{[ 105 ]} De hecho, cuando las publicaciones de la IUPAC amplían la tabla a 32 columnas, lo aclaran y colocan lutecio y lawrencio bajo itrio en el grupo 3. ^{[ 106 ] [ 107 ]}

En la literatura se pueden encontrar varios argumentos a favor de Sc-Y-La-Ac, ^{[ 108 ] [ 109 ]} pero han sido cuestionados por ser lógicamente inconsistentes. ^{[ 63 ] [ 28 ] [ 29 ]} Por ejemplo, se ha argumentado que el lantano y el actinio no pueden ser elementos del bloque f porque, como átomos individuales en fase gaseosa, no han comenzado a llenar las subcapas f. ^{[ 110 ]} Pero lo mismo es cierto para el torio, que nunca se ha cuestionado como un elemento del bloque f, ^{[ 24 ] [ 25 ]} y este argumento pasa por alto el problema del otro extremo: que las capas f se llenan completamente en el iterbio y el nobelio, coincidiendo con la forma Sc-Y-Lu-Lr, y no en el lutecio y el lawrencio como lo haría la forma Sc-Y-La-Ac. ^{[ 111 ]} Estas configuraciones excepcionales no solo son minoritarias, ^{[ 111 ]} sino que en ningún caso se han considerado relevantes para la ubicación de otros elementos en la tabla periódica: en los átomos gaseosos, las capas d completan su llenado en el cobre, el paladio y el oro, pero los químicos aceptan universalmente que estas configuraciones son excepcionales y que el bloque d realmente termina de acuerdo con la regla de Madelung en el zinc, el cadmio y el mercurio. ^{[ 33 ]} El hecho relevante para la ubicación ^{[ 38 ] [ 66 ]} es que el lantano y el actinio (como el torio) tienen  orbitales f de valencia que pueden ocuparse en entornos químicos, mientras que el lutecio y el lawrencio no: ^{[ 58 ] [ 112 ] [ 75 ]} sus capas f están en el núcleo y no pueden usarse para reacciones químicas. ^{[ 65 ] [ 113 ]} Por lo tanto, la relación entre el itrio y el lantano es solo una relación secundaria entre elementos con el mismo número de electrones de valencia pero diferentes tipos de orbitales de valencia, como la que existe entre el cromo y el uranio; mientras que la relación entre el itrio y el lutecio es primaria, ya que comparten tanto el número de electrones de valencia como el tipo de orbital de valencia. ^{[ 58 ]}

Históricamente, el tamaño físico de los átomos fue desconocido hasta principios del siglo XX. La primera estimación calculada del radio atómico del hidrógeno fue publicada por el físico Arthur Haas en 1910, con una precisión de un orden de magnitud (un factor de 10) respecto al valor aceptado, el radio de Bohr (~0,529 Å). En su modelo, Haas utilizó una configuración de un solo electrón basada en el modelo atómico clásico propuesto por J.J. Thomson en 1904, a menudo denominado modelo del pudín de pasas . ^{[ 118 ]}

Los radios atómicos (el tamaño de los átomos) dependen de los tamaños de sus orbitales más externos. ^{[ 97 ]} Generalmente disminuyen de izquierda a derecha a lo largo de los elementos del grupo principal, porque la carga nuclear aumenta pero los electrones externos siguen en la misma capa. Sin embargo, al descender por una columna, los radios generalmente aumentan, porque los electrones más externos están en capas superiores que, por lo tanto, están más lejos del núcleo. ^{[ 32 ] [ 119 ]} La primera fila de cada bloque es anormalmente pequeña, debido a un efecto llamado kainosimilitud o repulsión primogénica: ^{[ 120 ]} las subcapas 1s, 2p, 3d y 4f no tienen análogos internos. Por ejemplo, los orbitales 2p no experimentan una fuerte repulsión de los orbitales 1s y 2s, que tienen distribuciones de carga angular bastante diferentes y, por lo tanto, no son muy grandes; pero los orbitales 3p experimentan una fuerte repulsión de los orbitales 2p, que tienen distribuciones de carga angular similares. Así, las subcapas superiores s, p, d y f experimentan una fuerte repulsión de sus análogos internos, que tienen aproximadamente la misma distribución angular de carga, y deben expandirse para evitarla. Esto hace que surjan diferencias significativas entre los pequeños elementos 2p, que prefieren el enlace múltiple , y los elementos 3p y p superiores, que no lo hacen. ^{[ 97 ]} Anomalías similares surgen para los elementos 1s, 2p, 3d, 4f y los hipotéticos elementos 5g : ^{[ 121 ]} el grado de esta anomalía de la primera fila es mayor para el bloque s, moderado para el bloque p y menos pronunciado para los bloques d y f. ^{[ 122 ]}

En los elementos de transición, se está llenando una capa interna, pero el tamaño del átomo aún está determinado por los electrones externos. La carga nuclear creciente a lo largo de la serie y el mayor número de electrones internos para el apantallamiento se compensan en cierta medida, por lo que la disminución del radio es menor. ^{[ 119 ]} Los átomos 4p y 5d, que aparecen inmediatamente después de que se introduzcan por primera vez nuevos tipos de series de transición, son más pequeños de lo que se habría esperado, ^{[ 123 ]} porque las subcapas centrales 3d y 4f añadidas proporcionan solo un apantallamiento incompleto de la carga nuclear para los electrones externos. Por lo tanto, por ejemplo, los átomos de galio son ligeramente más pequeños que los átomos de aluminio. ^{[ 97 ]} Junto con la kainosimetría, esto da como resultado una diferencia par-impar entre los periodos (excepto en el bloque s) ^{[ k ]} que a veces se conoce como periodicidad secundaria: los elementos en periodos pares tienen radios atómicos más pequeños y prefieren perder menos electrones, mientras que los elementos en periodos impares (excepto el primero) difieren en la dirección opuesta. Así, por ejemplo, muchas propiedades en el bloque p muestran una tendencia en zigzag en lugar de una tendencia suave a lo largo del grupo. Por ejemplo, el fósforo y el antimonio en periodos impares del grupo 15 alcanzan fácilmente el estado de oxidación +5, mientras que el nitrógeno, el arsénico y el bismuto en periodos pares prefieren permanecer en +3. ^{[ 122 ] [ 124 ]} Una situación similar se da en el bloque d, donde los átomos de lutecio a tungsteno son ligeramente más pequeños que los átomos de itrio a molibdeno, respectivamente. ^{[ 125 ] [ 126 ]}

Los átomos de talio y plomo tienen aproximadamente el mismo tamaño que los átomos de indio y estaño, respectivamente, pero desde el bismuto hasta el radón, los átomos 6p son más grandes que los análogos 5p. Esto sucede porque cuando los núcleos atómicos se cargan mucho, se necesita la relatividad especial para medir el efecto del núcleo en la nube electrónica. Estos efectos relativistas hacen que los elementos pesados ​​tengan propiedades cada vez más diferentes en comparación con sus homólogos más ligeros en la tabla periódica. La interacción espín-órbita divide la  subcapa p: un  orbital p se estabiliza y se contrae relativísticamente (llena el talio y el plomo), pero los otros dos (llenando el bismuto hasta el radón) se desestabilizan y se expanden relativísticamente. ^{[ 97 ]} Los efectos relativistas también explican por qué el oro es dorado y el mercurio es líquido a temperatura ambiente. ^{[ 127 ] [ 128 ]} Se espera que se vuelvan muy fuertes al final del séptimo período, lo que podría llevar a un colapso de la periodicidad. ^{[ 129 ]} Las configuraciones electrónicas solo se conocen claramente hasta el elemento 108 ( hasio ), y la química experimental más allá del 108 solo se ha realizado para los elementos 112 ( copernicio ) a 115 ( moscovio ), por lo que la caracterización química de los elementos más pesados ​​sigue siendo un tema de investigación actual. ^{[ 130 ] [ 131 ]}

La tendencia de que los radios atómicos disminuyan de izquierda a derecha también está presente en los radios iónicos , aunque es más difícil de examinar porque los iones más comunes de elementos consecutivos normalmente difieren en carga. Los iones con la misma configuración electrónica disminuyen de tamaño a medida que aumenta su número atómico, debido a la mayor atracción del núcleo con carga más positiva: así, por ejemplo, los radios iónicos disminuyen en la serie Se²⁻ ^, Br⁻ ^, Rb⁺ ^, Sr²⁺ ^, Y³⁺ ^, ​​Zr⁴⁺ ^, Nb⁵⁺ ^, Mo⁶⁺ ^, Tc⁷⁺ ^. Los iones del mismo elemento se hacen más pequeños a medida que se eliminan más electrones, porque la atracción del núcleo comienza a superar la repulsión entre los electrones que hace que las nubes electrónicas se expandan: así, por ejemplo, los radios iónicos disminuyen en la serie ^V²⁺ , ^V³⁺ , ^V⁴⁺ , ^V⁵⁺ . ^{[ 132 ]}

La primera energía de ionización de un átomo es la energía necesaria para extraer un electrón del mismo. Esta energía varía con el radio atómico: aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba, ya que los electrones más cercanos al núcleo se encuentran más fuertemente unidos y son más difíciles de extraer. Por lo tanto, la energía de ionización se minimiza en el primer elemento de cada periodo (el hidrógeno y los metales alcalinos ) y luego generalmente aumenta hasta alcanzar el gas noble en el extremo derecho del periodo. ^{[ 32 ]} Existen algunas excepciones a esta tendencia, como el oxígeno, donde el electrón que se extrae está apareado y, por lo tanto, la repulsión interelectrónica facilita su extracción más de lo esperado. ^{[ 133 ]}

En la serie de transición, los electrones externos se pierden preferentemente aunque los orbitales internos se estén llenando. Por ejemplo, en la serie 3d, los electrones 4s se pierden primero aunque los orbitales 3d se estén llenando. El efecto de apantallamiento de añadir un electrón 3d adicional compensa aproximadamente el aumento de la carga nuclear, y por lo tanto las energías de ionización permanecen prácticamente constantes, aunque hay un pequeño incremento, especialmente al final de cada serie de transición. ^{[ 134 ]}

Como los átomos metálicos tienden a perder electrones en las reacciones químicas, la energía de ionización generalmente se correlaciona con la reactividad química, aunque también intervienen otros factores. ^{[ 134 ]}

La propiedad opuesta a la energía de ionización es la afinidad electrónica , que es la energía liberada al añadir un electrón al átomo. ^{[ 135 ]} Un electrón que pasa por el átomo se sentirá más atraído por él si percibe con mayor intensidad la atracción del núcleo, especialmente si dispone de un orbital externo parcialmente lleno que pueda albergarlo. Por lo tanto, la afinidad electrónica tiende a aumentar de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha. La excepción es la última columna, la de los gases nobles, que tienen una capa electrónica completa y no disponen de espacio para otro electrón. Esto hace que los halógenos de la penúltima columna tengan las mayores afinidades electrónicas. ^{[ 32 ]}

Algunos átomos, como los gases nobles, no tienen afinidad electrónica: no pueden formar aniones estables en fase gaseosa. ^{[ 136 ]} (Pueden formar resonancias metaestables si el electrón incidente llega con suficiente energía cinética, pero estas inevitable y rápidamente se autodeshacen : por ejemplo, la vida media del nivel He ⁻ más longevo es de aproximadamente 359  microsegundos). ^{[ 137 ]} Los gases nobles, al tener altas energías de ionización y no tener afinidad electrónica, tienen poca inclinación a ganar o perder electrones y generalmente son poco reactivos. ^{[ 32 ]}

Existen algunas excepciones a estas tendencias: el oxígeno y el flúor tienen menor afinidad electrónica que sus homólogos más pesados, el azufre y el cloro, debido a que son átomos pequeños y, por lo tanto, el electrón recién añadido experimentaría una repulsión significativa por parte de los ya presentes. En el caso de los elementos no metálicos, la afinidad electrónica también se correlaciona en cierta medida con la reactividad, pero no de forma perfecta, ya que intervienen otros factores. Por ejemplo, el flúor tiene menor afinidad electrónica que el cloro (debido a la extrema repulsión interelectrónica que experimenta el átomo de flúor, que es muy pequeño), pero es más reactivo. ^{[ 135 ]}

Óxido de plomo(II) (PbO, izquierda) y óxido de plomo(IV) (PbO₂ _, derecha), los dos óxidos estables del plomo.

La valencia de un elemento se puede definir como el número de átomos de hidrógeno que pueden combinarse con él para formar un hidruro binario simple, o como el doble del número de átomos de oxígeno que pueden combinarse con él para formar un óxido binario simple (es decir, no un peróxido ni un superóxido ). ^{[ 111 ]} Las valencias de los elementos del grupo principal están directamente relacionadas con el número de grupo: los hidruros en los grupos principales 1-2 y 13-17 siguen las fórmulas MH, MH ₂ , MH ₃ , MH ₄ , MH ₃ , MH ₂ , y finalmente MH. Los óxidos más altos en cambio aumentan en valencia, siguiendo las fórmulas M ₂ O, MO, M ₂ O ₃ , MO ₂ , M ₂ O ₅ , MO ₃ , M ₂ O ₇ . ^{[ l ]} Hoy en día, la noción de valencia se ha ampliado con la del estado de oxidación , que es la carga formal que queda en un elemento cuando todos los demás elementos de un compuesto se han eliminado como sus iones. ^{[ 114 ]}

La configuración electrónica sugiere una explicación sencilla a partir del número de electrones disponibles para el enlace; ^{[ 114 ]} de hecho, el número de electrones de valencia comienza en 1 en el grupo 1 y luego aumenta hacia el lado derecho de la tabla periódica, reiniciándose en 3 solo cuando comienza cada nuevo bloque. Así, en el periodo 6, Cs–Ba tienen 1–2 electrones de valencia; La–Yb tienen 3–16; Lu–Hg tienen 3–12; y Tl–Rn tienen 3–8. ^{[ 113 ]} Sin embargo, hacia el lado derecho de los bloques d y f, el máximo teórico correspondiente al uso de todos los electrones de valencia no es alcanzable en absoluto; ^{[ 138 ]} la misma situación afecta al oxígeno, el flúor y los gases nobles ligeros hasta el kriptón. ^{[ 139 ]}

Una explicación completa requiere considerar la energía que se liberaría al formar compuestos con diferentes valencias en lugar de simplemente considerar las configuraciones electrónicas. ^{[ 140 ]} Por ejemplo, el magnesio forma cationes Mg ²⁺ en lugar de Mg ⁺ cuando se disuelve en agua, porque estos últimos se desproporcionarían espontáneamente en cationes Mg ⁰ y Mg ²⁺ . Esto se debe a que la entalpía de hidratación (que rodea al catión con moléculas de agua) aumenta en magnitud con la carga y el radio del ion. En Mg ⁺ , el orbital más externo (que determina el radio iónico) sigue siendo 3s, por lo que la entalpía de hidratación es pequeña e insuficiente para compensar la energía requerida para eliminar el electrón; pero al ionizarse nuevamente a Mg ²⁺ se descubre la subcapa 2p central, lo que hace que la entalpía de hidratación sea lo suficientemente grande como para permitir la formación de compuestos de magnesio(II). Por razones similares, los estados de oxidación comunes de los elementos más pesados ​​del bloque p (donde los electrones ns tienen menor energía que los np) tienden a variar en pasos de 2, porque esto es necesario para descubrir una subcapa interna y disminuir el radio iónico (por ejemplo, Tl ⁺ descubre 6s, y Tl3 ⁺ descubre 5d, por lo que una vez que el talio pierde dos electrones, tiende a perder también el tercero). Se pueden usar argumentos análogos basados ​​en la hibridación orbital para los elementos menos electronegativos del bloque p. ^{[ 141 ] [ m ]}

Para los metales de transición, los estados de oxidación comunes son casi siempre al menos +2 por razones similares (descubriendo la siguiente subcapa); esto se cumple incluso para los metales con configuraciones anómalas d ^x+1 s ¹ o d ^x+2 s ⁰ (excepto la plata ), porque la repulsión entre los electrones d significa que el movimiento del segundo electrón de la subcapa s a la subcapa d no cambia apreciablemente su energía de ionización. ^{[ 143 ]} Debido a que ionizar más los metales de transición no descubre ninguna subcapa interna nueva, sus estados de oxidación tienden a variar en pasos de 1 en su lugar. ^{[ 141 ]} Los lantánidos y los últimos actínidos generalmente muestran un estado de oxidación estable +3, eliminando los electrones s externos y luego (generalmente) un electrón de los  orbitales (n−2)f, que son similares en energía a ns. ^{[ 144 ]} Los estados de oxidación comunes y máximos de los elementos de los bloques d y f tienden a depender de las energías de ionización. A medida que la diferencia de energía entre los orbitales (n−1)d y ns aumenta a lo largo de cada serie de transición, se vuelve menos favorable energéticamente ionizar más electrones. Por lo tanto, los grupos de metales de transición tempranos tienden a preferir estados de oxidación más altos, pero el estado de oxidación +2 se vuelve más estable para los grupos de metales de transición tardíos. El estado de oxidación formal más alto aumenta así de +3 al comienzo de cada fila del bloque d, a +7 o +8 en el medio (por ejemplo , OsO ₄ ), y luego disminuye a +2 al final. ^{[ 143 ]} Los lantánidos y los actínidos tardíos generalmente tienen energías de cuarta ionización altas y por lo tanto rara vez superan el estado de oxidación +3, mientras que los actínidos tempranos tienen energías de cuarta ionización bajas y por lo que, por ejemplo, el neptunio y el plutonio pueden alcanzar +7. ^{[ 111 ] [ 143 ] [ 144 ]} Los últimos actínidos van más allá que los lantánidos hacia estados de oxidación bajos: el mendelevio se reduce más fácilmente al estado +2 que el tulio o incluso el europio (el lantánido con el estado +2 más estable, debido a su capa f semillena), y el nobelio favorece directamente el +2 sobre el +3, en contraste con el iterbio. ^{[ 54 ]}

Como los elementos del mismo grupo comparten las mismas configuraciones de valencia, suelen exhibir un comportamiento químico similar. Por ejemplo, los metales alcalinos del primer grupo tienen todos un electrón de valencia y forman una clase de elementos muy homogénea: todos son metales blandos y reactivos. Sin embargo, hay muchos factores involucrados y los grupos a menudo pueden ser bastante heterogéneos. Por ejemplo, el hidrógeno también tiene un electrón de valencia y está en el mismo grupo que los metales alcalinos, pero su comportamiento químico es bastante diferente. Los elementos estables del grupo 14 comprenden un no metal ( carbono ), dos semiconductores ( silicio y germanio ) y dos metales ( estaño y plomo ); no obstante, están unidos por tener cuatro electrones de valencia. ^{[ 145 ]} Esto a menudo conduce a similitudes en los estados de oxidación máximos y mínimos (por ejemplo, el azufre y el selenio del grupo 16 tienen ambos un estado de oxidación máximo de +6, como en SO ₃ y SeO ₃ , y un estado de oxidación mínimo de −2, como en sulfuros y seleniuros ); pero no siempre (por ejemplo, no se sabe que el oxígeno forme el estado de oxidación +6, a pesar de estar en el mismo grupo que el azufre y el selenio). ^{[ 58 ]}

Otra propiedad importante de los elementos es su electronegatividad . Los átomos pueden formar enlaces covalentes entre sí compartiendo electrones en pares, creando una superposición de orbitales de valencia. El grado en que cada átomo atrae el par de electrones compartido depende de la electronegatividad del átomo ^{[ 146 ]} , es decir, la tendencia de un átomo a ganar o perder electrones. ^{[ 32 ]} El átomo más electronegativo tenderá a atraer más el par de electrones, y el menos electronegativo (o más electropositivo) lo atraerá menos. En casos extremos, se puede considerar que el electrón se ha transferido completamente del átomo más electropositivo al más electronegativo, aunque esto es una simplificación. El enlace entonces une dos iones, uno positivo (que ha cedido el electrón) y uno negativo (que lo ha aceptado), y se denomina enlace iónico . ^{[ 32 ]}

La electronegatividad depende de la fuerza con la que el núcleo puede atraer un par de electrones, por lo que presenta una variación similar a la de las demás propiedades ya comentadas: la electronegatividad tiende a disminuir de arriba hacia abajo y a aumentar de izquierda a derecha. Los metales alcalinos y alcalinotérreos se encuentran entre los elementos más electropositivos, mientras que los calcógenos, halógenos y gases nobles se encuentran entre los más electronegativos. ^{[ 146 ]}

La electronegatividad se mide generalmente en la escala de Pauling, en la que al átomo reactivo más electronegativo ( flúor ) se le asigna una electronegatividad de 4,0, y al átomo menos electronegativo ( cesio ) se le asigna una electronegatividad de 0,79. ^{[ 32 ]} De hecho, el neón es el elemento más electronegativo, pero la escala de Pauling no puede medir su electronegatividad porque no forma enlaces covalentes con la mayoría de los elementos. ^{[ 147 ]}

La electronegatividad de un elemento varía según la identidad y el número de átomos a los que está unido, así como la cantidad de electrones que ya ha perdido: un átomo se vuelve más electronegativo cuando ha perdido más electrones. ^{[ 146 ]} Esto a veces supone una gran diferencia: el plomo en estado de oxidación +2 tiene una electronegatividad de 1,87 en la escala de Pauling, mientras que el plomo en estado de oxidación +4 tiene una electronegatividad de 2,33. ^{[ 148 ]}

Una sustancia simple es aquella formada por átomos de un solo elemento químico. Las sustancias simples de los átomos más electronegativos tienden a compartir electrones (formar enlaces covalentes) entre sí. Forman moléculas pequeñas (como el hidrógeno o el oxígeno) o estructuras gigantes que se extienden indefinidamente (como el carbono o el silicio). Los gases nobles permanecen como átomos individuales, ya que poseen una capa electrónica completa. ^{[ 32 ]} Las sustancias compuestas por moléculas discretas o átomos individuales se mantienen unidas por fuerzas de atracción más débiles entre las moléculas, como la fuerza de dispersión de London : a medida que los electrones se mueven dentro de las moléculas, crean desequilibrios momentáneos de carga eléctrica, que inducen desequilibrios similares en las moléculas cercanas y generan movimientos sincronizados de electrones a través de muchas moléculas vecinas. ^{[ 150 ]}

Los átomos más electropositivos tienden a perder electrones, creando un "mar" de electrones que envuelve a los cationes. ^{[ 32 ]} Los orbitales externos de un átomo se superponen para compartir electrones con todos sus vecinos, creando una estructura gigante de orbitales moleculares que se extiende sobre todos los átomos. ^{[ 151 ]} Este "mar" cargado negativamente atrae a todos los iones y los mantiene unidos en un enlace metálico . Los elementos que forman tales enlaces a menudo se llaman metales ; los que no lo hacen a menudo se llaman no metales . ^{[ 32 ]} Algunos elementos pueden formar múltiples sustancias simples con estructuras diferentes: estas se llaman alótropos . Por ejemplo, el diamante y el grafito son dos alótropos del carbono. ^{[ 145 ] [ n ]}

La metalicidad de un elemento puede predecirse a partir de sus propiedades electrónicas. Cuando los orbitales atómicos se solapan durante el enlace metálico o covalente, crean orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes de igual capacidad, siendo los antienlazantes de mayor energía. El carácter de enlace neto se produce cuando hay más electrones en los orbitales enlazantes que en los antienlazantes. Por lo tanto, el enlace metálico es posible cuando el número de electrones deslocalizados por cada átomo es menor que el doble del número de orbitales que contribuyen al solapamiento. Esta es la situación para los elementos de los grupos 1 al 13; además, tienen muy pocos electrones de valencia para formar estructuras covalentes gigantes donde todos los átomos ocupan posiciones equivalentes, por lo que casi todos se metalizan. Las excepciones son el hidrógeno y el boro, que tienen una energía de ionización demasiado alta. El hidrógeno forma así una molécula covalente de H₂ _y el boro forma una estructura covalente gigante basada en cúmulos icosaédricos de _B₁₂ . En un metal, los orbitales enlazantes y antienlazantes tienen energías superpuestas, creando una única banda a través de la cual los electrones pueden fluir libremente, permitiendo la conducción eléctrica. ^{[ 153 ]}

En el grupo 14, tanto el enlace metálico como el covalente se vuelven posibles. En un cristal de diamante, los enlaces covalentes entre átomos de carbono son fuertes, porque tienen un radio atómico pequeño y, por lo tanto, el núcleo tiene mayor atracción sobre los electrones. Por consiguiente, los orbitales de enlace resultantes tienen una energía mucho menor que los orbitales antienlazantes, y no hay solapamiento, por lo que la conducción eléctrica se vuelve imposible: el carbono es un no metal. Sin embargo, el enlace covalente se debilita para átomos más grandes y la brecha de energía entre los orbitales de enlace y antienlace disminuye. Por lo tanto, el silicio y el germanio tienen brechas de banda más pequeñas y son semiconductores en condiciones ambientales: los electrones pueden cruzar la brecha cuando se excitan térmicamente. (El boro también es un semiconductor en condiciones ambientales). La brecha de banda desaparece en el estaño, por lo que el estaño y el plomo se convierten en metales. ^{[ 153 ]} A medida que aumenta la temperatura, todos los no metales desarrollan algunas propiedades semiconductoras, en mayor o menor medida dependiendo del tamaño de la brecha de banda. Así, los metales y los no metales pueden distinguirse por la dependencia de su conductividad eléctrica con la temperatura: la conductividad de un metal disminuye a medida que aumenta la temperatura (porque el movimiento térmico dificulta el flujo libre de los electrones), mientras que la conductividad de un no metal aumenta (ya que se puede excitar a más electrones para que crucen la brecha). ^{[ 154 ]}

Los elementos de los grupos 15 al 17 tienen demasiados electrones para formar moléculas covalentes gigantes que se extienden en las tres dimensiones. Para los elementos más ligeros, los enlaces en las pequeñas moléculas diatómicas son tan fuertes que la fase condensada se ve desfavorecida: así, el nitrógeno (N₂ ₎ , el oxígeno (O₂ ₎ , el fósforo blanco y el arsénico amarillo (P₄ _y As₄ ₎ , el azufre y el selenio rojo (S₈ _y Se₈ ₎ , y los halógenos estables (F₂ _, Cl₂ _, Br₂ _e I₂ ₎ forman fácilmente moléculas covalentes con pocos átomos. Los más pesados ​​tienden a formar largas cadenas (p. ej., fósforo rojo, selenio gris, telurio) o estructuras laminares (p. ej., carbono como grafito, fósforo negro, arsénico gris, antimonio, bismuto) que se extienden solo en una o dos dimensiones en lugar de tres. Ambos tipos de estructuras se pueden encontrar como alótropos de fósforo, arsénico y selenio, aunque los alótropos de cadena larga son más estables en los tres. Como estas estructuras no utilizan todos sus orbitales para el enlace, terminan con bandas enlazantes, no enlazantes y antienlazantes en orden de energía creciente. De manera similar al grupo 14, las brechas de banda se reducen para los elementos más pesados ​​y el libre movimiento de electrones entre las cadenas o capas se vuelve posible. Así, por ejemplo, el fósforo negro, el arsénico negro, el selenio gris, el telurio y el yodo son semiconductores; el arsénico gris, el antimonio y el bismuto son semimetales (que exhiben conducción cuasimetálica, con una superposición de banda muy pequeña); y el polonio y probablemente el astato son metales verdaderos. ^{[ 153 ]} Finalmente, los elementos naturales del grupo 18 permanecen como átomos individuales. ^{[ 153 ] [ o ]}

La línea divisoria entre metales y no metales es aproximadamente diagonal desde la parte superior izquierda hasta la inferior derecha, con la serie de transición apareciendo a la izquierda de esta diagonal (ya que tienen muchos orbitales disponibles para superponerse). Esto es de esperar, ya que la metalicidad tiende a estar correlacionada con la electropositividad y la disposición a perder electrones, que aumenta de derecha a izquierda y de arriba abajo. Por lo tanto, los metales superan ampliamente en número a los no metales. Los elementos cercanos al límite son difíciles de clasificar: tienden a tener propiedades intermedias entre las de los metales y los no metales, y pueden tener algunas propiedades características de ambos. A menudo se les denomina semimetales o metaloides . ^{[ 32 ]} El término "semimetal" usado en este sentido no debe confundirse con su sentido físico estricto relacionado con la estructura de bandas: el bismuto es físicamente un semimetal, pero los químicos generalmente lo consideran un metal. ^{[ 156 ]}

La siguiente tabla considera los alótropos más estables en condiciones estándar. Los elementos coloreados en amarillo forman sustancias simples que se caracterizan bien por enlaces metálicos. Los elementos coloreados en azul claro forman estructuras covalentes de red gigantes, mientras que los coloreados en azul oscuro forman pequeñas moléculas unidas covalentemente que se mantienen unidas por fuerzas de van der Waals más débiles . Los gases nobles están coloreados en violeta: sus moléculas son átomos individuales y no se produce ningún enlace covalente. Las celdas sombreadas corresponden a elementos que no se han preparado en cantidades suficientes para que sus alótropos más estables se hayan caracterizado de esta manera. Consideraciones teóricas y la evidencia experimental actual sugieren que todos esos elementos se metalizarían si pudieran formar fases condensadas, ^{[ 153 ]} excepto quizás el oganesón. ^{[ 157 ] [ p ]}

• 
  Hierro, un metal
• 
  Azufre, un no metal
• 
  El arsénico, un elemento a menudo llamado semimetal o metaloide.

Generalmente, los metales son brillantes y densos. ^{[ 32 ]} Suelen tener altos puntos de fusión y ebullición debido a la fuerza del enlace metálico, y a menudo son maleables y dúctiles (fácilmente estirables y moldeables) porque los átomos pueden moverse entre sí sin romper el enlace metálico. ^{[ 167 ]} Conducen la electricidad porque sus electrones son libres de moverse en las tres dimensiones. De manera similar, conducen el calor, que es transferido por los electrones como energía cinética adicional : se mueven más rápido. Estas propiedades persisten en el estado líquido, ya que aunque la estructura cristalina se destruye al fundirse, los átomos aún se tocan y el enlace metálico persiste, aunque debilitado. ^{[ 167 ]} Los metales tienden a ser reactivos frente a los no metales. ^{[ 32 ]} Se pueden encontrar algunas excepciones a estas generalizaciones: por ejemplo, el berilio, el cromo, ^{[ 85 ]} el manganeso, ^{[ 168 ]} el antimonio, ^{[ 169 ]} el bismuto, ^{[ 170 ]} y el uranio son frágiles (lista no exhaustiva); ^{[ 85 ]} el cromo es extremadamente duro; ^{[ 171 ]} el galio, el rubidio, el cesio y el mercurio son líquidos a temperatura ambiente o cerca de ella; ^{[ q ]} y los metales nobles como el oro son químicamente muy inertes. ^{[ 172 ] [ 173 ]}

Los no metales exhiben propiedades diferentes. Aquellos que forman cristales covalentes gigantes exhiben altos puntos de fusión y ebullición, ya que se requiere una energía considerable para superar los fuertes enlaces covalentes. Aquellos que forman moléculas discretas se mantienen unidos principalmente por fuerzas de dispersión, que se superan más fácilmente; por lo tanto, tienden a tener puntos de fusión y ebullición más bajos, ^{[ 174 ]} y muchos son líquidos o gases a temperatura ambiente. ^{[ 32 ]} Los no metales suelen tener un aspecto opaco. Tienden a ser reactivos con los metales, excepto los gases nobles, que son inertes con la mayoría de las sustancias. ^{[ 32 ]} Son quebradizos en estado sólido ya que sus átomos se mantienen firmemente en su lugar. Son menos densos y conducen mal la electricidad, ^{[ 32 ]} porque no hay electrones móviles. ^{[ 175 ]} Cerca del límite, las brechas de banda son pequeñas y, por lo tanto, muchos elementos en esa región son semiconductores, como el silicio, el germanio, ^{[ 175 ]} y el telurio. ^{[ 153 ]} El selenio tiene un alótropo gris semiconductor y un alótropo rojo aislante; el arsénico tiene un alótropo gris metálico, un alótropo negro semiconductor y un alótropo amarillo aislante (aunque este último es inestable en condiciones ambientales). ^{[ 154 ]} Nuevamente hay excepciones; por ejemplo, el diamante tiene la conductividad térmica más alta de todos los materiales conocidos, mayor que la de cualquier metal. ^{[ 176 ]}

Es común designar una clase de metaloides que se sitúan en el límite entre metales y no metales, ya que los elementos de esa región presentan propiedades físicas y químicas intermedias. ^{[ 32 ]} Sin embargo, no existe consenso en la literatura sobre qué elementos deberían designarse como tales. Cuando se utiliza esta categoría, casi siempre se incluyen el silicio, el germanio, el arsénico y el telurio, y generalmente también el boro y el antimonio; pero la mayoría de las fuentes incluyen otros elementos, sin acuerdo sobre cuáles deberían añadirse, y algunas incluso los eliminan de esta lista. ^{[ r ]} Por ejemplo, a diferencia de todos los demás elementos generalmente considerados metaloides o no metales, la única forma estable del antimonio tiene conductividad metálica. Además, el elemento se asemeja al bismuto y, en general, a los demás metales del bloque p en su comportamiento físico y químico. Sobre esta base, algunos autores han argumentado que es mejor clasificarlo como un metal que como un metaloide. ^{[ 85 ] [ 181 ] [ 154 ]} Por otro lado, el selenio tiene algunas propiedades semiconductoras en su forma más estable (aunque también tiene alótropos aislantes) y se ha argumentado que debería considerarse un metaloide ^{[ 181 ]} – aunque esta situación también se aplica al fósforo, ^{[ 154 ]} que es una inclusión mucho más rara entre los metaloides. ^{[ r ]}

Hay otras relaciones a lo largo de la tabla periódica entre elementos que no están en el mismo grupo, como las relaciones diagonales entre elementos que son diagonalmente adyacentes (por ejemplo, litio y magnesio). ^{[ 122 ]} También se pueden encontrar algunas similitudes entre los grupos principales y los grupos de metales de transición, o entre los primeros actínidos y los primeros metales de transición, cuando los elementos tienen el mismo número de electrones de valencia. Así, el uranio se asemeja en cierto modo al cromo y al tungsteno en el grupo 6, ^{[ 122 ]} ya que los tres tienen seis electrones de valencia. ^{[ 182 ]} Las relaciones entre elementos con el mismo número de electrones de valencia pero diferentes tipos de orbitales de valencia se han llamado relaciones secundarias o isodonor: generalmente tienen los mismos estados de oxidación máximos, pero no los mismos estados de oxidación mínimos. Por ejemplo, el cloro y el manganeso tienen ambos +7 como su estado de oxidación máximo (p. ej., Cl₂O₇ _y Mn₂O₇ _{) ,} pero sus _respectivos estados de oxidación mínimos son −1 (p. ej., HCl ) y −3 (K₃ _[ Mn(CO) _₄ ]). Los elementos con el mismo número de vacantes de valencia pero diferente número de electrones de valencia están relacionados por una relación terciaria o isoaceptora: generalmente tienen estados de oxidación mínimos similares, pero no máximos. Por ejemplo, el hidrógeno y el cloro tienen ambos −1 como su estado de oxidación mínimo (en hidruros y cloruros ), pero el estado de oxidación máximo del hidrógeno es +1 (p. ej., H₂O ₎ mientras que el del cloro es +7. ^{[ 58 ]}

Muchas otras propiedades físicas de los elementos exhiben variación periódica de acuerdo con la ley periódica, como los puntos de fusión , los puntos de ebullición , los calores de fusión , los calores de vaporización , la energía de atomización , etc. Variaciones periódicas similares aparecen para los compuestos de los elementos, que pueden observarse comparando hidruros, óxidos, sulfuros, haluros, etc. ^{[ 146 ]} Las propiedades químicas son más difíciles de describir cuantitativamente, pero también exhiben sus propias periodicidades. Ejemplos de ello son la variación en las propiedades ácidas y básicas de los elementos y sus compuestos, la estabilidad de los compuestos y los métodos de aislamiento de los elementos. ^{[ 114 ]} La periodicidad se utiliza y se ha utilizado ampliamente para predecir las propiedades de nuevos elementos y compuestos desconocidos, y es fundamental para la química moderna. ^{[ 183 ]}

En 1817, el físico alemán Johann Wolfgang Döbereiner inició uno de los primeros intentos de clasificar los elementos. ^{[ 201 ]} En 1829, descubrió que podía agrupar algunos elementos en grupos de tres, con propiedades relacionadas entre los miembros de cada grupo. Denominó a estos grupos tríadas . ^{[ 202 ] [ 203 ]} El cloro, el bromo y el yodo formaban una tríada; al igual que el calcio, el estroncio y el bario; el litio, el sodio y el potasio; y el azufre, el selenio y el telurio. ^{[ 204 ]} Varios químicos continuaron su trabajo y lograron identificar cada vez más relaciones entre pequeños grupos de elementos. Sin embargo, no pudieron construir un esquema que los abarcara a todos. ^{[ 205 ]}

John Newlands publicó una carta en Chemical News en febrero de 1863 sobre la periodicidad entre los elementos químicos. ^{[ 206 ]} En 1864, Newlands publicó un artículo en Chemical News que mostraba que si los elementos se ordenan según sus pesos atómicos, aquellos con números consecutivos frecuentemente pertenecen al mismo grupo u ocupan posiciones similares en grupos diferentes, y señaló que cada octavo elemento a partir de uno dado es, en esta disposición, una especie de repetición del primero, como la octava nota de una octava en música (La Ley de las Octavas). ^{[ 206 ]} Sin embargo, la formulación de Newlands solo funcionó bien para los elementos de los grupos principales y encontró serios problemas con los demás. ^{[ 58 ]}

El químico alemán Lothar Meyer observó secuencias de propiedades químicas y físicas similares que se repetían a intervalos periódicos. Según él, si los pesos atómicos se representaban en el eje de ordenadas (verticalmente) y los volúmenes atómicos en el eje de abscisas (horizontalmente), la curva resultante presentaba una serie de máximos y mínimos; los elementos más electropositivos aparecerían en los picos de la curva, en orden de sus pesos atómicos. En 1864, publicó un libro suyo que contenía una versión temprana de la tabla periódica con 28 elementos, los cuales se clasificaban en seis familias según su valencia ; por primera vez, los elementos se agrupaban de acuerdo con esta. Hasta entonces, los trabajos para organizar los elementos por peso atómico se habían visto obstaculizados por mediciones imprecisas de los pesos atómicos. ^{[ 207 ]} En 1868, revisó su tabla, pero esta revisión se publicó como borrador solo después de su muerte. ^{[ 208 ]}

Tabla periódica de Mendeleev de 1869

Tabla periódica de Mendeleev de 1871

El avance definitivo provino del químico ruso Dmitri Mendeléyev . Aunque otros químicos (incluido Meyer) habían encontrado otras versiones del sistema periódico casi al mismo tiempo, Mendeléyev fue el más dedicado a desarrollar y defender su sistema, y ​​fue este el que más influyó en la comunidad científica. ^{[ 209 ]} El 17 de febrero de 1869 (1 de marzo de 1869 en el calendario gregoriano), Mendeléyev comenzó a ordenar los elementos y compararlos según sus pesos atómicos. Empezó con unos pocos elementos, y a lo largo del día su sistema creció hasta abarcar la mayoría de los elementos conocidos. Después de encontrar una disposición consistente, su tabla impresa apareció en mayo de 1869 en la revista de la Sociedad Química Rusa. ^{[ 210 ]} Cuando los elementos no parecían encajar en el sistema, predijo audazmente que o bien las valencias o los pesos atómicos se habían medido incorrectamente, o que había un elemento faltante aún por descubrir. ^{[ 58 ]} En 1871, Mendeleev publicó un artículo extenso, que incluía una versión actualizada de su tabla, donde explicitaba sus predicciones sobre elementos desconocidos. Mendeleev predijo en detalle las propiedades de tres de estos elementos desconocidos: homólogos más pesados ​​del boro, el aluminio y el silicio, que hasta entonces no se habían descubierto; los denominó eka-boro, eka-aluminio y eka-silicio ("eka" significa "uno" en sánscrito). ^{[ 210 ] [ 211 ] : 45} En 1875, el químico francés Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran , sin conocer la predicción de Mendeleev, descubrió un nuevo elemento en una muestra del mineral esfalerita y lo denominó galio. Aisló el elemento y comenzó a determinar sus propiedades. Mendeleev, al leer la publicación de de Boisbaudran, envió una carta afirmando que el galio era el eka-aluminio que había predicho. Aunque Lecoq de Boisbaudran se mostró inicialmente escéptico y sospechó que Mendeleev intentaba atribuirse el mérito de su descubrimiento, posteriormente admitió que Mendeleev tenía razón. ^{[ 212 ]} En 1879, el químico sueco Lars Fredrik Nilson descubrió un nuevo elemento, al que denominó escandio: resultó ser eka-boro. El eka-silicio fue hallado en 1886 por el químico alemán Clemens Winkler , quien lo denominó germanio. Las propiedades del galio, el escandio y el germanio coincidían con las predicciones de Mendeleev. ^{[ 213 ]}En 1889, Mendeleev señaló en la Conferencia Faraday ante la Royal Institution de Londres que no esperaba vivir lo suficiente como para «mencionar su descubrimiento a la Sociedad Química de Gran Bretaña como confirmación de la exactitud y generalidad de la ley periódica». ^{[ 214 ]} Incluso el descubrimiento de los gases nobles a finales del siglo XIX, que Mendeleev no había predicho, encajaba perfectamente en su esquema como un octavo grupo principal. ^{[ 215 ]}

Sin embargo, Mendeleev tuvo dificultades para integrar los lantánidos conocidos en su esquema, ya que no presentaban el cambio periódico de valencias que sí mostraban los demás elementos. Tras una exhaustiva investigación, el químico checo Bohuslav Brauner sugirió en 1902 que todos los lantánidos podían agruparse en un solo conjunto de la tabla periódica. Denominó a esta hipótesis «hipótesis del asteroide» por analogía astronómica: al igual que existe un cinturón de asteroides en lugar de un único planeta entre Marte y Júpiter, se creía que el espacio bajo el itrio estaba ocupado por todos los lantánidos en lugar de un solo elemento. ^{[ 33 ]}

Después de que se investigara la estructura interna del átomo, el físico aficionado holandés Antonius van den Broek propuso en 1913 que la carga nuclear determinaba la ubicación de los elementos en la tabla periódica. ^{[ 216 ] [ 217 ]} El físico neozelandés Ernest Rutherford acuñó el término "número atómico" para esta carga nuclear. ^{[ 218 ]} En el artículo publicado por van den Broek, este ilustró la primera tabla periódica electrónica que mostraba los elementos ordenados según el número de sus electrones. ^{[ 217 ]} Rutherford confirmó en su artículo de 1914 que Bohr había aceptado la opinión de van den Broek. ^{[ 219 ]}

Ese mismo año, el físico inglés Henry Moseley, utilizando espectroscopia de rayos X, confirmó experimentalmente la propuesta de van den Broek. Moseley determinó el valor de la carga nuclear de cada elemento, desde el aluminio hasta el oro, y demostró que el ordenamiento de Mendeleev coloca los elementos en orden secuencial según su carga nuclear. ^{[ 220 ]} La carga nuclear es idéntica al número de protones y determina el valor del número atómico ( Z ) de cada elemento. El uso del número atómico proporciona una secuencia definitiva, basada en números enteros, para los elementos. La investigación de Moseley resolvió de inmediato las discrepancias entre el peso atómico y las propiedades químicas; estos eran casos como el del telurio y el yodo, donde el número atómico aumenta pero el peso atómico disminuye. ^{[ 216 ]} Aunque Moseley murió poco después en la Primera Guerra Mundial, el físico sueco Manne Siegbahn continuó su trabajo hasta el uranio y estableció que era el elemento con el número atómico más alto conocido hasta entonces (92). ^{[ 221 ]} Basándose en la investigación de Moseley y Siegbahn, también se sabía qué números atómicos correspondían a elementos faltantes aún por descubrir: 43, 61, 72, 75, 85 y 87. ^{[ 216 ]} (El elemento 75, de hecho, ya había sido descubierto por el químico japonés Masataka Ogawa en 1908 y llamado niponio , pero lo asignó erróneamente como el elemento 43 en lugar del 75, por lo que su descubrimiento no fue generalmente reconocido hasta más tarde. El descubrimiento del elemento 75, aceptado en su momento, se produjo en 1925, cuando Walter Noddack , Ida Tacke y Otto Berg lo redescubrieron independientemente y le dieron su nombre actual, renio ). ^{[ 222 ]}

El surgimiento de la física atómica también aclaró la situación de los isótopos . En las cadenas de desintegración de los elementos radiactivos primordiales torio y uranio, pronto se hizo evidente que existían muchos elementos nuevos aparentes con diferentes pesos atómicos pero exactamente las mismas propiedades químicas. En 1913, Frederick Soddy acuñó el término "isótopo" para describir esta situación y consideró que los isótopos eran simplemente diferentes formas del mismo elemento químico. Esto aclaró además discrepancias como las del telurio y el yodo: la composición isotópica natural del telurio tiende hacia isótopos más pesados ​​que la del yodo, pero el telurio tiene un número atómico menor. ^{[ 223 ]}

El físico danés Niels Bohr aplicó la idea de cuantización de Max Planck al átomo. Concluyó que los niveles de energía de los electrones estaban cuantizados: solo se permitía un conjunto discreto de estados de energía estables. Bohr intentó entonces comprender la periodicidad a través de las configuraciones electrónicas, suponiendo en 1913 que los electrones externos debían ser responsables de las propiedades químicas del elemento. ^{[ 224 ] [ 225 ]} En 1913, elaboró ​​la primera tabla periódica electrónica basada en un átomo cuántico. ^{[ 226 ]}

En 1913, Bohr denominó a sus capas electrónicas "anillos": en la época de su modelo planetario, no existían orbitales atómicos dentro de las capas. En la tercera parte de su famoso artículo de 1913, Bohr explica que el número máximo de electrones en una capa es ocho, y escribe: "Vemos, además, que un anillo de n electrones no puede girar en un solo anillo alrededor de un núcleo de carga ne a menos que n < 8". Para átomos más pequeños, las capas electrónicas se llenarían de la siguiente manera: "los anillos de electrones solo se unirán si contienen el mismo número de electrones; y, por consiguiente, el número de electrones en los anillos interiores será solo 2, 4 y 8". Sin embargo, en átomos más grandes, la capa más interna contendría ocho electrones: "por otro lado, el sistema periódico de los elementos sugiere fuertemente que ya en el neón N = 10 se producirá un anillo interior de ocho electrones". Sus configuraciones electrónicas propuestas para los átomos (mostradas a la derecha) no coinciden en su mayoría con las que se conocen actualmente. ^{[ 227 ] [ 228 ]} Se mejoraron aún más después de que el trabajo de Arnold Sommerfeld y Edmund Stoner descubriera más números cuánticos. ^{[ 223 ]}

El primero en expandir y corregir sistemáticamente los potenciales químicos de la teoría atómica de Bohr fue Walther Kossel en 1914 y 1916. Kossel explicó que en la tabla periódica se crearían nuevos elementos a medida que se añadieran electrones a la capa externa. En su artículo, Kossel escribe:

Esto lleva a la conclusión de que los electrones que se añaden posteriormente deben colocarse en anillos o capas concéntricas, en cada una de las cuales... solo debe disponerse un número determinado de electrones —ocho en nuestro caso—. Tan pronto como se completa un anillo o capa, debe comenzarse uno nuevo para el siguiente elemento; el número de electrones, que son los más accesibles y se encuentran en la periferia más externa, aumenta de nuevo de un elemento a otro y, por lo tanto, en la formación de cada nueva capa se repite la periodicidad química. ^{[ 229 ]}

En un artículo de 1919, Irving Langmuir postuló la existencia de "celdas" que ahora llamamos orbitales, cada una de las cuales solo podía contener ocho electrones, y estas estaban dispuestas en "capas equidistantes" que ahora llamamos capas. Hizo una excepción para la primera capa, que solo contenía dos electrones. ^{[ 230 ]} El químico Charles Rugeley Bury sugirió en 1921 que ocho y dieciocho electrones en una capa forman configuraciones estables. Bury propuso que las configuraciones electrónicas en los elementos de transición dependían de los electrones de valencia en su capa externa. ^{[ 231 ]} Introdujo la palabra transición para describir los elementos ahora conocidos como metales de transición o elementos de transición. ^{[ 232 ]} La teoría de Bohr fue reivindicada por el descubrimiento del elemento 72: Georges Urbain afirmó haberlo descubierto como el elemento de tierras raras celtio , pero Bury y Bohr habían predicho que el elemento 72 no podía ser un elemento de tierras raras y tenía que ser un homólogo del zirconio . Dirk Coster y Georg von Hevesy buscaron el elemento en los minerales de circonio y encontraron el elemento 72, al que llamaron hafnio en honor a la ciudad natal de Bohr, Copenhague ( Hafnia en latín). ^{[ 233 ] [ 234 ]} El celtio de Urbain resultó ser simplemente lutecio purificado (elemento 71). ^{[ 235 ]} El hafnio y el renio se convirtieron así en los últimos elementos estables en ser descubiertos. ^{[ 223 ]}

Impulsado por Bohr, Wolfgang Pauli abordó el problema de las configuraciones electrónicas en 1923. Pauli extendió el esquema de Bohr para usar cuatro números cuánticos y formuló su principio de exclusión , que establecía que dos electrones no podían tener los mismos cuatro números cuánticos. Esto explicaba las longitudes de los períodos en la tabla periódica (2, 8, 18 y 32), que correspondían al número de electrones que cada capa podía ocupar. ^{[ 236 ]} En 1925, Friedrich Hund llegó a configuraciones cercanas a las modernas. ^{[ 237 ]} Como resultado de estos avances, la periodicidad pasó a basarse en el número de electrones químicamente activos o de valencia en lugar de en las valencias de los elementos. ^{[ 58 ]} El principio de Aufbau que describe las configuraciones electrónicas de los elementos fue observado empíricamente por primera vez por Erwin Madelung en 1926, ^{[ 45 ]} aunque el primero en publicarlo fue Vladimir Karapetoff en 1930. ^{[ 238 ] [ 239 ]} En 1961, Vsevolod Klechkovsky derivó la primera parte de la regla de Madelung (que los orbitales se llenan en orden creciente de n + ℓ) del modelo de Thomas-Fermi ; ^{[ 240 ]} la regla completa fue derivada de un potencial similar en 1971 por Yury N. Demkov y Valentin N. Ostrovsky. ^{[ 241 ] [ s ]}

La teoría cuántica clarificó que los metales de transición y los lantánidos formaban grupos separados, de transición entre los grupos principales, aunque algunos químicos ya habían propuesto tablas que los mostraban de esta manera: el químico inglés Henry Bassett lo hizo en 1892, el químico danés Julius Thomsen en 1895 y el químico suizo Alfred Werner en 1905. Bohr utilizó la forma de Thomsen en su discurso de aceptación del Premio Nobel de 1922; la forma de Werner es muy similar a la forma moderna de 32 columnas. En particular, esta suplantó la hipótesis asteroidal de Brauner. ^{[ 33 ]}

La posición exacta de los lantánidos, y por lo tanto la composición del grupo 3 , permaneció en disputa durante décadas más porque sus configuraciones electrónicas se midieron inicialmente de forma incorrecta. ^{[ 25 ] [ 93 ]} Por razones químicas, Bassett, Werner y Bury agruparon el escandio y el itrio con el lutecio en lugar del lantano (los dos primeros dejaron un espacio vacío debajo del itrio ya que el lutecio aún no se había descubierto). ^{[ 33 ] [ 231 ]} Hund asumió en 1927 que todos los átomos de lantánidos tenían la configuración [Xe]4f ^0–14 5d ¹ 6s ² , debido a su trivalencia predominante. Ahora se sabe que la relación entre la química y la configuración electrónica es más complicada que eso. ^{[ t ] [ 54 ]} Las primeras evidencias espectroscópicas parecían confirmar estas configuraciones, y así la tabla periódica se estructuró para tener el grupo 3 como escandio, itrio, lantano y actinio, con catorce elementos f que interrumpían el bloque d entre el lantano y el hafnio. ^{[ 25 ]} Pero más tarde se descubrió que esto solo es cierto para cuatro de los quince lantánidos (lantano, cerio, gadolinio y lutecio), y que los otros átomos de lantánidos no tienen un electrón d. En particular, el iterbio completa la capa 4f y así los físicos soviéticos Lev Landau y Evgeny Lifshitz observaron en 1948 que el lutecio se considera correctamente un elemento del bloque d en lugar de un elemento del bloque f; ^{[ 26 ]} que el lantano a granel es un metal f fue sugerido por primera vez por Jun Kondō en 1963, en base a su superconductividad de baja temperatura . ^{[ 101 ]} Esto aclaró la importancia de observar los estados excitados de baja energía de los átomos que pueden desempeñar un papel en los entornos químicos al clasificar los elementos por bloque y posicionarlos en la tabla. ^{[ 64 ] [ 66 ] [ 25 ]} Muchos autores redescubrieron posteriormente esta corrección basándose en preocupaciones físicas, químicas y electrónicas y la aplicaron a todos los elementos relevantes, haciendo así que el grupo 3 contenga escandio, itrio, lutecio y lawrencio ^{[ 64 ] [ 23 ] [ 93 ]} y teniendo el lantano a través del iterbio y el actinio a través del nobelio como las filas del bloque f: ^{[ 64 ] [ 23 ]}Esta versión corregida logra coherencia con la regla de Madelung y justifica la clasificación química inicial de Bassett, Werner y Bury. ^{[ 33 ]}

En 1988, la IUPAC publicó un informe que respaldaba esta composición del grupo 3, ^{[ 23 ]} una decisión que fue reafirmada en 2021. ^{[ 24 ]} Aún se pueden encontrar variaciones en los libros de texto sobre la composición del grupo 3, ^{[ 35 ]} y todavía se publican algunos argumentos en contra de este formato, ^{[ 63 ]} pero los químicos y físicos que han considerado el tema coinciden en gran medida en que el grupo 3 contiene escandio, itrio, lutecio y lawrencio, y cuestionan los contraargumentos por ser inconsistentes. ^{[ 63 ]}

Para 1936, el conjunto de elementos faltantes desde el hidrógeno hasta el uranio se había reducido a cuatro: los elementos 43, 61, 85 y 87 seguían sin aparecer. El elemento 43 se convirtió finalmente en el primer elemento sintetizado artificialmente mediante reacciones nucleares en lugar de ser descubierto en la naturaleza. Fue descubierto en 1937 por los químicos italianos Emilio Segrè y Carlo Perrier , quienes llamaron a su descubrimiento tecnecio , por la palabra griega para "artificial". ^{[ 242 ]} Los elementos 61 ( prometio ) y 85 ( astatino ) también fueron producidos artificialmente en 1945 y 1940 respectivamente; El elemento 87 ( francio ) se convirtió en el último elemento en ser descubierto en la naturaleza, por la química francesa Marguerite Perey en 1939. ^{[ 243 ] [ u ]} Los elementos más allá del uranio también fueron descubiertos artificialmente, comenzando con el descubrimiento del neptunio por Edwin McMillan y Philip Abelson en 1940 (mediante el bombardeo de uranio con neutrones). ^{[ 76 ]} Glenn T. Seaborg y su equipo en el Laboratorio Nacional Lawrence Berkeley (LBNL) continuaron descubriendo elementos transuránicos, comenzando con el plutonio en 1941, y descubrieron que, contrariamente a lo que se pensaba anteriormente, los elementos desde el actinio en adelante eran congéneres de los lantánidos en lugar de metales de transición. ^{[ 244 ]} Bassett (1892), Werner (1905) y el ingeniero francés Charles Janet (1928) lo habían sugerido previamente, pero sus ideas no recibieron entonces una aceptación general. ^{[ 33 ]} Seaborg los llamó así actínidos. ^{[ 244 ]} Los elementos hasta el 101 (llamado mendelevio en honor a Mendeleev) fueron sintetizados hasta 1955, ya sea mediante irradiación de neutrones o partículas alfa, o en explosiones nucleares en los casos del 99 (einstenio) y el 100 (fermio). ^{[ 76 ]}

En las décadas de 1960 y 1970 surgió una importante controversia con los elementos 102 a 106, debido a la competencia entre el equipo del LBNL (ahora dirigido por Albert Ghiorso ) y un equipo de científicos soviéticos del Instituto Conjunto de Investigación Nuclear (JINR), dirigido por Georgy Flyorov . Cada equipo reclamó el descubrimiento y, en algunos casos, propuso su propio nombre para el elemento, lo que generó una controversia sobre su denominación que duró décadas. Estos elementos se crearon mediante el bombardeo de actínidos con iones ligeros. ^{[ 245 ]} La IUPAC adoptó inicialmente una postura pasiva, prefiriendo esperar a ver si se alcanzaba un consenso. Sin embargo, dado que también era el apogeo de la Guerra Fría , quedó claro que esto no sucedería. Por ello, la IUPAC y la Unión Internacional de Física Pura y Aplicada (IUPAP) crearon un Grupo de Trabajo sobre Transfermio (TWG, siendo el fermio el elemento 100) en 1985 para establecer criterios de descubrimiento, ^{[ 246 ]} que se publicaron en 1991. ^{[ 247 ]} Tras cierta controversia, estos elementos recibieron sus nombres definitivos en 1997, incluido el seaborgio (106) en honor a Seaborg. ^{[ 248 ]}

Los criterios del TWG se utilizaron para arbitrar las reclamaciones de descubrimiento de elementos posteriores de LBNL y JINR, así como de institutos de investigación en Alemania ( GSI ) y Japón ( Riken ). ^{[ 249 ]} Actualmente, la consideración de las reclamaciones de descubrimiento la realiza un Grupo de Trabajo Conjunto IUPAC/IUPAP . Después de que se asignó la prioridad, los elementos se agregaron oficialmente a la tabla periódica y se invitó a los descubridores a proponer sus nombres. ^{[ 6 ]} Para 2016, esto había ocurrido para todos los elementos hasta el 118, completando así las primeras siete filas de la tabla periódica. ^{[ 6 ] [ 250 ]} Los descubrimientos de elementos más allá del 106 fueron posibles gracias a las técnicas ideadas por Yuri Oganessian en el JINR: la fusión fría (bombardeo de plomo y bismuto con iones pesados) hizo posible los descubrimientos de los elementos 107 a 112 en GSI y 113 en Riken entre 1981 y 2004, y dirigió al equipo del JINR (en colaboración con científicos estadounidenses) para descubrir los elementos 114 a 118 utilizando la fusión caliente (bombardeo de actínidos con iones de calcio) entre 1998 y 2010. ^{[ 251 ] [ 252 ]} El elemento más pesado conocido, el oganesón (118), lleva el nombre en honor a Oganessian. El elemento 114 se llama flerovio en honor a su predecesor y mentor Flyorov. ^{[ 252 ]}

En celebración del 150 aniversario de la tabla periódica, las Naciones Unidas declararon el año 2019 como el Año Internacional de la Tabla Periódica, celebrando "uno de los logros más significativos de la ciencia". ^{[ 253 ]} Los criterios de descubrimiento establecidos por el TWG se actualizaron en 2020 en respuesta a los avances experimentales y teóricos que no se habían previsto en 1991. ^{[ 254 ]} Hoy en día, la tabla periódica es uno de los iconos más reconocibles de la química. ^{[ 82 ]} La IUPAC participa actualmente en muchos procesos relacionados con la tabla periódica: el reconocimiento y la denominación de nuevos elementos, la recomendación de números de grupo y nombres colectivos, y la actualización de los pesos atómicos. ^{[ 6 ]}