Taula periodica

La taula periodica deis elements es una representacion de totei leis elements quimics ordenats segon lor numèro atomic e lor configuracion electronica. Sa concepcion es atribuïda au quimista rus Dmitrii Mendeleiev que publiquèt en 1869 una classificacion basada sus aquelei principis. Pasmens, la forma actuala de la classificacion es pus tardiva e data deis ans 1920-1930. A conegut fòrça cambiaments en causa dei descubèrtas regularas d'elements novèus. Sa version actuala data dau 28 de novembre de 2016 e contèn 118 elements anant de l'idrogèn a l'oganesson.

 Taula periodica 

Grop →
Metaus alcalins(1)
Tèrras alcalinas(2)

3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Grop dau bor (13)
Grop dau carbòni (14)
Grop de l'azòt (15)
Calcogèns (16)
Alogèns (17)
Gas nòbles(18)
Periòde

1
1idrogènH

2èliHe
2
3litiLi
4berilliBe


5bòrB
6carbòniC
7azòtN
8oxigènO
9fluorF
10neonNe
3
11sòdiNa
12magnèsiMg


13aluminiAl
14siliciSi
15fosfòrP
16sofreS
17clòrCl
18argonAr
4
19potassiK
20calciCa

21escandiSc
22titaniTi
23vanadiV
24cròmeCr
25manganèsMn
26fèrreFe
27cobaltCo
28niquèlNi
29coireCu
30zincZn
31galliGa
32germaniGe
33arsenicAs
34selèniSe
35bròmeBr
36criptonKr
5
37rubidiRb
38estronciSr

39itriY
40zircòniZr
41niòbiNb
42molibdènMo
43tecnèciTc
44rutèniRu
45ròdiRh
46palladiPd
47argentAg
48cadmiCd
49indiIn
50estamSn
51antimòniSb
52telluriTe
53iòdeI
54xenonXe
6
55cèsiCs
56bariBa

Lantanids*
72afniHf
73tantalTa
74tungstènW
75rèniRe
76òsmiOs
77iridiIr
78platinPt
79aurAu
80mercuriHg
81talliTl
82plombPb
83bismutBi
84polòniPo
85astatAt
86radonRn
7
87 franciFr 
88radiRa

Actinids**
104rutherfòrdiRf
105dubniDb
106seabòrgiSg
107bòhriBh
108assiHs
109meitnèriMt
110darmstadtiDs
111roentgèniRg
112coperniciCn
113nihòniNh
114fleròviFl
115moscòviMc
116livermòriLv
117tennessinaTs
118oganessonOs

* Lantanids
57lantaniLa
58cèriCe
59praseodimiPr
60neodimiNd
61promètiPm
62samariSm
63euròpiEu
64gadoliniGd
65tèrbiTb
66dispròsiDy
67òlmiHo
68èrbiEr
69tuliTm
70itèrbiYb
71lutèciLu
** Actinids
89actiniAc
90tòriTh
91protactiniPa
92uraniU
93neptuniNp
94plutòniPu
95americiAm
96curiCm
97berkèliBk
98califòrniCf
99einsteiniEs
100fermiFm
101mendelèviMd
102nobèliNo
103laurenciLr
Sèrias quimicas
Metaus alcalins
Tèrras alcalinas
Lantanids
Actinids
Metaus de transicion
Metau dau blòt p
Metalloïdes
Non-metaus
Alogèns
Gas nòbles

Codificacion dei colors per nombre atomic:
 Leis elements numerotats en blau son de liquids en condicions normalas de temperatura e de pression (CNTP);
 Leis elements numerotats en verd son de gas en CNTP;
 Leis elements numerotats en negre son de solids en CNTP;
 Leis elements numerotats en roge son sintetics (totei son de solids en CNTP);
 Leis elements numerotats en gris son pas estats descubèrts.

 Istòria 

 Lei trabalhs d'Antoine Lavoisier 


La premiera classificacion deis elements quimics foguèt presentada en 1789 per lo quimista Antoine Lavoisier (1743-1794). I recapitulava leis elements coneguts durant aqueu periòde, lista qu'inclusiá lo caloric, la lutz o la cauç. I aviá de ges de nocion de periodicitat e l'interès major dau trabalh de Lavoisier foguèt de clarificar la definicion d'element quimic e de pausar de concèptes fondamentaus coma la conservacion deis elements durant una reaccion quimica. Pasmens, prepausèt un esbòç de classificacion amb lo regropanent deis elements en quatre categorias :
 leis elements imponderables coma lei gas e leis esséncias (lutz, caloric, oxigèn, azòt e idrogèn).
 lei non metaus (sofre, fosfòr, carbòni e leis alogèns qu'èran encara mau coneguts).
 lei metaus.
 lei « tèrras » qu'èran d'oxids coma l'alumina.

 La formacion de la classificacion periodica 

 Lei triadas de Johann Döbereiner 

La premiera observacion dau fenomèn de periodicitat foguèt l'òbra dau quimista alemand Johann Döbereiner (1780-1849). En 1817, notèt que la massa atomica de l'estronci (88) es egala a la mejana aritmetica dei massas atomicas dau calci (40) e dau bari (137). Òr, aqueleis elements an de proprietats quimicas similaras. En 1829, aviá descubèrt doas autrei « triadas » : aquela deis alogèns e aquela dei metaus alcalins.

D'autrei quimistas completèron aqueu trabalh que foguèt sintetizat en 1843 per Leopold Gmelin (1788-1853). Dins la premiera edicion de son Handbuch der Chemie, mencionèt l'existéncia dei tres « tetradas » e d'una « pentada » (azòt, fosfòr, arsenic, antimòni, bismut).

 Lei tetradas de Jean-Baptiste Dumas 

L'idèa de Döbereiner foguèt represa e melhorada per lo Francés Jean-Baptiste Dumas (1800-1884) en 1859. Observèt lei triadas conegudas e descurbiguèt una maniera novèla d'avançar d'un element a un autre :
 dins leis alogèns : fluòr = 19, clòr = 35,5 (es a dire 19 + 16,5), bròme = 80 (es a dire 35,5 + 44,5) e iòde = 127 (80 + 47).
 dins leis alcalinoterrós : magnèsi = 24, calci = 40 (24 + 16), estronci = 88 (48 + 49) e bari = 137 (88 + 49).
Leis increments de Dumas avián mai d'interès que la mejana aritmetica de Döbereiner car èran aplicables a totei leis elements coneguts. De mai, permetián d'aprochar la nocion de periòde car leis valors entre lo premier e lo segond d'un triada, lo segond e lo tresen e lo tresen e lo quatren èran fòrça similaras.

 La vitz tellurica de Chancourtois 


La descubèrta de la periodicitat dei proprietats quimicas deis elements es atribuïda au geològ francés Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois (1820-1886). En 1862, classèt leis elements quimics coneguts en foncion de lor massa atomica (qu'èran estadas calculadas en 1858 per Stanislao Cannizzaro). Normalizèt totei lei massas en prenent aquela de l'oxigèn, egala a 16, coma referéncia. Puei, considerèt que « lei proprietats deis elements son lei proprietats dei nombres » e organizèt leis elements quimics en espirala sus un cilindre de 16 partidas en sòrta que leis elements amb de proprietats similaras apareissan sus una meteissa colona.

Chancourtois remarquèt alora que certanei grops èran precisament alinhadas dins aquela representacion. Per exemple, èra lo cas de la tetrada oxigèn - sofre - selèni - telluri qu'avián de massas atomicas a pauc près multiplas de 16. Es per aquela rason que diguèt aquela representacion « vitz tellurica ». Pasmens, s'aqueu trabalh es la premiera classificacion periodica deis elements, interessèt pauc la comunautat scientifica car son autor èra pas quimista e aviá utilizat de tèrmes geoquimicas. De mai, sa publicacion a l'Academia dei Sciéncias èra pas acompanhada d'esquèmas explicatius, çò que rendèt lo tèxte incomprensible. 

Un autre limit de la teoria de Chancourtois èra d'errors dins l'identificacion dei periòdes deis elements pesucs. Per exemple, gropèt ensemble lo bòr, l'alumini e lo niquèl. Òr, se lei dos premiers fan ben partida dau meteis grop, lo tresen presenta de proprietats diferentas.

 La lèi deis octavas de John Newlands 


En 1863, una autra classificacion periodica foguèt publicada per lo quimista John Newlands (1837-1898). I organizèt lei premiereis elements coneguts per massa atomica creissenta dins una taula de sèt linhas de maniera que lei proprietats quimicas deis elements d'una meteissa linha siegan identicas. Aquò li permetèt d'identificar una triada novèla formada dau silici, de l'estam e d'un element encara desconegut. Newlands prediguèt ansin l'existéncia dau germani. Pasmens, aviá pas laissat de casas vuejas dins sa taula per acuelhir d'elements novèus. De mai, coma Chancourtois, sa taula aviá de problemas per identificar la periodicitat per leis elements pus pesucs que lo calci.

Newlands diguèt sa teoria « lèi deis octavas ». Pasmens, maugrat la demonstracion d'una periodicitat fins au calci, aguèt pas de succès dins la comunautat scientifica. Au contrari, foguèt ridiculizat per de sòcis de la Societat de Quimia de Londres que s'opausèron a sa publicacion. Dins aquò, la qualitat dau trabalh de Newlands foguèt finalament reconeguda après la publicacion dei trabalhs de Dmitrii Mendeleiev.

 La notacion deis elements mancants 

L'idèa de laissar de plaças vuejas correspondent a d'elements de descubrir foguèt benlèu aquela dau quimista britanic William Odling (1829-1921). Rivau de Newlands, trabalhèt durant leis ans 1860 sus un modèl de classificacion fòrça pròche d'aquela de Mendeleiev. Pasmens, son accion negativa còntra Newlands lo descreditèt e son trabalh es desenant pauc conegut.

 L'introduccion de la valéncia 

Lo trabalh dau quimista alemand Lothar Meyer (1830-1895) es egalament una contribucion pauc coneguda a l'establiment de la classificacion modèrna deis elements car sa teoria foguèt publicada après lei trabalhs principaus de Mendeleiev. Dins sa premiera version, en 1864, prepausava lo classament de 28 elements dins 6 familhas definidas per lor valéncia. Pasmens, leis elements i èran totjorn classats per massa atomica creissenta.

En 1868, la segonda version dau tablèu de Meyer èra pus larga e corregiguèt certaneis errors. Pareguda en 1870, quauquei mes après lei trabalhs de Mendeleiev, ne'n renforcèt lo succès en completant la teoria dau Rus. En particular, introduguèt l'idèa de periòdes de longor variable que permetiá d'evitar lei regropaments fòrçats de Newlands.

 La classificacion periodica de Mendeleiev 


La premiera classificacion vertadiera deis elements quimics foguèt l'òbra dau quimista rus Dmitrii Mendeleiev (1834-1907) que publiquèt en 1870 lo premier tablèu periodic deis elements. D'efiech, se la forma de son premier tablèu èra diferenta de la classificacion actuala, Mendeleiev formulèt dins son trabalh plusors idèas novèlas que permetèron de transformar sa taula en otís d'analisi teorica dei proprietats de la matèria :
 Leis elements quimics, quand son classats per massa atomica creissenta, i mòstran una periodicitat de sei proprietats quimicas.
 Leis elements qu'an de proprietats quimicas similaras an siá de massas atomicas similaras (per exemple, lòsmi, l'iridi e lo platin) siá dei massas atomicas creissentas d'un biais aritmetic (per exemple, lo potassi, lo rubidi e lo cèsi).
 La plaça deis elements o dei grops d'elements dins la taula per massa atomica creissenta correspond a lor valéncia e es en partida definida a respècte de sei proprietats quimicas.
 Leis elements pus abondós dins la natura son aquelei amb una massa febla.
 La valor de la massa atomica determina lei proprietats deis elements quimics.
 Pasmens, sembla necessari de corregir certanei massas atomicas car lo tablèu es pus coerent en rearrenjant certaneis elements sensa tenir còmpte de lor massa atomica experimentala. Lo cas principau èra aqueu dau telluri.
 D'elements novèus èran de descubrir, especialament d'analògs de l'alumini e dau silici amb una massa atomica compresa entre 65 e 75.
 Es possible de preveire certanei proprietats deis elements a partir de lor massa atomica.

Lei trabalhs de Mendeleïev foguèron premier acuelhits per lo scepticisme de la comunautat scientifica. Pasmens, foguèron confiermats per la descubèrta deis elements predichs per Mendeleïev (galli en 1875, germani en 1876 e escandi en 1879). De mai, sei prediccions menèron a la correccion de plusors massas atomicas incorrèctas. Aquelei succès permetèron a la teoria periodica de s'impausar a la fin dau sègle XIX.

 La formacion de la taula modèrna 

 La descubèrta dei gas nobles 

En 1894, la descubèrta de l'argon per William Ramsay (1852-1916) creèt de problemas de classificacion en causa de sa massa atomica pròcha d'aquelei dau calci e dau potassi. D'efiech, i aviá ges de plaça per aquel element qu'èra tanben susprenent en causa de son abséncia de reactivitat. Lo fosc demorèt fins a la descubèrta dau neon en 1898. Amb l'èli, lei tres gas foguèron dichs « gas rars » (o nobles) e plaçats au sen d'un « grop 0 » que foguèt apondut a la classificacion. Pasmens, la posicion precisa dau grop (entre leis alcalins e leis alcalinoterrós o entre leis alogèns e leis alcalins) èra encara variabla.

 L'introduccion dau numerò atomic 

A la fin dau sègle XIX, lei descubèrtas de l'electron e deis isotòps per Joseph John Thomson (1856-1940) permetèron a Henry Moseley (1887-1915) d'estudiar la correlacion entre la carga dau nuclèu atomic e l'espèctre X deis atòms. Aquò menèt en 1913 a l'utilizacion dau numerò atomic, en plaça de la massa atomica, per classar leis elements quimics. Foguèt una evolucion fòrça importanta que venguèt la basa de a taula periodica modèrna. Permetèt de resòuvre totei lei problemas d'incoëréncias presents dins lei trabalhs de Mendeleiev.

L'argon i èra plaçat entre lo clòr e lo potassi e la posicion dau telluri avans l'iòde foguèt confiermada. Enfin, dins lei metaus, l'òrdre entre lo niquèl e lo cobalt foguèt precisat. Moseley laissèt doas casas vuejas, lei 43 e 61, per dos elements encara desconeguts. Après aqueu trabalh, lei premierei taulas periodicas amb un aspècte modèrne apareguèron dins lo corrent deis ans 1920-1930.

 L'introduccion deis actinids 

Après l'aspècte modèrne de la taula periodica, la darriera etapa vèrs l'adopcion de la taula actuala foguèt l'introduccion dau blòt deis actinids. Foguèt una consequéncia dau Projècte Manhattan. Lo fisician Glenn Theodore Seaborg (1912-1999) qu'èra cargat d'isolar lo plutòni. Durant sei recèrcas, aquistèt una bòna conoissença de la quimia deis elements pus pesucs que l'urani. En 1944, la sintèsi de l'americi e dau curi permetèt de precisar la definicion d'aqueleis elements e de leis integrar dins la taula en dessota dei lantanids.

 Règlas de construccion 

 Règla de Klechkowski 


La règla de Klechkowski, prepausada en 1962 per lo quimista sovietic Vsevolod Kletchkovski (1900-1972), es una lèi empirica permetent de preveire lo rempliment dei jaç e dei sosjaç electronics d'un atòm : lei sosjaç son emplidas afin que lei valors n + ℓ siegan creissentas, amb n lo nombre quantic principau e ℓ lo nombre quantic azimutau. Es la succession dei sosjaç electronics de cada periòde que determina l'estructura de blòts de la taula periodica.

 Excepcion e règla de Hund 

La règla de Klechkowski es observada per 80% dei 103 elements que sa configuracion electronica fondamentala es coneguda amb precision. Pasmens, un vintenau d'elements la respèctan pas. D'efiech, l'estat fondamentau d'un element es, per definicion, aqueu caracterizat per l'energia pus febla. Òr, lo nombre quantic magnetic d'espin es un factor qu'influís sus lo nivèu d'energia d'un atòm : au mai l'espin que resulta deis electrons d'una orbitala atomica es aut, au maila configuracion d'aqueleis electrons es establa (règla de Hund). En consequéncia, per leis elements dei blòts d e f, es energeticament mens favorable de seguir la règla de Klechkowski que de favorizar l'ocupacion impara dei sosjaç pus extèrnes quand lo sosjaç d o f es vuege, a mitat emplit o complèt.

{|class="wikitable centre" align="center" style="text-align:left;"
|-
! colspan="3" | Element quimic
! Familha
! Configuracion electronica
|-
| style="text-align:right" | 24
! Cr
| Cròme
| Metau de transicion
| Ar 4s1 3d5
|-
| style="text-align:right" | 28
! Ni
| Niquèl
| Metau de transicion
| Ar 4s1 3d9
|-
| style="text-align:right" | 29
! Cu
| Coire
| Metau de transicion
| Ar 4s1 3d10
|-
| style="text-align:right" | 41
! Nb
| Niòbi
| Metau de transicion
| Kr 5s1 4d4
|-
| style="text-align:right" | 42
! Mo
| Molibdèn
| Metau de transicion
| Kr 5s1 4d5
|-
| style="text-align:right" | 44
! Ru
| Rutèni
| Metau de transicion
| Kr 5s1 4d7
|-
| style="text-align:right" | 45
! Rh
| Ròdi
| Metau de transicion
| Kr 5s1 4d8
|-
| style="text-align:right" | 46
! Pd
| Palladi
| Metau de transicion
| Kr 4d10
|-
| style="text-align:right" | 47
! Ag
| Argent
| Metau de transicion
| Kr 5s1 4d10
|-
| style="text-align:right" | 57
! La
| Lantani
| Lantanid
| Xe 6s 5d1
|-
| style="text-align:right" | 58
! Ce
| Cèri
| Lantanid
| Xe 6s 4f1 5d1
|-
| style="text-align:right" | 64
! Gd
| Gadolini
| Lantanid
| Xe 6s2 4f7 5d1
|-
| style="text-align:right" | 78
! Pt
| Platin
| Metau de transicion
| Xe 6s 4f14 5d9
|-
| style="text-align:right" | 79
! Au
| Aur
| Metau de transicion
| Xe 6s 4f14 5d10
|-
| style="text-align:right" | 89
! Ac
| Actini
| Actinid
| Rn 7s2 6d1
|-
| style="text-align:right" | 90
! Th
| Tòri
| Actinid
| Rn 7s2 6d2
|-
| style="text-align:right" | 91
! Pa
| Protactini
| Actinid
| Rn 7s2 5f2 6d1
|-
| style="text-align:right" | 92
! U
| Urani
| Actinid
| Rn 7s2 5f3 6d1
|-
| style="text-align:right" | 96
! Cm
| Curi
| Actinid
| Rn 7s2 5f7 6d1
|-
| 103
! Lr
| Laurenci
| Actinid
| Rn 7s 5f14 7p1
|}

 Periodicitat dei proprietats quimicas 

 Periòdes e grops de la taula periodica 


Un periòde designa una linha de la taula periodica. Es definida per lo rempliment progressiu dei sosjaç electronics fins a agantar lo sosjaç s dau sosjaç electronic seguent. Lei proprietats deis elements varian generalament fòrça lòng d'un periòde mai pòdon, localament, èsser similaras e constituir de familhas d'elements quimics complètas, especialament dins lo blòt d (metaus de transicion) e, subretot, dins lo blòt f (lantanids e actinids).

Un grop designa una colona de la taula periodica. Cada grop forma generalament un ensemble d'elements amb de proprietats diferentas d'aquelei de sei vesins, especialament dins leis extremitats senèstra e drecha (blòts s e p) onte certanei grops an recebut de noms especifics :
 lo grop 1 (metaus alcalins) es format de metaus leugiers amb un ponch de fusion feble. An tendància de formar de compausats ionics amb leis alogèns e son fòrça ractius. En particular, pòdon reagir violentament amb l'aiga per formar d'idroxids.
 lo grop 2 (metaus alcalinoterrós) es constituït de metaus similars ais alcalins. Son leugiers, an un ponch de fusion feble e forman aisament de compausats ionics amb leis alogèns. En revènge, reagisson pas amb l'aiga solida o liquida.
 lo grop 17 (alogèns) es compausat per d'elements que forman d'acids fòrts amb l'idrogèn e de compausats ionics amb leis alcalins e leis alcalinoterrós.
 lo grop 18 (gas nobles o rars) es format per d'elements que son de gas monoatomics dins lei condicions normalas de pression e de temperatura. Son pauc reactius car totei sei jaç electronics son complèts.
Lei grops 15 e 16 son respectivament dichs pnictogèns e calcogèns mai aquelei tèrmes son pauc a pauc venguts obsolèts.

 Variacions dei proprietats deis elements dins la taula 

 Rai atomic 


D'una maniera generala, lo rai atomic demenís lòng d'un periòde de la senèstra vèrs la drecha, es a dire dei metaus alcalins vèrs lei gas nobles, e aumenta se se percor una colona vèrs lo bas. Aquò s'explica per lei jaç electronics deis atòms :
 la demenicion lòng d'un periòde s'explica per l'aumentacion de la carga electrica dau nuclèu, çò qu'aumenta l'intensitat dei fòrças d'atraccion exercidas sus leis electrons.
 l'aumentacion lòng d'una colona s'explica per lo rempliment d'un jaç electronic novèu situat a una distància pus importanta dau nuclèu.

 Energia d'ionizacion 


L'energia d'ionizacion correspond a l'energia necessària per retirar un electron a un atòm e formar un cation. L'electron retirat es lo mens liat au nuclèu e fa totjorn partida de la valéncia. Per un atòm donat, leis energias d'ionizacion aumentan car es pus malaisat de retirar un electron a un cation qu'a un atòm.

L'energia de premiera ionizacion aumenta generalament lòng d'un periòde e demenís lòng d'una colona. Dins lei periòdes, aquò s'explica per la natura establa dei cations formats dins lo grop 1 e per la natura fòrça instabla dei cations d'alogèns. Dins una colona, aquò s'explica per la facilitat pus granda de retirar un electron que fa partida d'un jaç electronic pus alunchat dau nuclèu.

 Electronegativitat 


L'electronegativitat es una indicacion de la tendància d'un atòm a atraire d'electrons. Despend dau numerò atomic e de la distància entre leis electrons de valéncia e lo nuclèu. D'una maniera generala, aquela grandor seguís l'energia de premiera ionizacion. Aumenta donc vèrs lo canton superior drech de la taula periodica e demenís vèrs lo canton inferior senèstre. I a pasmens quauqueis excepcions que son liadas a d'irregularitats dau rai atomic.

 Afinitat electronica 

L'afinitat electronica d'un atòm es la quantitat d'energia liberada quand un electron es apondut a un atòm neutre per formar un anion. Aquela grandor presenta de similituds amb l'electronegativitat. Leis alogèns an leis afinitats pus autas, ben superioras a totei lei autrei grops d'elements, e d'una maniera generala , lei non metaus an una afinitat superiora a aquela dei metaus.

 Caractèr metallic 

En foncion de sei proprietats fisicas e quimicas generalas, leis elements son classats dins tres categorias diferentas :
 lei metaus son generalament de solids lusents conductors susceptibles de formar d'aliatges amb d'autrei metaus.
 lei non metaus son d'isolants electrics generalament gasós dins lei condicions normalas de pression e de temeperatura.
 lei metalloïds presentan de proprietats intermediàrias entre lei doas categorias precedentas. Dins la classificacion, son situats entre lei dos grops.

Au mai l'energia de premiera ionizacion, l'electronegativitat e l'afinitat electronica son feblas, au mai l'element a un caractèr metallic marcat. Recipròcament, lei non metaus an una energia de premiera ionizacion, una electronegativitat e una afinitat fòrta. Dins la taula periodica, lei non metaus se tròban donc dins lo canton superior drech e leis elements pus metallics se concentran dins lo canton opausat.

Tradicionalament, lei metaus son devesits entre cinc grops :
 leis alcalins que son lei pus reactius.
 leis alcalinoterrós, similars ais alcalins, mai mens reactius.
 lei lantanids e leis actinids que forman lo blòt f.
 lei metaus de transicion que forman la màger part dau blòt d.
 lei metaus paures que gropan lei metaus dau blòt p.
Dins lei non metaus, son definits :
 lei non metaus poliatomics que presentan un caractèr metallic (carbòni).
 lei non metaus diatomics que son normalament pas metallics dins lei condicions normalas (idrogèn, oxigèn).
 lei non metaus monoatomics que son lei gas nobles.

 Familhas d'elements quimics 

Leis elements son tradicionalament despartits dins 10 familhas :
 Lei metaus alcalins que son formats deis elements dau grop 1 franc de l'idrogèn.
 Lei metaus alcalinoterrós que son constituïts deis elements dau grop 2.
 Lei lantanids que son compausats deis elements dau blòt f dau VI periòde e dau lutèci.
 Leis actinids que son formats deis elements dau blòt f dau VII periòde e dau laurenci.
 Lei metaus de transicion que comprènon leis elements dau blòt d (levat lo lutèci e lo laurenci), leis elements dau grop 12 e certaneis elements dau VII periòde.
 Lei metaus paures que comprènon lei metaus dau blòt p (levat aquelei dau grop 12). Sa definicion varia de còps segon leis autors.
 Lei metalloïds que son situats entre lei metaus e lei non metaus.
 Lei non metaus que gropan leis elements non metallics que fan pas partida dei doas darrierei colonas.
 Leis alogèns que son compausats dei quatre premiers elements dau grop 17.
 Lei gas nobles (o rars) que son formats dei sièis premiereis elements de la colonna 18.

 Limits de la periodicitat 

La configuracion electronica permet de ben descriure lo comportament deis atòms per lo modèl deis orbitalas atomicas fins au VII periòde. Per Z > 100, d'efiechs relativistas vènon significatius sus d'electrons en interaccion amb un nuclèu fòrça cargat, certanei correccions engendradas per l'electrodinamica quantica pòdon pèsser negligidas, leis aproximacions utilizadas per determinar leis orbitalas – l'aproximacion dau camp centrau – vènon invalidas e d'efiechs de coplatge espin-orbita modifican la distribucion dei nivèus d'energia e donc lei sosjaç electronics. En consequéncia, la distribucion deis electrons a l'entorn dau nuclèu vèn pus malaisada de modelizar e la prediccion de sesei proprietats quimics vèn complèxa.

Au nivèu experimentau, lei proprietats fisicoquimicas deis elements de numerò atomic superior a 108 son pauc conegudas. Lo cas pus estudiat es lo copernici (Z = 112) qu'es un analòg dau mercuri. Podriá èsser un metau paure. Lo fleròvi (Z = 114) es tanben estat estudiat mai sei proprietats son pas ben compresas car sembla a un metau mai presenta un caractèr volatil marcat. Enfin, l'oganesson (Z = 118), teoricament un gas noble, podriá aver lo ocmportament d'un metalloïd e de proprietats de semiconductor.

 Isotòps e radioactivitat 

 Isotòps 

Leis elements quimics son identificats dins la taula periodica per lor numerò atomic que representa lo nombre de protons que contèn lor nuclèu. Pasmens, pòu existir plusors atòms diferents per un meteis element car lo nombre de neutrons dins lo nuclèu pòu variar. Aqueleis atòms, qu'ocupan la meteissa casa dins lo tablèu, son dichs isotòps. An lei meteissei proprietats quimicas car an la meteissa configuracion electronica. En revènge, lei massas de lor nuclèu son diferentas, çò que pòu se tradurre per de proprietats fisicas diferentas dins certanei circonstàncias.

 Radioactivitat 

80 dei 118 elements de la taula periodica an au mens un isotòp estable. Son comprés entre lei numeròs atomics 1 e 82. A partir dau bismut (Z = 83), totei leis isotòps coneguts son radioactius. Pasmens, certaneis isotòps an una radioactivitat fòrça febla. Per exemple, lo bismut-209 a un periòde radioactiu egala a un miliard de còps lo temps totau de l'Univèrs. D'elements radioactius pòdon existir dins la natura. Pasmens, a partir de Z = 110, totei leis isotòps coneguts an un periòde radioactiu inferior a 30 s.

 Extension de la taula periodica 

Lo nombre maximau de protons e d'electrons que pòu contenir un atòm es desconegut. A l'ora d'ara, lei limits dei tecnicas d'observacion semblan fixar un maximom a Z = 130 e lei modèls quantics actuaus son pas capables de representar un atòm amb un numerò atomic superior a 137. D'autreis estudis, amb la presa en còmpte de paramètres suplementaris, son arribats a un limit de Z = 173.

Aquò necessitarà probablament de crear un blòt g e un VIII periòde au sen de la classificacion. Pasmens, segon lei conoissenças actualas, leis atòms amb un numerò atomic superior o egau a 119 mostraràn d'efiechs relativistas capables de modificar l'organizacion dei sosjaçs electronics. Dins aqueu cas, es benlèu l'organizacion de la taula ela meteissa que serà de modificar.

 Annèxas 

 Liames intèrnes 

 Configuracion electronica.
 Electron.
 Element quimic.
 Isotòp.
 Antoine Lavoisier.
 Dmitrii Mendeleiev.
 Neutron.
 Proton.
 Radioactivitat.

 Bibliografia 

 (en) P. Ball, The Ingredients: A Guided Tour of the Elements, Oxford University Press, 2002.
 (en) R. Chang, Chemistry (7th ed.), McGraw-Hill Higher Education, 2002.
 (en) T. Gray, The Elements: A Visual Exploration of Every Known Atom in the Universe, Black Dog & Leventhal Publishers, 2009.
 (en) N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, Pergamon Press, 1984.
 (en) J. E. Huheey, E. A. Keiter, R. L. Keiter, Principles of structure and reactivity (4th ed.), Harper Collins College Publishers, 1993.
 (en) J. T. Moore, hemistry For Dummies. For Dummies (1st ed.), Wiley Publicationsn, 2003.
 (en) E. Scerri, The periodic table: Its story and its significance, Oxford University Press, 2007.
 (en) E. Scerri, The periodic table: A very short introduction, Oxford University Press, 2011.
 (en) F. P. Venable, The Development of the Periodic Law, Chemical Publishing Company, 1896.

 Liames extèrnes 

 (en) Site de l'IUPAC : .

 Nòtas 

 Referéncias