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Tabla periódica de los elementos
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en sus propiedades químicas,1 si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos.2 La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeléyev. En 1952, el científico costarricense Gil Chaverri (1921-2005) presentó una nueva versión basada en la estructura electrónica de los elementos, la cual permite ubicar las series lantánidos y los actínidos en una secuencia lógica de acuerdo con su número atómico.3
| Grupo | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 |
| I A | II A | III B | IV B | V B | VI B | VII B | VIII B | VIII B | VIII B | I B | II B | III A | IV A | V A | VI A | VII A | VIII A | |
| Periodo | ||||||||||||||||||
| 1 | 1 H | 2 He | ||||||||||||||||
| 2 | 3 Li | 4 Be | 5 B | 6 C | 7 N | 8 O | 9 F | 10 Ne | ||||||||||
| 3 | 11 Na | 12 Mg | 13 Al | 14 Si | 15 P | 16 S | 17 Cl | 18 Ar | ||||||||||
| 4 | 19 K | 20 Ca | 21 Sc | 22 Ti | 23 V | 24 Cr | 25 Mn | 26 Fe | 27 Co | 28 Ni | 29 Cu | 30 Zn | 31 Ga | 32 Ge | 33 As | 34 Se | 35 Br | 36 Kr |
| 5 | 37 Rb | 38 Sr | 39 Y | 40 Zr | 41 Nb | 42 Mo | 43 Tc | 44 Ru | 45 Rh | 46 Pd | 47 Ag | 48 Cd | 49 In | 50 Sn | 51 Sb | 52 Te | 53 I | 54 Xe |
| 6 | 55 Cs | 56 Ba | ✶ | 72 Hf | 73 Ta | 74 W | 75 Re | 76 Os | 77 Ir | 78 Pt | 79 Au | 80 Hg | 81 Tl | 82 Pb | 83 Bi | 84 Po | 85 At | 86 Rn |
| 7 | 87 Fr | 88 Ra | ◘ | 104 Rf | 105 Db | 106 Sg | 107 Bh | 108 Hs | 109 Mt | 110 Ds | 111 Rg | 112 Cn | 113 Uut | 114 Fl | 115 Uup | 116 Lv | 117 Uus | 118 Uuo |
| ✶ | Lantánidos | 57 La | 58 Ce | 59 Pr | 60 Nd | 61 Pm | 62 Sm | 63 Eu | 64 Gd | 65 Tb | 66 Dy | 67 Ho | 68 Er | 69 Tm | 70 Yb | 71 Lu | |
| ◘ | Actínidos | 89 Ac | 90 Th | 91 Pa | 92 U | 93 Np | 94 Pu | 95 Am | 96 Cm | 97 Bk | 98 Cf | 99 Es | 100 Fm | 101 Md | 102 No | 103 Lr |
| Alcalinos | Alcalinotérreos | Lantánidos | Actínidos | Metales de transición |
| Metales del bloque p | Metaloides | No metales | Halógenos | Gases nobles y Transactínidos |
Historia
La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:
- El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.
- El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.
- La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico.
- Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos y el surgimiento de nuevos elementos
Descubrimiento de los elementos
Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII, cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P).5 En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde),rubidio (Rb, rojo), etc.
Noción de elemento y propiedades periódica
Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes dos siglos se fue adquiriendo un mayor conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos elementos nuevos.
La palabra "elemento" procede de la ciencia griega, pero su noción moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de Robert Boyle en su famosa obra El químico escéptico, donde denomina elementos "ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos". En realidad, esa frase aparece en el contexto de la crítica de Robert Boyle a los cuatro elementos aristotélicos.
A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obraTratado elemental de química. Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlas.
El descubrimiento de gran cantidad de elementos nuevos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.
Los pesos atómicos
A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una concepción nueva del atomismo, a la que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación de un "atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier(1743–1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas).
Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo como se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era uncompuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori.
Dalton sabía que una parte de hidrógeno se combinaba con siete partes (ocho, afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos, como los llamaba Dalton), que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las inexactitudes antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos, que solo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, en el congreso de Karlsruhe en 1860.
Metales, no metales, metaloides y metales de transición
La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides ometales de transición. Aunque muy práctica y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias tanto en las propiedades físicas como en las químicas.
Tríadas de Döbereiner
Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780–1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio ytelurio; litio, sodio y potasio).
| Litio | LiCl LiOH | Calcio | CaCl2 CaSO4 | Azufre | H2S SO2 | ||||||
| Sodio | NaCl NaOH | Estroncio | SrCl2 SrSO4 | Selenio | H2Se SeO2 | ||||||
| Potasio | KCl KOH | Bario | BaCl2 BaSO4 | Telurio | H2Te TeO2 |
A estos grupos de tres elementos se los denominó tríadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.
Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.
En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de tríadas.
Chancourtois
En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención.
Ley de las octavas de Newlands
En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| Li 6,9 Na 23,0 K 39,0 | Be 9,0 Mg 24,3 Ca 40,0 | B 10,8 Al 27,0 | C 12,0 Si 28,1 | N 14,0 P 31,0 | O 16,0 S 32,1 | F 19,0 Cl 35,5 |
Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.
El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.
Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.
Tabla periódica de Mendeléyev
En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hizoJulius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos.6 Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:
- Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.
- Los agruparon en filas o periodos de distinta longitud.
- Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades químicas similares, como la valencia.
La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B.
En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.
Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gases noblesdescubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa.
El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka–aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka–silicio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que, aislado químicamente a partir de restos de un sincrotrón en 1937, se convirtió en el primer elemento producido de forma predominantemente artificial.
Noción de número atómico y mecánica cuántica
La tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto–níquel, en las que se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes.
Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número decargas positivas del núcleo.
La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas.
Estructura y organización de la tabla periódica
La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda a derecha y de arriba a abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias.7
Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico.
Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.
Grupos
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos o familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver.
Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, entendido como el número de electrones en la última capa, y por ello, tienen propiedades similares entre sí.
La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la misma valencia, o número de electrones en la última capa. Dado que las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares.
Por ejemplo, los elementos en el grupo 1 tienen una configuración electrónica ns1 y una valencia de 1 (un electrón externo) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son excepcionalmente no reactivos y son también llamados gases inertes.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988 y entre paréntesis según el sistema estadounidense,8 los grupos de la tabla periódica son:
|
Períodos
| 1s | |||||
| 2s | 2p | ||||
| 3s | 3p | ||||
| 4s | 3d | 4p | |||
| 5s | 4d | 5p | |||
| 6s | 4f | 5d | 6p | ||
| 7s | 5f | 6d | 7p |
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de niveles energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden:
Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica. Los electronessituados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, por lo que éstas tienden a ser similares dentro de un mismo grupo, sin embargo la masa atómica varía considerablemente incluso entre elementos adyacentes. Al contrario, dos elementos adyacentes de mismo periodo tienen una masa similar, pero propiedades químicas diferentes.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
Bloques
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando loselectrones más externos, de acuerdo al principio de Aufbau.
Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.
Otras formas de representar la tabla periódica
- Varias formas (en espiral, en 3D) [1];
- 1951. Forma en espiral, [2] ;
- 1960. Forma en espiral, profesor Theodor Benfey[3];
- 1995. Forma en espiral-fractal, Melinda E Green *[4];
- 2004, noviembre. Forma en espiral sobre dibujo de galaxia, Philip J. Stewart [5];
Elementos
Gases
| Elemento | Símbolo | Grupo | Período | Átomo | Masa | Protones | Neutrones | Electrones |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Hidrógeno | H | 1 | 1 | 1 | 1 | 1 | 0 | 1 |
| Nitrógeno | N | 15 | 2 | 7 | 14 | 7 | 7 | 7 |
| Oxígeno | O | 16 | 2 | 8 | 16 | 8 | 8 | 8 |
| Flúor | F | 17 | 2 | 9 | 19 | 9 | 10 | 9 |
| Cloro | Cl | 17 | 3 | 17 | 36 | 17 | 19 | 17 |
| Helio | He | 18 | 1 | 2 | 4 | 2 | 2 | 2 |
| Neón | Ne | 18 | 2 | 10 | 20 | 10 | 10 | 10 |
| Argón | Ar | 18 | 3 | 18 | 40 | 18 | 22 | 18 |
| Kriptón | Kr | 18 | 4 | 36 | 84 | 36 | 48 | 36 |
| Xenón | Xe | 18 | 5 | 54 | 131 | 54 | 77 | 54 |
| Radón | Rn | 18 | 6 | 86 | 222 | 86 | 136 | 86 |
Líquidos
| Elemento | Símbolo | Grupo | Período | Átomo | Masa | Protones | Neutrones | Electrones |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Cesio | Cs | 1 | 6 | 55 | 133 | 55 | 78 | 55 |
| Francio | Fr | 1 | 7 | 87 | 223 | 87 | 136 | 87 |
| Mercurio | Hg | 12 | 6 | 80 | 201 | 80 | 121 | 80 |
| Galio | Ga | 13 | 4 | 31 | 70 | 31 | 39 | 31 |
| Bromo | Br | 17 | 4 | 35 | 80 | 35 | 45 | 35 |
Preparados de transición
| Elemento | Símbolo | Grupo | Período | Átomo | Masa | Protones | Neutrones | Electrones |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Rutherfordio | Rf | 4 | 7 | 104 | 261 | 104 | 157 | 104 |
| Dubnio | Db | 5 | 7 | 105 | 262 | 105 | 157 | 105 |
| Seaborgio | Sg | 6 | 7 | 106 | 263 | 106 | 157 | 106 |
| Tecnecio | Tc | 7 | 5 | 43 | 99 | 43 | 56 | 43 |
| Bohrio | Bh | 7 | 7 | 107 | 262 | 107 | 155 | 107 |
| Hassio | Hs | 8 | 7 | 108 | 265 | 108 | 157 | 108 |
| Meitnerio | Mt | 9 | 7 | 109 | 266 | 109 | 157 | 109 |
| Darmstadtio | Ds | 10 | 7 | 110 | 271 | 110 | 161 | 110 |
| Roentgenio | Rg | 11 | 7 | 111 | 272 | 111 | 161 | 111 |
| Copernicio | Cn | 12 | 7 | 112 | 272 | 112 | 160 | 112 |
| Ununtrio | Uut | 13 | 7 | 113 | 283 | 113 | 170 | 113 |
| Ununcuadio | Uuq | 14 | 7 | 114 | 285 | 114 | 171 | 114 |
| Ununpentio | Uup | 15 | 7 | 115 | 288 | 115 | 173 | 115 |
| Ununhexio | Uuh | 16 | 7 | 116 | 289 | 116 | 173 | 116 |
| Ununseptio | Uus | 17 | 7 | 117 | 291 | 117 | 174 | 117 |
| Ununoctio | Uuo | 18 | 7 | 118 | 293 | 118 | 175 | 118 |
Preparados lantánidos y actínidos
| Elemento | Símbolo | Período | Átomo | Masa | Protones | Neutrones | Electrones |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Prometio | Pm | Lantánido | 61 | 147 | 61 | 86 | 61 |
| Neptunio | Np | Actínido | 93 | 237 | 93 | 144 | 93 |
| Plutonio | Pu | Actínido | 94 | 244 | 94 | 150 | 94 |
| Americio | Am | Actínido | 95 | 243 | 95 | 148 | 95 |
| Curio | Cm | Actínido | 96 | 247 | 96 | 151 | 96 |
| Berkelio | Bk | Actínido | 97 | 247 | 97 | 150 | 97 |
| Californio | Cf | Actínido | 98 | 251 | 98 | 153 | 98 |
| Einstenio | Es | Actínido | 99 | 252 | 99 | 153 | 99 |
| Fermio | Fm | Actínido | 100 | 257 | 100 | 157 | 100 |
| Mendelevio | Md | Actínido | 101 | 258 | 101 | 157 | 101 |
| Nobelio | No | Actínido | 102 | 259 | 102 | 157 | 102 |
| Laurencio | Lr | Actínido | 103 | 262 | 103 | 159 | 103 |
Sólidos alcalinos y alcalinotérreos
| Elemento | Símbolo | Grupo | Período | Átomo | Masa | Protones | Neutrones | Electrones |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Litio | Li | Alcalino | 2 | 3 | 7 | 3 | 4 | 3 |
| Sodio | Na | Alcalino | 3 | 11 | 23 | 11 | 12 | 11 |
| Potasio | K | Alcalino | 4 | 19 | 39 | 19 | 20 | 19 |
| Rubidio | Rb | Alcalino | 5 | 37 | 86 | 37 | 49 | 37 |
| Berilio | Be | Alcalinotérreo | 2 | 4 | 9 | 4 | 5 | 4 |
| Magnesio | Mg | Alcalinotérreo | 3 | 12 | 24 | 12 | 12 | 12 |
| Calcio | Ca | Alcalinotérreo | 4 | 20 | 40 | 20 | 20 | 20 |
| Estroncio | Sr | Alcalinotérreo | 5 | 38 | 88 | 38 | 50 | 38 |
| Bario | Ba | Alcalinotérreo | 6 | 56 | 137 | 56 | 81 | 56 |
| Radio | Ra | Alcalinotérreo | 7 | 88 | 226 | 88 | 138 | 88 |
Sólidos de la familia del escandio, titanio, vanadio y cobre.
| Elemento | Símbolo | Familia | Período | Átomo | Masa | Protones | Neutrones | Electrones |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Escandio | Sc | Escandio | 4 | 21 | 45 | 21 | 24 | 21 |
| Itrio | Y | Escandio | 5 | 39 | 89 | 39 | 50 | 39 |
| Lantano | La | Escandio | 6 | 57 | 139 | 57 | 82 | 57 |
| Actinio | Ac | Escandio | 7 | 89 | 227 | 89 | 138 | 89 |
| Titanio | Ti | Titanio | 4 | 22 | 48 | 22 | 26 | 22 |
| Circonio | Zr | Titanio | 5 | 40 | 91 | 40 | 51 | 40 |
| Hafnio | Hf | Titanio | 6 | 72 | 179 | 72 | 105 | 72 |
| Vanadio | V | Vanadio | 4 | 23 | 50 | 23 | 27 | 23 |
| Niobio | Nb | Vanadio | 5 | 41 | 93 | 41 | 52 | 41 |
| Tantalio | Ta | Vanadio | 6 | 73 | 181 | 73 | 108 | 73 |
| Cobre | Cu | Cobre | 4 | 29 | 64 | 29 | 35 | 29 |
| Plata | Ag | Cobre | 5 | 47 | 107 | 47 | 61 | 47 |
| Oro | Au | Cobre | 6 | 79 | 196 | 79 | 118 | 79 |
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