Cada número no painel de detalhes de um elemento conta uma parte da sua história. Veja aqui o que
cada um significa, com exemplos reais da tabela e os padrões que vale a pena observar.
Identidade: o que define um elemento
Número atômico
O número de prótons no núcleo de um átomo. É a carteira de identidade do elemento: mude esse número e você terá outro elemento.
Exemplo: Todo átomo com 6 prótons é carbono, esteja ele em um diamante, em um lápis ou no seu DNA.
Tendência: Aumenta exatamente uma unidade a cada passo pela tabela, lendo da esquerda para a direita e de cima para baixo, do hidrogênio (1) ao oganessônio (118).
Massa atômica unidades de massa atômica unificadas (u)
A massa média dos átomos de um elemento, ponderada pela abundância de cada isótopo na natureza. 1 u é um doze avos da massa de um átomo de carbono-12.
Exemplo: O cloro tem 35,45 u, e não um número inteiro, porque cerca de três quartos dos seus átomos são cloro-35 e um quarto são cloro-37.
Tendência: Em geral aumenta com o número atômico, com algumas exceções famosas: o telúrio (127,6 u) é mais pesado que o iodo (126,9 u), embora venha antes dele.
Átomos do mesmo elemento com números diferentes de nêutrons. Quimicamente se comportam quase da mesma forma, mas têm massas diferentes, e alguns são radioativos.
Exemplo: O carbono-12 e o carbono-13 são estáveis; o carbono-14 decai lentamente, e é isso que torna possível a datação por radiocarbono.
Uma coluna vertical da tabela. Os elementos de um mesmo grupo têm o mesmo número de elétrons na camada mais externa, por isso costumam se comportar como membros de uma família.
Exemplo: Todos os elementos do grupo 1 (os metais alcalinos) reagem com a água, e todos os do grupo 18 (os gases nobres) quase não reagem com nada.
A tabela se divide em quatro blocos, cujos nomes vêm do tipo de orbital que o último elétron preenche. São os blocos que dão à tabela o seu formato.
Exemplo: O bloco s são os grupos 1–2 (mais o hélio), o bloco p são os grupos 13–18, o bloco d são os grupos 3–12, e o bloco f são as duas linhas da parte de baixo.
As cores da tabela agrupam os elementos pelo seu comportamento: metais alcalinos, metais alcalinoterrosos, metais de transição, metais pós-transição, semimetais, não metais, gases nobres, lantanídeos e actinídeos. "Desconhecidos" indica elementos superpesados cuja química nunca foi medida, porque só existiram uns poucos átomos deles.
Exemplo: Os semimetais, como o silício, ficam na fronteira entre os metais e os não metais e compartilham propriedades de ambos, e é exatamente por isso que o silício é tão bom para fabricar chips de computador.
As duas linhas abaixo da tabela principal. Na verdade, elas pertencem aos períodos 6 e 7, mas colocá-las ali deixaria a tabela com 32 colunas de largura, por isso elas aparecem embaixo.
Exemplo: Glenn Seaborg propôs em 1944 colocar os actinídeos em uma linha própria, e ouviu que isso arruinaria sua reputação. Em vez disso, a ideia lhe rendeu um Prêmio Nobel.
Uma lista dos orbitais que os elétrons de um átomo ocupam. O aplicativo a mostra duas vezes: a versão completa e uma versão abreviada, que começa pelo gás nobre anterior entre colchetes.
Exemplo: O oxigênio é 1s² 2s² 2p⁴, ou [He] 2s² 2p⁴ na forma abreviada. O cobre quebra a regra simples de preenchimento: [Ar] 3d¹⁰ 4s¹, e não 3d⁹ 4s², porque um subnível d completo é especialmente estável.
Níveis de energia que abrigam elétrons a distâncias cada vez maiores do núcleo. A primeira camada comporta até 2 elétrons, a segunda até 8, e assim por diante. O modelo de Bohr em 3D do aplicativo as desenha como anéis.
Exemplo: O modelo de Bohr é uma simplificação: os elétrons reais não orbitam como planetas, eles se espalham em nuvens difusas chamadas orbitais. Mesmo assim, os anéis são uma ótima maneira de contar elétrons.
A força com que um átomo atrai para si os elétrons compartilhados em uma ligação, como a pontuação em um cabo de guerra.
Exemplo: O flúor é o que atrai com mais força, com 3,98; o césio e o frâncio são os mais fracos, com 0,79. Quando o sódio (0,93) encontra o cloro (3,16), o cloro vence com folga e os dois formam o sal de cozinha, um composto iônico.
Tendência: ↑ ao longo de um período, ↓ descendo um grupo. Os gases nobres raramente formam ligações, por isso muitas vezes não têm valor.
A energia necessária para arrancar o elétron mais externo de um átomo. Valores baixos significam que o átomo cede elétrons com facilidade.
Exemplo: O hélio é o que segura seus elétrons com mais força, com 2.372 kJ/mol. O césio precisa de apenas 376 kJ/mol, e é por isso que reage violentamente até com água fria.
Tendência: ↑ ao longo de um período, ↓ descendo um grupo.
A energia liberada quando um átomo neutro captura um elétron extra. Um valor alto significa que o átomo tem grande tendência a ganhar um elétron.
Exemplo: O cloro tem o valor mais alto, 349 kJ/mol, um pouco à frente do flúor (328 kJ/mol), cuja camada externa pequena e apertada repele o elétron extra. Os gases nobres resistem a elétrons extras, por isso seus valores são negativos.
Tendência: Em geral ↑ ao longo de um período, em direção aos halogênios.
A carga que um átomo teria se todas as suas ligações fossem totalmente iônicas. Muitos elementos podem assumir vários estados, e é por isso que formam tantos compostos diferentes.
Exemplo: O ferro geralmente é +2 ou +3, e a ferrugem é ferro no estado +3. O manganês vai de −3 até +7; no permanganato de potássio, de cor roxa, ele está no estado +7.
O tamanho de um átomo, medido do núcleo até a borda da sua nuvem eletrônica. 1 pm é um trilionésimo de metro.
Exemplo: O hidrogênio mede cerca de 25 pm; o césio, cerca de 260 pm. Seriam necessários uns 20 milhões de átomos de césio lado a lado para cobrir um centímetro.
Tendência: ↓ ao longo de um período (mais prótons puxam os elétrons para mais perto), ↑ descendo um grupo (cada linha acrescenta uma camada).
Metade da distância entre os núcleos de dois átomos iguais unidos por uma ligação simples. Descreve o tamanho de um átomo quando está ligado, e não isolado.
Exemplo: O raio covalente do carbono é 77 pm, então uma ligação simples carbono–carbono tem cerca de 154 pm de comprimento.
Tendência: Segue as mesmas tendências do raio atômico.
Quanta massa cabe em um determinado volume. O aplicativo mostra gramas por litro; divida por 1.000 para obter g/cm³.
Exemplo: O ósmio é o elemento mais denso, com 22.590 g/L: uma caixa de um litro cheia dele pesaria mais de 22 kg. O hidrogênio, o mais leve, tem apenas 0,09 g/L.
A temperatura em que um sólido se transforma em líquido. Para converter em graus Celsius, subtraia 273,15.
Exemplo: O tungstênio funde a 3.695 K (cerca de 3.422 °C), o valor mais alto entre os metais, e é por isso que era usado nos filamentos das lâmpadas. O mercúrio funde a 234 K (−39 °C), por isso é líquido à temperatura ambiente, e o gálio (303 K) derrete na sua mão.
A temperatura em que um líquido se transforma em gás à pressão atmosférica normal.
Exemplo: O hélio ferve a apenas 4,2 K, só alguns graus acima do zero absoluto, o que torna o hélio líquido ideal para resfriar os ímãs dos aparelhos de ressonância magnética. O tungstênio ferve a 6.203 K.
A energia necessária para aquecer um quilograma de uma substância em um kelvin. Valores altos significam que a substância absorve muito calor antes de esquentar.
Exemplo: O hidrogênio lidera a lista, com 14.300 J/(kg·K). O ouro precisa de apenas 129 J/(kg·K), por isso um anel de ouro esquenta rápido no seu dedo.
Tendência: Átomos pesados geralmente têm valores menores por quilograma.
O padrão repetitivo em que os átomos se empilham quando o elemento está no estado sólido. A menor "caixa" que se repete se chama célula unitária, e o aplicativo a mostra em 3D.
Exemplo: O cobre e o ouro têm estrutura cúbica de faces centradas, um empilhamento que permite que as camadas de átomos deslizem, e é por isso que eles se dobram em vez de quebrar. O ferro, à temperatura ambiente, é cúbico de corpo centrado. Para os elementos superpesados, a estrutura é apenas prevista.