Elemento (química)

Um elemento químico é uma espécie de átomo definida pelo número de prótons. Esse número é chamado de número atômico do elemento. O oxigênio, por exemplo, tem número atômico 8, pois cada átomo de oxigênio tem oito prótons no núcleo. Átomos de um mesmo elemento podem ter diferentes números de nêutrons no núcleo e são chamados de isótopos desse elemento. Átomos de um elemento podem se transformar em átomos de outro por meio de reações nucleares, que alteram seu número atômico. Quase toda a matéria bariônica do universo é composta de elementos, com raras exceções, como as estrelas de nêutrons.

O termo "elemento químico" também é muito usado para designar uma substância química pura constituída de um único elemento. O gás oxigênio, por exemplo, contém apenas átomos de oxigênio.

Originalmente, "elemento químico" designava uma substância que não podia ser decomposta em outras por reações químicas. Essa definição ainda é válida para a maioria das aplicações práticas. Na década de 1920, houve controvérsia sobre a possibilidade de reconhecer os isótopos como elementos distintos, caso pudessem ser separados por meios químicos.^[1] Até novembro de 2016, a União Internacional de Química Pura e Aplicada, ou IUPAC, havia reconhecido 118 elementos. Os primeiros 94 ocorrem naturalmente na Terra, e os outros 24 são elementos sintéticos, produzidos em reações nucleares. Com exceção dos elementos radioativos instáveis, ou radioelementos, que decaem rapidamente, quase todos estão disponíveis para uso industrial, em quantidades que variam de um elemento para outro. A descoberta e a síntese de novos elementos são objeto de pesquisa científica.

O uso e a descoberta dos elementos começaram nas primeiras sociedades humanas, com minerais nativos como carbono, enxofre, cobre e ouro, muito antes da formulação do conceito de elemento químico. As tentativas de classificar esses materiais deram origem aos elementos clássicos, à alquimia e a outras teorias. Boa parte da compreensão dos elementos se desenvolveu a partir do trabalho de Dmitri Mendeleiev, químico russo que publicou, em 1869, a primeira tabela com a organização que caracteriza a tabela periódica. Nela, os elementos são ordenados por número atômico crescente em linhas, chamadas de períodos. As colunas, chamadas de grupos, reúnem elementos cujas propriedades físicas e químicas se repetem de forma periódica. A tabela reúne propriedades dos elementos e permite aos químicos estabelecer relações entre eles, prever características de nuclídeos de existência muito breve ainda não observados e antecipar os compostos que esses elementos desconhecidos poderiam formar.

Definição

O termo "elemento químico" tem dois sentidos distintos e próximos.^[2] Pode designar uma substância química formada por um único tipo de átomo, um elemento livre, ou esse tipo de átomo como constituinte de substâncias químicas. A água, H₂O, por exemplo, contém os elementos hidrogênio, H, e oxigênio, O, mas não as substâncias di-hidrogênio, H₂, e dioxigênio, O₂. As moléculas de H₂O são diferentes das moléculas de H₂ e O₂. Para o sentido de "substância química formada por um único tipo de átomo", foram propostos em inglês os termos elementary substance e simple substance, equivalentes a "substância elementar" e "substância simples". Eles tiveram pouca aceitação na literatura química em inglês, embora seus equivalentes sejam muito usados em outros idiomas. Em francês, por exemplo, élément chimique designa o tipo de átomo, enquanto corps simple designa a substância formada por um único tipo de átomo. Em russo, a mesma distinção existe entre химический элемент e простое вещество.

Dois sentidos de "elemento químico", o ouro como átomo e como substância

Os elementos químicos podem ser organizados por nome, símbolo químico e propriedades, sejam elas dos átomos ou das substâncias. Como tipos de átomos, suas propriedades abrangem o número atômico, o peso atômico, os isótopos, a abundância na natureza, a energia de ionização, a afinidade eletrônica, os estados de oxidação e a eletronegatividade.^{[nota 1]} Os nuclídeos radioativos podem ser ordenados pela duração de sua meia-vida.^[3] Como substâncias, os elementos têm propriedades como densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição, condutância elétrica e condutividade térmica.^{[nota 2]}

A tabela periódica é uma das formas mais práticas e tradicionais de apresentar os elementos. Ela reúne aqueles com propriedades químicas semelhantes, que em geral também têm estruturas eletrônicas semelhantes.^[4] Os elementos também podem ser classificados pela origem na Terra. Os primeiros 94 ocorrem naturalmente, enquanto aqueles com número atômico superior a 94 só foram produzidos artificialmente, por reações nucleares realizadas pelo ser humano.^[5]

Ocorrência

Os elementos mais leves são o hidrogênio e o hélio, formados pela nucleossíntese primordial nos primeiros 20 minutos do universo,^[6] em uma proporção de cerca de 3:1 em massa, ou de 12:1 em número de átomos.^[7]^[8] Também se formaram quantidades mínimas dos dois elementos seguintes, o lítio e o berílio. Quase todos os outros elementos encontrados na natureza foram produzidos por outros processos naturais de nucleossíntese.^[9] Na Terra, pequenas quantidades de novos átomos se formam naturalmente em reações nucleogênicas^[10] ou em processos cosmogênicos, como a espalação de raios cósmicos.^[11] Novos átomos também se formam como isótopos filhos radiogênicos, produtos de processos contínuos de decaimento radioativo, como o decaimento alfa, o decaimento beta, a fissão espontânea, o decaimento por emissão de aglomerados e outras modalidades mais raras.^[12]

São conhecidos 118 elementos. Nesse caso, "conhecido" significa que o elemento foi observado de forma suficiente para distingui-lo dos demais, mesmo que por apenas alguns produtos de decaimento.^[13]^[14] Entre as descobertas mais recentes, a síntese do elemento 118, que recebeu o nome de oganessônio, foi anunciada em outubro de 2006, e a do elemento 117, o tenessino, em abril de 2010.^[15]^[16] Os primeiros 94 foram detectados diretamente na Terra como nuclídeos primordiais, presentes desde a formação do Sistema Solar, ou como produtos naturais de fissão ou transmutação do urânio e do tório.^[17]^[5] Seis deles ocorrem em quantidades extremamente pequenas, o tecnécio, de número atômico 43, o promécio, de número 61, o astato, de número 85, o frâncio, de número 87, o netúnio, de número 93, e o plutônio, de número 94.^[18] Esses seis elementos também foram detectados no universo, em espectros de estrelas, fusões de estrelas de nêutrons e supernovas, onde se formam elementos radioativos de vida curta.^[19]^[20]

Dois ou mais átomos podem se unir e formar moléculas. Alguns elementos formam moléculas constituídas apenas por átomos do próprio elemento. Os átomos de hidrogênio, H, por exemplo, formam moléculas diatômicas, H₂. Compostos químicos são substâncias feitas de átomos de elementos diferentes e podem ter estrutura molecular ou não molecular. Misturas são materiais que contêm substâncias químicas diferentes. No caso das substâncias moleculares, isso significa que contêm tipos diferentes de moléculas. Quando elementos diferentes participam de reações químicas, seus átomos se reorganizam em novos compostos, unidos por ligações químicas.^[21] Menos de vinte elementos, entre eles metais do grupo do ouro, do grupo da platina e do grupo do ferro, podem ser encontrados sem combinação com outros elementos, como minerais nativos relativamente puros.^[22] Quase todos os demais elementos naturais ocorrem na Terra em compostos ou misturas.^[21] O ar é sobretudo uma mistura de nitrogênio e oxigênio moleculares, mas também contém compostos como dióxido de carbono e água, além de argônio atômico. O argônio é um gás nobre quimicamente inerte, que não participa de reações químicas nas condições usuais.^[23]

Propriedades do núcleo atômico

No modelo usual do átomo, um núcleo denso de prótons com carga elétrica e nêutrons eletricamente neutros fica envolto por uma nuvem de elétrons, partículas de pequena massa e carga negativa presas ao átomo pela atração elétrica. Apesar da repulsão mútua dos prótons, o núcleo se mantém unido pela força nuclear forte, que atua entre as partículas a curtas distâncias. A razão entre nêutrons e prótons determina a estabilidade do núcleo, pois uma quantidade adequada de nêutrons compensa a repulsão entre os prótons.^[24]

Nuclídeos

Um nuclídeo, ou espécie nuclear, é uma classe de átomos caracterizada pelo número de prótons, Z, pelo número de nêutrons, N, e pelo estado de energia do núcleo.^[25] Com exceção do ¹H, cujo núcleo tem apenas um próton, os núcleos atômicos contêm prótons e nêutrons unidos pela força forte residual, que supera a repulsão elétrica entre os prótons. Por isso, os nêutrons são necessários para manter os prótons unidos. Quanto maior o número de prótons, maior é a proporção de nêutrons necessária para que o núcleo seja estável.^[26] Os elementos leves, até o oxigênio, têm nuclídeos estáveis com o mesmo número de nêutrons e prótons. O chumbo, por sua vez, precisa de cerca de três nêutrons para cada dois prótons.^[27]

O número atômico de um elemento é igual ao número de prótons de cada átomo e define o elemento.^[28] Todos os átomos de carbono, por exemplo, têm seis prótons no núcleo, de modo que o número atômico do carbono é 6.^[29] O número de prótons determina a carga elétrica do núcleo, que por sua vez determina o número de elétrons de um átomo em seu estado não ionizado. Os elétrons ocupam orbitais atômicos que determinam as propriedades químicas do átomo.^[30]

Isótopos são átomos do mesmo elemento, com o mesmo número de prótons no núcleo, mas números diferentes de nêutrons.^[31] Há, por exemplo, três isótopos principais do carbono. Todos têm seis prótons, mas podem ter seis, sete ou oito nêutrons. Seus números de massa são, respectivamente, 12, 13 e 14, e por isso recebem os nomes carbono-12, carbono-13 e carbono-14, escritos como ¹²C, ¹³C e ¹⁴C. O carbono natural é uma mistura de aproximadamente 98,9% de ¹²C, 1,1% de ¹³C e cerca de um átomo de ¹⁴C a cada trilhão de átomos. Em geral, o número de nêutrons no núcleo altera muito pouco as propriedades químicas de um elemento.^[30] O hidrogênio é uma exceção, pois nele o efeito isotópico cinético é acentuado.^[32] Todos os isótopos do carbono têm propriedades químicas quase idênticas porque têm seis elétrons, apesar da diferença no número de nêutrons. Por esse motivo, a característica que define um elemento é seu número atômico, e não seu número de massa ou peso atômico.^[30]

Estabilidade

Todos os elementos têm isótopos radioativos, ou radioisótopos,^[33] mas muitos deles não ocorrem na natureza por terem meia-vida curta. Os radioisótopos geralmente decaem em outros elementos por decaimento alfa, decaimento beta ou decaimento beta inverso. Alguns isótopos dos elementos mais pesados também sofrem fissão espontânea. Os isótopos que não são radioativos são chamados de "estáveis". Aqueles com número par de prótons ou de nêutrons, ou com as duas quantidades pares, tendem a ser mais estáveis, pois partículas do mesmo tipo podem formar pares.^[34]^[35] Esse efeito de emparelhamento permite que partículas idênticas se alinhem com spins opostos, o que aumenta a energia de ligação.^[36]

A maioria dos elementos naturais, 54 dos 94, tem mais de um isótopo estável. Apenas 26 são monoisotópicos, com exatamente um isótopo estável. Esses elementos têm número ímpar de prótons, com exceção do berílio-9, que tem número ímpar de nêutrons.^[37]^{[nota 3]} A média entre os 80 elementos estáveis é de 3,1 isótopos estáveis por elemento. O estanho, elemento 50, tem dez, o maior número de isótopos estáveis de um único elemento.^[35]

Os elementos de número atômico 1 a 82 têm pelo menos um isótopo estável, com exceção do tecnécio, elemento 43, e do promécio, elemento 61. Alguns isótopos sem decaimento observado, como os de tungstênio^[38] e chumbo, são teoricamente radioativos, mas com meias-vidas muito longas.^[39] Para os isótopos de chumbo sem decaimento observado, por exemplo, as meias-vidas previstas vão de 10³⁵ a 10¹⁸⁹ anos.^[40] Um isótopo é estável do ponto de vista observacional quando, embora a teoria preveja sua instabilidade, nenhum decaimento radioativo foi observado. Dos mais de 250 nuclídeos chamados de estáveis,^[41] apenas 90 são teoricamente estáveis, sem modalidade conhecida de decaimento.^[42]

Os elementos de número atômico 83 a 94 são instáveis a ponto de ser possível detectar o decaimento radioativo de todos os seus isótopos.^[43] Alguns deles, como o bismuto, de número atômico 83, o tório, de número 90, e o urânio, de número 92, têm um ou mais isótopos com meia-vida suficiente para que ainda existam átomos formados antes do Sistema Solar.^[44] Nos demais, mesmo os isótopos de vida mais longa têm meias-vidas curtas demais para que restem átomos desde o início do Sistema Solar. Por isso, são chamados de "elementos transitórios". Desses 11 elementos, cinco, polônio, radônio, rádio, actínio e protactínio, são produtos relativamente comuns do decaimento do tório e do urânio.^[45] Os outros seis, tecnécio, promécio, astato, frâncio, netúnio e plutônio, ocorrem apenas em quantidades muito pequenas,^[46] como produtos de modalidades raras de decaimento ou de reações nucleares que envolvem urânio ou outros elementos pesados.

Os 24 elementos mais pesados, aqueles depois do plutônio, elemento 94, são radioativos e têm meias-vidas tão curtas que não são encontrados na Terra e precisam ser sintetizados.^[47] Cinco deles, do amerício, elemento 95, ao einstênio, elemento 99, foram detectados no espectro da estrela de Przybylski. A hipótese é que resultem da captura de nêutrons pelo urânio e pelo tório.^[48] Todos os 24 são radioativos e de vida curta. Se algum deles existia quando a Terra se formou, já decaiu por completo. Se estão presentes em novas, suas quantidades são pequenas demais para terem sido detectadas. Em 1937, o tecnécio foi o primeiro elemento sintetizado que se acreditava não ocorrer na natureza. Mais tarde, foram encontrados traços naturais de tecnécio, e é possível que ele já tivesse sido descoberto na natureza em 1925.^[49] A produção artificial seguida da descoberta na natureza se repetiu com outros elementos radioativos raros.^[50]

O isótopo radioativo mais leve é o trítio, que sofre decaimento beta com meia-vida de 12,3 anos.^[51] O bismuto-209 tem a maior meia-vida de decaimento alfa conhecida, de 2 × 10¹⁹ anos, mais de 10⁹ vezes a idade estimada do universo. Por isso, quase sempre é agrupado com os 80 elementos estáveis.^[52]^[53] O telúrio-128 se transforma por decaimento beta duplo com meia-vida de 2,25 × 10²⁴ anos, mais de 100.000 vezes a do bismuto-209.^[54] No corpo humano, a maior parte da exposição à radiação proveniente do decaimento de isótopos vem da ingestão de carbono-14 e potássio-40, que produz uma dose efetiva anual de 0,17 mSv.^[55]

Massa isotópica e massa atômica

O número de massa, A, é o número de núcleons, isto é, prótons e nêutrons, no núcleo atômico. Os isótopos de um elemento se distinguem pelo número de massa, escrito à esquerda e acima do símbolo químico, como em ²³⁸U. O número de massa é sempre inteiro e corresponde a uma contagem de núcleons.^[56] O magnésio-24, por exemplo, tem número de massa 24, pois seu núcleo contém 24 núcleons, dos quais 12 são prótons e 12 são nêutrons.

O número de massa é uma contagem de prótons e nêutrons e, por isso, é inteiro. Já a massa atômica de um isótopo, ou nuclídeo, é a massa de um único átomo desse isótopo. Em geral, ela é expressa em daltons, de símbolo Da, também chamados de unidades de massa atômica unificadas, de símbolo u. A massa atômica relativa é uma grandeza adimensional, igual à massa atômica dividida pela constante de massa atômica, que vale 1 Da.^[58] Em geral, o número de massa de um nuclídeo difere ligeiramente de sua massa atômica relativa. Esse defeito de massa se deve sobretudo à energia de ligação nuclear.^[56] A massa atômica do cloro-35, por exemplo, com cinco algarismos significativos, é 34,969 Da, e a do cloro-37 é 36,966 Da.^[59] Ainda assim, a massa atômica relativa de cada isótopo fica muito próxima de seu número de massa, com diferença inferior a 1%. O único isótopo cuja massa atômica, em daltons, é exatamente um número natural é o ¹²C, com massa de 12 Da. Isso ocorre porque o dalton é definido como 1/12 da massa de um átomo livre e neutro de carbono-12 no estado fundamental.^[60]

Na fusão nuclear de átomos leves, como os de hidrogênio, a variação total do defeito de massa é liberada como energia, conforme a equivalência massa–energia. A fusão de hidrogênio em hélio é o processo que fornece energia ao Sol e aumenta a concentração de hélio no núcleo estelar. Na evolução de estrelas muito mais massivas que o Sol, formam-se núcleos cada vez mais pesados por um tipo de fusão chamado de processo alfa, até chegar à região do ferro.^[61] A energia de ligação nuclear atinge seu máximo nos isótopos de ferro e níquel.^[57] A partir daí, a fusão produz núcleos com menor energia de ligação por núcleon e consome energia. Forma-se, assim, um núcleo inerte de ferro, que não fornece energia à estrela.^[61]

Na fissão nuclear, as partículas resultantes têm, no conjunto, maior energia de ligação. A variação do defeito de massa também libera energia nesse processo. Por isso, elementos radioativos como o urânio-235 podem ser usados para produzir energia.^[62]

O peso atômico padrão de um elemento, geralmente chamado apenas de "peso atômico", é a média das massas atômicas de seus isótopos em determinado ambiente, ponderada pela abundância de cada isótopo e expressa em relação à unidade de massa atômica.^[58] Esse valor pode não ficar próximo de um número inteiro. A massa atômica média do cloro, por exemplo, é 35,453 u, pois resulta de uma mistura de aproximadamente 76% de cloro-35 e 24% de cloro-37.^[59] Quando a massa atômica relativa difere em mais de cerca de 1% de um número inteiro, a diferença decorre dessa média, pois a amostra contém quantidades apreciáveis de mais de um isótopo natural.

Pureza química e pureza isotópica

Químicos e cientistas nucleares usam definições diferentes de elemento puro. Em química, a expressão designa uma substância na qual todos os átomos, ou quase todos, na prática, têm o mesmo número atômico, isto é, o mesmo número de prótons. Para os cientistas nucleares, um elemento puro contém apenas um isótopo.^[63]

Um fio de cobre, por exemplo, tem pureza química de 99,99% se 99,99% de seus átomos são de cobre, com 29 prótons cada. Ele não é isotopicamente puro, pois o cobre natural contém dois isótopos estáveis, cerca de 69% de ⁶³Cu e 31% de ⁶⁵Cu, com números diferentes de nêutrons.^[64] O ouro puro tem pureza química e isotópica, pois o ouro comum contém apenas o isótopo ¹⁹⁷Au.^[63]

Propriedades químicas e físicas

A mecânica quântica determina a organização dos elétrons ligados ao átomo em camadas. Cada camada pode conter um número limitado de elétrons, distribuídos aos pares em orbitais atômicos. A configuração eletrônica dessas camadas determina como o átomo interage com os átomos vizinhos e quais são suas propriedades químicas. Essa organização das camadas também determina a estrutura da tabela periódica.

Camadas eletrônicas

Os elétrons confinados a um átomo só podem ocupar determinados níveis de energia discretos. Essa restrição, chamada de quantização, é um dos fundamentos da mecânica quântica, teoria que prevê o comportamento ondulatório das partículas e da energia em escalas muito pequenas. Nos átomos, esses níveis de energia correspondem a subcamadas eletrônicas, nas quais a onda do elétron assume uma forma de onda estacionária com comprimento de onda específico. Cada número inteiro de comprimentos de onda dá origem a um ou mais orbitais atômicos, que expressam a distribuição da carga elétrica do elétron naquele nível de energia. Cada orbital comporta um par de elétrons. A distribuição dos elétrons pelos orbitais de um átomo é chamada de configuração eletrônica.

Os orbitais e suas subcamadas se agrupam em camadas, cada uma com um número quântico principal que corresponde a seu nível de energia. O número máximo de elétrons de uma camada é dado pela fórmula $2n^{2}$ , em que $n$ assume os valores 1, 2, 3, 4 e assim por diante. As camadas podem conter, desse modo, 2, 8, 18, 32 elétrons, e assim sucessivamente. As linhas da tabela periódica acompanham o preenchimento das camadas eletrônicas.^[65]

O átomo mais simples é o hidrogênio comum, formado por um próton e um elétron. Em seu estado fundamental, de energia mínima, o elétron ocupa a primeira camada, chamada de K, que contém uma subcamada, a 1s. O segundo elemento, o hélio, tem dois prótons, dois elétrons e, em geral, dois nêutrons. O segundo elétron ocupa o mesmo orbital que o primeiro e completa a camada com um par de elétrons de spins opostos. O lítio tem três elétrons, de modo que um deles precisa ocupar um orbital da segunda camada, chamada de L. Pelo princípio de Aufbau, o terceiro elétron ocupa a subcamada disponível de menor energia, a 2s. O processo prossegue com a ocupação sucessiva dos orbitais disponíveis de menor energia.^[66]

Propriedades periódicas

Há termos de uso comum para caracterizar as propriedades físicas e químicas gerais dos elementos. Uma primeira distinção separa os metais, que conduzem eletricidade com facilidade, dos não metais, que são maus condutores, e de um pequeno grupo de semimetais, com propriedades intermediárias e comportamento frequentemente semicondutor.^[67]

Além das diferenças nas propriedades físicas das substâncias, os elementos metálicos e não metálicos têm propriedades químicas distintas como tipos de átomos. Os metais formam cátions simples, enquanto os não metais e os metais de caráter metálico fraco formam ânions simples e oxiânions.^[68] Os gases nobres são uma exceção, pois não formam ânions simples, embora sejam conhecidos oxiânions de xenônio.^[69] Alguns elementos metálicos em estados de oxidação mais altos também formam oxiânions. Átomos de elementos não metálicos também formam compostos com ligações covalentes.^[70]

Alguns conjuntos de metais e não metais recebem nomes próprios, como actinídeos, metais alcalinos, metais alcalinoterrosos, halogênios, lantanídeos, metais de transição, metais pós-transição, semimetais, não metais reativos e gases nobres. Nessa classificação, os metais alcalinos, alcalinoterrosos e de transição, assim como os lantanídeos e actinídeos, são conjuntos específicos dentro dos metais em sentido amplo. Os não metais reativos e os gases nobres pertencem ao conjunto dos não metais.^[67] Algumas apresentações não separam os halogênios, classificando o astato como semimetal e os demais como não metais.

As versões coloridas da tabela periódica costumam apresentar uma classificação mais detalhada, que reúne de forma compacta as propriedades físicas e químicas dos elementos. Cada linha forma um período, relacionado ao número de camadas eletrônicas ocupadas. Há 18 grupos numerados, cada um em uma coluna de elementos cujas propriedades químicas dependem sobretudo do orbital ocupado pelo elétron mais externo. Um bloco reúne elementos cujos elétrons de valência ou vagas eletrônicas ocupam o mesmo tipo de orbital atômico.^[71]

A tabela periódica é usada em toda a química para classificar, sistematizar e comparar os comportamentos químicos dos elementos. Também tem aplicações na física,^[4] na geologia,^[72] na biologia,^[73] na ciência dos materiais, na engenharia, na agricultura, na medicina,^[74] na nutrição,^[75] na saúde ambiental e na astronomia.^[76] Seus princípios são particularmente úteis na engenharia química.

Transições de fase

Uma distinção básica entre os elementos é seu estado físico, ou fase, nas condições normais de temperatura e pressão, chamadas de CNTP. Eles podem ser sólidos, líquidos ou gasosos. A maioria é sólida nessas condições, e parte é gasosa. Apenas o bromo e o mercúrio são líquidos a 0 °C e à pressão de 101,325 kPa.^[78] O césio e o gálio são sólidos nessa temperatura, mas se fundem a 28,4 °C e 29,8 °C, respectivamente.^[79]

Os pontos de fusão e de ebulição, geralmente expressos em graus Celsius à pressão de 101,325 kPa, são usados para caracterizar os elementos. Aqueles com ponto de ebulição acima de 2.000 °C são chamados de refratários,^[80] enquanto os que vaporizam com facilidade são chamados de voláteis. O gálio tem o maior intervalo entre os pontos de fusão e ebulição, pois ferve a 2.204 °C.^[81] Embora esses valores sejam conhecidos para a maioria dos elementos, o ponto de fusão, o de ebulição ou os dois ainda não foram determinados para alguns elementos radioativos disponíveis apenas em quantidades mínimas.^[82] Como o hélio permanece líquido mesmo junto ao zero absoluto à pressão atmosférica, as apresentações convencionais fornecem apenas seu ponto de ebulição, sem ponto de fusão nessas condições.^[83]

Alótropos

Átomos de um mesmo elemento podem se ligar de mais de uma maneira. Isso permite que o elemento puro tenha diferentes estruturas químicas, ou arranjos espaciais dos átomos, com propriedades distintas. Essa capacidade de existir em mais de uma forma estrutural é chamada de alotropia.^[84] Entre os elementos não metálicos com esse tipo de polimorfismo estão o carbono, o enxofre, o fósforo, o oxigênio e o nitrogênio.^[85]

O carbono pode ocorrer como diamante, com uma estrutura tetraédrica ao redor de cada átomo, ou como grafite, em que camadas de átomos em arranjos hexagonais se empilham. O grafeno é uma única camada de grafite e tem grande resistência mecânica. Os fulerenos têm formas quase esféricas, e os nanotubos de carbono são tubos de estrutura hexagonal, cujas propriedades elétricas também podem variar entre si.^[86]

O estado de referência de um elemento é estabelecido por convenção, geralmente como seu alótropo e estado físico termodinamicamente mais estáveis à pressão de 1 bar e em uma temperatura determinada, em geral 298,15 K. Para o fósforo, porém, o estado de referência é o fósforo branco, embora ele não seja o alótropo mais estável. Para o carbono, o estado de referência é o grafite, cuja estrutura é mais estável que a dos outros alótropos. Na termoquímica, a entalpia de formação de um elemento em seu estado de referência é definida como zero.^[87]

Estruturas cristalinas

Em equilíbrio estável, os elementos sólidos se organizam em cristais, com uma estrutura própria de cada elemento.^[84] Essas estruturas pertencem a sete sistemas cristalinos, o cúbico, que abrange as formas de corpo centrado e de faces centradas, o triclínico, o hexagonal, o monoclínico, o ortorrômbico, o romboédrico e o tetragonal.^[88] Mais de trinta elementos cristalizam na forma cúbica. Cerca de 40% formam cristais de empacotamento compacto, cúbicos de faces centradas ou hexagonais compactos.^[89] Para alguns elementos transurânicos sintetizados, as amostras disponíveis são pequenas demais para permitir a determinação da estrutura cristalina.

Nas altas pressões do interior dos planetas, os elementos podem assumir novas formas cristalinas e formar alótropos.^[90] À temperatura ambiente, por exemplo, sete classes de cristais densos de silício podem ocorrer em pressões entre 1 MPa e 100 GPa.^[91] Nas condições extremas do interior de uma anã branca rica em carbono, pode se formar um vidro amorfo semelhante ao diamante.^[92]

Densidade

A densidade, medida em condições especificadas de temperatura e pressão, é frequentemente usada para caracterizar os elementos. Ela depende da massa do núcleo atômico e da separação entre os átomos, determinada pelos elétrons ligados a eles. A densidade de massa é expressa em quilogramas por metro cúbico, kg/m³, ou em gramas por centímetro cúbico, g/cm³. Como alguns elementos são gases nas temperaturas usuais, suas densidades costumam ser informadas para a forma gasosa. Quando liquefeitos ou solidificados, esses elementos têm densidades semelhantes às dos demais. A tendência geral é de aumento da densidade com o número atômico. Os gases nobres e os metais alcalinos estão entre os elementos menos densos. As maiores densidades ocorrem no centro das linhas da tabela periódica, onde os elementos podem formar mais ligações covalentes, que aproximam os átomos.^[93]

Os átomos não têm um raio fixo. Seu tamanho depende da distribuição de carga da nuvem eletrônica, e a medida obtida depende da interação dessa nuvem com o instrumento usado. Métodos diferentes produzem, por isso, resultados próximos, mas não idênticos.^[94] Em cada linha da tabela periódica, o raio tende a diminuir da coluna dos metais alcalinos até a dos gases nobres. Isso ocorre porque a atração crescente da carga nuclear supera a repulsão mútua dos elétrons à medida que a camada é preenchida. Com um raio menor, os elétrons de valência ficam mais próximos do núcleo, e o átomo tende a ser menos reativo.^[95] Conforme o tipo de ligação química, o raio atômico determina a distância entre os átomos de um cristal e, com isso, sua densidade.^[96]

Quando um elemento tem alótropos de densidades diferentes, as apresentações resumidas costumam escolher um deles como referência.^[97] Em apresentações mais detalhadas, podem ser fornecidas as densidades de cada alótropo. Três formas comuns do carbono, o carbono amorfo, o grafite e o diamante, por exemplo, têm densidades de 1,8 a 2,1 g/cm³, 2,267 g/cm³ e 3,515 g/cm³, respectivamente.^[98]

Nomenclatura e símbolos

Os elementos químicos são formalmente distinguidos por seus números atômicos, que são únicos, por seus nomes aceitos e por seus símbolos químicos.

Números atômicos

Os elementos conhecidos têm números atômicos de 1 a 118, escritos por convenção em algarismos arábicos. Como esses números permitem ordenar os elementos de forma inequívoca, geralmente do menor para o maior, conjuntos de elementos podem ser designados por expressões como "até", "depois de" e "de ... até". São exemplos "até o ferro", "depois do urânio" e "do lantânio ao lutécio". Os termos "leve" e "pesado" também são usados informalmente para comparar números atômicos, sem se referir à densidade, como em "mais leve que o carbono" ou "mais pesado que o chumbo". No entanto, os pesos atômicos nem sempre aumentam de forma monotônica com o número atômico. O argônio, de número atômico 18, tem peso atômico 39,95, enquanto o potássio, de número atômico 19, tem peso atômico 39,098.^[58]

Nomes dos elementos

Os nomes de muitas substâncias reconhecidas como elementos são anteriores à teoria atômica da matéria. Povos diferentes deram nomes a minerais, metais, compostos, ligas, misturas e outros materiais quando ainda não se sabia quais eram elementos e quais eram compostos. Quando essa distinção foi estabelecida, a maioria dos países manteve os nomes já usados para elementos conhecidos desde a Antiguidade, como ouro, mercúrio e ferro.

Os nomes passaram a diferir entre os países por conveniência, particularidades linguísticas ou nacionalismo.^[99] Em alemão, por exemplo, o hidrogênio é chamado de Wasserstoff, "matéria da água", o oxigênio de Sauerstoff, "matéria do ácido", e o nitrogênio de Stickstoff, "matéria que sufoca". O inglês e outros idiomas usam sodium em lugar de natrium e potassium em lugar de kalium. Franceses, italianos, gregos, portugueses e poloneses preferem formas como azote, azot e azoto, derivadas de raízes que significam "sem vida", para o nitrogênio.

Os descobridores tradicionalmente escolhiam os nomes dos novos elementos.^[99] Isso mudou em 1947, quando uma conferência da IUPAC decidiu que a organização passaria a determinar seus nomes e símbolos. O descobridor manteve o direito de propor um nome, mas, para a comunicação e o comércio internacionais, os nomes oficiais dos elementos, antigos ou recém-descobertos, são definidos pela IUPAC.^[100]

A IUPAC adotou uma forma de inglês internacional como língua franca, com base nos nomes tradicionais em inglês, mesmo quando o símbolo do elemento deriva de uma palavra latina ou de outro idioma. É o caso do elemento 79, Au, cujo nome em inglês é gold, embora seu símbolo derive de aurum. A IUPAC prefere as grafias britânicas aluminium e caesium às formas norte-americanas aluminum e cesium, mas adota a forma norte-americana sulfur em lugar da britânica sulphur.^[101] Ainda assim, os elementos comercializados em grandes quantidades costumam manter nomes locais nos países onde são vendidos. Países cujos idiomas não usam o alfabeto latino tendem a empregar os nomes da IUPAC.

Os novos elementos recebem nomes derivados de suas propriedades, do mineral do qual foram extraídos, do local da descoberta, de um tema mitológico, de um corpo celeste ou de um cientista.^[100]^[99] Na nomenclatura da IUPAC, os nomes dos elementos são substantivos comuns. Em inglês, são escritos com inicial minúscula mesmo quando derivam de nomes próprios, como californium e einsteinium, os nomes de califórnio e einstênio. Os nomes dos isótopos por extenso também têm inicial minúscula, como carbono-12 e urânio-235. Já os símbolos dos elementos começam sempre com maiúscula, como Cf para o califórnio e Es para o einstênio.

Na segunda metade do século XX, os laboratórios de física passaram a produzir elementos com meias-vidas tão curtas que não se consegue acumular uma quantidade apreciável deles. Seus nomes também são definidos pela IUPAC, que geralmente aceita a proposta dos descobridores. Esse procedimento pode gerar disputas sobre qual grupo de pesquisa descobriu um elemento, o que atrasou por bastante tempo a escolha dos nomes de elementos com número atômico igual ou superior a 104.^[102]

Controvérsias semelhantes já haviam ocorrido com nomes de caráter nacionalista no fim do século XIX. O lutécio, por exemplo, recebeu um nome em referência a Paris, na França. Os alemães resistiam a ceder aos franceses o direito de nomeá-lo e muitas vezes o chamavam de cassiopeium.^[103] O descobridor britânico do nióbio lhe deu inicialmente o nome columbium, em referência ao Novo Mundo.^[99] Esse nome foi muito usado em publicações norte-americanas até a padronização internacional de 1950.^[103]

Símbolos químicos

Para listas de símbolos químicos em uso, símbolos abandonados e outros sinais semelhantes, ver símbolo químico.

Elementos específicos

Antes de a química se tornar uma ciência, os alquimistas criaram símbolos esotéricos para metais e compostos comuns. Eles eram usados como abreviações em diagramas ou procedimentos.^[104] Ainda não havia a ideia de que átomos se uniam para formar moléculas. Com seus avanços na teoria atômica, John Dalton criou símbolos mais simples, baseados em círculos, para representar átomos e moléculas.^[105]

O sistema de notação química em uso foi criado por Jöns Jacob Berzelius em 1814. Nesse sistema, os símbolos químicos têm uma ou mais letras do alfabeto latino, mas vão além de simples abreviaturas. Eles foram concebidos como símbolos universais, para pessoas de qualquer idioma ou alfabeto.^[105]

Como o latim era a língua comum da ciência na época de Berzelius, seus símbolos se baseavam nos nomes latinos dos elementos. Esses nomes podiam vir do latim clássico, no caso dos elementos conhecidos desde a Antiguidade, ou de palavras criadas em neolatim para elementos descobertos depois. Os símbolos não recebem ponto final como as abreviaturas. Na maioria dos casos, os nomes latinos usados por Berzelius têm a mesma raiz que os nomes dos elementos em inglês. O hidrogênio, por exemplo, tem símbolo "H", de hydrogenium, palavra neolatina com as mesmas raízes gregas de hydrogen, em inglês. Em onze casos, porém, os nomes latinos usados por Berzelius e os nomes ingleses têm raízes diferentes. Oito deles correspondem aos sete metais da Antiguidade e a um semimetal também conhecido desde então, "Fe", de ferrum, para o ferro, "Hg", de hydrargyrum, para o mercúrio, "Sn", de stannum, para o estanho, "Au", de aurum, para o ouro, "Ag", de argentum, para a prata, "Pb", de plumbum, para o chumbo, "Cu", de cuprum, para o cobre, e "Sb", de stibium, para o antimônio. Os outros três são "Na", de natrium, para o sódio, "K", de kalium, para o potássio, e "W", de wolframium, para o tungstênio.^[106] Essas diferenças surgiram de propostas distintas para os nomes dos elementos na era moderna. Berzelius havia proposto "So" e "Po" para o sódio e o potássio, mas os alterou para "Na" e "K" ainda naquele ano.

Os elementos descobertos depois de 1814 também receberam símbolos exclusivos, baseados em seus nomes. O latim perdia espaço como língua universal da ciência, mas os nomes dos novos elementos passavam de um idioma para outro com pouca ou nenhuma alteração. Os símbolos desses elementos correspondem a seus nomes em inglês, francês, se desconsiderado o acento agudo de "é", e alemão. Nesse último idioma, algumas grafias alternativas usam "k" ou "z" em lugar de "c". O cálcio, por exemplo, pode ser escrito Calcium ou Kalzium, mas seu símbolo é sempre "Ca". Outros idiomas às vezes alteram a grafia, como o espanhol iterbio, para o itérbio, o italiano afnio, para o háfnio, e o sueco moskovium, para o moscóvio. Essas mudanças não alteram os símbolos Yb, Hf e Mc.

Os símbolos químicos são compreendidos internacionalmente, mesmo quando os nomes dos elementos precisam ser traduzidos. No passado, houve algumas diferenças. Os alemães, por exemplo, usavam "J", de Jod, para o iodo, mas passaram a usar "I" e Iod.

A primeira letra de um símbolo químico é sempre maiúscula, e as demais, quando existem, são minúsculas.

Símbolos químicos genéricos

Nas equações químicas, também se usam símbolos para grupos de elementos, por exemplo em fórmulas comparativas. Muitas vezes são letras maiúsculas que não correspondem ao nome de um elemento específico. "X" pode designar um grupo variável, geralmente um halogênio, em uma classe de compostos. "R" designa um radical ou grupo, como uma cadeia de hidrocarboneto. A letra "Q" pode designar o calor de uma reação química.^[107] "Y" é o símbolo do ítrio e da tirosina.^[107] "Z" também pode indicar um grupo variável.^[108] Na química orgânica, "E" designa um eletrófilo, enquanto "EWG" designa um grupo retirador de elétrons. "Nu" designa um nucleófilo.^[107]^[108] "L" designa um ligante genérico na química inorgânica e na química organometálica.^[109] "M" costuma designar um metal genérico.^[108]

Também se usam informalmente símbolos genéricos de duas letras, como "Ln" para qualquer lantanídeo e "An" para qualquer actinídeo.^[110] "Rg" já foi usado para um gás raro, denominação também empregada para os gases nobres, mas é o símbolo oficial do roentgênio.^[111]

Símbolos dos isótopos

Os isótopos de um elemento se distinguem pelo número de massa, a soma de prótons e nêutrons, acrescentado ao símbolo do elemento. A IUPAC recomenda que ele seja escrito como sobrescrito sempre que possível, como em ¹²C e ²³⁵U.^[112] Também se usam formas como carbono-12 e urânio-235, ou C-12 e U-235.^[113]

Os três isótopos naturais do hidrogênio são um caso especial e costumam ser designados por H para o ¹H, o prótio, D para o ²H, o deutério, e T para o ³H, o trítio.^[112] Essa convenção facilita a escrita de equações químicas, pois dispensa a repetição do número de massa. A fórmula da água pesada, por exemplo, pode ser escrita como D₂O em lugar de ²H₂O.

Origem dos elementos

Em estimativas cosmológicas que atribuem cerca de 4,6% do conteúdo de massa e energia do universo à matéria comum, essa parcela contém os átomos e íons dos elementos químicos. Cerca de 23% correspondem à matéria escura, cuja natureza é desconhecida e que não é composta dos átomos dos elementos químicos. Cerca de 72% correspondem à energia escura, ainda menos compreendida. Uma pequena parcela é formada por partículas como neutrinos e fótons.^[114]^[115]

Os 94 elementos naturais foram produzidos por pelo menos quatro classes de processos astrofísicos. A maior parte do hidrogênio e do hélio, além de uma quantidade muito pequena de lítio, formou-se nos primeiros minutos do Big Bang. Essa nucleossíntese primordial ocorreu uma única vez, enquanto os outros processos ainda ocorrem.^[116] A fusão nuclear no interior das estrelas produz elementos por nucleossíntese estelar, entre eles todos os que vão do carbono ao ferro em número atômico. Os elementos com número atômico superior ao do ferro, como urânio e plutônio, são produzidos por formas de nucleossíntese explosiva em supernovas e em fusões de estrelas de nêutrons. Os elementos leves lítio, berílio e boro são produzidos principalmente pela espalação de carbono, nitrogênio e oxigênio, uma fragmentação provocada por raios cósmicos.^[117]

Nas primeiras fases do Big Bang, a nucleossíntese produziu hidrogênio-1, ou prótio, ¹H, e hélio-4, ⁴He, além de uma quantidade menor de deutério, ²H, e quantidades mínimas, da ordem de 10⁻¹⁰, de lítio e berílio. Quantidades ainda menores de boro podem ter se formado no Big Bang, pois esse elemento foi observado em algumas estrelas muito antigas nas quais não se detectou carbono.^[118] Nenhum elemento mais pesado que o boro foi produzido no Big Bang. A composição primordial era, por massa, de aproximadamente 75% de ¹H, 25% de ⁴He e 0,01% de deutério, com apenas traços de lítio, berílio e talvez boro.^[119] Os halos galácticos se enriqueceram depois com os produtos da nucleossíntese estelar e da nucleossíntese em supernovas.^[120] No espaço intergaláctico, porém, a abundância dos elementos ainda pode ser próxima da composição primordial, se o gás não tiver sido enriquecido por ventos galácticos ou por outros meios.^[121]

Na Terra e em outros lugares, pequenas quantidades de elementos ainda se formam a partir de outros por transmutação nuclear. Alguns são produzidos por raios cósmicos ou por outras reações nucleares, que geram nuclídeos cosmogênicos e nucleogênicos. Outros são produtos do decaimento de nuclídeos primordiais de vida longa.^[122] Quantidades pequenas, mas detectáveis, de carbono-14, ¹⁴C, por exemplo, são produzidas continuamente no ar quando raios cósmicos atingem átomos de nitrogênio.^[123] O argônio-40, ⁴⁰Ar, se forma continuamente pelo decaimento do potássio-40, ⁴⁰K, um isótopo primordial instável.^[124]

Três actinídeos primordiais e radioativos, tório, urânio e plutônio, decaem por cadeias que produzem continuamente elementos instáveis, como rádio e radônio. Esses produtos existem de forma transitória em amostras que contêm os metais de origem.^[125] Outros três elementos radioativos, tecnécio, promécio e netúnio, ocorrem apenas em quantidades ocasionais nos materiais naturais. Seus átomos se formam individualmente pela fissão de núcleos de elementos pesados ou por outros processos nucleares raros.^[126]^[127]

Além dos 94 elementos naturais, foram produzidos elementos artificiais com técnicas de física nuclear. Até 2016, esses experimentos haviam produzido todos os elementos até o número atômico 118. Em 2021, mais de mil isótopos diferentes já haviam sido criados por transmutação nuclear, dos quais novecentos não ocorrem na natureza.^[128]

Abundância

A abundância dos elementos no Sistema Solar acompanha sua formação na nucleossíntese primordial e em estrelas que explodiram como supernovas antes do nascimento do Sol. O hidrogênio e o hélio, muito abundantes, são produtos do Big Bang. Os três elementos seguintes são raros porque tiveram pouco tempo para se formar no Big Bang e não são produzidos em grandes quantidades nas estrelas. Eles se formam em pequenas quantidades pela fragmentação de elementos mais pesados da poeira interestelar, atingidos por raios cósmicos.^[116]

A partir do carbono, os elementos são produzidos nas estrelas pela incorporação de partículas alfa, os núcleos de hélio. Isso resulta em uma alternância de abundâncias, com valores maiores para os elementos de número atômico par, que são mais estáveis. Em geral, os elementos até o pico do ferro se formam em estrelas massivas a caminho de se tornarem supernovas.^[117] O ferro-56 é particularmente comum, pois é o nuclídeo mais estável que pode ser produzido com facilidade a partir de partículas alfa. Ele resulta do decaimento do níquel-56 radioativo, formado, ao fim do processo, a partir de 14 núcleos de hélio.^[130] Os elementos mais pesados que o ferro, até o bismuto, são produzidos por captura de nêutrons em estrelas de menor massa.^[117] Sua abundância no universo e na Terra geralmente diminui com o número atômico.

Elementos mais abundantes na Via Láctea^[131]
Elemento	Partes por milhão em massa
Hidrogênio	739.000
Hélio	240.000
Oxigênio	10.400
Carbono	4.600
Neônio	1.340
Ferro	1.090
Nitrogênio	960
Silício	650
Magnésio	580
Enxofre	440
Potássio	210
Níquel	100

Galáxias próximas que evoluíram de modo semelhante à Via Láctea apresentam um enriquecimento comparável em elementos mais pesados que o hidrogênio e o hélio. As galáxias mais distantes são vistas como eram no passado, quando a abundância dos elementos era mais próxima da mistura primordial.^[132] Como as leis físicas e os processos parecem ser os mesmos em todo o universo observável,^[133] espera-se que essas galáxias tenham desenvolvido abundâncias semelhantes ao longo de sua evolução.

A abundância dos elementos na Terra difere entre o ar, a crosta, os oceanos e os seres vivos. A composição da crosta terrestre difere da composição do Sistema Solar, observada no Sol e em planetas massivos como Júpiter, sobretudo pela perda seletiva dos elementos mais leves, hidrogênio e hélio. Também houve perda de elementos voláteis como neônio, carbono na forma de hidrocarbonetos, nitrogênio e enxofre, devido ao aquecimento solar no início da formação do Sistema Solar.^[134] O oxigênio, um dos elementos mais abundantes em massa na Terra,^[135] é retido em combinação com silício, magnésio e ferro.^[134] O alumínio compõe cerca de 8% da massa da crosta, proporção superior à encontrada no Sol. No manto, sua participação é de cerca de 2%, e predominam magnésio e ferro entre os metais.^[136]^[137] A menor abundância de ferro na superfície se deve à sua migração para o núcleo terrestre durante a diferenciação planetária.^[138]

A composição do corpo humano é mais próxima da composição da água do mar, mas o corpo contém reservas adicionais de carbono e nitrogênio para formar proteínas e ácidos nucleicos. Também contém fósforo nos ácidos nucleicos e na adenosina trifosfato, ou ATP, molécula de transferência de energia presente nas células de todos os seres vivos. A maior parte da matéria dos seres vivos da Terra é formada por seis elementos, reunidos na sigla CHNOPS, carbono, hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, fósforo e enxofre.^[75] Certos organismos precisam de outros elementos específicos, como o magnésio na clorofila das plantas verdes, o cálcio nas conchas dos moluscos e o ferro na hemoglobina dos glóbulos vermelhos dos vertebrados.^[139]

**Elementos essenciais**^[140]^[141]^[142]
H																		He
Li	Be												B	C	N	O	F	Ne
Na	Mg												Al	Si	P	S	Cl	Ar
K	Ca		Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
Rb	Sr		Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
Cs	Ba	*	Lu	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
Fr	Ra	**	Lr	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	Fl	Mc	Lv	Ts	Og

		*	La	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb
		**	Ac	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No

Legenda
	Os seis elementos básicos das moléculas orgânicas
	Elementos necessários em maior quantidade
	Oligoelementos essenciais
	Essencialidade ou função em mamíferos ainda em debate
	Sem ação biológica comprovada em mamíferos, mas essenciais ou benéficos para alguns organismos

Nos lantanídeos, a definição de nutriente essencial como indispensável e insubstituível não se aplica por completo, devido à grande semelhança química entre eles. Os primeiros lantanídeos estáveis, do lantânio ao neodímio, estimulam o crescimento de organismos que usam esses elementos. Do samário ao gadolínio, os efeitos são menores e ocorrem em parte desses organismos. Os elementos seguintes da série não parecem ter esses efeitos.^[143]

História

O conceito de elemento como substância indivisível passou por três fases de definição, as clássicas, como as dos gregos antigos, as químicas e as atômicas.

Definições clássicas

A filosofia antiga propunha um conjunto de elementos clássicos para explicar os padrões observados na natureza. Esses elementos eram originalmente a terra, a água, o ar e o fogo, diferentes dos elementos químicos da ciência.^[144]

O filósofo grego Platão usou o termo "elementos", stoicheia, por volta de 360 a.C., no diálogo Timeu. A obra discute a composição dos corpos orgânicos e inorgânicos e apresenta uma explicação especulativa da química. Platão acreditava que os elementos propostos por Empédocles um século antes eram feitos de pequenas formas poliédricas, o tetraedro para o fogo, o octaedro para o ar, o icosaedro para a água e o cubo para a terra.^[145]^[146]

Aristóteles também usou stoicheia, por volta de 350 a.C., e acrescentou um quinto elemento, o éter, que compunha os céus. Ele definiu um elemento da seguinte forma:

Elemento é um dos corpos em que outros corpos podem se decompor, mas que não pode, ele próprio, ser dividido em outros.^[147]

Definições químicas

Robert Boyle

Em 1661, em The Sceptical Chymist, Robert Boyle apresentou sua teoria corpuscular, que explicava a matéria como um conjunto de unidades irredutíveis, os átomos. Boyle rejeitava a fixação prévia do número de elementos, como ocorria com os quatro elementos clássicos de Aristóteles e com os três princípios químicos de Paracelso, enxofre, mercúrio e sal.

Boa parte do que vou expor [...] pode ser aplicada indistintamente aos quatro elementos peripatéticos e aos três princípios químicos [...] como a hipótese química parece ter muito mais apoio na experiência que a outra, convém insistir sobretudo em refutá-la, especialmente porque a maioria dos argumentos usados contra ela pode, com pequenas alterações, ser empregada [...] com pelo menos a mesma força contra a doutrina aristotélica, menos plausível.^[148]

Boyle expôs sua posição em quatro proposições. Nas duas primeiras, propôs que a matéria era feita de partículas, embora pudesse ser difícil separá-las. Usou o conceito de "corpúsculos", também chamados por ele de "átomos",^[149] para explicar como um número limitado de elementos poderia formar uma enorme quantidade de compostos.

Proposição I. [...] Na primeira formação dos corpos mistos, a matéria universal de que [...] eram feitos estava de fato dividida em pequenas partículas.^[150] [...] A geração [...] e o desgaste dos corpos [...] e [...] a decomposição química dos corpos mistos e [...] a ação [...] do fogo sobre eles [...] mostram que são feitos de partes muito pequenas. [...] Epicuro, [...] como bem sabeis, supõe [...] que todos [...] os corpos [...] sejam produzidos por [...] átomos, que se movem de um lado para outro [...] no [...] vazio infinito.^[151] [...] Proposição II. [...] Essas partículas diminutas [...] estavam [...] reunidas em pequenos [...] agregados [...] que não se desfaziam facilmente nas partículas que os compunham.^[152] [...] Se atribuirmos aos corpúsculos de cada elemento um tamanho e uma forma próprios [...] esses [...] corpúsculos poderão se misturar em proporções tão diversas e [...] se unir de tantas [...] maneiras que deles poderá resultar um número quase inacreditável de [...] corpos compostos.^[153]

Boyle explicou que o ouro reage com a água-régia, e o mercúrio com os ácidos nítrico e sulfúrico e com o enxofre, para produzir "compostos" dos quais poderiam ser recuperados, como se esperaria de elementos. Ainda assim, não classificava o ouro,^[154] o mercúrio^[155] ou o chumbo^[154] como elementos. Ele os chamava de "corpos perfeitamente mistos", assim como o vinho.^[156]

O mercúrio [...] com água-forte será transformado em [...] um pó branco [...] com enxofre formará [...] cinábrio vermelho como sangue. E, no entanto, de todos esses compostos estranhos podemos recuperar o mesmo mercúrio fluido.^[157] [...] Proposição III. [...] Da maioria desses corpos mistos [...] pode-se obter de fato, com a ajuda do fogo, um número determinado, seja três, quatro, cinco, menos ou mais, de substâncias [...]. Os químicos costumam chamar os ingredientes dos corpos mistos de princípios, assim como os aristotélicos os chamam de elementos. [...] Princípios, [...] por não serem compostos de corpos mais primários, e elementos, porque todos os corpos mistos são feitos deles.^[158]

Embora Boyle seja frequentemente apresentado como o primeiro químico moderno, The Sceptical Chymist ainda contém ideias antigas sobre os elementos, distantes das definições posteriores. O enxofre, por exemplo, era o não metal amarelo familiar, mas também um "espírito" inflamável.^[156]

Isaac Watts

Em 1724, no livro Logick, o pastor e lógico inglês Isaac Watts enumerou os elementos aceitos pelos químicos de sua época. A lista reunia dois princípios de Paracelso, enxofre e sal, dois elementos clássicos, terra e água, e o "espírito". Watts observou, porém, que não havia consenso entre os químicos.^[159]

Elementos são substâncias que não podem ser decompostas ou reduzidas a duas ou mais substâncias de tipos diferentes. [...] Os seguidores de Aristóteles fizeram do fogo, do ar, da terra e da água os quatro elementos de que eram compostas todas as coisas terrestres. Supunham que os céus eram uma quintessência, ou quinto tipo de corpo, diferente de todos eles. Mas, desde que a filosofia experimental [...] passou a ser mais bem compreendida, essa doutrina foi amplamente refutada. Os químicos fazem do espírito, do sal, do enxofre, da água e da terra seus cinco elementos, porque podem reduzir todas as coisas terrestres a esses cinco [...] embora nem todos concordem.

Organização em tabelas

A primeira lista moderna de elementos foi publicada por Antoine Lavoisier no Traité Élémentaire de Chimie, de 1789. Ela continha 33 elementos, entre eles a luz e o calórico.^[160]^[161] Até 1818, Jöns Jacob Berzelius havia determinado os pesos atômicos de 45 dos 49 elementos então aceitos.^[162] A tabela periódica de 1869 do químico russo Dmitri Mendeleiev tinha 63 elementos. Embora outras tentativas de organização a tenham precedido, a criação da tabela costuma ser creditada a Mendeleiev, que queria mostrar a repetição de padrões nas propriedades dos elementos.^[163] Sua disposição foi aperfeiçoada e ampliada com a descoberta de novos elementos e a elaboração de modelos teóricos para explicar seu comportamento químico.

De Boyle ao início do século XX, um elemento era definido como uma substância pura que não podia ser decomposta em substâncias mais simples nem transformada em outros elementos por processos químicos. Os elementos eram geralmente diferenciados por seus pesos atômicos, que as técnicas de análise disponíveis permitiam medir com razoável precisão.

Definições atômicas

Em 1913, o físico inglês Henry Moseley descobriu que a carga nuclear era a base física do número atômico. Essa descoberta, aperfeiçoada com a compreensão da natureza dos prótons e nêutrons, levou à definição do elemento pelo número atômico, isto é, pelo número de prótons.^[164] Como os números atômicos são inteiros, seu uso para distinguir elementos permite previsões mais precisas que o uso dos pesos atômicos. Também resolve ambiguidades da definição química decorrentes das diferenças entre os isótopos e alótropos de um mesmo elemento. Para a IUPAC, um elemento existe quando tem isótopos com tempo de vida superior aos 10⁻¹⁴ segundos necessários para que o núcleo forme uma nuvem eletrônica.^[165]

Em 1914, os trabalhos de Moseley mostravam lacunas na sequência dos números atômicos, correspondentes a elementos ainda não descobertos.^[166] Os elementos naturais restantes foram descobertos ou isolados nas décadas seguintes, e outros foram produzidos por síntese, em trabalhos que tiveram Glenn Theodore Seaborg entre seus pioneiros.^[167] O último elemento radioativo descoberto diretamente na natureza foi o frâncio, encontrado em 1939 por Marguerite Perey.^[168] Em 1955, foi descoberto o elemento 101, chamado de mendelévio em homenagem a Mendeleiev e à sua organização periódica dos elementos.^[169]

Descoberta e reconhecimento dos elementos

Onze materiais familiares a povos pré-históricos são elementos químicos, antimônio, carbono, cobre, ouro, ferro, chumbo, mercúrio, prata, enxofre, estanho e zinco.^[170] Outros dois, arsênio e bismuto, já eram reconhecidos como substâncias distintas antes de 1500.^[171] A platina era conhecida na América pré-colombiana. A primeira descoberta documentada de um novo elemento foi a do fósforo, pelo alquimista alemão Henning Brand, em 1669.^[172] Em 1896, Henri Becquerel descobriu por acaso a radioatividade do urânio.^[173]

A maioria dos demais elementos naturais já havia sido descoberta e caracterizada até 1900, entre eles:^[103]

Materiais de uso industrial como alumínio, silício, cromo, cobalto, níquel, magnésio e tungstênio.
Metais reativos como lítio, sódio, potássio e cálcio.
Os halogênios flúor, cloro, bromo e iodo.
Gases como hidrogênio, oxigênio, nitrogênio, hélio, argônio e neônio.
A maioria dos elementos de terras-raras, entre eles cério, lantânio, gadolínio e neodímio.
Os elementos radioativos mais comuns, como urânio, tório e rádio.

Entre os elementos isolados ou produzidos desde 1900 estão:^[103]

Os três elementos estáveis que ainda faltavam descobrir, háfnio, lutécio e rênio.
O plutônio, produzido por síntese pela primeira vez em 1940 por Glenn T. Seaborg e também encontrado em algumas ocorrências naturais de longa duração.
Três elementos naturais de ocorrência esporádica, netúnio, promécio e tecnécio, inicialmente sintetizados e depois encontrados em quantidades mínimas em amostras geológicas.^[126]^[127]
Quatro produtos raros do decaimento do urânio ou do tório, astato, frâncio, actínio e protactínio.^[174]
Todos os elementos transurânicos sintéticos conhecidos, a partir do amerício e do cúrio.

Elementos descobertos recentemente

O primeiro elemento transurânico descoberto, com número atômico superior a 92, foi o netúnio, em 1940. Desde 1999, um grupo de trabalho conjunto da IUPAC e da IUPAP avalia as reivindicações de descoberta de novos elementos. Até janeiro de 2016, a IUPAC havia confirmado a descoberta de todos os 118 elementos. A descoberta do elemento 112 foi reconhecida em 2009, quando foram propostos o nome copernicium, copernício em português, e o símbolo Cn.^[175] A IUPAC aprovou oficialmente o nome e o símbolo em 19 de fevereiro de 2010.^[176] O elemento mais pesado sintetizado é o 118, o oganessônio, cuja produção foi anunciada em 9 de outubro de 2006 pelo Laboratório Flerov de Reações Nucleares do Instituto Central de Investigações Nucleares, em Dubna, na Rússia.^[14]^[177] O tenessino, elemento 117, foi o último elemento cuja descoberta foi reivindicada, em 2009.^[178] Em 28 de novembro de 2016, a IUPAC reconheceu oficialmente os nomes dos quatro elementos mais recentes, de números atômicos 113, 115, 117 e 118.^[179]^[180]

Grupo #	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
	Hidrogênio e metais alcalinos	Metais alcalino- -terrosos											Triels	Tetrels	Pnictogênios	Calcogênios	Halogênios	Gases nobres
Período 1	Hidrogênio1H1,0080																	Hélio2He4,0026
2	Lítio3Li6,94	Berílio4Be9,0122											Boro5B10,81	Carbono6C12,011	Nitrogênio7N14,007	Oxigênio8O15,999	Flúor9F18,998	Neónio10Ne20,180
3	Sódio11Na22,990	Magnésio12Mg24,305											Alumínio13Al26,982	Silício14Si28,085	Fósforo15P30,974	Enxofre16S32,06	Cloro17Cl35,45	Argónio18Ar39,95
4	Potássio19K39,098	Cálcio20Ca40,078	Escândio21Sc44,956	Titânio22Ti47,867	Vanádio23V50,942	Cromo24Cr51,996	Manganês25Mn54,938	Ferro26Fe55,845	Cobalto27Co58,933	Níquel28Ni58,693	Cobre29Cu63,546	Zinco30Zn65,38	Gálio31Ga69,723	Germânio32Ge72,630	Arsênio33As74,922	Selênio34Se78,971	Bromo35Br79,904	Criptônio36Kr83,798
5	Rubídio37Rb85,468	Estrôncio38Sr87,62	Ítrio39Y88,906	Zircônio40Zr91,224	Nióbio41Nb92,906	Molibdênio42Mo95,95	Tecnécio43Tc[97]	Rutênio44Ru101,07	Ródio45Rh102,91	Paládio46Pd106,42	Prata47Ag107,87	Cádmio48Cd112,41	Índio49In114,82	Estanho50Sn118,71	Antimônio51Sb121,76	Telúrio52Te127,60	Iodo53I126,90	Xenônio54Xe131,29
6	Césio55Cs132,91	Bário56Ba137,33	Lutécio71Lu174,97	Háfnio72Hf178,49	Tântalo73Ta180,95	Tungstênio74W183,84	Rénio75Re186,21	Ósmio76Os190,23	Irídio77Ir192,22	Platina78Pt195,08	Ouro79Au196,97	Mercúrio80Hg200,59	Tálio81Tl204,38	Chumbo82Pb207,2	Bismuto83Bi208,98	Polonio84Po[209]	Astato85At[210]	Radônio86Rn[222]
7	Frâncio87Fr[223]	Rádio88Ra[226]	Laurêncio103Lr[266]	Rutherfórdio104Rf[267]	Dúbnio105Db[268]	Seabórgio106Sg[269]	Bóhrio107Bh[270]	Hássio108Hs[271]	Meitnério109Mt[278]	Darmstátio110Ds[281]	Roentgênio111Rg[282]	Copernicio112Cn[285]	Nihônio113Nh[286]	Fleróvio114Fl[289]	Moscovio115Mc[290]	Livermório116Lv[293]	Tenesso117Ts[294]	Oganessônio118Og[294]

			Lantânio57La138,91	Cério58Ce140,12	Praseodímio59Pr140,91	Neodímio60Nd144,24	Promecio61Pm[145]	Samario62Sm150,36	Európio63Eu151,96	Gadolinio64Gd157,25	Térbio65Tb158,93	Disprósio66Dy162,50	Hólmio67Ho164,93	Érbio68Er167,26	Túlio69Tm168,93	Itérbio70Yb173,05
			Actínio89Ac[227]	Tório90Th232,04	Protactínio91Pa231,04	Urânio92U238,03	Neptunio93Np[237]	Plutonio94Pu[244]	Americio95Am[243]	Cúrio96Cm[247]	Berkélio97Bk[247]	Califórnio98Cf[251]	Einstênio99Es[252]	Férmio100Fm[257]	Mendelevio101Md[258]	Nobélio102No[259]

Primordial Do decaimento Sintético Borda indica a ocorrência natural do elemento

Peso atômico padrão A_{r, std}(E)^[181]

Ca: 40,078 — Valor abreviado (incerteza omitida aqui)^[182]
Po: [209] — número de massa do isótopo mais estável

Ver também

Lista de elementos químicos, relação dos elementos e de suas propriedades.
Ilha de estabilidade, previsão de núcleos superpesados com maior estabilidade.
Classificação de Goldschmidt, agrupamento dos elementos pelo comportamento geoquímico.
Átomo exótico, átomo em que uma ou mais partículas usuais foram substituídas.

Notas

↑ Na terminologia química em russo, essas são propriedades dos elementos como tipos de átomo. Врублевский, А. И. (2009). Химия: базовый школьный курс (em russo). Минск: Юнипресс. pp. 11–12. ISBN 978-9-8550-7813-6
↑ Na terminologia química em russo, essas são propriedades das substâncias, entre elas as substâncias simples, formadas por um único elemento. Podem depender da temperatura, da pressão e do alótropo. Врублевский, А. И. (2009). Химия: базовый школьный курс (em russo). Минск: Юнипресс. pp. 11–12. ISBN 978-9-8550-7813-6
↑ O ^180mTa é um estado metaestável, de modo que, tecnicamente, o tântalo tem dois isótopos sem decaimento observado.

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Ligações externas

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v d e Campos de estudo da química
Físico-química Química analítica Química inorgânica Química orgânica Tabela periódica
Astroquímica Biofísica química Biologia química Bioquímica Ciência das superfícies Ciência dos materiais Cinética química Cosmoquímica Eletroquímica Espectroscopia Estado sólido Femtoquímica Físico-química orgânica Fotoquímica Geoquímica Neuroquímica Química alimentar Química ambiental Química bio-orgânica Química bioinorgânica Química clínica Química computacional Química matemática Química de coordenação Química dos fulerenos Química dos polímeros Química forense Química medicinal Química nuclear Química organometálica Química quântica Química supramolecular Química teórica Química verde Sonoquímica Termoquímica
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v d e Elementos da Natureza
Ambiente	Biota Bioma Biomassa Ecologia Ecossistema
Terra	Ciências da Terra História da Terra geológica Futuro da Terra Hipótese de Gaia Estrutura da Terra Tectónica de placas Geologia Oceanos
Tempo	Atmosfera terrestre Clima Árido Continental Temperado Tropical Subtropical Nuvens Cirrus Cumulus Stratus Nimbos Meteorologia Luz solar Maré Vento
Vida	Biologia Organismo Eucariontes Flora/Plantas/Vegetais Fauna/Animais Funga/Fungos Protistas Procariontes/Moneras Bacteria Archaea História evolutiva da vida Exobiologia Vida extraterrestre Origem da vida Abiogênese Vírus
Universo	Antimatéria Matéria Corpos celestes Energia Espaço Tempo Espaço-tempo Transformação

v d e Biologia
Temas principais	História
Especialidades e disciplinas	Anatomia Astrobiologia Bioestatística Biofísica Biogeografia Bioinformática Biologia celular Biologia clínica Biologia do desenvolvimento Biologia educacional Biologia experimental Biologia forense Biologia humana Biologia molecular Biologia vegetal Biologia marinha Biologia molecular Biologia regenerativa Biologia química Bioquímica Biotecnologia Bromatologia Ecologia Embriologia Engenharia biológica Engenharia genética Etologia Evolução Exame laboratorial Farmacologia Ficologia Fisiologia Fitossociologia Genética Higienismo Histologia Imunologia Limnologia Micologia Microbiologia Nanobiotecnologia Neurobiologia Ontogenia Paleontologia Parasitologia Protistologia Psicobiologia Radiobiologia Reprodução Sociobiologia Saúde pública Taxonomia Toxicologia Virologia Zoologia
Profissões	Biólogo Analista clínico