Aluminium stanowi około 8% masy skorupy ziemskiej, ale praktycznie nie występuje jako wolny metal. Jego tlenki i glinokrzemiany są wyjątkowo stabilne, więc w XIX wieku wydzielenie Al wymagało drogich reagentów. Metal był na tyle kosztowny, że trafiał do biżuterii i reprezentacyjnych przedmiotów. Przełom nastąpił w 1886 r., gdy Charles Hall i Paul Héroult niezależnie opracowali elektrolizę Al₂O₃ rozpuszczonego w stopionym kriolicie. Ta sama chemia zamieniła „metal półszlachetny” w jeden z najtańszych materiałów masowych.
Aluminium stoi wysoko w szeregu aktywności metali i termodynamicznie bardzo chętnie reaguje z tlenem. Mimo to przedmioty aluminiowe nie zamieniają się szybko w proszek tlenkowy. Powód to pasywacja: świeża powierzchnia niemal natychmiast pokrywa się zwartą warstwą tlenku glinu o grubości zaledwie kilku nanometrów. Film ogranicza transport tlenu, wody i jonów do metalu, dramatycznie spowalniając dalszą korozję. Gdy warstwa zostanie uszkodzona mechanicznie, w wielu środowiskach szybko tworzy się ponownie.
Astat (Z=85) jest często nazywany najrzadszym naturalnie występującym pierwiastkiem. Wszystkie jego izotopy są radioaktywne, a najdłużej żyjące mają okresy półtrwania liczone w godzinach. W naturalnych szeregach rozpadu uranu i toru nowe atomy astatu powstają bez przerwy, ale znikają równie szybko. Szacunki cytowane przez RSC mówią, że w górnym kilometrze skorupy może znajdować się łącznie mniej niż około 50 mg astatu. Nie istnieje więc kopalnia ani makroskopowy kawałek tego pierwiastka do obejrzenia.
Biały i czerwony fosfor składają się wyłącznie z atomów P, lecz różnią się strukturą. Biały fosfor tworzy oddzielne, silnie naprężone tetraedryczne cząsteczki P₄. Małe kąty wiązań zwiększają energię struktury i reaktywność, dlatego substancja jest toksyczna, lotna i może samozapalać się w powietrzu. Czerwony fosfor ma rozległą, polimerową strukturę i jest znacznie stabilniejszy. Ta różnica umożliwiła zastąpienie niebezpiecznych dawnych zapałek białofosforowych bezpieczniejszym systemem z czerwonym fosforem na drasce.
Przy około 20°C czysty brom występuje jako ciężka, czerwonobrunatna ciecz z intensywnymi brunatnymi parami. Wśród pierwiastków niemetalicznych to wyjątkowy przypadek: fluor i chlor są gazami, a jod jest ciałem stałym. Położenie bromu pośrodku grupy halogenów dobrze pokazuje, jak rosnąca masa i polaryzowalność cząsteczek wzmacniają oddziaływania między nimi. Dzięki temu jego temperatura wrzenia jest już dostatecznie wysoka, by był cieczą, ale temperatura topnienia wciąż pozostaje poniżej pokojowej.
Cez jest skrajnie miękkim metalem alkalicznym o temperaturze topnienia około 28,5°C. W upalnym pomieszczeniu lub po ogrzaniu zamkniętej próbki dłonią może więc przejść w ciecz podobnie jak gal. RSC opisuje go także jako metal o złocistym odcieniu, co wyróżnia go spośród dominującej większości srebrzystych metali. Nie należy jednak traktować tego jako efektownej substancji do domowych eksperymentów: cez błyskawicznie reaguje z powietrzem i bardzo gwałtownie z wodą, dlatego musi być przechowywany w ściśle kontrolowanych warunkach.
Temperatura topnienia nie zawsze jest temperaturą, w której ciecz musi natychmiast skrzepnąć. Gal ma silną skłonność do przechłodzenia: bardzo czysta ciecz pozbawiona dobrych miejsc zarodkowania kryształu może pozostać metastabilna znacznie poniżej 29,76°C. Badania podają typowe przechłodzenia rzędu dziesiątek stopni, zależne od czystości, rozmiaru próbki i powierzchni. Gdy krystalizacja wreszcie się zacznie, gal robi jeszcze jedną nietypową rzecz — zwiększa objętość podczas krzepnięcia o około 3%.
Tlen w powietrzu wydaje się bezbarwny i nie kojarzy się z magnetyzmem. Po skropleniu staje się jednak bladoniebieską cieczą, a silny magnes potrafi go przyciągnąć. Paramagnetyzm O₂ wynika z obecności dwóch niesparowanych elektronów w orbitalach molekularnych cząsteczki. To jedna z klasycznych obserwacji potwierdzających, że prosty model wszystkich elektronów połączonych w pary jest dla tlenu błędny. Barwa cieczy ma inne źródło — absorpcję części światła widzialnego przez oddziaływania elektronowe cząsteczek.
Czysta cyna ma dwie ważne odmiany strukturalne. Powyżej około 13,2°C stabilna jest metaliczna biała cyna β, używana w powłokach i stopach. Poniżej tej temperatury termodynamicznie korzystniejsza staje się szara cyna α o strukturze podobnej do diamentu, która jest krucha i słabo przewodzi. Przemiana może prowadzić do pęcznienia i rozsypywania elementu — to tzw. zaraza cynowa. Proces bywa bardzo wolny w okolicach 0°C i silnie zależy od czystości oraz zarodków fazy α, dlatego część słynnych historycznych opowieści o cynie pozostaje dyskusyjna.
Diament i grafit nie różnią się składem pierwiastkowym: oba są czystym węglem. Różni je sposób połączenia atomów. W diamencie każdy atom tworzy cztery wiązania w trójwymiarowej sieci tetraedrycznej, co daje ogromną twardość i brak swobodnych elektronów przewodzących. W graficie każdy atom wiąże się z trzema sąsiadami w płaskich warstwach; pozostające elektrony są zdelokalizowane, a warstwy mogą łatwo przesuwać się względem siebie. Ten sam pierwiastek daje więc twardy izolator i miękki przewodnik.
Diament wydaje się symbolem trwałości, ale chemicznie pozostaje węglem. Przy odpowiednio wysokiej temperaturze w obecności tlenu jego atomy reagują, tworząc głównie CO₂. W czystym tlenie utlenianie diamentu może zachodzić już w temperaturach rzędu kilkuset stopni Celsjusza, zależnie od powierzchni i defektów. Nie przeczy to jego twardości: twardość opisuje opór przed zarysowaniem i deformacją, a spalanie jest reakcją chemiczną, w której powstają nowe wiązania C–O. „Najtwardszy” nie znaczy „niezniszczalny chemicznie”.
Elementarny fluor F₂ jest jednym z najsilniejszych utleniaczy i reaguje z ogromną liczbą materiałów. Paradoksalnie odpowiednio przygotowane instalacje mogą być wykonane z niklu, miedzi, stali lub stopów typu Monel. Pierwszy kontakt z fluorine'em tworzy na powierzchni cienką, zwartą warstwę fluorku metalu. Jeśli film jest ciągły, suchy i stabilny, ogranicza dostęp F₂ do świeżego podłoża i pasywuje materiał. Ochrona nie jest absolutna — zanieczyszczenie, wilgoć, wysoka temperatura lub uszkodzenie warstwy może doprowadzić do gwałtownego ataku.
Frans (Z=87) leży pod cezem i chemicznie należy do metali alkalicznych, ale jego najtrwalszy naturalnie ważny izotop ^223Fr ma okres półtrwania około 22 minut. Atomy fransu powstają w śladowej gałęzi rozpadu aktynu i szybko znikają. W dowolnej chwili na całej Ziemi istnieje tylko mikroskopijna ilość, a eksperymenty z francium wykorzystują małe liczby atomów wytwarzanych w akceleratorach. Dlatego tablicowe wartości takie jak temperatura topnienia czy gęstość są często przewidywaniami lub ekstrapolacjami, a nie pomiarami na zwykłej makroskopowej próbce.
Gal jest metalem, ale jego temperatura topnienia wynosi zaledwie około 29,76°C. W chłodnym pomieszczeniu może więc leżeć jako srebrzyste ciało stałe, a po ogrzaniu w dłoni zamienić się w ciecz. Nie oznacza to, że każdy kawałek stopi się natychmiast — szybkość zależy od temperatury, masy próbki i wymiany ciepła — lecz sama granica fazowa rzeczywiście leży poniżej temperatury ludzkiego ciała. Co ciekawe, gal ma jednocześnie bardzo wysoką temperaturę wrzenia, więc pozostaje cieczą w niezwykle szerokim zakresie temperatur.
Przez dziesięciolecia zamknięta powłoka elektronowa gazów szlachetnych była traktowana jako dowód ich kompletnej inertności. W 1962 r. Neil Bartlett pokazał, że ksenon może zostać utleniony przez ekstremalnie silny utleniacz oparty na PtF₆. Pierwotny produkt okazał się bardziej złożoną mieszaniną soli niż zakładana formuła XePtF₆, ale przełom był realny: wkrótce otrzymano dobrze zdefiniowane fluorki XeF₂, XeF₄ i XeF₆ oraz kolejne związki ksenonu. „Szlachetny” oznacza mało reaktywny, nie absolutnie niezdolny do wiązań.
Hel jest drugim najpowszechniejszym pierwiastkiem we Wszechświecie, ale na Ziemi nie tworzy łatwo trwałych minerałów i jest wyjątkowo lekki. Atomy helu powstają m.in. w wyniku rozpadu alfa uranu i toru w skałach, a część migruje do podziemnych złóż gazu ziemnego, skąd pozyskuje się niemal cały komercyjny hel. Po uwolnieniu do atmosfery część helu dociera do wysokich warstw, gdzie najenergetyczniejsze atomy mogą uciekać z ziemskiego pola grawitacyjnego. W praktycznej skali geologicznej jest więc zasobem nieodnawialnym.
Większość substancji po dostatecznym ochłodzeniu przechodzi w ciało stałe. Hel jest wyjątkowy: przy ciśnieniu atmosferycznym pozostaje cieczą nawet w granicy temperatur bardzo bliskich 0 K. Aby go zestalić, trzeba dodatkowo zastosować podwyższone ciśnienie. Źródłem tej niezwykłości jest mechanika kwantowa — lekkie atomy helu zachowują dużą energię ruchu zerowego, więc nawet przy niemal całkowitym usunięciu energii cieplnej nie dają się łatwo „zamknąć” w regularnej sieci krystalicznej. To jeden z najbardziej bezpośrednich makroskopowych skutków mechaniki kwantowej.
W 1868 r. podczas obserwacji Słońca Pierre Janssen i Norman Lockyer zauważyli żółtą linię widmową, której nie dało się przypisać znanemu pierwiastkowi. Lockyer i Edward Frankland uznali ją za sygnał nowej substancji i nazwali ją helium od greckiego Helios — Słońce. Przez ponad dwie dekady pierwiastek znano więc właściwie wyłącznie z astronomii. Dopiero w 1895 r. William Ramsay wyizolował gaz z minerału uranowego i jego widmo okazało się zgodne z „słonecznym” helem. To niezwykły przypadek pierwiastka odkrytego poza Ziemią.
Osm i iryd należą do najgęstszych znanych pierwiastków. Współczesne dane Royal Society of Chemistry przy około 20°C dają osmowi około 22,59 g/cm³, a irydowi około 22,56 g/cm³, więc osm jest zwykle wymieniany jako najgęstszy. Różnica wynosi jednak zaledwie około 0,1%. Historycznie różne pomiary i sposoby wyznaczania parametrów sieci krystalicznej dawały wyniki na tyle bliskie, że pierwszeństwo bywało dyskutowane. To dobry przykład, że chemiczne „rekordy” powinny zawsze zawierać temperaturę, ciśnienie i metodę.
Pluton jest jednym z najbardziej strukturalnie skomplikowanych metali. Przy ciśnieniu zbliżonym do atmosferycznego ma sześć głównych alotropów stałych oznaczanych od α do ε, a ich gęstości różnią się bardzo silnie — mniej więcej od 16 do prawie 20 g/cm³. Przejścia pomiędzy fazami mogą powodować wieloprocentowe zmiany objętości, a niektóre fazy zachowują się przy ogrzewaniu nietypowo. Ta niestabilność strukturalna była ogromnym problemem metalurgicznym: niewielka zmiana temperatury, składu lub domieszki może zmienić wymiar i własności mechaniczne próbki.
CO₂ jest powszechnie kojarzony z gaszeniem ognia, bo nie podtrzymuje spalania większości paliw. Bardzo reaktywny, rozgrzany magnez jest wyjątkiem. Może redukować dwutlenek węgla, tworząc biały MgO i czarny węgiel: 2 Mg + CO₂ → 2 MgO + C. Oznacza to, że cząsteczka uznawana za końcowy produkt spalania węgla wciąż może działać jako źródło tlenu dla metalu o bardzo dużym powinowactwie do tlenu. To dlatego zwykła gaśnica CO₂ nie jest właściwym środkiem do pożarów magnezu. Dlatego pożary reaktywnych metali wymagają specjalnych metod gaszenia.
Promet (Pm, Z=61) jest jedynym lantanowcem bez stabilnego izotopu. Najdłużej żyjący znany izotop ma okres półtrwania około 17,7 roku, więc każdy promet istniejący podczas formowania Ziemi rozpadł się dawno temu. W skorupie mogą powstawać jedynie śladowe ilości na bieżąco, np. jako rzadkie produkty procesów jądrowych związanych z uranem. Pierwiastek zidentyfikowano jednoznacznie dopiero w produktach rozszczepienia uranu w latach 40. XX wieku. Nawet makroskopowe próbki muszą być więc produkowane sztucznie.
Rtęć jest jednym z niewielu metali ciekłych w temperaturze pokojowej. Nie da się tego dobrze wyjaśnić samym stwierdzeniem, że jej atomy „słabo się przyciągają”. W ciężkim atomie Hg elektrony wewnętrznych powłok osiągają prędkości, przy których relatywistyczne poprawki wyraźnie zmieniają energie i rozmiary orbitali. Obliczenia pierwszych zasad pokazują, że uwzględnienie tych efektów silnie obniża przewidywaną temperaturę topnienia rtęci; w modelu nierelatywistycznym metal byłby stały w temperaturze pokojowej.
W XIX wieku odkryto, że opór elektryczny selenu silnie zależy od oświetlenia. Światło zwiększa liczbę ruchliwych nośników ładunku, więc odpowiednio przygotowany selen przewodzi znacznie lepiej niż w ciemności. Zjawisko fotoprzewodnictwa stało się podstawą wczesnych światłoczułych komórek, ekspozytomierzy i rozwoju technologii obrazu, a później znalazło ważne zastosowanie w kserografii. Co istotne, historycznie próbowano tłumaczyć efekt przemianą alotropową, lecz eksperymenty wykazały, że zasadniczy mechanizm jest elektronowy.
Srebro ma najwyższą przewodność elektryczną spośród metali w temperaturze pokojowej. Mimo to domowe instalacje, silniki i większość kabli wykonuje się z miedzi. Powód nie leży w fizyce elektronów, lecz w bilansie technicznym i ekonomicznym: miedź przewodzi tylko nieco gorzej, a jest znacznie tańsza, szeroko dostępna i łatwa w obróbce. Srebro wykorzystuje się tam, gdzie niewielka poprawa oporu kontaktu, przewodności lub odporności powierzchniowej uzasadnia koszt — np. w specjalistycznych stykach i powłokach.
Większość cieczy wraz z ogrzewaniem staje się coraz rzadsza. Siarka potrafi zrobić coś odwrotnego. Tuż po stopieniu składa się głównie z pierścieni S₈ i płynie stosunkowo łatwo. Przy dalszym ogrzewaniu w pobliżu tzw. przejścia lambda pierścienie zaczynają się otwierać, a atomy tworzą długie polimerowe łańcuchy. Splątane łańcuchy radykalnie zwiększają lepkość cieczy. Jeszcze wyższa temperatura skraca łańcuchy i lepkość znowu spada. Jedna ciecz przechodzi więc przez niezwykłą przemianę strukturalną bez zmiany składu pierwiastkowego.
Nazwa „fosforescencja” historycznie sugeruje związek z fosforem, ale słaby zielonkawy blask białego fosforu na powietrzu nie jest klasyczną fosforescencją materiału magazynującego energię świetlną. Powstaje podczas powolnego utleniania P₄: reakcja chemiczna tworzy wzbudzone produkty pośrednie, które oddają część energii jako fotony. To chemiluminescencja. Mechanizm jest na tyle złożony, że intensywność zależy m.in. od stężenia tlenu i obecności pary wodnej, więc proste hasło „fosfor świeci, bo jest fosforem” jest błędne.
Pierwiastek 43 długo pozostawał pustym miejscem w układzie okresowym, ponieważ nie ma stabilnego izotopu i pierwotny technet na Ziemi dawno się rozpadł. W 1937 r. Carlo Perrier i Emilio Segrè zidentyfikowali technet w molibdenowej folii napromieniowanej w cyklotronie — był to pierwszy pierwiastek odkryty po wytworzeniu sztucznym. Nazwano go od greckiego technetos, „sztuczny”. Paradoksalnie później wykazano, że mikroskopijne ilości Tc powstają naturalnie, przede wszystkim w spontanicznym rozszczepieniu uranu.
O₂ i O₃ są odmianami alotropowymi tlenu: oba składają się tylko z atomów O, ale mają inną liczbę atomów w cząsteczce i inną strukturę elektronową. Ta pozornie drobna różnica radykalnie zmienia właściwości. O₂ jest względnie stabilnym gazem koniecznym dla oddychania tlenowego, podczas gdy O₃ jest znacznie bardziej reaktywnym utleniaczem i przy powierzchni Ziemi szkodzi organizmom. W stratosferze dokładnie ta sama cząsteczka O₃ pełni jednak pożyteczną rolę, pochłaniając część promieniowania UV. Ten sam pierwiastek może więc pełnić biologicznie przeciwne role zależnie od formy.
Argon stanowi około 0,93% suchego powietrza. To mniej niż azot i tlen, ale znacznie więcej niż CO₂, którego udział jest liczony w setnych częściach procenta. Gaz pozostaje mało zauważalny, ponieważ jest bezbarwny, bezwonny i wyjątkowo mało reaktywny. Jeszcze ciekawsze jest jego pochodzenie: ogromna większość atmosferycznego ^40Ar nie była obecna w tej postaci od początku historii Ziemi. Powstaje przez radioaktywny rozpad ^40K w skałach i przez miliardy lat stopniowo gromadziła się w atmosferze. To jednocześnie ślad miliardów lat geologicznej ewolucji Ziemi.
Wolfram ma najwyższą temperaturę topnienia spośród czystych metali: około 3414°C według Royal Society of Chemistry. Ta własność nie wynika z jednej „supermocy” atomu, lecz z wyjątkowo silnego wiązania w metalicznej sieci krystalicznej i wysokiej energii kohezji. Dzięki temu wolfram sprawdza się w elementach narażonych na ekstremalne temperatury, od dawnych włókien żarówek po specjalistyczne piece i elektrody. Rekord nie oznacza jednak, że wolfram jest zawsze najlepszym materiałem wysokotemperaturowym — liczą się też utlenianie, kruchość i warunki pracy.
Większość metali odbija światło widzialne dość równomiernie i wygląda srebrzyście. Złoto pochłania jednak znaczącą część światła niebieskiego, więc odbite widmo jest wzbogacone w żółć i czerwień. Kluczową rolę odgrywają efekty relatywistyczne w ciężkim atomie Au: stabilizują orbital 6s i pośrednio podnoszą energię 5d, zmniejszając przerwę energetyczną między stanami. Przejścia elektronowe zaczynają więc pochłaniać fotony już w widzialnym niebieskim zakresie zamiast dopiero w ultrafiolecie. Makroskopowa barwa metalu ujawnia tu fizykę ciężkiego atomu.
