جدول تناوبی

از ویکی‌پدیا، دانشنامهٔ آزاد
پرش به: ناوبری، جستجو
نوشتار(های) وابسته: جدول تناوبی (بزرگ)
جدول تناوبی عناصر

جدول تناوبی عنصرهای شیمیایی، نمایش جدولی عنصرهای شیمیایی بر پایهٔ عدد اتمی، آرایش الکترونی و ویژگی‌های شیمیایی آن‌ها است. ترتیب جایگیری عنصرها در این جدول از عدد اتمی کمتر به سوی عدد اتمی (شمار پروتون‌های) بالاتر است. شکل استاندارد این جدول ۱۸ × ۷ است؛ عنصرهای اصلی در بالا و دو ردیف کوچکتر از عنصرها در پایین جای دارد. می‌توان این جدول را به چهار مستطیل شکست، این چهار ستون مستطیلی عبارتند از: بلوک اس در سمت چپ، بلوک پی در راست، بلوک دی در وسط و بلوک اف یا همان فلزات واسطهٔ داخلی در پایین. ردیف‌های این جدول، دوره و ستون‌های آن یا همان ستون‌های s و d و p، گروه‌های جدول تناوبی نام دارند. همچنین گاهی برخی از این گروه‌های نام‌های ویژه‌ای دارند برای نمونه گروه هالوژن‌ها و گازهای نجیب از آن جمله‌اند. هدف از ساخت جدول تناوبی چه به شکل مستطیلی و چه به شکل‌های دیگر برای بررسی بهتر ویژگی‌های شیمیایی عنصرها بوده است این جدول کاربرد زیادی در دانش شیمی و پردازش رفتار عنصرها دارد.

اعتبار جدول تناوبی به پای دیمیتری مندلیف نوشته شده است با اینکه پیشروان دیگری پیش از او وجود داشته‌اند. او این جدول را در سال ۱۸۶۹ منتشر کرد این نخستین جدولی بود که به این گستردگی مرتب شده بود. مندلیف این جدول را درست کرد تا ویژگی‌های دوره‌ای آنچه که بعدها «عنصر» نام گرفت را بهتر نشان دهد. وی توانسته بود برخی ویژگی‌های عنصرهایی که هنوز کشف نشده بود را پیشبینی کند و جای آن‌ها را خالی گذاشته بود. کم کم با پیشرفت دانش، عنصرهای تازه تری شناسایی شد و جای خالی عنصرها در جدول پُر شد. با شناسایی عنصرهای نو و گسترش شبیه سازی‌های نظری دربارهٔ رفتار شیمیایی مواد، جدول آن روز مندلیف بسیار گستده تر شده است.

همهٔ عنصرهای شیمیایی از عدد اتمی ۱ (هیدروژن) تا ۱۱۸ (آن‌ان‌اکتیوم) شناسایی یا ساخته شده‌اند. دانشمندان هنوز به دنبال ساخت عنصرهای پس از آن‌ان‌اکتیوم اند و البته این پرسش را پیشرو دارند که عنصرهای تازه تر چگونه جدول را اصلاح خواهند کرد. همچنین ایزوتوپ‌های پرتوزای بسیاری هم در آزمایشگاه ساخته شده است.

ظاهر[ویرایش]

همهٔ نسخه‌های جدول تناوبی تنها دربردارندهٔ عنصرهای شیمیایی اند و مخلوط، ترکیب یا ذرات زیراتمی در آن‌ها جایی ندارد.[پ ۱] هر عنصر شیمیایی یک عدد اتمی یکتا دارد و این عدد برابر با شمار پروتون‌ها در هستهٔ اتمش است. عنصرها می‌توانند در اتم‌های گوناگون شُمار نوترون‌های متفاوت داشته باشند در این حالت به آن‌ها ایزوتوپ گفته می‌شود. برای نمونه کربن سه ایزوتوپ طبیعی دارد همهٔ ایزوتوپ‌های کربن ۶ پروتون، و بیشتر آن‌ها ۶ نوترون دارند اما یک درصد آن‌ها ۷ نوترون و شمار کمتری از آن‌ها ۸ نوترون دارد. ایزوتوپ‌ها هرگز در جدول تناوبی به صورت از هم جدا، نمایش داده نمی‌شوند بلکه به صورت دسته‌ای با هم زیر عنصر می‌آیند. عنصرهایی که هیچ ایزوتوپ پایداری ندارند جرم اتمی پایدارترین ایزوتوپشان را خواهند داشت و جرم‌های اتمی آن‌ها درون پرانتز فهرست می‌شود.[۱]

در جدول تناوبی استاندارد عنصرها به ترتیب عدد اتمی (شمار پروتون‌ها در هسته) کمتر به بیشتر مرتب شده‌اند. یک ردیف تازه در جدول (دورهٔ جدول تناوبی) با یک لایهٔ الکترونی تازه و نخستین الکترونش آغاز می‌شود. عنصرهایی که در یک ستون جدول (گروه) جای می‌گیرند همگی شمار الکترون‌های برابر در لایهٔ آخر الکترونی خود دارند به عبارت دیگر آرایش الکترونی لایه آخر آن‌ها یکسان است مانند اکسیژن و سلنیم که هر دو در یک ستون اند و هر دو چهار الکترون در لایهٔ بیرونی آرایش الکترونی خود یعنی تراز P، دارند. عنصرهایی که ویژگی‌های شیمیایی همانندی دارند معمولاً در یک گروه جدول می‌افتند اما در بلوک f و از برخی نظرها در بلوک d عنصرهایی که در یک دوره اند هم ویژگی‌های نزدیک به هم از خود نشان می‌دهند. در نتیجه به آسانی می‌توان ویژگی‌های شیمیایی یک عنصر را با آگاهی از عنصرهای پیرامونی اش پیش بینی کرد.[۲]

تا سال ۲۰۱۲ جدول تناوبی ۱۱۸ عنصر داشته است که ۱۱۴ تا از آن‌ها به صورت رسمی از سوی اتحادیه بین‌المللی شیمی محض و کاربردی پذیرفته و نامگذاری شده‌اند. ۹۸ عنصر از ۱۱۸ تا به صورت طبیعی پدید آمده‌اند و از آن میان ۸۴ مورد از روز پدیداری زمین ثابت بوده‌اند در حالی که ۱۴ تای باقی‌مانده در زنجیرهٔ نیمه‌عمر افتاده‌اند یا به عبارت دیگر پرتوزایند.[۳] همهٔ عنصرهای میان اینشتینیم و کوپرنیسیم و همچنین دو عنصر فلروویوم و لیورموریوم در طبیعت پدید نیامده‌اند بلکه در آزمایشگاه ساخته شده‌اند سپس آیوپاک آن‌ها را به طور رسمی پذیرفته است. گزارش شده که عنصرهای ۱۱۳، ۱۱۷، ۱۱۵ و ۱۱۸ هم در آزمایشگاه ساخته شده‌اند اما هنوز آیوپاک آن‌ها را تایید نکرده است. برای همین این عنصرها هنوز با نام ترکیب شیمیایی و بر پایهٔ عدد اتمی‌شان شناخته می‌شوند.[۴] تاکنون عنصری سنگین‌تر از اینشتینیم (عنصر ۹۹) در طبیعت به صورت خالص در اندازهٔ قابل مشاهده، پیدا نشده است.[۵] از سال ۲۰۱۲ هنوز عنصری که ۱۱۸ را رد کند ساخته نشده است.[۶]

روش دسته‌بندی[ویرایش]

گروه[ویرایش]

یک گروه یا خانواده یک ستون عمودی از جدول تناوبی است. عنصرهای یک گروه معمولاً ویژگی‌های نزدیک به هم بیشتری دارند تا عنصرهای یک دوره یا بلوک. دانش مکانیک کوانتوم نشان می‌دهد که دربارهٔ ساختار اتمی پژوهش می‌کند نشان می‌دهد که چون عنصرهای موجود در یک گروه همگی از آرایش الکترونی یکسانی در لایهٔ آخر الکترونی برخوردارند[۷] برای همین ویژگی‌های شیمیایی همانندی از خود نشان می‌دهند و هرچه عدد اتمی آن‌ها بالاتر می‌رود ویژگی‌هایشان بیشتر نمود پیدا می‌کند.[۸] با این حال گاهی در بلوک d و f همانندی‌های عنصرهای یک دوره به اندازهٔ همانندی‌ها در یک گروه مهم اند. به همانندی (شباهت) در یک دوره، همانندی افقی و در یک گروه، همانندی عمودی می گوییم.[۹][۱۰][۱۱]

بر اساس یک قرارداد جهانی، گروه‌ها از ۱ تا ۱۸ شماره‌گذاری شده‌اند که گروه شمارهٔ یک را نخستین گروه از چپ (فلزهای قلیایی) و آخرین گروه را گروه نخست از راست (گازهای نجیب) در نظر گرفته‌اند.[۱۲] در گذشته شمارهٔ گروه‌ها را با عددهای رومی نشان می‌دادند. همچنین در آمریکا برای گروه‌های بلوک اس و پی یک حرف A و برای عنصرهای بلوک دی یک حرف B در کنار شمارهٔ رومی گروه می‌گذاشتند. برای نمونه برای نشان دادن گروه چهار می‌نوشتند: IVB و برای گروه چهاردهم یا عنصرهای گروه کربن می‌نوشتند.IVA در اروپا هم همین روش بکار می‌آمد با این تفاوت که حرف A برای گروه‌های پیش از گروه ۱۰ و حرف B برای عنصرهای گروه ۱۰ و گروه‌های پس از آن بکار می‌رفت. در سال ۱۹۸۸ آیوپاک سامانهٔ نام‌گذاری تازه‌ای را پیشنهاد کرد و روش‌های پیشین همگی فراموش شد.[۱۳]

نام‌گذاری نخستین گروه‌ها
گروه نام
1 فلزهای قلیایی
2 فلزهای قلیایی خاکی
11 فلزهای سکه
12 فلزهای فرار (کم کاربرد)
13 گروه بور
14 گروه کربن
15 گروه نیتروژن
16 کالکوژن‌ها
17 هالوژن‌ها
18 گاز نجیب;

عنصرهای یک گروه در شعاع اتمی، انرژی یونش و الکترون‌دوستی به هم مانند اند. از بالا به پایین، شعاع اتمی عنصرها افزایش می‌یابد در نتیجه الکترون‌های لایهٔ آخر در فاصلهٔ دورتری از هسته جای می‌گیرند چون ترازهای انرژی بیشتری پُر شده‌اند. از بالا به پایین، انرژی یونش کاهش می‌یابد چون الکترون‌ها کمتر به هسته پیوند خورده‌اند و آسان تر می‌توان آن‌ها را جدا کرد. با تحلیل مشابه، از بالا به پایین الکترون‌دوستی عنصرها کاهش می‌یابد چون فاصلهٔ میان الکترون‌های لایهٔ آخر و هسته افزایش می‌یابد.[۱۴] البته در این میان استثناهایی هم وجود دارد. برای نمونه در گروه ۱۱ الکترون‌دوستی از بالا به پایین افزایش می‌یابد.[۱۵]

دوره[ویرایش]

نوشتار اصلی: دوره (جدول تناوبی)

یک دوره در جدول تناوبی، یک ردیف افقی از این جدول است. با اینکه عنصرها در یک گروه همانندی‌های بسیاری دارند اما بخش‌هایی از دوره‌ها هستند که از اهمیتی بیش از گروه‌ها برخوردارند. مانند بلوک اف، جایی که لانتانیدها و آکتینیدها دو مجموعهٔ افقی از عنصرهای جدول را می‌سازند.[۱۶]

عنصرها در یک دوره همانندی‌هایی از دید شعاع اتمی، انرژی یونی شدن، الکترون‌دوستی و الکترون‌خواهی (مقدار انرژی آزاد شده هنگامی که یک الکترون به یک مولکول یا اتم خنثی افزوده می‌شود) از خود نشان می‌دهند. در یک دوره از چپ به راست، شعاع اتمی کاهش می‌یابد این پدیده، به این دلیل است که با افزایش عدد اتمی در یک دوره شمار لایه‌های الکترونی ثابت است اما شمار پروتون‌ها افزایش می‌یابد برای همین الکترون‌ها بیشتر به سوی هسته کشیده می‌شوند.[۱۷] کاهش شعاع اتمی باعث افزایش انرژی یونی شدن می‌شود (از چپ به راست). هرچه پیوندها در یک عنصر محکم تر باشد انرژی بیشتری هم برای جداسازی یک الکترون نیاز است. الکترون‌دوستی مانند انرژی یونی شدن رفتار می‌کند و از چپ به راست افزایش می‌یابد چون کشش هسته بر روی الکترون‌ها افزایش می‌یابد.[۱۴] همچنین مقدار الکترون‌خواهی هم در طول یک دوره اندکی تغییر می‌کند. فلزها (عنصرهای سمت چپ دوره) معمولاً نسبت به نافلزها (سمت راست دوره) الکترون‌خواهی پایین تری دارند. این قانون برای گازهای نجیب برقرار نیست.[۱۸]

بلوک[ویرایش]

چون لایهٔ آخر الکترونی از اهمیت ویژه‌ای برخوردار است، جدول تناوبی به بخش‌هایی وابسته به این لایه‌های الکترونی تقسیم شده است. به هر یک از این بخش‌ها یک بلوک می گویند.[۱۹] بلوک اس دربردارندهٔ دو گروه نخست جدول (فلزهای قلیایی و قلیایی خاکی) و دو عنصر هیدروژن و هلیم است. بلوک پی دربردارندهٔ شش گروه آخر جدول، گروه‌های ۱۳ تا ۱۸ آیوپاک (۳A تا ۸A در نامگذاری آمریکایی) است. همهٔ شبه‌فلزات در این بلوک جای می‌گیرند. بلوک دی دربردارندهٔ گروه‌های ۳ تا ۱۲ آیوپاک (۳B تا ۸B در نامگذاری آمریکایی) و همهٔ فلزات واسطه است. بلوک اف که بیشتر در پایین بدنهٔ اصلی جدول جای می‌گیرد دربردارندهٔ لانتانیدها و اکتینیدها است.[۲۰]

دیگر قراردادها[ویرایش]

در نمایش جدول تناوبی، لانتانیدها و اکتینیدها بیشتر به صورت دو ردیف اضافی در زیر بدنهٔ اصلی جدول گذاشته می‌شوند،[۲۱] همچنین در این نمایش دو تک خانه از بدنهٔ اصلی جدول به یکی از عنصرهای این دو مجموعه اختصاص داده می‌شود. برای نمونه یکی از عنصرهای لانتانیوم یا لوتتیم (برای لانتانیدها) و اکتینیم یا لارنسیم (برای اکتینیدها) را بر می‌گزینند و آن‌ها را به ترتیب در یک تک خانه میان باریم و هافنیم، و رادیم و رادرفوردیم می‌گذارند. در دیگر جدول‌ها دو مجموعهٔ لانتانیدها و اکتینیدها به صورت دو ردیف (دوره) در میانهٔ بدنهٔ اصلی جدول جای داده می‌شود.

Periodic table with f-block separated
Periodic table with inline f-block
جدول تناوبی با بلوک اف که به صورت جداگانه در پایین آمده (راست)، بلوک اف در میانهٔ جدول (چپ)

در برخی جدول‌ها یک خط جداکنندهٔ فلزها از نافلزها هم گنجانده می‌شود.[۲۲] همچنین ممکن است در یک جدول دسته‌های گوناگونی از عنصرها برجسته تر نمایان شوند، برای نمونه می‌توان به فلزهای واسطه، Post-transition metal و شبه‌فلزها اشاره کرد.[۲۳] همچنین بسته به کاربرد جدول، ممکن است گروه‌های ویژه‌ای از عنصرها مانند فلزهای دیرگداز و فلزهای کم‌یاب که خود زیرگروه فلزهای واسطه‌اند هم ممکن است گاهی پررنگ تر نمایش داده شوند.[۲۴][۲۵]

ویژگی‌های تناوبی[ویرایش]

آرایش الکترونی[ویرایش]

نوشتار اصلی: آرایش الکترونی
روش پرکردن لایه‌های الکترونی رو به تراز انرژی بالاتر برپایهٔ اصل آفبا.
جدول تناوبی به همراه برخی ویژگی‌های تناوبی در عنصرها.

آرایش الکترونی عنصرهای جدول، الگویی تکرار شونده دارند. الکترون‌ها در هر عنصر، مجموعه‌ای از لایه‌های الکترونی را پُر می‌کند. هر لایهٔ الکترونی از یک یا چند زیرلایه ساخته شده است که به آن‌ها لایه‌های s و p و d و f و g گفته می‌شود. هر چه عدد اتمی افزایش یابد، لایه‌ها و زیرلایه‌های الکترونی بیشتری پُر می‌شود. این لایه‌ها بر پایهٔ اصل آفبا یا قانون تراز انرژی پر می‌شوند (همانند نموداری که کشیده شده است). برای نمونه آرایش الکترونی نئون با عدد اتمی ۱۰ عبارت است از: 1s2 2s2 2p6 که دو الکترون در لایهٔ نخست و هشت الکترون در لایهٔ دوم (دو تا در زیرلایهٔ s و شش تا در زیرلایهٔ p) جای می‌گیرد. برای نمونه فلزهای قلیایی و عنصر هیدروژن همگی تنها یک الکترون در لایهٔ اس دارند.[۲۶][۲۷]

ویژگی‌های یک عنصر بیشتر به آرایش الکترونی اش وابسته است درنتیجه چون آرایش الکترونی عنصرها در جدول از نظم روشنی پیروی می‌کند، می‌توان برخی رفتارهای فیزیکی و شیمیایی عنصرها در جدول را پیش بینی کرد. در جدول کناری به برخی از این رفتارها اشاره شده است. پیش از آنکه نیلز بور نظریه اش پیرامون آرایش الکترونی را مطرح کند، با توجه به این ویژگی پله‌کانی عنصرها، جای عنصرها در جدول پیش بینی شده بود.[۲۶][۲۷]

نمودار عدد اتمی برحسب شعاع اتمی (برای شعاع اتمی گازهای نجیب، استاتین، فرانسیوم و همه عناصر سنگین تر از آمریسیوم داده‌ای وجود ندارد.)

شعاع اتمی[ویرایش]

نوشتار اصلی: شعاع اتمی

اندازه‌گیری شعاع اتمی یک اتم به صورت مجزا امکان‌پذیر نیست. ولی می‌توان با اندازه‌گیری فاصلهٔ میان هسته‌های دو اتم که با هم پیوند دارند، شعاع اتمی آن‌ها را به دست آورد. برای نمونه، هنگامی که دو اتم یک عنصر با یکدیگر پیوند دارند، شعاع اتمی هر یک از آن‌ها نصف طول پیوند دو اتم است. هرچند که این مقدار در پیوندهای مختلف، اندکی متفاوت است؛ ولی می‌توان یک میانگین را برای شعاع اتمی در نظر گرفت. به طور کلی، با حرکت به سمت چپ و پایین جدول تناوبی، شعاع اتمی افزایش می‌یابد.[۲۸] این تغییر شعاع اتمی و در کنار آن تغییر در ویژگی‌های فیزیکی و شیمیایی عنصرها را می‌توان با کمک نظریه‌های اتمی دربارهٔ لایه‌های الکترونی توضیح داد. این تغییرها شاهدی بر درستی نظریهٔ کوانتوم است.[۲۹]

عناصر واسطه از الگوی کلی تغییرات شعاع اتمی پیروی نمی‌کنند. در آغاز پر شدن لایهٔ d شعاع اتمی کاهش می‌یابد که نرخ آن از نرخ کاهش عناصر گروه ۲ نسبت به گروه ۱ بسیار کمتر است. ولی در اتم‌های انتهایی، روند افزایشی وجود دارد.[۳۰]

انرژی یونش[ویرایش]

انرژی یونش: هر دوره با مقدار کمینه برای فلز قلیایی آغاز می‌شود و با مقدار بیشینه برای گاز نجیب پایان می‌یابد.
نوشتار اصلی: انرژی یونش

نخستین انرژی یونش، انرژی لازم برای کندن سست‌ترین الکترون از یک اتم خنثی در حالت گازی است. انرژی‌های یونش بالاتر نیز به همین ترتیب تعریف می‌شوند. برای یک اتم مشخص، انرژی‌های یونش متوالی با افزایش درجهٔ یونش، افزایش می‌یابند. بر الکترون‌های لایه‌های نزدیک‌تر به هسته، نیروی جاذبهٔ الکترواستاتیک بیشتری اعمال می‌شود. بنابراین انرژی مورد نیاز برای جداسازی آن‌ها نیز بیشتر است. انرژی یونش با حرکت به سمت بالا و راست جدول تناوبی، افزایش می‌یابد.[۳۰]

در هر دورهٔ جدول، دو پرش بزرگ دیده می‌شود. یک پرش در گذر از گاز نجیب به فلز قلیایی بعدی است. پرش دوم که کوچکتر است، پیش از گروه ۱۳ رخ می‌دهد. در هر دو حالت، آخرین لایهٔ آرایش الکترونی پر شده و الکترون بعدی در لایهٔ جدید قرار می‌گیرد. بنابراین انرژی مورد نیاز برای جدا کردن آن، بسیار کمتر خواهد بود. چنین رخدادی در انرژی‌های یونش متوالی یک عنصر نیز مشاهده می‌شود. هنگامی که همهٔ الکترون‌های یک لایه جدا شوند، انرژی یونش بعدی به شدت افزایش می‌یابد.[۳۱]

الکترونگاتیوی[ویرایش]

نمودار افزایش الکترونگاتیوی با افزایش عدد اتمی در هر دوره
نوشتار اصلی: الکترونگاتیوی

الکترونگاتیوی تمایل یک اتم به جذب الکترون است که به دو عامل عدد اتمی و فاصلهٔ الکترون‌های لایهٔ آخر با هسته وابسته است. این ویژگی در سال ۱۹۳۲ توسط لینوس پاولینگ پیشنهاد شد. الکترونگاتیوی با حرکت به سمت بالا و راست جدول تناوبی، افزایش می‌یابد. فلوئور بیشترین و سزیم کمترین میزان الکترونگاتیوی را در میان عناصری که در طبیعت یافت می‌شوند، دارا هستند.[۳۲]

استثناهایی در تغییرات تناوبی الکترونگاتیوی مشاهده می‌شوند. الکترونگاتیوی عناصر گروه ۱۳ و ۱۴ در دورهٔ چهارم بیشتر از دورهٔ سوم است که دلیل آن، پر شدن لایهٔ d (که درونی‌تر است) و کمتر شدن شعاع اتمی است. استثنای دیگر، بالا بودن غیرعادی الکترونگاتیوی سرب در مقایسه با عناصر پیرامونش است که به نظر می‌رسد به دلیل اشکال در تحلیل داده‌ها باشد.[۳۳]

تفاوت الکترونگاتیوی میان دو اتم که پیوندی را تشکیل می‌دهند، میزان خصلت یونی آن پیوند را نشان می‌دهد. هرچه این تفاوت بیشتر باشد، پیوند دو اتم قطبی‌تر است. برای نمونه، در پیوند میان نافلزها که تفاوت الکترونگاتیوی اندک است، پیوند کووالانسی با قطبیت کم یا غیر قطبی است. ولی پیوند میان یک فلز و یک نافلز به دلیل تفاوت قابل توجه الکترونگاتیوی دو اتم، از نوع پیوند یونی است. معیار الکترونگاتیوی چندان دقیق نیست. زیرا دو اتم ممکن است به شکل‌های گوناگونی با یکدیگر پیوند داشته‌باشند. (برای نمونه الکترونگاتیوی فسفر در دو ترکیب PF3 و PF5 با یکدیگر متفاوت است.)[۳۳]

الکترون‌خواهی[ویرایش]

نوشتار اصلی: الکترون‌خواهی

الکترون‌خواهی، انرژی واکنش افزوده شدن یک الکترون به یک اتم در حالت گازی و تبدیل اتم خنثی به یون منفی است. برای بیشتر عناصر، این فرایند با آزاد شدن انرژی همراه است و در نتیجه، مقدار الکترون‌خواهی برای نخستین الکترون، مقداری منفی است. تنها الکترون‌خواهی فلزات قلیایی خاکی (گروه ۲)، گروه‌های ۷ و ۱۲ و گازهای نجیب (گروه ۱۸) مثبت است. (در واقع، برای این عناصر مقدار تجربی الکترون‌خواهی اندازه‌گیری نشده‌است.) دلیل این رخداد، پر بودن (مانند گروه ۲، ۱۲ و ۱۸) یا نیمه‌پر بودن آخرین لایهٔ آرایش الکترونی این عناصر (مانند گروه ۷) است. الکترون‌خواهی عناصر گروه ۱۵ نیز به دلیل نیمه‌پر بودن لایهٔ p کمتر از گروه‌های مجاور است. در هر دوره، بیشترین الکترون‌خواهی منفی مربوط به گروه هالوژن‌ها است. کلر بیشترین مقدار الکترون‌خواهی را در میان عناصر جدول تناوبی دارد.[۳۴]

پیشینه[ویرایش]

نخستین تلاش‌ها[ویرایش]

ترتیب شناسایی عنصرها از زمان باستان تا امروز.
قرمز: شناخته شده در دوران باستان
نارنجی: شناخته شده در هنگامهٔ لاوازیه در ۱۷۸۹
زرد: شناخته شده در هنگامهٔ مندلیف در ۱۸۶۹
سبز: شناخته شده در هنگامهٔ دمینگ در ۱۹۲۳
آبی: شناخته شده در هنگامهٔ سیبورگ در ۱۹۴۵
خاکستری: شناخته شده تا سال ۲۰۰۰
بنفش: شناخته شده تا سال ۲۰۱۲

در سال ۱۷۸۹ آنتوان لاووازیه فهرستی از ۳۳ عنصر شیمیایی را منتشر کرد. او این عنصرها را زیر نام‌های گازی، فلزی، نافلزی و خاکی دسته بندی کرده بود.[۳۵] از سده‌های گذشته شیمیدانان همواره در پی یک دسته بندی دقیق برای عنصرها بوده‌اند. در سال ۱۸۲۹ یوهان ولفگنگ دوبرآینر دریافت که بسیاری از عنصرها را می‌توان بسته به ویژگی‌های شیمیایی شان در دسته‌های سه تایی بخش بندی کرد. برای نمونه لیتیم، سدیم و پتاسیم را با هم در دستهٔ فلزهای واکنش پذیر نرم گذاشت. همچنین او متوجه شد که وقتی عنصرها را به ترتیب وزن اتمی دسته بندی می‌کند، وزن عنصر دوم (میانی) تقریباً برابر است با میانگین وزن عنصر پیش و پس از خود (عنصر اول و سوم).[۳۶] این پدیده به نام قانون سه تایی یا سه تایی دوبرآینر شناخته شد.[۳۷] شیمیدان آلمانی لئوپولد گملین با همین روش ادامه داد و تا سال ۱۸۴۳ توانست ده دستهٔ سه تایی، سه دستهٔ چهارتایی و یک دستهٔ پنج تایی را شناسایی کند. در سال ۱۸۵۷ ژان باتیست آندره دوما توانست ارتباط‌هایی میان دسته‌های گوناگون فلزها بدست آورد. تا این دوره شیمیدانان گوناگون توانسته بودند ارتباط‌های گوناگونی میان دسته‌های کوچک عنصرها بدست آورند اما هیچ یک جدول کلی ارائه نکرده بود.[۳۶]

در ۱۸۵۸ شیمیدان آلمانی فریدریش آگوست ککوله مشاهده کرد که کربن همواره با چهار اتم پیرامون خود پیوند برقرار می‌کند. برای نمونه در متان یک کربن با چهار هیدروژن پیرامون خود پیوند خورده است. این مفهوم کم کم با نام والانس یا الکترون‌های ظرفیت شناخته شد به معنی تعداد عنصرهای گوناگون که با اتم‌های گوناگون با هم پیوند می‌خورند.[۳۸]

در ۱۸۶۲ یک زمین شناس فرانسوی به نام الکساندر-امیل بگویه دو شانکورتوآ یک نمای اولیه از جدول تناوبی را منتشر کرد. او نام آن را مارپیچ خاکی یا مارپیچ گذاشت. او نخستین کسی بود که متوجه ویژگی‌های تناوبی عنصرها شد و آن‌ها را به تریب عدد اتمی از کمتر به بیشتر در یک استوانهٔ مارپیچ مرتب کرد. همچنین او نشان داد که عنصرهایی که ویژگی‌های مانند هم دارند در فاصله‌ای ثابت از هم قرار دارند (شمار عنصرهای میان آن‌ها همیشه ثابت است). جدول او برخی یون‌ها و ترکیب‌ها را هم دربرداشت. مقاله‌ای که او دربارهٔ جدولش منتشر کرد بیشتر مطالب مربوط به زمین شناسی را داشت تا دانش شیمی، برای همین تا پیش از جدول دیمیتری مندلیف توجه کمی را به خود جلب کرد.[۳۹]

در ۱۸۶۴ شیمی دان آلمانی، جولیوس لوتار میر جدولی ساخته شده از ۴۴ عنصر را بر پایهٔ الکترون‌های لایهٔ ظرفیت (والانس) ارائه کرد. این جدول نشان می‌داد که عنصرهایی که ویژگی‌های مانند هم دارند معمولاً الکترون‌های ظرفیت برابر هم دارند.[۴۰] همزمان شیمیدان انگلیسی، ویلیام آدلینگ هم جدولی ساخته شده از ۵۷ عنصر منتشر کرد. جدول آدلینگ بر پایهٔ وزن اتمی بود که چندین جای خالی و نکتهٔ غیرمعمول در آن دیده می‌شد. او متوجه مفهوم تناوبی بودن جرم اتمی در میان عنصرها و مسئلهٔ گروه بندی عنصرها در جدول شده بود[۴۱] اما هرگز پیگیر ادامهٔ آن نشد.[۴۲] او در ۱۸۷۰ عنصرها را برپایهٔ الکترون‌های لایهٔ ظرفیت (والانس) مرتبط کرد و به عنوان جدول پیشنهادی خود ارائه کرد.[۴۳]

جدول تناوبی نیولندز که در سال ۱۸۶۶ به جامعهٔ شیمی ارائه شده بود و برپایهٔ قانون هشتگان‌ها بود.

شیمیدان انگلیسی جان نیولندز از سال ۱۸۶۳ تا ۱۸۶۶ مجموعه مقالاتی را منتشر کرد. او در این مقاله‌ها توضیح می‌داد که هنگامی که عنصرها به ترتیب از عدد اتمی کمتر به بیشتر مرتب شوند در دسته‌های هشتایی ویژگی‌های فیزیکی و شیمیایی همانندی را تکرار می‌کنند او این تناوب و تکرار هشت تایی را به هشتگان‌های موسیقی همانند کرد.[۴۴][۴۵] قانون هشتگان‌های نیولندز از سوی همکارانش احمقانه دانسته شد و جامعهٔ شیمی حاضر به انتشار کار او نشد.[۴۶] برخلاف این برخورد، نیولندز داده‌های جدول هشتایی خود را جمع آوری کرد و از آن برای پیشبینی عنصرهای ناشناخته مانند ژرمانیم بهره برد.[۴۷] جامعهٔ شیمی پنج سال پس از آنکه جدول تناوبی مندلیف به جهان معرفی شد به کار نیولندز بها داد.[۴۸]

در سال ۱۸۶۷ یک شیمیدان زادهٔ دانمارک به نام گوستاووس هنریکس یک جدول تناوبی مارپیچ پیشنهاد کرد این جدول برپایهٔ طیف اتمی، وزن و همانندی‌های شیمیایی بود. جدول او به عنوان کاری، منحصربه‌فرد، درخور توجه و البته تودرتو و پیچیده دانسته شد. چنین توصیفاتی مانع از شناسایی و پذیرش عمومی جدول او شد.[۴۹][۵۰]

جدول مندلیف[ویرایش]

دیمیتری ایوانویچ مِندِلیف

استاد روس شیمی، دیمیتری مندلیف و شیمی دان آلمانی، ژولیوس لوتار میر، هر یک به صورت مستقل جدولی را به ترتیب در سال‌های ۱۸۶۹ و ۱۸۷۰ منتشر کردند.[۵۱] جدول مندلیف، نخستین نسخه از کارش بود درحالی که جدولی که میر منتشر کرد، نسخهٔ گشترش یافتهٔ جدول پیشین او بود که در سال ۱۸۶۴ منتشر کرده بود.[۵۲] آن‌ها هر دو عنصرها را در ردیف‌ها و ستون‌ها به ترتیب وزن اتمی فهرست کرده بودند. در هر دو جدول در آغاز یک ستون یا ردیف، ویژگی‌های عنصرها مرتب تکرار می‌شد.[۵۳]

مندلیف در این جدول دو انتخاب مهم کرده بود که باعث شد تا جدولش مورد پذیرش عمومی قرار گیرد: نخست اینکه جای عنصرهایی را که هنوز شناسایی نشده بود را خالی گذاشته بود.[۵۴] مندلیف نخستین شیمی دانی نبود که چنین کرده بوداما نخستین کسی بود که با توجه به ردپایی که از جدول داشت جای عنصرها را پیشبینی کرده بود، عنصرهایی مانند گالیم و ژرمانیم عنصرهایی بودند که بعداً شناسایی شدند.[۵۵] انتخاب دوم مندلیف در جاگذاری و دسته بندی عنصرها بود، او گاهی ویژگی وزن اتمی را نادیده گرفته بود و به جایش عنصرها را با توجه به ویژگی‌های شیمیایی جاگذاری کرده بود. عنصرهایی مانند تلوریم و ید از این دست بودند. بعدها با پیشرفت علم معلوم شد که مندلیف بدون اینکه بداند عنصرها را به ترتیب افزایش عدد اتمی و بار هسته مرتب کرده بود.[۵۶]

اهمیت عدد اتمی در جاگذاری عنصرها در جدول تناوبی نادیده گرفته می‌شد تا اینکه وجود و ویژگی‌های پروتون و نوترون در هسته فهمیده شد.

گسترش در آینده[ویرایش]

نسخهٔ نخست جدول تناوبی که از سوی مندلیف در سال ۱۸۷۱ منتشر شد.

مندلیف در سال ۱۸۷۱ جدولش را به روز کرد و جزئیات بیشتری از عنصرهایی که جایشان را پیشبینی می‌کرد، ارائه داد. او باور داشت که این عنصرها وجود دارند اما هنوز شناسایی نشده‌اند.[۵۷] با گذر زمان و شناسایی عنصرهایی که به صورت طبیعی یافت می‌شوند، جاهای خالی کم کم پر شد. باور عمومی چنین است که آخرین عنصر شناسایی شده‌ای که به صورت طبیعی پدید می‌آید فرانسیم است که در سال ۱۹۳۹ شناسایی شد. مندلیف این عنصر را اکا-سزیم (اکا به معنی همانند) نامیده بود.[۵۸] پس از آن، در سال ۱۹۴۰ عنصر پلوتونیم به صورت آزمایشگاهی تولید شد اما در سال ۱۹۷۱ دانشمندان به این نتیجه رسیدند که این عنصر به صورت طبیعی ساخته می‌شود.[۵۹]

جدول تناوبی پرکاربرد امروزی[۶۰] که به نام جدول تناوبی استاندارد یا جدول تناوبی متداول نیز شناخته می‌شود، جدولی است که به شیمیدان آمریکایی هوراس گرووز دمینگ نسبت داده می‌شود. دمینگ در ۱۹۲۳ دو نسخهٔ کوتاه (نسخهٔ مندلیفی) و معمولی (نسخهٔ ۱۸ ستونی) جدول تناوبی را منتشر کرد.[۶۱] [پ ۲] بعدها در سال ۱۹۲۸ نسخهٔ ۱۸ ستونی جدول دمینگ به صورت گسترده در دسترس مدرسه‌های آمریکا قرار گرفت. تا دههٔ ۱۹۳۰ جدول دمینگ در بسیاری از کتاب‌ها و دانشنامه‌های شیمی در دسترس بود. همچنین برای سال‌ها توسط انتشارات علمی سرجنت-ولچ منتشر می‌شد.[۶۲][۶۳][۶۴]

گلن سیبورگ که در سال ۱۹۴۵ پیشنهاد کرد که الکترون‌های اکتینیدها به لایهٔ دوم بلوک اف تعلق دارند

با پیشرفت دانش مکانیک کوانتوم و افزایش دانش دربارهٔ الکترون و نقش آن‌ها در اتم، روشن کرد جایگیری عنصرها در هر دوره (ردیف) از جدول تناوبی با پر شدن یکی از لایه‌های الکترونی همسنگ است. اتم‌های بزرگتر الکترون‌ها و در نتیجه زیرلایه‌های بیشتری دارند پس در ادامه طول دوره‌های جدول بیشتر می‌شود.[۶۵]

در ۱۹۴۵، دانشمند آمریکایی گلن سیبورگ گفت که الکترون‌ها در اکتینیدها مانند لانتانیدها بلوک اف از لایه‌های الکترونی را پر می‌کنند چرا که پیش از آن فرض می‌شد که الکترون‌ها در بلوک دی جای می‌گیرند. همکار سیبورگ به او توصیه کرد که چنین مطلبی را منتشر نکند و آیندهٔ کاری خود را به خطر نیندازد با این حال او پیشنهاد خود را ارائه داد که از سوی جامعهٔ علمی درست دانسته شد. سیبورگ به تلاش خود ادامه داد و در سال ۱۹۵۱ توانست جایزهٔ نوبل شیمی را به خاطر کار بر روی اکتینیدها از آن خود کند.[۶۶][۶۷][پ ۳]

قالب‌های جایگزین[ویرایش]

جدول تناوبی تئودور بنفی

غیر از جدول تناوبی استاندارد، جدول‌های تناوبی گوناگونی تا کنون ساخته شده است. با گذشت ۱۰۰ سال از معرفی جدول از سوی مندلیف در سال ۱۸۶۹، نزدیک به ۷۰۰ نسخهٔ گوناگون از جدول تناوبی معرفی و منتشر شد.[۶۸] غیر از قالب معمول که به شکل مستطیلی بود قالب‌هایی دیگری مانند[پ ۴] دایره‌ای، مکعبی، استوانه‌ای، هرمی، مارپیچ، کروی، مربعی، حلزونی، منشور هشت وجهی، به صورت تو در تو (مانند نماد بی نهایت ) و حتی جدا جدا هم ساخته شد. هدف از پیشنهاد چنین قالب‌هایی بیشتر تاکید بر روی یک ویژگی فیزیکی یا شیمیایی ویژه از عنصرها است که در جدول تناوبی سنتی به خوبی دیده نمی‌شود.[۶۸]

یکی از قالب‌های جایگزین و شناخته شدهٔ جدول،[۶۹] نسخه‌ای است که به تئودور بنفی (۱۹۶۰) نسبت می‌دهند. در جدول بنفی، عنصرها به صورت یک مارپیچ پیوسته در کنار هم جای گرفته‌اند به گونه‌ای که هیدروژن در مرکز مارپیچ و عنصرهای واسطه، لانتانیدها و اکتینیدها به صورت بیرونزدگی در کنار جای گرفته‌اند. (مانند شکل)[۷۰]

بیشتر جدول‌های تناوبی دو بُعدی اند.[۳] با این حال پیش از آنکه مندلیف جدولش را معرفی کند در سال ۱۸۶۲ جدول سه بعدی هم پیشنهاد شده بود. جدول‌های تازه تر مانند دسته بندی کورتین (۱۹۲۵)،[۷۱] نظام Lamina رینگلی (۱۹۴۹)،[۷۲] جدول حلزونی گیگر (۱۹۶۵)[۷۳][پ ۵]، درخت تناوبی دوفور (۱۹۹۶)[۷۴] و جدول تناوبی استاو (۱۹۸۹)[۷۵] همگی به صورت چهاربعدی توصیف شده‌اند. به این صورت که سه بُعد آن، بعدهای فضایی و یک بُعد، رنگ آن در نظر گرفته شده است.[۷۶]

پرسش‌ها و تناقض‌های امروز جدول[ویرایش]

عنصرهای با ویژگی‌های شیمیایی ناشناخته[ویرایش]

با وجود آنکه عنصرهای جدول تا آن‌ان‌اکتیوم شناسایی شده‌اند اما تنها تا عنصرهای هاسیم (عنصر ۱۰۸) و کوپرنیسیم (عنصر ۱۱۲) ویژگی‌های شیمیایی شناخته شده دارند. در حالی که دیگر عنصرها رفتاری متفاوت از آنچه برایشان از راه برون یابی پیشبینی می‌شود از خود نشان می‌دهند. برای نمونه برخی پژوهش‌ها می‌گوید که با اینکه عنصر فلروویوم در گروه کربن جای دارد[۷۷] اما باید رفتاری همانند گاز بی اثر رادون از خود نشان دهد،[۷۸] البته آزمایش‌های تازه تر همانندی‌های در رفتار شیمیایی فلروویوم و عنصر سرب پیدا کرده‌اند که این با جدول تناوبی همخوانی بیشتری دارد.[۷۹]

گسترش بیشتر جدول تناوبی[ویرایش]

هنوز روشن نیست که آیا عنصرهای تازه تر که در آینده شناسایی می‌شوند در ردیف هشتم (دورهٔ هشتم) جای می‌گیرند یا به کلی نظم جدول را به هم می‌ریزند. گلن سیبورگ بر این باور بود که دورهٔ هشتم جدول به گونه‌ای است که دو عنصر ۱۱۹ و ۱۲۰ از بلوک اس، ۱۸ عنصر از بلوک جی و ۳۰ عنصر از بلوک‌های اف، دی و پی را دربر می‌گیرد.[۸۰] برخی فیزیکدانان امروز مانند پکا پیکو به صورت نظری به این نتیجه رسیده‌اند که این عنصرهای تازه تر، از اصل آفبا که توضیح دهندهٔ چگونگی پُر شدن لایه‌های الکترونی است، پیروی نخواهند کرد به این ترتیب با شناسایی عنصرهای تازه تر ظاهر جدول تناوبی دچار دگرگونی خواهد شد.[۸۱]

بالاترین عدد اتمی ممکن[ویرایش]

بالاترین عدد اتمی ممکن هنوز روشن نیست. نخستین بار الیوت آدامز در ۱۹۱۱ با توجه به شمار عنصرهای جای گرفته در هر ردیف به این نتیجه رسیده بود که وزن اتمی بالاتر از ۲۵۶± (یعنی عنصرهای ۹۹ و ۱۰۰ امروز) ناممکن است و وجود ندارد.[۸۲] پس از آن گفته شد که جدول تناوبی به زودی پس از جزیرهٔ پایداری به پایان خواهد رسید.[۸۳] بر پایهٔ این پیشبینی باید نزدیک به عنصر ۱۲۶ ام جدول به پایان می‌رسید. پس از آن جان امزلی[۳] و ریچارد فاینمن[۸۴] هر یک به ترتیب پیشبینی کردند که عنصر ۱۲۸ ام و ۱۳۷ ام آخرین عنصرهای جدول اند و در نهایت آلبرت خزان گفت که عنصر ۱۵۵ ام عنصر آخر است.[۸۵][پ ۶]

مدل بور

مدل بور داشتن عدد اتمی بالاتر از ۱۳۷ را ناممکن می داند چون در این صورت باید الکترون‌های ۱s با سرعتی بیشتر از سرعت نور حرکت کند. بنابراین مدل غیر نسبیتی بور در این کاربرد دقیق نیست.[۸۶]

جای هیدروژن و هلیم[ویرایش]

هیدروژن و هلیم گاهی در جایی گذاشته می‌شوند که مطابق آرایش الکترونی شان نیست. برای نمونه برپایهٔ شمار الکترون‌ها معمولاً هیدروژن بالای لیتیم جای می‌گیرد اما چون گاهی رفتاری همانند فلوئور[۸۷] یا کربن[۸۷] از خود نشان می‌دهد بالای این دو عنصر هم گذاشته می‌شود. در حالت‌هایی که رفتار هیدروژن مانند هیچ عنصری دانسته نمی‌شود برایش یک گروه تعریف می‌کنند و آن را در گروه خودش می‌گذارند.[۸۸] اما هلیم تقریباً همیشه در بالای نئون جای می‌گیرد چون رفتار شیمیایی بسیار همانندی دارند با این حال دیده شده که آن را بالای برلیم[۸۹] هم بگذارند چون آرایش الکترونی نزدیک به هم دارند. (هلیم: ۱s۲ برلیم: [He] ۲s۲)

عنصرهای تناوب ۶ و ۷ در گروه سوم جدول[ویرایش]

گروه سه جدول از چهار عنصر ساخته شده است که دو عنصر نخست یعنی اسکاندیم و ایتریم مورد پذیرش همه است اما بر سر دو عنصر بعدی اختلاف است، برخی می گویند دو عنصر بعدی، لانتان و اکتینیم اند و برخی دیگر می گویند لوتتیم و لارنسیم باید باشند. برسر ویژگی‌های فیزیکی و شیمیایی این عنصرها در نظم جدول بحث است که هنوز همگان را قانع نکرده است.[۹۰]

گروه‌هایی که فلزهای واسطه را دربردارند[ویرایش]

بر پایه تعریف آیوپاک، فلز واسطه به عنصری گویند که زیرلایه d آن پر نشده‌است یا با ناقص بودن زیرلایه d خود می‌تواند کاتیون‌ها را افزایش دهد. با این تعریف، همه عنصرهای گروه ۳ تا ۱۱ در گروه فلزهای واسطه قرار می‌گیرند. ولی عنصرهای گروه ۱۲ (شامل روی، کادمیوم و جیوه) جزء فلزهای واسطه نیستند.[۹۱] بعضی شیمی‌دانان عقیده دارند که همه عنصرهای بلوک d (از جمله گروه ۱۲) در دسته فلزات واسطه هستند. در این حالت، عناصر گروه ۱۲ به عنوان حالت خاصی از عناصر واسطه در نظر گرفته می‌شوند که الکترون‌های زیرلایه d آن‌ها در پیوند شیمیایی شرکت نمی‌کنند.

کشف تازه مبنی بر آن که جیوه می‌تواند از الکترون‌های زیرلایه d خود در تشکیل جیوه فلوئورید (HgF4) استفاده کند، بعضی مفسران را بر آن داشته که پیشنهاد دهند جیوه می‌تواند در گروه عناصر واسطه قرار گیرد[۹۲]. ولی بعضی دیگر معتقد هستند که امکان ساخته‌شدن این ماده تنها در شرایط بسیار غیرمعمول وجود دارد. بنابراین با هیچ تفسیری نمی‌توان جیوه را جزء فلزهای واسطه قرار داد[۹۳].

بعضی دیگر از شیمی‌دانان، عنصرهای گروه ۳ را از تعریف فلزهای واسطه خارج می‌کنند. دلیل آنان، این است که این عنصرها هیچ یونی با زیرلایه d ناقص ایجاد نمی‌کنند و ویژگی‌های شیمیایی فلزهای واسطه را ندارند[۹۴]. در این حالت، تنها عنصرهای گروه ۴ تا ۱۱ به عنوان فلز واسطه در نظر گرفته می‌شوند.

قالب بهینهٔ جدول[ویرایش]

در حال حاضر، شکل‌های گوناگونی از جدول تناوبی وجود دارند و دانشمندان نمی‌دانند که شکل بهینه یا قطعی جدول تناوبی چیست. به نظر می‌رسد که پاسخ این پرسش وابسته به آن است که آیا تناوب شیمیایی که میان عنصرها دیده می‌شود، یک حقیقت بنیادی است که در تمام جهان وجود دارد یا چنین تناوبی، محصول تفسیر ذهنی انسان، منوط به باورها، شرایط و علاقه ناظران انسانی است. یک مبنای عینی برای تناوب‌های شیمیایی می‌تواند پرسش‌هایی از جمله مکان هیدروژن و هلیم و عنصرهای گروه ۳ را پاسخ دهد. تصور می شود که چنین حقیقت اساسی، در صورت وجود، هنوز کشف نشده‌است. در نبود آن، شکل‌های گوناگون جدول تناوبی را می‌توان به عنوان نسخه‌های گوناگون تناوب شیمیایی در نظر گرفت. هر شکلی، جنبه‌ها، ویژگی‌ها و رابطه‌های مختلفی میان عنصرها را بررسی می‌کند و مد نظر قرار می‌دهد[۹۵].

جستارهای وابسته[ویرایش]

پانویس[ویرایش]

  1. بعضی جدول‌ها شامل عنصر صفر نیز هستند (به عنوان ماده‌ای که فقط دارای نوترون است). البته این مطلب، فراگیر نشده‌است. برای نمونه، می‌توان به کهکشان شیمی ساحته فیلیپ استوارت اشاره کرد.
  2. یکی از اسلاف جدول ۱۸ ستونه دمینگ را می‌توانید در جدول تناوبی ۱۶ ستونه آدامز در ۱۹۱۱[۹۶] ببینید. آدامز از قرار دادن عنصرهای خاکی کمیاب و عنصرهای رادیواکتیو (مانند اکتینیدها) در بخش اصلی جدول خود، چشم‌پوشی کرد و به جای آن، آن‌ها را به عنوان بخشی جدا قرار داد. ببینید: Elliot Q. A. (1911). "A modification of the periodic table". Journal of the American Chemical Society. 33(5): 684–688 (687)
  3. یک ردیف بیش از اندازه بلند جدول تنابی برای عنصرهای شناخته شده و کشف نشده با وزن اتمی بیش‌تر از بیسموت (برای مثال، شامل توریوم، پروتاکتینیم و اورانیوم) پیشتر در سال ۱۸۹۲ توصیه شده‌بود. بیشتر محققان چنین فرض می‌کردند که این عنصرها مشابه عنصرهای انتقالی سری سوم (شامل هافنیم، تانتالم و تنگستن هستند). تا هنگامی که تشابهاتی با ساختار الکترونی لانتانیدها برقرار شد، وجود سری انتقالی داخلی دوم به صورت اکتینیدها پذیرفته نشده‌بود. ببینید: See: van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier. p. 315–316, ISBN 0-444-40776-6.
  4. برای مشاهده تصویر این قالب‌ها پایگاه داده اینترنتی جدول‌های تناوبی را ببینید.
  5. تصویر متحرک جدول تناوبی گیگر که در اینترنت (از جمله در اینجا) موجود است، خطاهای بسیاری دارد. از جمله این که هیدروژن و هلیم را شامل نمی‌شود. گیگر، هیدروژن را بالای لیتیم و هلیم را بالای بریلیم در نظر گرفت. ببینید: Giguère P.A. (۱۹۶۶). "The "new look" for the periodic system". Chemistry in Canada ۱۸ (۱۲): ۳۶–۳۹ (ص. ۳۷ را ببینید).
  6. کارول (۲۰۰۲، ص. ۶۳) معتقد است که ممکن است هنگامی که عددهای اتمی بسیار بزرگ باشند، اثرات گرانشی قابل توجه شوند و به این ترتیب، بر سایر رفتارهای ناپایداری هسته‌های فوق سنگین غلبه کنند و این که ستاره‌های نوترونی (دارای عددهای اتمی با مرتبه بزرگی ۱۰۲۱) می‌توانند به عنوان نشانه‌هایی از سنگین‌ترین عناصر شناخته‌شده در جهان در نظر گرفته شوند.

منابع[ویرایش]

  1. Greenwood, pp. 24–27
  2. Gray, p. 6
  3. ۳٫۰ ۳٫۱ ۳٫۲ Emsley، John. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. ویرایش New. New York, NY: Oxford University Press، 2011. شابک ‎۹۷۸-۰-۱۹-۹۶۰۵۶۳-۷. 
  4. Koppenol، W. H.. «Naming of New Elements (IUPAC Recommendations 2002)». Pure and Applied Chemistry، 2002، 787–791. 
  5. . شابک ‎۱-۴۰۲۰-۳۵۵۵-۱. 
  6. Gray, p. 233
  7. Scerri 2007, p. 24
  8. Messler، R. W.. The essence of materials for engineers. Sudbury, MA: Jones & Bartlett Publishers، 2010. 32. شابک ‎۰۷۶۳۷۷۸۳۳۸. 
  9. Bagnall، K. W.. «Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry». Recent advances in actinide and lanthanide chemistry (American Chemical Society)، 1967، 1–12. 
  10. Day، M. C. و J. Selbin. Theoretical inorganic chemistry. ویرایش 2nd. New York, MA: Reinhold Book Corporation، 1969. شابک ‎۰۷۶۳۷۷۸۳۳۸. 
  11. Holman، J. و G. C. Hill. Chemistry in context. ویرایش 5th. Walton-on-Thames: Nelson Thornes، 2000. شابک ‎۰۱۷۴۴۸۲۷۶۰. 
  12. Leigh، G. J.. Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science، 1990. شابک ‎۰-۶۳۲-۰۲۴۹۴-۱. 
  13. Fluck، E.. «New Notations in the Periodic Table». Pure Appl. Chem. (IUPAC)، ش. 3 (1988): 431–436. بازبینی‌شده در 24 March 2012. 
  14. ۱۴٫۰ ۱۴٫۱ Moore, p. 111
  15. Greenwood, p. 30
  16. Stoker، Stephen H.. General, organic, and biological chemistry. New York: Houghton Mifflin، 2007. شابک ‎۹۷۸-۰-۶۱۸-۷۳۰۶۳-۶. OCLC ۵۲۴۴۵۵۸۶. 
  17. Mascetta، Joseph. Chemistry The Easy Way. ویرایش 4th. New York: Hauppauge، 2003. شابک ‎۹۷۸-۰-۷۶۴۱-۱۹۷۸-۱. OCLC ۵۲۰۴۷۲۳۵. 
  18. Kotz، John، Paul Treichel و John Townsend. Chemistry and Chemical Reactivity, Volume 2. ویرایش 7th. Belmont: Thomson Brooks/Cole، 2009. شابک ‎۹۷۸-۰-۴۹۵-۳۸۷۱۲-۱. OCLC ۲۲۰۷۵۶۵۹۷. 
  19. Gray, p. 12
  20. Jones، Chris. d- and f-block chemistry. New York: J. Wiley & Sons، 2002. شابک ‎۹۷۸-۰-۴۷۱-۲۲۴۷۶-۱. OCLC ۳۰۰۴۶۸۷۱۳. 
  21. Gray, p. 11
  22. Jespersen، N. D.. Barron's AP chemistry. ویرایش 5 revised. Hauppauge, NY: Barron's Educational Series، 2010. 117. شابک ‎۰۷۶۴۱۴۰۵۰۷. 
  23. Sebring، M.E. و B. R. Schaff. General chemistry. Belmont, CA: Wadsworth Publishing، 1980. 128. شابک ‎۰۵۳۴۰۰۸۰۲X. 
  24. Manson، S. S. و G. R. Halford. Fatigue and durability of structural materials. Materials Park, Ohio: ASM International، 2006. 376. شابک ‎۰۸۷۱۷۰۸۲۵۶. 
  25. Bullinger، Hans-Jörg. Technology guide: Principles, applications, trends. Springer-Verlaglocation=Berlin، 2009. 8. شابک ‎۹۷۸۳۵۴۰۸۸۵۴۵۰. 
  26. ۲۶٫۰ ۲۶٫۱ Myers، R.. The basics of chemistry. Westport, CT: Greenwood Publishing Group، 2003. 61–67. شابک ‎۰۳۱۳۳۱۶۶۴۳. 
  27. ۲۷٫۰ ۲۷٫۱ Chang، Raymond. Chemistry. ویرایش 7. New York: McGraw-Hill، 2002. 289–310; 340–42. شابک ‎۰-۰۷-۱۱۲۰۷۲-۶. 
  28. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۳.
  29. Greenwood, p. 27
  30. ۳۰٫۰ ۳۰٫۱ مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۴.
  31. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۵.
  32. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۱۱۰.
  33. ۳۳٫۰ ۳۳٫۱ مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۱۱۱.
  34. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۶.
  35. Siegfried، Robert. From elements to atoms: a history of chemical composition. Philadelphia, Pennsylvania: Library of Congress Cataloging-in-Publication Data، ۲۰۰۲. شابک ‎۰-۸۷۱۶۹-۹۲۴-۹. 
  36. ۳۶٫۰ ۳۶٫۱ Ball, p. 100
  37. Horvitz، Leslie. Eureka!: Scientific Breakthroughs That Changed The World. New York: John Wiley، ۲۰۰۲. شابک ‎۹۷۸-۰-۴۷۱-۲۳۳۴۱-۱. OCLC ۵۰۷۶۶۸۲۲. 
  38. van Spronsen، J. W.. The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier، ۱۹۶۹. شابک ‎۰۴۴۴۴۰۷۷۶۶. 
  39. Annales des Mines history page.
  40. Venable, pp. 85–86; 97
  41. Odling، W.. «On the proportional numbers of the elements». Quarterly Journal of Science، ۲۰۰۲، ۶۴۲–۶۴۸ (۶۴۳). 
  42. Scerri، Eric R.. The periodic table: A very short introduction. Oxford: Oxford University Press، ۲۰۱۱. شابک ‎۹۷۸-۰۱۹۹۵۸۲۴۹۵. 
  43. Kaji، M.. The periodic table: Into the 21st Century. Research Studies Press. ۹۱–۱۲۲ (۹۵). شابک ‎۰-۸۶۳۸۰-۲۹۲-۳. 
  44. Newlands, John A. R.. «On Relations Among the Equivalents». Chemical News، 20 August 1864، ۹۴–۹۵. 
  45. Newlands, John A. R.. «On the Law of Octaves». Chemical News، 18 August 1865. 
  46. Bryson، Bill. A Short History of Nearly Everything. Black Swan، ۲۰۰۴. ۱۴۱–۱۴۲. شابک ‎۹۷۸-۰-۵۵۲-۱۵۱۷۴-۰. 
  47. Scerri 2007, p. 306
  48. Brock، W. H. و Knight. «The Atomic Debates: 'Memorable and Interesting Evenings in the Life of the Chemical Society'». Isis (The University of Chicago Press)، ۱۹۶۵، ۵–۲۵. 
  49. Scerri 2007, pp. 87, 92
  50. Journal of Chemical Education. doi:10.1021/ed046p128. 
  51. Mendelejew، Dimitri. «Über die Beziehungen der Eigenschaften zu den Atomgewichten der Elemente». Zeitschrift für Chemie، 1869، 405–406. 
  52. Venable, pp. 96–97; 100–102
  53. Ball, pp. 100–102
  54. Pullman, Bernard. The Atom in the History of Human Thought. Oxford University Press، 1998. شابک ‎۰-۱۹-۵۱۵۰۴۰-۶. 
  55. Ball, p. 105
  56. Atkins, P. W.. The Periodic Kingdom. HarperCollins Publishers, Inc.، 1995. شابک ‎۰-۴۶۵-۰۷۲۶۵-۸. 
  57. Scerri 2007, p. 112
  58. Kaji، Masanori. «D.I. Mendeleev's Concept of Chemical Elements and the Principle of Chemistry». Bull. Hist. Chem. (Tokyo Institute of Technology)، 2002، 4–16. بازبینی‌شده در 11 June 2012. 
  59. «Detection of Plutonium-244 in Nature». Nature، 132–134. Bibcode۱۹۷۱Natur.۲۳۴..۱۳۲H. doi:10.1038/234132a0. 
  60. Gray, p. 12
  61. Deming، Horace G. General chemistry: An elementary survey. New York: J. Wiley & Sons، 1923. 160, 165. 
  62. Abraham، M، D Coshow و W Fix. Periodicity:A source book module, version 1.0. New York: Chemsource, Inc.. 
  63. Emsley، J. «Mendeleyev's dream table». New Scientist، 7 March 1985، 32–36(36). 
  64. Fluck، E. «New notations in the period table». Pure & Applied Chemistry، 1988، 431–436 (432). 
  65. Ball, p. 111
  66. Scerri 2007, pp. 270‒71
  67. Masterton، William L.، Cecile N. Hurley و Edward J. Neth. Chemistry: Principles and reactions. ویرایش 7th. Belmont, CA: Brooks/Cole Cengage Learning. شابک ‎۱۱۱۱۴۲۷۱۰۰. 
  68. ۶۸٫۰ ۶۸٫۱ Scerri 2007, p. ۲۰
  69. Emsely، J و R Sharp. «The periodic table: Top of the charts». The Independent، 21 June 2010. 
  70. Seaborg، Glenn. «Plutonium: The Ornery Element». Chemistry، ۱۹۶۴. 
  71. Mark R. Leach. «۱۹۲۵ Courtines' Periodic Classification». بازبینی‌شده در 16 October 2012. 
  72. Mark R. Leach. «۱۹۴۹ Wringley's Lamina System». بازبینی‌شده در 16 October 2012. 
  73. Mazurs، E.G.. Graphical Representations of the Periodic System During One Hundred Years. Alabama: University of Alabama Press، ۱۹۷۴. ۱۱۱. شابک ‎۹۷۸-۰-۸۱۷۳-۳۲۰۰-۶. 
  74. Mark R. Leach. «۱۹۹۶ Dufour's Periodic Tree». بازبینی‌شده در 16 October 2012. 
  75. Mark R. Leach. «۱۹۸۹ Physicist's Periodic Table by Timothy Stowe». بازبینی‌شده در 16 October 2012. 
  76. Bradley، David. «At last, a definitive periodic table?». ChemViews Magazine، 20 July 2011. 
  77. Schändel، Matthias. The Chemistry of Superheavy Elements. Dordrecht: Kluwer Academic Publishers، ۲۰۰۳. شابک ‎۱-۴۰۲۰-۱۲۵۰-۰. 
  78. Gas Phase Chemistry of Superheavy Elements, lecture by Heinz W. Gäggeler, Nov. ۲۰۰۷. Last accessed on 12 Dec 2008.
  79. Scerri 2011, pp. ۱۴۲–۱۴۳
  80. Frazier، K.. «Superheavy Elements». Science News، ۱۹۷۸، ۲۳۶–۲۳۸. JSTOR ۳۹۶۳۰۰۶. 
  81. Pyykkö، Pekka. «A suggested periodic table up to Z ≤ ۱۷۲, based on Dirac–Fock calculations on atoms and ions». Physical Chemistry Chemical Physics، ۲۰۱۱، ۱۶۱–۱۶۸. Bibcode۲۰۱۱PCCP...۱۳..۱۶۱P. PMID ۲۰۹۶۷۳۷۷. 
  82. Elliot، Q. A.. «A modification of the periodic table». Journal of the American Chemical Society، ۱۹۱۱، ۶۸۴–۶۸8 (688). 
  83. Glenn Seaborg. «transuranium element (chemical element)». Encyclopædia Britannica، ca. ۲۰۰۶. بازبینی‌شده در 2010-03-16. 
  84. Elert، G.. «Atomic Models». بازبینی‌شده در 2009-10-09. 
  85. Emsley، John. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. ویرایش New. New York, NY: Oxford University Press، ۲۰۱۱. شابک ‎۹۷۸-۰-۱۹-۹۶۰۵۶۳-۷. 
  86. Eisberg، R. و R. Resnick. Quantum Physics of Atoms, Molecules, Solids, Nuclei and Particles. Wiley، ۱۹۸۵. 
  87. ۸۷٫۰ ۸۷٫۱ Cronyn، Marshall W.. «The Proper Place for Hydrogen in the Periodic Table». Journal of Chemical Education، ۲۰۰۳، ۹۴۷–۹۵۱. Bibcode۲۰۰۳JChEd..۸۰..۹۴۷C. doi:10.1021/ed080p947. 
  88. Gray, p. ۱۴
  89. Gray, p. ۱۲
  90. Scerri، E. «Mendeleev's Periodic Table Is Finally Completed and What To Do about Group ۳?». Chemistry International، ۲۰۱۲. 
  91. IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version:  (2006–) "transition element".
  92. Xuefang Wang، Lester Andrews، Sebastian Riedel و Martin Kaupp. «Mercury Is a Transition Metal: The First Experimental Evidence for HgF4». Angew. Chem. Int. Ed.، ش. 44 (2007): 8371–8375. 
  93. William B. Jensen. «Is Mercury Now a Transition Element?». J. Chem. Educ.، ش. 9 (2008): 1182–1183. 
  94. Rayner-Canham، G و T Overton. Descriptive inorganic chemistry. ویرایش 4th. New York: W H Freeman. 484–485. شابک ‎۰-۷۱۶۷-۸۹۶۳-۹. 
  95. Francl، Michelle. «Table manners». Nature Chemistry، ش. 2 (May 2009): 97–98. 
  96. جدول تناوبی ۱۶ ستونه آدامز در ۱۹۱۱

پیوند به بیرون[ویرایش]

جدول تناوبی (استاندارد)
گروه ۱ ۲
۳ ۴ ۵ ۶ ۷ ۸ ۹ ۱۰ ۱۱ ۱۲ ۱۳ ۱۴ ۱۵ ۱۶ ۱۷ ۱۸
ردیف
۱ ۱
H

۲
He
۲ ۳
Li
۴
Be


۵
B
۶
C
۷
N
۸
O
۹
F
۱۰
Ne
۳ ۱۱
Na
۱۲
Mg


۱۳
Al
۱۴
Si
۱۵
P
۱۶
S
۱۷
Cl
۱۸
Ar
۴ ۱۹
K
۲۰
Ca

۲۱
Sc
۲۲
Ti
۲۳
V
۲۴
Cr
۲۵
Mn
۲۶
Fe
۲۷
Co
۲۸
Ni
۲۹
Cu
۳۰
Zn
۳۱
Ga
۳۲
Ge
۳۳
As
۳۴
Se
۳۵
Br
۳۶
Kr
۵ ۳۷
Rb
۳۸
Sr

۳۹
Y
۴۰
Zr
۴۱
Nb
۴۲
Mo
۴۳
Tc
۴۴
Ru
۴۵
Rh
۴۶
Pd
۴۷
Ag
۴۸
Cd
۴۹
In
۵۰
Sn
۵۱
Sb
۵۲
Te
۵۳
I
۵۴
Xe
۶ ۵۵
Cs
۵۶
Ba
*
۷۱
Lu
۷۲
Hf
۷۳
Ta
۷۴
W
۷۵
Re
۷۶
Os
۷۷
Ir
۷۸
Pt
۷۹
Au
۸۰
Hg
۸۱
Tl
۸۲
Pb
۸۳
Bi
۸۴
Po
۸۵
At
۸۶
Rn
۷ ۸۷
 Fr 
۸۸
Ra
**
۱۰۳
Lr
۱۰۴
Rf
۱۰۵
Db
۱۰۶
Sg
۱۰۷
Bh
۱۰۸
Hs
۱۰۹
Mt
۱۱۰
Ds
۱۱۱
Uuu
۱۱۲
Uub
۱۱۳
Uut
۱۱۴
Uuq
۱۱۵
Uup
۱۱۶
Uuh
۱۱۷
Uus
۱۱۸
Uuo

* لانتانیدها ۵۷
La
۵۸
Ce
۵۹
Pr
۶۰
Nd
۶۱
Pm
۶۲
Sm
۶۳
Eu
۶۴
Gd
۶۵
Tb
۶۶
Dy
۶۷
Ho
۶۸
Er
۶۹
Tm
۷۰
Yb
** آکتینیدها ۸۹
Ac
۹۰
Th
۹۱
Pa
۹۲
U
۹۳
Np
۹۴
Pu
۹۵
Am
۹۶
Cm
۹۷
Bk
۹۸
Cf
۹۹
Es
۱۰۰
Fm
۱۰۱
Md
۱۰۲
No

این یک جدول تناوبی 18 ستونی است که به عنوان جدول تناوبی استاندارد یا معمول، دانسته می‌شود. این جدول در مقایسه با جدول تناوبی کوتاه یا قالب مندلیف که در آن‌ها گروه‌های 3 تا 12 حذف شده است، با نام جدول تناوبی بلند هم خوانده می‌شود. در جدول تناوبی پهن دو ردیف لانتانیدها و آکتینیدها به حای آنکه جداگانه در پایین جدول بیایند، در درون جدول جای گرفته‌اند. جدول تناوبی گسترش یافته علاوه بر دو دورهٔ ۸ و ۹، سوپراکتینیدها را هم در خود جای داده است.

رده‌ها و زیررده‌ها در محدوده فلزی–غیر فلزی

فلز شبه‌فلزات نافلزها خصوصیات
ناشناخته
شیمیایی
فلز
قلیایی
فلز
قلیایی خاکی
Inner transition metal فلز
واسطه
Post-transition
metal
دیگر
نافلزها
هالوژن گاز
نجیب
لانتانیدها آکتینیدها
رنگ عدد اتمی نشان‌دهندهٔ فازهای ماده
(در شرایط استاندارد: ۰ سانتی‌گراد و ۱ اتمسفر):
مشکی=جامد سبز=مایع قرمز=گاز خاکستری=ناشناخته
حاشیه نشان‌دهندهٔ رخداد طبیعی:
 
دیرینه به واسطهٔ فروپاشی مصنوعی