جدول تناوبی

از ویکی‌پدیا، دانشنامهٔ آزاد
پرش به: ناوبری، جستجو
همچنین ببینید: 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 خارجی 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. از ابتدای جدول تا کالیفرنیم (و خود کالیفرنیم) همهٔ عنصرها در طبیعت پیدا می‌شوند اما باقی ماندهٔ آن‌ها در آزمایشگاه 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.

محتویات

ظاهر [ویرایش]

همهٔ نسخه‌های جدول تناوبی تنها دربردارندهٔ عنصرهای شیمیایی اند و مخلوط، ترکیب یا ذرات زیراتمی در آن‌ها جایی ندارد.[n ۱] هر عنصر شیمیایی یک عدد اتمی یکتا دارد و این عدد برابر با شُمار 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 معمولا در یک گروه جدول می‌افتند. هرچند گاهی استثنا هم دیده می‌شود برای نمونه در بلوک f و از برخی نظرها در بلوک d عنصرهایی که در یک دوره اند 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 باقی مانده 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]

نوشتار اصلی: گروه‌های جدول تناوبی

یک گروه یا خانواده یک ستون عمودی از جدول تناوبی است. عنصرهای یک گروه معمولا 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 Electron affinity (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 Electron affinity هم در طول یک دوره اندکی تغییر می‌کند. فلزها (عنصرهای سمت چپ دوره) معمولا نسبت به نافلزها (سمت راست دوره) Electron affinity 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 مقاوم (در برابر گرما) 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]

شعاع اتمی [ویرایش]

نوشتار اصلی: شعاع اتمی

تغییر شعاع اتمی در جدول تناوبی قابل پیشبینی و البته قابل توضیح است. برای نمونه شعاع اتمی عموما در طول هر دورهٔ جدول از فلزهای قلیایی به سوی گازهای نجیب کاهش می‌یابد ولی در گروه‌ها از بالا به پایین رو به افزایش است. نرخ تغییر شعاع اتمی میان گازهای نجیب در پایان یک دوره و فلزهای قلیایی در آغاز دوره، شیب تندی است. 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.[۲۸]

انرژی یونش [ویرایش]

نوشتار اصلی: انرژی یونش


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.[۲۹] 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) تقریبا برابر است با میانگین وزن عنصر پیش و پس از خود (عنصر اول و سوم).[۳۰] این پدیده به نام قانون سه تایی یا سه تایی دوبرآینر شناخته شد.[۳۱] 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.[۳۰]

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.[۳۲]

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.[۳۳]

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 معمولا الکترون‌های ظرفیت برابر هم دارند.[۳۴] 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[۳۵] اما هرگز پیگیر ادامهٔ آن نشد.[۳۶] او در ۱۸۷۰ عنصرها را برپایهٔ الکترون‌های لایهٔ ظرفیت (والانس) مرتبط کرد و به عنوان جدول پیشنهادی خود ارائه کرد.[۳۷]

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.[۳۸][۳۹] قانون هشتگان‌های نیولندز از سوی همکارانش احمقانه دانسته شد و جامعهٔ شیمی حاضر به انتشار کار او نشد.[۴۰] برخلاف این برخورد، نیولندز داده‌های جدول هشتایی خود را جمع آوری کرد و از آن برای پیشبینی عنصرهای ناشناخته مانند ژرمانیم بهره برد.[۴۱] جامعهٔ شیمی پنج سال پس از آنکه جدول تناوبی مندلیف به جهان معرفی شد به کار نیولندز بها داد.[۴۲]

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 منحصر به فرد، درخور توجه و البته تودرتو و پیچیده بود. چنین توصیفاتی مانع از شناسایی و پذیرش عمومی جدول او شد.[۴۳][۴۴]

جدول مندلیف [ویرایش]

دمیتری ایوانویچ مِندِلیف

جستارهای وابسته [ویرایش]

منابع [ویرایش]

  1. ↑ Greenwood, pp. 24–27
  2. ↑ Gray, p. 6
  3. ↑ Emsley, John (2011). Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (New ed.). New York, NY: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-960563-7. 
  4. ↑ Koppenol, W. H. (2002). "Naming of New Elements (IUPAC Recommendations 2002)" (PDF). Pure and Applied Chemistry 74 (5): 787–791. DOI:10.1351/pac200274050787. http://media.iupac.org/publications/pac/2002/pdf/7405x0787.pdf. 
  5. ↑ Haire, Richard G. (2006). "Fermium, Mendelevium, Nobelium and Lawrencium". In Morss; Edelstein, Norman M.; Fuger, Jean. The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements (3rd ed.). Dordrecht, The Netherlands: اشپرینگر ساینس+بیزینس مدیا. ISBN 1-4020-3555-1. 
  6. ↑ Gray, p. 233
  7. ↑ Scerri 2007, p. 24
  8. ↑ Messler, R. W. (2010). The essence of materials for engineers. Sudbury, MA: Jones & Bartlett Publishers. p. 32. ISBN 0763778338. 
  9. ↑ Bagnall, K. W. (1967), "Recent advances in actinide and lanthanide chemistry", in Fields, PR; Moeller, T, Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry, 71, American Chemical Society, pp. 1–12, DOI:10.1021/ba-1967-0071 
  10. ↑ Day, M. C.; Selbin, J. (1969). Theoretical inorganic chemistry (2nd ed.). New York, MA: Reinhold Book Corporation. p. 103. ISBN 0763778338. 
  11. ↑ Holman, J.; Hill, G. C. (2000). Chemistry in context (5th ed.). Walton-on-Thames: Nelson Thornes. p. 40. ISBN 0174482760. 
  12. ↑ Leigh, G. J. (1990). Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science. ISBN 0-632-02494-1. 
  13. ↑ Fluck, E. (1988). "New Notations in the Periodic Table". Pure Appl. Chem. (IUPAC) 60 (3): 431–436. DOI:10.1351/pac198860030431. http://www.iupac.org/publications/pac/1988/pdf/6003x0431.pdf. Retrieved 24 March 2012. 
  14. ↑ ۱۴٫۰ ۱۴٫۱ Moore, p. 111
  15. ↑ Greenwood, p. 30
  16. ↑ Stoker, Stephen H. (2007). General, organic, and biological chemistry. New York: Houghton Mifflin. p. 68. ISBN 978-0-618-73063-6. OCLC 52445586. 
  17. ↑ Mascetta, Joseph (2003). Chemistry The Easy Way (4th ed.). New York: Hauppauge. p. 50. ISBN 978-0-7641-1978-1. OCLC 52047235. 
  18. ↑ Kotz, John; Treichel, Paul; Townsend, John (2009). Chemistry and Chemical Reactivity, Volume 2 (7th ed.). Belmont: Thomson Brooks/Cole. p. 324. ISBN 978-0-495-38712-1. OCLC 220756597. 
  19. ↑ Gray, p. 12
  20. ↑ Jones, Chris (2002). d- and f-block chemistry. New York: J. Wiley & Sons. p. 2. ISBN 978-0-471-22476-1. OCLC 300468713. 
  21. ↑ Gray, p. 11
  22. ↑ Jespersen, N. D. (2010) (5 revised ed.). Hauppauge, NY: Barron's Educational Series. p. 117. ISBN 0764140507. 
  23. ↑ Sebring, B. R.; Schaff, M.E. (1980). Belmont, CA: Wadsworth Publishing. p. 128. ISBN 053400802X. 
  24. ↑ Manson, S. S.; Halford, G. R. (2006). Materials Park, Ohio: ASM International. p. 376. ISBN 0871708256. 
  25. ↑ Bullinger, Hans-Jörg (2009). Springer-Verlaglocation=Berlin. p. 8. ISBN 9783540885450. 
  26. ↑ ۲۶٫۰ ۲۶٫۱ Myers, R. (2003). The basics of chemistry. Westport, CT: Greenwood Publishing Group. pp. 61–67. ISBN 0313316643. 
  27. ↑ ۲۷٫۰ ۲۷٫۱ Chang, Raymond (2002). Chemistry (7 ed.). New York: McGraw-Hill. pp. 289–310; 340–42. ISBN 0-07-112072-6. 
  28. ↑ Greenwood, p. 27
  29. ↑ Siegfried, Robert (2002). From elements to atoms: a history of chemical composition. Philadelphia, Pennsylvania: Library of Congress Cataloging-in-Publication Data. p. 92. ISBN 0-87169-924-9. 
  30. ↑ ۳۰٫۰ ۳۰٫۱ Ball, p. 100
  31. ↑ Horvitz, Leslie (2002). Eureka!: Scientific Breakthroughs That Changed The World. New York: John Wiley. p. 43. ISBN 978-0-471-23341-1. OCLC 50766822. 
  32. ↑ van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier. p. 19. ISBN 0444407766. 
  33. ↑ Annales des Mines history page.
  34. ↑ Venable, pp. 85–86; 97
  35. ↑ Odling, W. (2002). "On the proportional numbers of the elements". Quarterly Journal of Science 1: 642–648 (643). 
  36. ↑ Scerri, Eric R. (2011). The periodic table: A very short introduction. Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0199582495. 
  37. ↑ Kaji, M. (2004). "Discovery of the periodic law: Mendeleev and other researchers on element classification in the 1860s". In Rouvray, D. H.; King, R. Bruce. The periodic table: Into the 21st Century. Research Studies Press. pp. 91–122 (95). ISBN 0-86380-292-3. 
  38. ↑ Newlands, John A. R. (20 August 1864). "On Relations Among the Equivalents". Chemical News 10: 94–95. http://web.lemoyne.edu/~giunta/EA/NEWLANDSann.HTML#newlands3. 
  39. ↑ Newlands, John A. R. (18 August 1865). "On the Law of Octaves". Chemical News 12: 83. http://web.lemoyne.edu/~giunta/EA/NEWLANDSann.HTML#newlands4. 
  40. ↑ Bryson, Bill (2004). A Short History of Nearly Everything. Black Swan. pp. 141–142. ISBN 978-0-552-15174-0. 
  41. ↑ Scerri 2007, p. 306
  42. ↑ Brock, W. H.; Knight (1965). "The Atomic Debates: 'Memorable and Interesting Evenings in the Life of the Chemical Society'". Isis (The University of Chicago Press) 56 (1): 5–25. 
  43. ↑ Scerri 2007, pp. 87, 92
  44. ↑ Kauffman, George B. (March 1969). "American forerunners of the periodic law". Journal of Chemical Education 46 (3): 128–135 (132). DOI:10.1021/ed046p128. 

پیوند به بیرون [ویرایش]

جستجو در ویکی‌انبار در ویکی‌انبار پرونده‌هایی دربارهٔ جدول تناوبی موجود است.

جدول تناوبی پویا

ن • ب • و
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.
رنگ عدد اتمی نمایش‌دهندهٔ فازهای ماده
(در شرایط استاندارد دما و فشار: 0 °C و 1 اتمسفر):
سیاه=جامد سبز=مایع قرمز=گاز خاکستری=نامعلوم
مرزها نمایش‌دهندهٔ وضعیت طبیعی:
 
Primordial From decay Synthetic


خطای یادکرد: خطای یادکرد: برچسب <ref> برای گروهی به نام «n» وجود دارد، اما برچسب <references group="n"/> متناظر پیدا نشد.

برگرفته از «http://fa.wikipedia.org/w/index.php?title=جدول_تناوبی&oldid=10216415»