جدول تناوبی

از ویکی‌پدیا، دانشنامهٔ آزاد
پرش به: ناوبری، جستجو
نوشتار(های) وابسته: جدول تناوبی با جزئیات
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 (شمار پروتون‌های) کمتر به سوی عدد اتمی 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 بلوک مستطیلی عبارتند از: بلوک اس در سمت چپ، بلوک پی در راست، بلوک دی (فلزات واسطه) در وسط و بلوک اف (فلزات واسطهٔ داخلی) در پایین. ردیف‌های این جدول، دوره و ستون‌های آن، گروه‌های جدول تناوبی نام دارند. همچنین گاهی برخی از این گروه‌ها 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، بررسی بهتر ویژگی‌های شیمیایی عنصرها بوده است. این جدول، کاربرد زیادی در دانش شیمی و پردازش رفتار عنصرها دارد.

جدول تناوبی با نام دیمیتری مندلیف شناخته 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 تهیه 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. کم‌کم با پیشرفت دانش، عنصرهای تازه‌ای شناسایی شد و جای خالی عنصرها در جدول پُر شد. با شناسایی عنصرهای نو و گسترش شبیه‌سازی‌های نظری دربارهٔ رفتار شیمیایی مواد، جدول آن روز مندلیف بسیار گسترده‌تر 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 هستند و البته این پرسش را پیش رو دارند که عنصرهای تازه‌تر 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 هستند و مخلوط، ترکیب یا ذرهٔ زیراتمی در آن‌ها جایی ندارد.[پ ۱] هر عنصر شیمیایی یک عدد اتمی یکتا دارد و این عدد برابر با شمار پروتون‌ها در هستهٔ اتم آن عنصر است. اتم‌های گوناگون یک عنصر می‌توانند شمار نوترون‌های متفاوتی 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 بسیار کمتری از آن‌ها ۸ نوترون دارند. ایزوتوپ‌ها در جدول تناوبی به صورت جداگانه، نمایش داده نمی‌شوند؛ بلکه میانگین آن‌ها به عنوان جرم اتمی در زیر عنصر درج می‌شود. برای عنصرهایی که هیچ ایزوتوپ پایداری ندارند، جرم اتمی پایدارترین یا متداول‌ترین ایزوتوپ آنها درون پرانتز نوشته می‌شود.[۱]

در جدول تناوبی استاندارد عنصرها به ترتیب عدد اتمی (شمار پروتون‌ها در هسته)، به صورت صعودی مرتب شده‌اند. هر ردیف تازه در جدول، که یک دوره یا تناوب نامیده می‌شود، با افزوده شدن نخستین الکترون به یک لایهٔ الکترونی تازه آغاز می‌شود. عنصرهایی که در یک ستون جدول (گروه) جای گرفته‌اند، همگی در لایهٔ آخر الکترونی خود دارای تعداد الکترون‌های برابر هستند؛ به عبارت دیگر آرایش الکترونی لایهٔ آخر آن‌ها یکسان است. مانند اکسیژن و سلنیم که هر دو در یک ستون هستند و هر دو چهار الکترون در لایهٔ بیرونی آرایش الکترونی خود یعنی تراز p دارند. عنصرهایی که ویژگی‌های شیمیایی مشابه دارند، معمولاً در یک گروه از جدول قرار می‌گیرند. اما در بلوک f عنصرهایی که در یک دوره هستند نیز ویژگی‌های مشابهی را نشان می‌دهند. در نتیجه به آسانی می‌توان ویژگی‌های شیمیایی یک عنصر را با آگاهی از عنصرهای پیرامونی‌اش پیش‌بینی کرد.[۲]

تا سال ۲۰۱۵، جدول تناوبی ۱۱۸ عنصر داشته است که ۱۱۴ عنصر به صورت رسمی از سوی اتحادیه بین‌المللی شیمی محض و کاربردی پذیرفته و نامگذاری شده‌اند. ۹۸ عنصر از مجموع ۱۱۸ عنصر در طبیعت یافت می‌شوند و از آن میان، ۸۴ مورد، عناصر پایدار یا دارای نیم‌عمر بیش از سن زمین هستند. در حالی که ۱۴ عنصر باقی‌مانده نیم‌عمر کوتاهی دارند یا به عبارت دیگر پرتوزا هستند. در حال حاضر، این عناصر تنها بر اثر انجام واکنش هسته‌ای در عناصر دیگر به وجود می‌آیند و فراوانی ناچیزی دارند.[۳] تمام عنصرهای با عدد اتمی ۹۹ تا ۱۱۲ (که مابین اینشتینیم و کوپرنیسیم قرار دارند) و نیز دو عنصر فلروویوم و لیورموریوم، در طبیعت پدید نیامده‌اند، بلکه در آزمایشگاه ساخته شده‌اند. سپس آیوپاک آن‌ها را به طور رسمی پذیرفته‌است. گزارش شده که عنصرهای ۱۱۳، ۱۱۵، ۱۱۷ و ۱۱۸ هم در آزمایشگاه ساخته شده‌اند، اما هنوز آیوپاک آن‌ها را تأیید نکرده‌است. برای همین، این عنصرها هنوز بر پایهٔ عدد اتمی‌شان شناخته می‌شوند.[۴] تاکنون عنصری سنگین‌تر از کالیفرنیم (عنصر ۹۸) در طبیعت به صورت خالص در اندازهٔ قابل مشاهده، پیدا نشده است.[۵] تا سال ۲۰۱۵ هنوز عنصری با عدد اتمی بزرگتر از ۱۱۸ ساخته نشده است.[۶]

روش دسته‌بندی[ویرایش]

عناصر در جدول تناوبی به صورت عمودی در دوره‌های ۱ تا ۷ و به صورت افقی در گروه‌های ۱ تا ۱۸ دسته‌بندی می‌شوند. هم‌چنین دسته‌بندی دیگری بر اساس لایهٔ الکترونی در حال پر شدن وجود دارد که بر اساس آن، عناصر در بلوک‌های s و p و d و f قرار می‌گیرند.

گروه[ویرایش]

یک گروه یا خانواده، یک ستون عمودی از جدول تناوبی است. عنصرهای یک گروه معمولاً ویژگی‌های نزدیک به هم بیشتری نسبت به عنصرهای یک دوره یا بلوک دارند. دانش مکانیک کوانتوم 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] بنابراین ویژگی‌های شیمیایی مشابهی از خود نشان می‌دهند و هرچه عدد اتمی آن‌ها بالاتر می‌رود، این مشابهت‌ها افزایش پیدا می‌کند.[۸] با این حال گاهی در بلوک d و f همانندی‌های عنصرهای یک دوره به اندازهٔ همانندی‌ها در یک گروه مهم هستند. به همانندی (شباهت) در یک دوره، همانندی افقی و در یک گروه، همانندی عمودی گفته می‌شود.[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 گروه چهار به صورت IVB و گروه چهاردهم (یا عنصرهای گروه کربن) به صورت IVA نمایش داده می‌شد. در اروپا هم همین روش به کار می‌رفت، 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
۱ فلزهای قلیایی
۲ فلزهای قلیایی خاکی
۱۱ فلزهای سکه
۱۲ فلزهای فرار (کم کاربرد)
۱۳ گروه بور
۱۴ گروه کربن
۱۵ گروه نیتروژن
۱۶ کالکوژن‌ها
۱۷ هالوژن‌ها
۱۸ گاز نجیب

ویژگی‌های عنصرهای یک گروه مانند شعاع اتمی، انرژی یونش و الکترون‌دوستی مشابه یکدیگر هستند. 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 آسان‌تر 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 F، جایی که لانتانیدها و آکتینیدها دو مجموعهٔ افقی از عنصرهای جدول را می‌سازند.[۱۶]

عنصرها در یک دوره همانندی‌هایی از لحاظ شعاع اتمی، انرژی یونش، 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 یونش می‌شود (از چپ به راست). هرچه پیوندها در یک عنصر محکم‌تر باشد، انرژی بیشتری هم برای جداسازی یک الکترون نیاز است. الکترون‌دوستی مانند انرژی یونش 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 پایین‌تری 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 می‌گویند.[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 و نافلزها 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 تک‌خانه از بدنهٔ اصلی جدول به یکی از عنصرهای این دو مجموعه اختصاص داده می‌شود. برای نمونه، یکی از عنصرهای لانتانیوم یا لوتسیم (برای لانتانیدها) و اکتینیم یا لارنسیم (برای اکتینیدها) را بر می‌گزینند و آن‌ها را به ترتیب در یک تک‌خانه 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.

جدول تناوبی با بلوک اف جدا شده
جدول تناوبی با بلوک اف میانی
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 به صورت برجسته‌تری نمایان شوند. برای نمونه می‌توان به فلزهای واسطه، فلزات پس واسطه 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 واسطه هستند، به صورت پررنگ‌تر 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 یک عنصر افزایش یابد، لایه‌ها و زیرلایه‌های الکترونی بیشتری در آن عنصر 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 آن عنصر وابسته است. درنتیجه، چون آرایش الکترونی عنصرها در جدول از نظم روشنی پیروی می‌کند، می‌توان برخی رفتارهای فیزیکی و شیمیایی عنصرها در جدول را پیش‌بینی کرد. در نمودار سمت راست، به برخی از این رفتارها اشاره شده است. پیش از آنکه نیلز بور نظریه خود پیرامون آرایش الکترونی را مطرح کند، از روی این ویژگی پله‌کانی عنصرها، جای برخی از 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 جدا کردن سست‌ترین الکترون از یک اتم خنثی در حالت گازی است. دومین انرژی یونش، انرژی مورد نیاز برای جدا کردن دومین الکترون از یک اتم است. انرژی‌های یونش مراتب بالاتر نیز به همین ترتیب تعریف می‌شوند. برای یک اتم مشخص، با افزایش درجهٔ یونش، انرژی‌های یونش متعاقب هم 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، ابتدا آخرین لایهٔ آرایش الکترونی پر شده و سپس 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 آن اتم 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] روش‌های محاسباتی دیگر، متفاوت با آنچه مورد استفاده پاولینگ بوده، نشان می‌دهند که این عناصر دارای رفتار دوره‌ای طبیعی هستند.[۳۴]

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.[۳۵]

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 دسته‌بندی کرده بود.[۳۶] سپس در دههٔ ۱۷۹۰ یرمیا بنیامین ریشتر جدول وزن معادل را تهیه کرد. به این منظور، مقدار وزنی اسیدهایی که با یک مقدار مشخص باز ترکیب می‌شدند و نیز مقدار فلزهایی که با مقدار مشخصی اسید ترکیب می‌شدند را اندازه‌گیری کرد.[۳۷] در سال ۱۸۲۹ یوهان ولفگنگ دوبرآینر دریافت که بسیاری از عنصرها را می‌توان بسته به ویژگی‌های شیمیایی آنها، در دسته‌های سه‌تایی بخش‌بندی کرد. برای نمونه لیتیم، سدیم و پتاسیم را با هم در دستهٔ فلزهای واکنش‌پذیر نرم گذاشت. همچنین او متوجه شد که وقتی عنصرها را به ترتیب وزن اتمی دسته‌بندی می‌کند، وزن عنصر دوم (میانی) تقریباً برابر است با میانگین وزن عنصر پیش و پس از خود (عنصر اول و سوم).[۳۸] این پدیده به نام قانون سه‌تایی یا سه‌تایی دوبرآینر شناخته شد.[۳۹] شیمیدان آلمانی لئوپولد گملین با همین روش ادامه داد و تا سال ۱۸۴۳ توانست ده دستهٔ سه‌تایی، سه دستهٔ چهارتایی و یک دستهٔ پنج‌تایی را شناسایی کند. در سال ۱۸۵۷ ژان باتیست آندره دوما توانست ارتباط‌هایی میان دسته‌های گوناگون فلزها به دست آورد. تا این دوره شیمی‌دانان گوناگون توانسته بودند ارتباط‌های گوناگونی میان دسته‌های کوچک عنصرها به دست آورند؛ اما هیچ‌یک جدول کلی ارائه نکرده‌بودند.[۳۸]

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 کم‌کم با نام والانس یا الکترون‌های ظرفیت شناخته شد. منظور از والانس یک اتم، تعداد اتم‌هایی است که با آن اتم پیوند می‌خورند.[۴۰]

در ۱۸۶۲ یک زمین‌شناس فرانسوی به نام الکساندر-امیل بگویه دو شانکورتوآ یک نمای اولیه از جدول تناوبی را منتشر کرد و 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 جدول خود منتشر کرد، بیش از دانش شیمی، به مطالب مربوط به زمین‌شناسی پرداخته بود. برای همین تا پیش از جدول دیمیتری مندلیف توجه کمی را به خود جلب کرد.[۴۱]

در ۱۸۶۴ شیمی‌دان آلمانی، جولیوس لوتار میر جدولی ساخته‌شده 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.[۴۲] همزمان شیمیدان انگلیسی، ویلیام آدلینگ هم جدولی ساخته‌شده 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 گروه‌بندی عنصرها در جدول شده بود[۴۳] اما هرگز پیگیر ادامهٔ آن نشد.[۴۴] او در ۱۸۷۰ عنصرها را برپایهٔ الکترون‌های لایهٔ ظرفیت (والانس) مرتب کرد و به عنوان جدول پیشنهادی خود ارائه کرد.[۴۵]

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 هشت‌تایی ویژگی‌های فیزیکی و شیمیایی مشابهی را تکرار می‌کنند. او این تناوب و تکرار هشت‌تایی را به هشتگان‌های موسیقی همانند کرد.[۴۶][۴۷] قانون هشتگان‌های نیولندز از سوی همکارانش احمقانه دانسته شد و جامعهٔ شیمی حاضر به انتشار کار او نشد.[۴۸] برخلاف این برخورد، نیولندز داده‌های جدول هشتایی خود را جمع‌آوری کرد و از آن برای پیش‌بینی عنصرهای ناشناخته مانند ژرمانیم بهره برد.[۴۹] جامعهٔ شیمی پنج سال پس از آنکه جدول تناوبی مندلیف به جهان معرفی شد، به کار نیولندز بها داد.[۵۰]

در سال ۱۸۶۷ یک شیمیدان زادهٔ دانمارک به نام گوستاووس هنریکس یک جدول تناوبی مارپیچ پیشنهاد کرد. این جدول برپایهٔ طیف اتمی، وزن و شباهت‌های 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.[۵۱][۵۲]

جدول مندلیف[ویرایش]

دیمیتری ایوانویچ مِندِلیف

استاد روس شیمی، دیمیتری مندلیف و شیمی‌دان آلمانی، ژولیوس لوتار میر، هر یک به صورت مستقل جدولی را به ترتیب در سال‌های ۱۸۶۹ و ۱۸۷۰ منتشر کردند.[۵۳] جدول مندلیف، نخستین نسخه از کار او بود؛ درحالی که جدولی که میر منتشر کرد، نسخهٔ گسترش یافتهٔ جدول پیشین او بود که در سال ۱۸۶۴ منتشر کرده بود.[۵۴] هر دو نفر، 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 به صورت مرتب تکرار می‌شد.[۵۵]

مندلیف در این جدول دو انتخاب مهم انجام داده بود که باعث شد تا جدول او مورد پذیرش عمومی قرار گیرد: نخست اینکه جای عنصرهایی را که هنوز شناسایی نشده بود، خالی گذاشته بود.[۵۶] مندلیف نخستین شیمی‌دانی نبود که چنین کرده بود، اما 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.[۵۷] انتخاب دوم مندلیف در جای‌گذاری و دسته‌بندی عنصرها بود، او گاهی ویژگی وزن اتمی را نادیده گرفته بود و به جای آن، عنصرها را با توجه به ویژگی‌های شیمیایی جای‌گذاری کرده بود. عنصرهایی مانند تلوریم و ید از این دست بودند. بعدها با پیشرفت علم معلوم شد که مندلیف نادانسته عنصرها را به ترتیب افزایش عدد اتمی و بار هسته مرتب کرده بود.[۵۸]

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

گسترش در آینده[ویرایش]

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

مندلیف در سال ۱۸۷۱ جدول خود را به روز کرد و جزئیات بیشتری از عنصرهایی که جای آن‌ها را پیشبینی می‌کرد، ارائه داد. او باور داشت که این عنصرها وجود دارند، اما هنوز شناسایی نشده‌اند.[۵۹] با گذر زمان و شناسایی عنصرهایی که به صورت طبیعی یافت می‌شوند، جاهای خالی کم‌کم 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.[۶۰] 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.[۶۱]

جدول تناوبی پرکاربرد امروزی[۱۹] 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[۶۲] و ۱۸ ستونی[۶۳]) جدول تناوبی را منتشر کرد.[۶۴] [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.[۶۶][۶۷][۶۸]

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 الکترون‌ها و نقش آن‌ها در اتم، روشن شد که 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 با افزایش شمارهٔ دوره، طول دوره‌های جدول بیشتر می‌شود.[۶۹]

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 الکترون‌های لایهٔ آخر این عناصر 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.[۷۰][۷۱][پ ۳]

قالب‌های جایگزین[ویرایش]

جدول تناوبی تئودور بنفی

غیر از جدول تناوبی استاندارد، جدول‌های تناوبی گوناگونی تاکنون ساخته شده‌است. 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.[۷۲] غیر از قالب معمول که به شکل مستطیلی بود، قالب‌هایی دیگری[پ ۴] مانند دایره‌ای، مکعبی، استوانه‌ای، هرمی، مارپیچ، کروی، مربعی، حلزونی، منشور هشت وجهی، به صورت تو در تو[۷۳] (مانند نماد بی‌نهایت ) و حتی جدا جدا هم ساخته شد. هدف از پیشنهاد چنین قالب‌هایی بیشتر تأکید بر روی یک ویژگی فیزیکی یا شیمیایی ویژه از عنصرها است که در جدول تناوبی سنتی به خوبی دیده نمی‌شود.[۷۲]

یکی از قالب‌های جایگزین و شناخته شدهٔ جدول،[۷۴] 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)[۷۵]

بیشتر جدول‌های تناوبی دو بُعدی هستند.[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 دسته‌بندی کورتین (۱۹۲۵)،[۷۶] نظام لامینای رینگلی (۱۹۴۹)،[۷۷] جدول حلزونی گیگر (۱۹۶۵)،[۷۸][پ ۵] درخت تناوبی دوفور (۱۹۹۶)[۷۹] و جدول تناوبی استاو (۱۹۸۹)[۸۰] 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.[۸۱]

پرسش‌ها و تناقض‌های امروز جدول[ویرایش]

عنصرهای دارای 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 برون‌یابی پیش‌بینی می‌شود از خود نشان می‌دهند. برای نمونه برخی پژوهش‌ها می‌گوید که با اینکه عنصر فلروویوم در گروه کربن جای دارد[۸۲] اما باید رفتاری همانند گاز بی اثر رادون از خود نشان دهد،[۸۳] البته آزمایش‌های تازه‌تر همانندی‌هایی در رفتار شیمیایی فلروویوم و عنصر سرب پیدا کرده‌اند که این با جدول تناوبی همخوانی بیشتری دارد.[۸۴]

گسترش بیشتر جدول تناوبی[ویرایش]

هنوز روشن نیست که آیا عنصرهای تازه‌تر 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 جدید جی و ۳۰ عنصر از بلوک‌های اف، دی و پی را دربر می‌گیرد.[۸۵] برخی فیزیکدانان معاصر مانند پکا پیکو به صورت نظری به این نتیجه رسیده‌اند که این عنصرهای تازه‌تر، از اصل آفبا که توضیح‌دهندهٔ چگونگی پُر شدن لایه‌های الکترونی است، پیروی نخواهند کرد. به این ترتیب با شناسایی عنصرهای تازه‌تر، ظاهر جدول تناوبی دچار دگرگونی خواهد شد.[۸۶]

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.[۸۷] پس از آن گفته شد که جدول تناوبی به زودی پس از جزیرهٔ پایداری به پایان خواهد رسید.[۸۸] بر پایهٔ این پیشبینی باید نزدیک به عنصر ۱۲۶ ام جدول به پایان می‌رسید. پس از آن جان امزلی[۳] و ریچارد فاینمن[۸۹] 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.[۳][پ ۶] هم‌چنین مدل بور داشتن عدد اتمی بالاتر از ۱۳۷ را ناممکن می‌داند 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.[۹۰]

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[۹۱] یا کربن[۹۱] 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.[۹۲]> اما هلیم تقریباً همیشه در بالای نئون جای می‌گیرد؛ چون رفتار شیمیایی بسیار همانندی دارند. با این حال دیده شده که آن را بالای بریلیم[۱۹] هم بگذارند، چون آرایش الکترونی نزدیک به هم دارند. (هلیم: ۱s۲ برلیم: [He] 2s۲)

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 می‌گویند دو عنصر بعدی، لانتان و اکتینیم هستند و برخی دیگر اعتقاد دارند، دو عنصر باید لوتتیم و لارنسیم باشند. بر سر ویژگی‌های فیزیکی و شیمیایی این عنصرها در نظم جدول بحث است که هنوز همگان را قانع نکرده‌است.[۹۳]

به طور سنتی، لانتان و اکتینیم به عنوان دو عضو بعدی گروه ۳ در نظر گرفته می‌شدند.[۹۴] به نظر می‌رسد که این انتخاب، از دههٔ ۱۹۴۰ میلادی با ظهور جدول‌های تناوبی که وابسته به آرایش الکترونی بودند، آغاز شده‌است. آرایش الکترونی سزیم، باریم و لانتان به صورت ‎[Xe]6s1 و‎[Xe]6s2 و ‎[Xe]5d16s2 است. آخرین الکترون لانتان در لایهٔ 5d قرار می‌گیرد که آن را به عنوان نخستین عنصر بلوک d دورهٔ ششم در گروه ۳ قرار می‌دهد.[۹۵] دو عنصر دیگر گروه ۳، یعنی اسکاندیم و ایتریم نیز چنین آرایش الکترونی را در لایهٔ آخر خود دارند. از سوی دیگر، آرایش الکترونی لوتتیم به صورت ‎[Xe]4f145d16s2 است و آخرین الکترون آن در لایهٔ f قرار می‌گیرد؛ بنابراین لوتتیم آخرین عنصر بلوک f در دورهٔ ششم است.[۹۵]

در جدول‌های دیگر، لوتتیم و لارنسیم به عنوان دو عضو دیگر گروه ۳ نشان داده می‌شوند. از اوایل سدهٔ بیستم شباهت میان ویژگی‌های شیمیایی اسکاندیم و ایتریم با لوتتیم و سایر عناصر کمیاب خاکی شناخته شده‌بود.[۹۵] به همین دلیل، برخی از شیمی‌دانان در دههٔ ۱۹۲۰ و ۱۹۳۰ لوتتیم را به جای لانتان در گروه ۳ قرار دادند. مطالعات طیف‌بینی در سال‌های بعد، نشان داد که آرایش الکترونی ایتربیم به صورت ‎[Xe]4f146s2 است. در نتیجه آخرین الکترون لوتتیم در لایهٔ d قرار می‌گیرد. به این ترتیب، لوتتیم نیز مانند لانتان واجد شرایط قرار گرفتن در گروه ۳ است.[۹۵] برخی از فیزیک‌دانان در دهه‌های ۱۹۵۰ و ۱۹۶۰ لوتتیم را به جای لانتان برای قرار گرفتن در گروه ۳ برگزیدند. در این ساختار، لانتان در بلوک f قرار می‌گیرد. در حالی که هیچ الکترونی در لایهٔ 4f ندارد. هرچند که گفته می‌شود چنین انتخابی مشکلی ایجاد نمی‌کند. زیرا توریم نیز هیچ الکترونی در لایهٔ 5f خود ندارد، در حالی که عضوی از بلوک f است.[۹۶]

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.[۹۷] 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.[۹۸] 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.[۹۹]

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.[۱۰۰] 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 بستگی به این دارد که آیا تناوب شیمیایی میان عنصرها، یک حقیقت بنیادی است که در تمام جهان وجود دارد یا چنین تناوبی، محصول تفسیر ذهنی انسان، باورها، شرایط و علاقهٔ ناظران انسانی است. یک مبنای عینی برای تناوب‌های شیمیایی می‌تواند پرسش‌هایی از جمله مکان هیدروژن، هلیم و عنصرهای گروه ۳ را پاسخ دهد. تصور می‌شود 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.[۱۰۱]

تکمیل شدنِ سطرِ هفتمِ جدول[ویرایش]

در جریان آخرین اکتشافات علمی و به تأیید سازمان جهانی شیمی که نظارت بر جدول تناوبی را به عهده دارد، ۴ عنصر جدید به این جدول افزوده شدند که به‌این‌ترتیب هفتمین ردیف آن کامل می‌شود. بر اساس اعلام اتحادیه بین‌المللی شیمی محض و کاربردی (IUPAC)، عناصر شمارهٔ ۱۱۳، ۱۱۵، ۱۱۷ و ۱۱۸ با کسب معیارهای لازم به‌عنوان عناصری با خواص شیمیایی منحصربه‌فرد، شرایط لازم برای معرفی به‌عنوان عنصر مستقل را پیدا کردند و به‌این‌ترتیب اولین سری از عناصری لقب گرفتند که بعد از سال ۲۰۱۱ به جدول تناوبی اضافه می‌شوند.[۱۰۲]

جستارهای وابسته[ویرایش]

یادداشت[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 ساخته فیلیپ استوارت اشاره کرد.
  2. یکی از اسلاف جدول ۱۸ ستونه دمینگ را می‌توان در جدول تناوبی ۱۶ ستونه آدامز در ۱۹۱۱[۶۵] دید. 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. (1966). "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.

پانویس[ویرایش]

  1. Greenwood و Earnshaw، Chemistry of the Elements، 24–27.
  2. Gray، The Elements، 6.
  3. ۳٫۰ ۳٫۱ ۳٫۲ ۳٫۳ Emsley, John. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. ویرایش New. New York, NY: Oxford University Press, 2011. ISBN ‎978-0-19-960563-7. 
  4. Koppenol، W. H.. «Naming of New Elements (IUPAC Recommendations 2002)». Pure and Applied Chemistry، 2002، 787–791. 
  5. Haire, Richard G.. «Fermium, Mendelevium, Nobelium and Lawrencium». در The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements. ویرایش 3rd. Dordrecht, The Netherlands: Springer Science+Business Media, 2006. ISBN ‎1-4020-3555-1. 
  6. Gray، The Elements، 233.
  7. Scerri، The periodic table: Its story and its significance، 24.
  8. Messler, R. W.. The essence of materials for engineers. Sudbury, MA: Jones & Bartlett Publishers, 2010. 32. ISBN ‎0763778338. 
  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. 103. ISBN ‎0763778338. 
  11. Holman, J. و G. C. Hill. Chemistry in context. ویرایش 5th. Walton-on-Thames: Nelson Thornes, 2000. 40. ISBN ‎0174482760. 
  12. Leigh, G. J.. Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science, 1990. ISBN ‎0-632-02494-1. 
  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، Chemistry of the Elements، 30.
  16. Stoker, Stephen H.. General, organic, and biological chemistry. New York: Houghton Mifflin, 2007. 68. ISBN ‎978-0-618-73063-6. OCLC 52445586. 
  17. Mascetta, Joseph. Chemistry The Easy Way. ویرایش 4th. New York: Hauppauge, 2003. 50. ISBN ‎978-0-7641-1978-1. OCLC 52047235. 
  18. Kotz, John, Paul Treichel و John Townsend. Chemistry and Chemical Reactivity, Volume 2. ویرایش 7th. Belmont: Thomson Brooks/Cole, 2009. 324. ISBN ‎978-0-495-38712-1. OCLC 220756597. 
  19. ۱۹٫۰ ۱۹٫۱ ۱۹٫۲ Gray، The Elements، 12.
  20. Jones, Chris. d- and f-block chemistry. New York: J. Wiley & Sons, 2002. 2. ISBN ‎978-0-471-22476-1. OCLC 300468713. 
  21. Gray، The Elements، 11.
  22. Jespersen, N. D.. Barron's AP chemistry. ویرایش 5 revised. Hauppauge, NY: Barron's Educational Series, 2010. 117. ISBN ‎0764140507. 
  23. Sebring, M.E. و B. R. Schaff. General chemistry. Belmont, CA: Wadsworth Publishing, 1980. 128. ISBN ‎053400802X. 
  24. Manson, S. S. و G. R. Halford. Fatigue and durability of structural materials. Materials Park, Ohio: ASM International, 2006. 376. ISBN ‎0871708256. 
  25. Bullinger, Hans-Jörg. Technology guide: Principles, applications, trends. Springer-Verlaglocation=Berlin, 2009. 8. ISBN ‎9783540885450. 
  26. ۲۶٫۰ ۲۶٫۱ Myers, R.. The basics of chemistry. Westport, CT: Greenwood Publishing Group, 2003. 61–67. ISBN ‎0313316643. 
  27. ۲۷٫۰ ۲۷٫۱ Chang, Raymond. Chemistry. ویرایش 7. New York: McGraw-Hill, 2002. 289–310; 340–42. ISBN ‎0-07-112072-6. 
  28. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۳.
  29. Greenwood و Earnshaw، Chemistry of the Elements، 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. Allred, A. L. (1960). "Electronegativity values from thermochemical data". Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry (Northwestern University) 17 (3–4): 215–221. doi:10.1016/0022-1902(61)80142-5. Retrieved 11 June 2012. 
  35. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۶.
  36. Siegfried, Robert. From elements to atoms: a history of chemical composition. Philadelphia, Pennsylvania: Library of Congress Cataloging-in-Publication Data, 2002. ISBN ‎0–87169–924–9. 
  37. Scerri، The Periodic Table، 31-32.
  38. ۳۸٫۰ ۳۸٫۱ Ball، The Ingredients، 100.
  39. Horvitz, Leslie. Eureka!: Scientific Breakthroughs That Changed The World. New York: John Wiley, 2002. 43. ISBN ‎978–0–471–23341–1. OCLC 50766822. 
  40. van Spronsen, J. W.. The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier, 1969. 19. ISBN ‎0444407766. 
  41. Annales des Mines history page.
  42. Venable، The Development of the Periodic Law، 85-86; 97.
  43. Odling, W.. «On the proportional numbers of the elements». Quarterly Journal of Science, 2002, 642–648 (643). 
  44. Scerri, Eric R.. The periodic table: A very short introduction. Oxford: Oxford University Press, 2011. ISBN ‎978–0199582495. 
  45. Kaji, M.. «Discovery of the periodic law: Mendeleev and other researchers on element classification in the 1860s». در The periodic table: Into the 21st Century. Research Studies Press, 2004. 91–122 (95). ISBN ‎0–86380–292–3. 
  46. Newlands, John A. R.. «On Relations Among the Equivalents». Chemical News, 20 August 1864, 94–95. 
  47. Newlands, John A. R.. «On the Law of Octaves». Chemical News، 18 August 1865. 
  48. Bryson, Bill. A Short History of Nearly Everything. Black Swan, 2004. 141–142. ISBN ‎978–0–552–15174–0. 
  49. Scerri، The Periodic Table، 306.
  50. 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), 1965, 5–25. 
  51. Scerri، The Periodic Table، 87, 92.
  52. Journal of Chemical Education. doi:10.1021/ed046p128. 
  53. Mendelejew, Dimitri. «Über die Beziehungen der Eigenschaften zu den Atomgewichten der Elemente». Zeitschrift für Chemie, 1869, 405–406. 
  54. Venable، The Development of the Periodic Law، 96–97; 100–102.
  55. Ball، The Ingredients، 100–102.
  56. Pullman, Bernard. The Atom in the History of Human Thought. Oxford University Press, 1998. 227. ISBN ‎0-19-515040-6. 
  57. Ball، The Ingredients، 105.
  58. Atkins, P. W.. The Periodic Kingdom. HarperCollins Publishers, Inc., 1995. 87. ISBN ‎0-465-07265-8. 
  59. Scerri، The Periodic Table، 112.
  60. 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. 
  61. «Detection of Plutonium-244 in Nature». Nature، 132–134. Bibcode۱۹۷۱Natur.۲۳۴..۱۳۲H. doi:10.1038/234132a0. 
  62. نسخهٔ مندلیفی
  63. نسخهٔ ۱۸ ستونی
  64. Deming، Horace G. General chemistry: An elementary survey. New York: J. Wiley & Sons، 1923. 160, 165. 
  65. جدول تناوبی ۱۶ ستونه آدامز در ۱۹۱۱
  66. Abraham، M، D Coshow و W Fix. Periodicity:A source book module, version 1.0. New York: Chemsource, Inc.. 
  67. Emsley، J. «Mendeleyev's dream table». New Scientist، 7 March 1985، 32–36(36). 
  68. Fluck، E. «New notations in the period table». Pure & Applied Chemistry، 1988، 431–436 (432). 
  69. Ball، The Ingredients، 111.
  70. Scerri، The Periodic Table، 270-271.
  71. Masterton, William L., Cecile N. Hurley و Edward J. Neth. Chemistry: Principles and reactions. ویرایش 7th. Belmont, CA: Brooks/Cole Cengage Learning. ISBN ‎1111427100. 
  72. ۷۲٫۰ ۷۲٫۱ Scerri، The Periodic Table، 20.
  73. «Weird Words of Science: Lemniscate Elemental Landscapes»(en)‎. The Culture of Chemistry. 
  74. Emsely، J و R Sharp. «The periodic table: Top of the charts». The Independent، 21 June 2010. 
  75. Seaborg, Glenn. «Plutonium: The Ornery Element». Chemistry, 1964. 
  76. Mark R. Leach. «1925 Courtines' Periodic Classification»(انگلیسی). بازبینی‌شده در 16 October 2012. 
  77. Mark R. Leach. «1949 Wringley's Lamina System»(انگلیسی). بازبینی‌شده در 16 October 2012. 
  78. Mazurs, E.G.. Graphical Representations of the Periodic System During One Hundred Years. Alabama: University of Alabama Press, 1974. 111. ISBN ‎978–0–8173–3200–6. 
  79. Mark R. Leach. «1996 Dufour's Periodic Tree». بازبینی‌شده در 16 October 2012. 
  80. Mark R. Leach. «1989 Physicist's Periodic Table by Timothy Stowe». بازبینی‌شده در 16 October 2012. 
  81. Bradley، David. «At last, a definitive periodic table?». ChemViews Magazine، 20 July 2011. 
  82. Schändel، Matthias. The Chemistry of Superheavy Elements. Dordrecht: Kluwer Academic Publishers، ۲۰۰۳. شابک ‎۱–۴۰۲۰–۱۲۵۰–۰. 
  83. Gas Phase Chemistry of Superheavy Elements, lecture by Heinz W. Gäggeler, Nov. 2007. Last accessed on 12 Dec 2008.
  84. Scerri 2011, pp. 142–143
  85. Frazier، K.. «Superheavy Elements». Science News، ۱۹۷۸، ۲۳۶–۲۳۸. JSTOR ۳۹۶۳۰۰۶. 
  86. 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. 
  87. Elliot، Q. A.. «A modification of the periodic table». Journal of the American Chemical Society، ۱۹۱۱، ۶۸۴–۶۸8 (688). 
  88. Glenn Seaborg. «transuranium element (chemical element)». Encyclopædia Britannica، ca. ۲۰۰۶. بازبینی‌شده در 2010-03-16. 
  89. Elert، G.. «Atomic Models». بازبینی‌شده در 2009-10-09. 
  90. Eisberg، R. و R. Resnick. Quantum Physics of Atoms, Molecules, Solids, Nuclei and Particles. Wiley، ۱۹۸۵. 
  91. ۹۱٫۰ ۹۱٫۱ 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. 
  92. Gray، The Elements، 14.
  93. Scerri، E. «Mendeleev's Periodic Table Is Finally Completed and What To Do about Group 3?». Chemistry International، ۲۰۱۲. 
  94. Emsley, J.. Nature's Building Blocks. new ed. Oxford: Oxford University, 2011. 651. ISBN ‎978-0-19-960563-7. 
  95. ۹۵٫۰ ۹۵٫۱ ۹۵٫۲ ۹۵٫۳ William B. Jensen. “The Positions of Lanthanum (Actinium) and Lutetium (Lawrencium) in the Periodic Table”. J. Chem. Educ., no. 8 (1982): 634–636. doi:10.1021/ed059p634. 
  96. Scerri، E. «Five ideas in chemical education that must die - part five»(en)‎. Royal Society of Chemistry، 2015. 
  97. IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version:  (2006–) "transition element".
  98. 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. 
  99. William B. Jensen. «Is Mercury Now a Transition Element?». J. Chem. Educ.، ش. 9 (2008): 1182–1183. 
  100. Rayner-Canham، G و T Overton. Descriptive inorganic chemistry. ویرایش 4th. New York: W H Freeman. 484–485. شابک ‎۰-۷۱۶۷-۸۹۶۳-۹. 
  101. Francl، Michelle. «Table manners». Nature Chemistry، ش. 2 (May 2009): 97–98. 
  102. مهرداد یزدانی. «تکمیل شدن سطر هفتم جدول تناوبی عناصر (جدول مندلیف)». زومیت، سه شنبه، 15 دی 1394 ساعت 15:18. 

منابع[ویرایش]

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
Rg
۱۱۲
Cn
۱۱۳
Uut
۱۱۴
Fl
۱۱۵
Uup
۱۱۶
Lv
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 ۱۸ ستونی است که به عنوان جدول تناوبی استاندارد یا معمولی، دانسته می‌شود. این جدول در مقایسه با جدول تناوبی کوتاه یا قالب مندلیف که در آن‌ها گروه‌های ۳ تا ۱۲ حذف شده است، با نام جدول تناوبی بلند هم خوانده می‌شود. در جدول تناوبی پهن دو ردیف لانتانیدها و آکتینیدها به جای 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