این یک مقالهٔ خوب است. برای اطلاعات بیشتر اینجا را کلیک کنید.

جدول تناوبی

از ویکی‌پدیا، دانشنامهٔ آزاد
پرش به ناوبری پرش به جستجو
فارسیEnglish

جدول تناوبی عنصرها

جدول تناوبی عنصرهای شیمیایی (به انگلیسی: Periodic table یا periodic table of elements)، 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 بوده‌است. این جدول، کاربرد زیادی در دانش شیمی و پردازش رفتار عنصرها دارد.

جدول تناوبی با نام دیمیتری مندلیف شناخته شده‌است، 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.[۱] 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 شده‌است.

همهٔ عنصرهای شیمیایی از عدد اتمی ۱ (هیدروژن) تا ۱۱۸ (اوگانسون) شناسایی یا ساخته شده‌اند. دانشمندان هنوز به دنبال ساخت عنصرهای پس از اوگانسون 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 شده‌است.

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.[۲]

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.[۳]

تا سال ۲۰۱۵، جدول تناوبی ۱۱۸ عنصر داشته‌است 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، عنصرهای 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 عنصرها تنها بر اثر انجام واکنش هسته‌ای در عنصرهای دیگر به وجود می‌آیند و فراوانی ناچیزی دارند.[۴] 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 به‌طور 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.[۵] تاکنون عنصری سنگین‌تر از کالیفرنیم (عنصر ۹۸) در طبیعت به صورت خالص در اندازهٔ قابل مشاهده، پیدا نشده‌است.[۶] تا سال ۲۰۱۸ هنوز عنصری با عدد اتمی بزرگتر از ۱۱۸ ساخته نشده‌است.[۷]

روش دسته‌بندی[ویرایش]

عنصرها در جدول تناوبی به صورت افقی (چپ به راست) در دوره‌های ۱ تا ۷ و به صورت عمودی (بالا به پایین) در گروه‌های ۱ تا ۱۸ دسته‌بندی می‌شوند. هم‌چنین دسته‌بندی دیگری بر اساس لایهٔ الکترونی در حال پر شدن وجود دارد که بر اساس آن، عنصرها 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؛[۸] بنابراین ویژگی‌های شیمیایی مشابهی از خود نشان می‌دهند و هرچه عدد اتمی آن‌ها بالاتر می‌رود، این مشابهت‌ها افزایش پیدا می‌کند.[۹] 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.[۱۰][۱۱][۱۲]

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.[۱۳] 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.[۱۴]

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.[۱۵] البته در این میان استثناهایی هم وجود دارد. برای نمونه در گروه ۱۱ الکترون‌دوستی از بالا به پایین افزایش می‌یابد.[۱۶]

دوره[ویرایش]

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.[۱۷]

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.[۱۸] 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.[۱۵] 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.[۱۹]

بلوک[ویرایش]

چون لایهٔ آخر الکترونی از اهمیت ویژه‌ای برخوردار است، جدول تناوبی به بخش‌هایی وابسته به این لایه‌های الکترونی تقسیم شده‌است. به هر یک از این بخش‌ها یک بلوک می‌گویند.[۲۰] 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.[۲۱]

دیگر قراردادها[ویرایش]

در نمایش جدول تناوبی، لانتانیدها و اکتینیدها بیشتر به صورت دو ردیف اضافی در زیر بدنهٔ اصلی جدول گذاشته می‌شوند.[۲۲] 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 برمی‌گزینند 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.[۲۳] 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.[۲۴] 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.[۲۵][۲۶]

ویژگی‌های تناوبی[ویرایش]

آرایش الکترونی[ویرایش]

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 شده‌است 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 شده‌است). 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.[۲۷][۲۸]

ویژگی‌های یک عنصر بیشتر به آرایش الکترونی آن عنصر وابسته است. در نتیجه، 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 شده‌است. 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 پیش‌بینی شده بود.[۲۷][۲۸]

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

شعاع اتمی[ویرایش]

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. به‌طور کلی، با حرکت به سمت چپ و پایین جدول تناوبی، شعاع اتمی افزایش می‌یابد.[۲۹] 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.[۳۰]

عنصرهای 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 عنصرهای گروه ۲ نسبت به گروه ۱ بسیار کمتر است؛ ولی در اتم‌های انتهایی، روند افزایشی وجود دارد.[۳۱]

انرژی یونش[ویرایش]

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

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.[۳۲]

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.[۳۳]

الکترونگاتیوی[ویرایش]

نمودار افزایش الکترونگاتیوی با افزایش عدد اتمی در هر دوره

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 عنصرهایی که در طبیعت یافت می‌شوند، دارا هستند.[۳۴]

استثناهایی در تغییرات تناوبی الکترونگاتیوی مشاهده می‌شوند. الکترونگاتیوی عنصرهای 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 عنصرهای پیرامونش است که به نظر می‌رسد به دلیل اشکال در تحلیل داده‌ها باشد.[۳۵] روش‌های محاسباتی دیگر، متفاوت با آنچه مورد استفاده پاولینگ بوده، نشان می‌دهند که این عنصرها دارای رفتار دوره‌ای طبیعی هستند.[۳۶]

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)[۳۷]

الکترون‌خواهی[ویرایش]

الکترون‌خواهی، انرژی واکنش افزوده شدن یک الکترون به یک اتم در حالت گازی و تبدیل اتم خنثی به یون منفی است. برای بیشتر عنصرها، 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 عنصرها مقدار تجربی الکترون‌خواهی اندازه‌گیری نشده‌است) دلیل این رخداد، پر بودن (مانند گروه ۲، ۱۲ و ۱۸) یا نیمه‌پر بودن آخرین لایهٔ آرایش الکترونی این عنصرها (مانند گروه ۷) است. الکترون‌خواهی عنصرهای 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 عنصرهای جدول تناوبی دارد.[۳۸]

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.[۳۹] 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.[۴۰] 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).[۴۱] این پدیده به نام قانون سه‌تایی یا سه‌تایی دوبرآینر شناخته شد.[۴۲] 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.[۴۳]

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 خورده‌است. 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.[۴۴]

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 ترتیب 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.[۴۵]

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.[۴۶] 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[۴۷] اما هرگز پیگیر ادامهٔ آن نشد.[۴۸] او در ۱۸۷۰ عنصرها را برپایهٔ الکترون‌های لایهٔ ظرفیت (والانس) مرتب کرد و به عنوان جدول پیشنهادی خود ارائه کرد.[۴۹]

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.[۵۰][۵۱] قانون هشتگان‌های نیولندز از سوی همکارانش احمقانه دانسته شد و جامعهٔ شیمی حاضر به انتشار کار او نشد.[۵۲] برخلاف این برخورد، نیولندز داده‌های جدول هشتایی خود را جمع‌آوری کرد و از آن برای پیش‌بینی عنصرهای ناشناخته مانند ژرمانیم بهره برد.[۵۳] جامعهٔ شیمی پنج سال پس از آنکه جدول تناوبی مندلیف به جهان معرفی شد، به کار نیولندز بها داد.[۵۴]

در سال ۱۸۶۷ یک شیمیدان زادهٔ دانمارک به نام گوستاووس هینریشس 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.[۵۵][۵۶]

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.[۵۷] 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.[۵۸] 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.[۵۹]

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.[۶۰] 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.[۶۱] 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.[۶۲]

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.[۶۳] 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.[۶۴] 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.[۶۵]

جدول تناوبی پرکاربرد امروزی[۶۶] 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[۶۷] و ۱۸ ستونی[۶۸]) جدول تناوبی را منتشر کرد.[۶۹][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.[۷۰][۷۱][۷۲]

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.[۷۳]

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 عنصرها 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.[۷۴][۷۵][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.[۷۶] 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[۷۷] (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.[۷۸]

یکی از قالب‌های جایگزین و شناخته شدهٔ جدول،[۷۹] 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)[۸۰]

بیشتر جدول‌های تناوبی دو بُعدی هستند.[۴] با این حال پیش از آنکه مندلیف جدولش را معرفی کند در سال ۱۸۶۲ جدول سه بعدی هم پیشنهاد شده بود. جدول‌های تازه‌تر مانند دسته‌بندی کورتین (۱۹۲۵)،[۸۱] نظام لامینای رینگلی (۱۹۴۹)،[۸۲] جدول حلزونی گیگر (۱۹۶۵)،[۸۳][پ ۵] درخت تناوبی دوفور (۱۹۹۶)[۸۴] و جدول تناوبی استاو (۱۹۸۹)[۸۵] همگی به صورت چهاربعدی توصیف شده‌اند. به این صورت که سه بُعد آن، بعدهای فضایی و یک بُعد، رنگ آن در نظر گرفته شده‌است.[۸۶]

پرسش‌ها و تناقض‌های امروز جدول[ویرایش]

عنصرهای دارای ویژگی‌های شیمیایی ناشناخته[ویرایش]

با وجود آنکه عنصرهای جدول تا اوگانسون 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[۸۷] اما باید رفتاری همانند گاز بی‌اثر رادون از خود نشان دهد،[۸۸] البته آزمایش‌های تازه‌تر همانندی‌هایی در رفتار شیمیایی فلروویوم و عنصر سرب پیدا کرده‌اند که این با جدول تناوبی همخوانی بیشتری دارد.[۸۹]

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.[۹۰] 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.[۹۱]

بالاترین عدد اتمی ممکن[ویرایش]

بالاترین عدد اتمی ممکن هنوز روشن نیست. نخستین بار الیوت آدامز در ۱۹۱۱ با توجه به‌شمار 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.[۹۲] پس از آن گفته شد که جدول تناوبی به زودی پس از جزیرهٔ پایداری به پایان خواهد رسید.[۹۳] بر پایهٔ این پیش‌بینی باید نزدیک به عنصر ۱۲۶ ام جدول به پایان می‌رسید. پس از آن جان امزلی[۴] و ریچارد فاینمن[۹۴] 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.[۴][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.[۹۵]

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[۹۶] یا کربن[۹۶] 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.[۹۷] 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[۹۸] 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 شده‌است 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.[۹۹]

به‌طور سنتی، لانتان و اکتینیم به عنوان دو عضو بعدی گروه ۳ در نظر گرفته می‌شدند.[۱۰۰] 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.[۱۰۱] 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.[۱۰۱]

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 عنصرهای کمیاب خاکی شناخته شده‌بود.[۱۰۱] 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.[۱۰۱] 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.[۱۰۲]

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.[۱۰۳] بعضی شیمی‌دانان عقیده دارند که همه عنصرهای بلوک d (از جمله گروه ۱۲) در دسته فلزات واسطه هستند. در این حالت، عنصرهای گروه ۱۲ به عنوان حالت خاصی از عنصرهای 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 عنصرهای واسطه قرار گیرد.[۱۰۴] 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.[۱۰۵]

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.[۱۰۶] 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.[۱۰۷]

تکمیل شدنِ سطرِ هفتمِ جدول[ویرایش]

در جریان آخرین اکتشاف‌های 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)، عنصرهای شمارهٔ ۱۱۳، ۱۱۵، ۱۱۷ و ۱۱۸ با کسب معیارهای لازم به‌عنوان عنصرهایی با خواص شیمیایی منحصربه‌فرد، شرایط لازم برای معرفی به‌عنوان عنصر مستقل را پیدا کردند و به‌این‌ترتیب اولین سری از عنصرهایی لقب گرفتند که بعد از سال ۲۰۱۱ به جدول تناوبی اضافه می‌شوند.[۱۰۸] آیوپاک نام و نماد شیمیایی این عنصرها را به این ترتیب اعلام کرد: عنصر ۱۱۳: نیهونیوم (Nh)، عنصر ۱۱۵: مسکوویم (Mc)، عنصر ۱۱۷: تِنِسین (Ts) و عنصر ۱۱۸: اوگانِسون (Og).[۱۰۹]

برنامه‌های آینده برای کشف عنصرهای جدید[ویرایش]

در سومین همایش بین‌المللی عنصرهای فوق سنگین در سال ۲۰۱۷ در لهستان، «هیدِتو انیو» مدیر مؤسسه تحقیقاتی ریکن ژاپن اعلام کرد که در دسامبر ۲۰۱۷ تلاش برای ساخت عنصر ۱۱۹ جدول تناوبی را آغاز خواهند کرد. آن‌ها امیدوارند در مدت زمان پنج سال عنصر ۱۱۹ و نیز عنصر ۱۲۰ را بسازند. برای این هدف آن‌ها عنصر کوریوم را با یون‌های وانادیم بمباران خواهد کرد. از سوی دیگر یوری اوگانسیان از مؤسسه مشترک پژوهش‌های هسته‌ای دوبنا (JINR) در روسیه نیز در این همایش اعلام کرد که آنان نیز کار ساخت این عنصر را در اوائل سال ۲۰۱۹ آغاز خواهند کرد. آنان برای این کار از روشی متفاوت استفاده خواهند کرد و عنصر برکلیوم را با یون‌های تیتانیوم بمباران خواهند کرد. در صورت موفقیت، عنصر ۱۱۹ نخستین عنصر ردیف هشتم جدول تناوبی خواهد بود.[۱۱۰]

دیگر[ویرایش]

سال ۲۰۱۹ (۹۷–۹۸) به دلیل ۱۵۰ ساله شدن ایجاد جدول تناوبی، توسط سازمان ملل، سال ۲۰۱۹، سال جهانی جدول تناوبی عناصر شیمیایی (IYPT 2019) نامگذاری شد.[۱۱۱]

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 ۱۹۱۱دید. 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 تناوبی 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 بایگانی‌شده در ۱ مارس ۲۰۱۴ توسط Wayback Machine) 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 عنصرهای شناخته‌شده در جهان در نظر گرفته شوند.

پانویس[ویرایش]

  1. «جدول مندلیف ۱۵۰ ساله شد». BBC Farsi. ۲۰۱۹-۰۳-۱۸. دریافت‌شده در ۲۰۱۹-۰۳-۲۱.
  2. Greenwood و Earnshaw، Chemistry of the Elements، 24–27.
  3. Gray، The Elements، 6.
  4. ۴٫۰ ۴٫۱ ۴٫۲ ۴٫۳ 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.
  5. Koppenol، W. H. (۲۰۰۲). «Naming of New Elements (IUPAC Recommendations 2002)» (PDF). Pure and Applied Chemistry. ۷۴ (۵): ۷۸۷–۷۹۱. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک)
  6. Haire, Richard G. (2006). "Fermium, Mendelevium, Nobelium and Lawrencium". The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements (3rd ed.). Dordrecht, The Netherlands: Springer Science+Business Media. ISBN 1-4020-3555-1.
  7. Gray، The Elements، 233.
  8. Scerri، The periodic table: Its story and its significance، 24.
  9. Messler, R. W. (2010). The essence of materials for engineers. Sudbury, MA: Jones & Bartlett Publishers. p. 32. ISBN 0763778338.
  10. Bagnall، K. W. (۱۹۶۷). «Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry». Recent advances in actinide and lanthanide chemistry. American Chemical Society. ۷۱: ۱–۱۲. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک)
  11. Day, M. C.; Selbin, J. (1969). Theoretical inorganic chemistry (2nd ed.). New York, MA: Reinhold Book Corporation. p. 103. ISBN 0763778338.
  12. Holman, J.; Hill, G. C. (2000). Chemistry in context (5th ed.). Walton-on-Thames: Nelson Thornes. p. 40. ISBN 0174482760.
  13. Leigh, G. J. (1990). Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science. ISBN 0-632-02494-1.
  14. Fluck, E. (1988). "New Notations in the Periodic Table" (PDF). Pure Appl. Chem. IUPAC. 60 (3): 431–436. Retrieved 24 March 2012. Unknown parameter |ندش= ignored (help)
  15. ۱۵٫۰ ۱۵٫۱ Moore, p. 111
  16. Greenwood، Chemistry of the Elements، 30.
  17. Stoker, Stephen H. (2007). General, organic, and biological chemistry. New York: Houghton Mifflin. p. 68. ISBN 978-0-618-73063-6. OCLC 52445586.
  18. Mascetta, Joseph (2003). Chemistry The Easy Way (4th ed.). New York: Hauppauge. p. 50. ISBN 978-0-7641-1978-1. OCLC 52047235.
  19. 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.
  20. Gray، The Elements، 12.
  21. Jones, Chris (2002). d- and f-block chemistry. New York: J. Wiley & Sons. p. 2. ISBN 978-0-471-22476-1. OCLC 300468713.
  22. Gray، The Elements، 11.
  23. Jespersen, N. D. (2010). Barron's AP chemistry (5 revised ed.). Hauppauge, NY: Barron's Educational Series. p. 117. ISBN 0764140507.
  24. Sebring, M.E.; Schaff, B. R. (1980). General chemistry. Belmont, CA: Wadsworth Publishing. p. 128. ISBN 053400802X.
  25. Manson, S. S.; Halford, G. R. (2006). Fatigue and durability of structural materials. Materials Park, Ohio: ASM International. p. 376. ISBN 0871708256.
  26. Bullinger, Hans-Jörg (2009). Technology guide: Principles, applications, trends. Springer-Verlaglocation=Berlin. p. 8. ISBN 9783540885450.
  27. ۲۷٫۰ ۲۷٫۱ Myers, R. (2003). The basics of chemistry. Westport, CT: Greenwood Publishing Group. pp. 61–67. ISBN 0313316643.
  28. ۲۸٫۰ ۲۸٫۱ Chang, Raymond (2002). Chemistry (7 ed.). New York: McGraw-Hill. pp. 289–310, 340–42. ISBN 0-07-112072-6.
  29. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۳.
  30. Greenwood و Earnshaw، Chemistry of the Elements، 27.
  31. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۴.
  32. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۴.
  33. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۵.
  34. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۱۱۰.
  35. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۱۱۱.
  36. 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.
  37. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۱۱۱.
  38. مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۶.
  39. Siegfried, Robert (2002). From elements to atoms: a history of chemical composition. Philadelphia, Pennsylvania: Library of Congress Cataloging-in-Publication Data. p. ۹۲. ISBN 0-87169-924-9. |access-date= requires |url= (help)
  40. Scerri، The Periodic Table، 31-32.
  41. Ball، The Ingredients، 100.
  42. Horvitz, Leslie (2002). Eureka!: Scientific Breakthroughs That Changed The World. New York: John Wiley. p. ۴۳. ISBN 978-0-471-23341-1. OCLC 50766822.
  43. Ball، The Ingredients، 100.
  44. van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier. p. ۱۹. ISBN 0444407766.
  45. Annales des Mines history page.
  46. Venable، The Development of the Periodic Law، 85-86; 97.
  47. Odling, W. (2002). "On the proportional numbers of the elements". Quarterly Journal of Science. ۱: ۶۴۲–۶۴۸ (۶۴۳).
  48. Scerri, Eric R. (2011). The periodic table: A very short introduction. Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0199582495.
  49. 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. ۹۱–۱۲۲ (۹۵). ISBN 0-86380-292-3.
  50. Newlands, John A. R. (20 August 1864). "On Relations Among the Equivalents". Chemical News. ۱۰: ۹۴–۹۵.
  51. Newlands, John A. R. (۱۸ اوت ۱۸۶۵). «On the Law of Octaves». Chemical News. ۱۲: ۸۳.
  52. Bryson, Bill (2004). A Short History of Nearly Everything. Black Swan. pp. ۱۴۱–۱۴۲. ISBN 978-0-552-15174-0.
  53. Scerri، The Periodic Table، 306.
  54. 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. ۵۶ (۱): ۵–۲۵. |first3= missing |last3= in Authors list (help)
  55. Scerri، The Periodic Table، 87, 92.
  56. Kauffman، George B. (۱۹۶۹). «American forerunners of the periodic law». Journal of Chemical Education. ۴۶ (۳): ۱۲۸–۱۳۵ (۱۳۲). doi:10.1021/ed046p128. از پارامتر ناشناخته |month= صرف‌نظر شد (کمک)
  57. Mendelejew, Dimitri (1869). "Über die Beziehungen der Eigenschaften zu den Atomgewichten der Elemente". Zeitschrift für Chemie (به آلمانی): 405–406.
  58. Venable، The Development of the Periodic Law، 96–97; 100–102.
  59. Ball، The Ingredients، 100–102.
  60. Pullman, Bernard (1998). The Atom in the History of Human Thought. Oxford University Press. p. 227. ISBN 0-19-515040-6. Unknown parameter |سایر= ignored (help)
  61. Ball، The Ingredients، 105.
  62. Atkins, P. W. (1995). The Periodic Kingdom. HarperCollins Publishers, Inc. p. 87. ISBN 0-465-07265-8.
  63. Scerri، The Periodic Table، 112.
  64. Kaji، Masanori (۲۰۰۲). «D.I. Mendeleev's Concept of Chemical Elements and the Principle of Chemistry» (PDF). Bull. Hist. Chem. Tokyo Institute of Technology. ۲۷ (۱): ۴–۱۶. دریافت‌شده در ۱۱ ژوئن ۲۰۱۲.
  65. Hoffman، D. C.؛ Lawrence، F. O.؛ Mewherter، = J. L.؛ Rourke، F. M. (۱۹۷۱). «Detection of Plutonium-244 in Nature». Nature. ۲۳۴ (۵۳۲۵): ۱۳۲–۱۳۴. doi:10.1038/234132a0. بیبکد:1971Natur.234..132H.
  66. Gray، The Elements، 12.
  67. نسخهٔ مندلیفی
  68. نسخهٔ ۱۸ ستونی
  69. Deming، Horace G (۱۹۲۳). General chemistry: An elementary survey. New York: J. Wiley & Sons. صص. ۱۶۰, ۱۶۵.
  70. Abraham، M؛ Coshow، D؛ Fix، W. Periodicity:A source book module, version 1.0 (PDF). New York: Chemsource, Inc. ص. ۳.
  71. Emsley، J (۷ مارس ۱۹۸۵). «Mendeleyev's dream table». New Scientist: ۳۲–۳۶(۳۶).
  72. Fluck، E (۱۹۸۸). «New notations in the period table». Pure & Applied Chemistry. ۶۰ (۳): ۴۳۱–۴۳۶ (۴۳۲). از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک)
  73. Ball، The Ingredients، 111.
  74. Scerri، The Periodic Table، 270-271.
  75. Masterton, William L.; Hurley, Cecile N.; Neth, Edward J. Chemistry: Principles and reactions (7th ed.). Belmont, CA: Brooks/Cole Cengage Learning. p. 173. ISBN 1111427100.
  76. Scerri، The Periodic Table، 20.
  77. "Weird Words of Science: Lemniscate Elemental Landscapes". The Culture of Chemistry.
  78. Scerri، The Periodic Table، 20.
  79. Emsely، J؛ Sharp، R (۲۱ ژوئن ۲۰۱۰). «The periodic table: Top of the charts». The Independent.
  80. Seaborg, Glenn (1964). "Plutonium: The Ornery Element". Chemistry. 37 (6): 14.
  81. Mark R. Leach. "1925 Courtines' Periodic Classification". Retrieved 16 October 2012.
  82. Mark R. Leach. "1949 Wringley's Lamina System". Retrieved 16 October 2012.
  83. Mazurs, E.G. (1974). Graphical Representations of the Periodic System During One Hundred Years. Alabama: University of Alabama Press. p. 111. ISBN 978-0-8173-3200-6.
  84. Mark R. Leach. «1996 Dufour's Periodic Tree». دریافت‌شده در ۱۶ اکتبر ۲۰۱۲.
  85. Mark R. Leach. «1989 Physicist's Periodic Table by Timothy Stowe». دریافت‌شده در ۱۶ اکتبر ۲۰۱۲.
  86. Bradley، David (۲۰ ژوئیه ۲۰۱۱). «At last, a definitive periodic table?». ChemViews Magazine. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک)
  87. Schändel، Matthias (۲۰۰۳). The Chemistry of Superheavy Elements. Dordrecht: Kluwer Academic Publishers. ص. ۲۷۷. شابک ۱-۴۰۲۰-۱۲۵۰-۰.
  88. Gas Phase Chemistry of Superheavy Elements بایگانی‌شده در ۲۰ فوریه ۲۰۱۲ توسط Wayback Machine, lecture by Heinz W. Gäggeler, Nov. 2007. Last accessed on 12 Dec 2008.
  89. Scerri 2011, pp. 142–143
  90. Frazier، K. (۱۹۷۸). «Superheavy Elements». Science News. ۱۱۳ (۱۵): ۲۳۶–۲۳۸. جی‌استور ۳۹۶۳۰۰۶. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک)
  91. Pyykkö، Pekka (۲۰۱۱). «A suggested periodic table up to Z ≤ ۱۷۲, based on Dirac–Fock calculations on atoms and ions». Physical Chemistry Chemical Physics. ۱۳ (۱): ۱۶۱–۱۶۸. PMID 20967377. بیبکد:2011PCCP...13..161P. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک)
  92. Elliot، Q. A. (۱۹۱۱). «A modification of the periodic table». Journal of the American Chemical Society. ۳۳ (۵): ۶۸۴–۶۸۸ (۶۸۸). از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک)
  93. Glenn Seaborg (ca. ۲۰۰۶). «transuranium element (chemical element)». Encyclopædia Britannica. دریافت‌شده در 2010-03-16. تاریخ وارد شده در |تاریخ= را بررسی کنید (کمک)
  94. Elert، G. «Atomic Models». The Physics Hypertextbook. دریافت‌شده در ۲۰۰۹-۱۰-۰۹.
  95. Eisberg، R.؛ Resnick، R. (۱۹۸۵). Quantum Physics of Atoms, Molecules, Solids, Nuclei and Particles. Wiley.
  96. ۹۶٫۰ ۹۶٫۱ Cronyn، Marshall W. (۲۰۰۳). «The Proper Place for Hydrogen in the Periodic Table». Journal of Chemical Education. ۸۰ (۸): ۹۴۷–۹۵۱. doi:10.1021/ed080p947. بیبکد:2003JChEd..80..947C. از پارامتر ناشناخته |month= صرف‌نظر شد (کمک)
  97. Gray، The Elements، 14.
  98. Gray، The Elements، 12.
  99. Scerri، E (۲۰۱۲). «Mendeleev's Periodic Table Is Finally Completed and What To Do about Group 3?». Chemistry International. ۳۴ (۴).
  100. Emsley, J. (2011). Nature's Building Blocks (new ed.). Oxford: Oxford University. p. 651. ISBN 978-0-19-960563-7.
  101. ۱۰۱٫۰ ۱۰۱٫۱ ۱۰۱٫۲ ۱۰۱٫۳ William B. Jensen (1982). "The Positions of Lanthanum (Actinium) and Lutetium (Lawrencium) in the Periodic Table". J. Chem. Educ. 59 (8): 634–636. doi:10.1021/ed059p634.
  102. Scerri, E (2015). "Five ideas in chemical education that must die - part five". Royal Society of Chemistry. Unknown parameter |وب‌سایت= ignored (help)
  103. IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version:  (2006–) "transition element".
  104. Xuefang Wang؛ Lester Andrews؛ Sebastian Riedel؛ Martin Kaupp (۲۰۰۷). «Mercury Is a Transition Metal: The First Experimental Evidence for HgF4». Angew. Chem. Int. Ed. ۴۶ (۴۴): ۸۳۷۱–۸۳۷۵. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک)
  105. William B. Jensen (۲۰۰۸). «Is Mercury Now a Transition Element?». J. Chem. Educ. ۸۵ (۹): ۱۱۸۲–۱۱۸۳. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک)
  106. Rayner-Canham، G؛ Overton، T. Descriptive inorganic chemistry (ویراست ۴th). New York: W H Freeman. صص. ۴۸۴–۴۸۵. شابک ۰-۷۱۶۷-۸۹۶۳-۹.
  107. Francl، Michelle (مه ۲۰۰۹). «Table manners» (PDF). Nature Chemistry. ۱ (۲): ۹۷–۹۸. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک)
  108. مهرداد یزدانی (15 دی 1394 ساعت 15:18). «تکمیل شدن سطر هفتم جدول تناوبی عنصار (جدول مندلیف)». زومیت. تاریخ وارد شده در |تاریخ= را بررسی کنید (کمک)
  109. «IUPAC ANNOUNCES THE NAMES OF THE ELEMENTS 113, 115, 117, AND 118». IUPAC. دریافت‌شده در ۱ نوامبر ۲۰۱۷.
  110. «تلاش برای ساخت عنصر ۱۱۹ جدول تناوبی». بایگانی‌شده از اصلی در ۷ نوامبر ۲۰۱۷. دریافت‌شده در ۲ نوامبر ۲۰۱۷.
  111. «بزرگداشت سال جهانی جدول دوره‌ای عنصرها در ایران شروع شد». ایرنا. دریافت‌شده در ۶ اکتبر ۲۰۱۹.

منابع[ویرایش]

  • مورتیمر، چارلز (۱۳۸۱). شیمی عمومی ۱. ترجمهٔ عیسی یاوری. نشر علوم دانشگاهی. شابک ۹۶۴-۶۱۸۶-۳۰-۰.

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
Nh
۱۱۴
Fl
۱۱۵
Mc
۱۱۶
Lv
۱۱۷
Ts
۱۱۸
Og

* 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.

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

Simple Periodic Table Chart-en.svg

The periodic table, also known as the periodic table of elements, is a tabular display of the chemical elements, which are arranged by atomic number, electron configuration, and recurring chemical properties. The structure of the table shows periodic trends. The seven rows of the table, called periods, generally have metals on the left and non-metals on the right. The columns, called groups, contain elements with similar chemical behaviours. Six groups have accepted names as well as assigned numbers: for example, group 17 elements are the halogens; and group 18 are the noble gases. Also displayed are four simple rectangular areas or blocks associated with the filling of different atomic orbitals.

The elements from atomic numbers 1 (hydrogen) through 118 (oganesson) have been discovered or synthesized, completing seven full rows of the periodic table.[1][2] The first 94 elements all occur naturally, though some are found only in trace amounts and a few were discovered in nature only after having first been synthesized.[n 1] Elements 95 to 118 have only been synthesized in laboratories or nuclear reactors.[3] The synthesis of elements having higher atomic numbers is currently being pursued: these elements would begin an eighth row, and theoretical work has been done to suggest possible candidates for this extension. Numerous synthetic radionuclides of naturally occurring elements have also been produced in laboratories.

The organization of the periodic table can be used to derive relationships between the various element properties, and also to predict chemical properties and behaviours of undiscovered or newly synthesized elements. Russian chemist Dmitri Mendeleev published the first recognizable periodic table in 1869, developed mainly to illustrate periodic trends of the then-known elements. He also predicted some properties of unidentified elements that were expected to fill gaps within the table. Most of his forecasts proved to be correct. Mendeleev's idea has been slowly expanded and refined with the discovery or synthesis of further new elements and the development of new theoretical models to explain chemical behaviour. The modern periodic table now provides a useful framework for analyzing chemical reactions, and continues to be widely used in chemistry, nuclear physics and other sciences.

Overview

Group 1 2 3   4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Alkali metals Alkaline earth metals Pnicto­gens Chal­co­gens Halo­gens Noble gases
Period

1

Hydro­gen1H1.008 He­lium2He4.0026
2 Lith­ium3Li6.94 Beryl­lium4Be9.0122 Boron5B10.81 Carbon6C12.011 Nitro­gen7N14.007 Oxy­gen8O15.999 Fluor­ine9F18.998 Neon10Ne20.180
3 So­dium11Na22.990 Magne­sium12Mg24.305 Alumin­ium13Al26.982 Sili­con14Si28.085 Phos­phorus15P30.974 Sulfur16S32.06 Chlor­ine17Cl35.45 Argon18Ar39.95
4 Potas­sium19K39.098 Cal­cium20Ca40.078 Scan­dium21Sc44.956 Tita­nium22Ti47.867 Vana­dium23V50.942 Chrom­ium24Cr51.996 Manga­nese25Mn54.938 Iron26Fe55.845 Cobalt27Co58.933 Nickel28Ni58.693 Copper29Cu63.546 Zinc30Zn65.38 Gallium31Ga69.723 Germa­nium32Ge72.630 Arsenic33As74.922 Sele­nium34Se78.971 Bromine35Br79.904 Kryp­ton36Kr83.798
5 Rubid­ium37Rb85.468 Stront­ium38Sr87.62 Yttrium39Y88.906 Zirco­nium40Zr91.224 Nio­bium41Nb92.906 Molyb­denum42Mo95.95 Tech­netium43Tc​[97] Ruthe­nium44Ru101.07 Rho­dium45Rh102.91 Pallad­ium46Pd106.42 Silver47Ag107.87 Cad­mium48Cd112.41 Indium49In114.82 Tin50Sn118.71 Anti­mony51Sb121.76 Tellur­ium52Te127.60 Iodine53I126.90 Xenon54Xe131.29
6 Cae­sium55Cs132.91 Ba­rium56Ba137.33 Lan­thanum57La138.91 1 asterisk Haf­nium72Hf178.49 Tanta­lum73Ta180.95 Tung­sten74W183.84 Rhe­nium75Re186.21 Os­mium76Os190.23 Iridium77Ir192.22 Plat­inum78Pt195.08 Gold79Au196.97 Mer­cury80Hg200.59 Thallium81Tl204.38 Lead82Pb207.2 Bis­muth83Bi208.98 Polo­nium84Po​[209] Asta­tine85At​[210] Radon86Rn​[222]
7 Fran­cium87Fr​[223] Ra­dium88Ra​[226] Actin­ium89Ac​[227] 1 asterisk Ruther­fordium104Rf​[267] Dub­nium105Db​[268] Sea­borgium106Sg​[269] Bohr­ium107Bh​[270] Has­sium108Hs​[269] Meit­nerium109Mt​[278] Darm­stadtium110Ds​[281] Roent­genium111Rg​[282] Coper­nicium112Cn​[285] Nihon­ium113Nh​[286] Flerov­ium114Fl​[289] Moscov­ium115Mc​[290] Liver­morium116Lv​[293] Tenness­ine117Ts​[294] Oga­nesson118Og​[294]
1 asterisk Cerium58Ce140.12 Praseo­dymium59Pr140.91 Neo­dymium60Nd144.24 Prome­thium61Pm​[145] Sama­rium62Sm150.36 Europ­ium63Eu151.96 Gadolin­ium64Gd157.25 Ter­bium65Tb158.93 Dyspro­sium66Dy162.50 Hol­mium67Ho164.93 Erbium68Er167.26 Thulium69Tm168.93 Ytter­bium70Yb173.05 Lute­tium71Lu174.97  
1 asterisk Thor­ium90Th232.04 Protac­tinium91Pa231.04 Ura­nium92U238.03 Neptu­nium93Np​[237] Pluto­nium94Pu​[244] Ameri­cium95Am​[243] Curium96Cm​[247] Berkel­ium97Bk​[247] Califor­nium98Cf​[251] Einstei­nium99Es​[252] Fer­mium100Fm​[257] Mende­levium101Md​[258] Nobel­ium102No​[259] Lawren­cium103Lr​[266]
Periodic table (large cells, 18-column layout)
Group → 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Alkali metal Alkaline earth metal Boron group Carbon group Pnictogen Chalcogen Halogen Noble gas
CAS: IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
old IUPAC: IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIII IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB 0
Period ↓Period ↓ Hydrogen
  • 1.008
  • [1.00781.0082]
element name
atomic number
chemical symbol

Helium
  • 4.0026
  • 4.002602(2)
2 Lithium
  • 6.94
  • [6.9386.997]
Beryllium
  • 9.0122
  • 9.0121831(5)
Boron
  • 10.81
  • [10.80610.821]
Carbon
  • 12.011
  • [12.00912.012]
Nitrogen
  • 14.007
  • [14.00614.008]
Oxygen
  • 15.999
  • [15.99916.000]
Fluorine
  • 18.998
  • 18.998403163(6)
Neon
  • 20.180
  • 20.1797(6)
3 Sodium
  • 22.990
  • 22.98976928(2)
Magnesium
  • 24.305
  • [24.30424.307]
Aluminium
  • 26.982
  • 26.9815384(3)
Silicon
  • 28.085
  • [28.08428.086]
Phosphorus
  • 30.974
  • 30.973761998(5)
Sulfur
  • 32.06
  • [32.05932.076]
Chlorine
  • 35.45
  • [35.44635.457]
Argon
  • 39.95
  • [39.79239.963]
4 Potassium
  • 39.098
  • 39.0983(1)
Calcium
  • 40.078(4)
  • 40.078(4)
Scandium
  • 44.956
  • 44.955908(5)
Titanium
  • 47.867
  • 47.867(1)
Vanadium
  • 50.942
  • 50.9415(1)
Chromium
  • 51.996
  • 51.9961(6)
Manganese
  • 54.938
  • 54.938043(2)
Iron
  • 55.845(2)
  • 55.845(2)
Cobalt
  • 58.933
  • 58.933194(3)
Nickel
  • 58.693
  • 58.6934(4)
Copper
  • 63.546(3)
  • 63.546(3)
Zinc
  • 65.38(2)
  • 65.38(2)
Gallium
  • 69.723
  • 69.723(1)
Germanium
  • 72.630(8)
  • 72.630(8)
Arsenic
  • 74.922
  • 74.921595(6)
Selenium
  • 78.971(8)
  • 78.971(8)
Bromine
  • 79.904
  • [79.90179.907]
Krypton
  • 83.798(2)
  • 83.798(2)
5 Rubidium
  • 85.468
  • 85.4678(3)
Strontium
  • 87.62
  • 87.62(1)
Yttrium
  • 88.906
  • 88.90584(1)
Zirconium
  • 91.224(2)
  • 91.224(2)
Niobium
  • 92.906
  • 92.90637(1)
Molybdenum
  • 95.95
  • 95.95(1)
Technetium
[97]
Ruthenium
  • 101.07(2)
  • 101.07(2)
Rhodium
  • 102.91
  • 102.90549(2)
Palladium
  • 106.42
  • 106.42(1)
Silver
  • 107.87
  • 107.8682(2)
Cadmium
  • 112.41
  • 112.414(4)
Indium
  • 114.82
  • 114.818(1)
Tin
  • 118.71
  • 118.710(7)
Antimony
  • 121.76
  • 121.760(1)
Tellurium
  • 127.60(3)
  • 127.60(3)
Iodine
  • 126.90
  • 126.90447(3)
Xenon
  • 131.29
  • 131.293(6)
6 Caesium
  • 132.91
  • 132.90545196(6)
Barium
  • 137.33
  • 137.327(7)
Lanthanum
  • 138.91
  • 138.90547(7)

58–71
1 asterisk
Hafnium
  • 178.49(2)
  • 178.49(2)
Tantalum
  • 180.95
  • 180.94788(2)
Tungsten
74
W 
  • 183.84
  • 183.84(1)
Rhenium
  • 186.21
  • 186.207(1)
Osmium
  • 190.23(3)
  • 190.23(3)
Iridium
  • 192.22
  • 192.217(2)
Platinum
  • 195.08
  • 195.084(9)
Gold
  • 196.97
  • 196.966570(4)
Mercury
  • 200.59
  • 200.592(3)
Thallium
  • 204.38
  • [204.38204.39]
Lead
  • 207.2
  • 207.2(1)
Bismuth
  • 208.98
  • 208.98040(1)
Polonium
[209]
Astatine
[210]
Radon
[222]
7 Francium
[223]
Radium
[226]
Actinium
[227]

90–103
1 asterisk
Rutherfordium
104
Rf 
[267]
Dubnium
105
Db 
[268]
Seaborgium
106
Sg 
[269]
Bohrium
107
Bh 
[270]
Hassium
108
Hs 
[269]
Meitnerium
109
Mt 
[278]
Darmstadtium
110
Ds 
[281]
Roentgenium
111
Rg 
[282]
Copernicium
112
Cn 
[285]
Nihonium
113
Nh 
[286]
Flerovium
114
Fl 
[289]
Moscovium
115
Mc 
[290]
Livermorium
116
Lv 
[293]
Tennessine
117
Ts 
[294]
Oganesson
118
Og 
[294]

1 asterisk Cerium
  • 140.12
  • 140.116(1)
Praseodymium
  • 140.91
  • 140.90766(1)
Neodymium
  • 144.24
  • 144.242(3)
Promethium
[145]
Samarium
  • 150.36(2)
  • 150.36(2)
Europium
  • 151.96
  • 151.964(1)
Gadolinium
  • 157.25(3)
  • 157.25(3)
Terbium
  • 158.93
  • 158.925354(8)
Dysprosium
  • 162.50
  • 162.500(1)
Holmium
  • 164.93
  • 164.930328(7)
Erbium
  • 167.26
  • 167.259(3)
Thulium
  • 168.93
  • 168.934218(6)
Ytterbium
  • 173.05
  • 173.045(10)
Lutetium
  • 174.97
  • 174.9668(1)
1 asterisk Thorium
  • 232.04
  • 232.0377(4)
Protactinium
  • 231.04
  • 231.03588(1)
Uranium
  • 238.03
  • 238.02891(3)
Neptunium
[237]
Plutonium
[244]
Americium
[243]
Curium
[247]
Berkelium
[247]
Californium
[251]
Einsteinium
[252]
Fermium
100
Fm 
[257]
Mendelevium
101
Md 
[258]
Nobelium
102
No 
[259]
Lawrencium
103
Lr 
[266]

Each chemical element has a unique atomic number (Z) representing the number of protons in its nucleus.[n 2] Most elements have differing numbers of neutrons among different atoms, with these variants being referred to as isotopes. For example, carbon has three naturally occurring isotopes: all of its atoms have six protons and most have six neutrons as well, but about one per cent have seven neutrons, and a very small fraction have eight neutrons. Isotopes are never separated in the periodic table; they are always grouped together under a single element. Elements with no stable isotopes have the atomic masses of their most stable isotopes, where such masses are shown, listed in parentheses.[9]

In the standard periodic table, the elements are listed in order of increasing atomic number Z (the number of protons in the nucleus of an atom). A new row (period) is started when a new electron shell has its first electron. Columns (groups) are determined by the electron configuration of the atom; elements with the same number of electrons in a particular subshell fall into the same columns (e.g. oxygen and selenium are in the same column because they both have four electrons in the outermost p-subshell). Elements with similar chemical properties generally fall into the same group in the periodic table, although in the f-block, and to some respect in the d-block, the elements in the same period tend to have similar properties, as well. Thus, it is relatively easy to predict the chemical properties of an element if one knows the properties of the elements around it.[10]

Since 2016, the periodic table has 118 confirmed elements, from element 1 (hydrogen) to 118 (oganesson). Elements 113, 115, 117 and 118, the most recent discoveries, were officially confirmed by the International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) in December 2015. Their proposed names, nihonium (Nh), moscovium (Mc), tennessine (Ts) and oganesson (Og) respectively, were announced by the IUPAC in June 2016 and made official in November 2016.[11][12][13][14]

The first 94 elements occur naturally; the remaining 24, americium to oganesson (95–118), occur only when synthesized in laboratories. Of the 94 naturally occurring elements, 83 are primordial and 11 occur only in decay chains of primordial elements.[3] No element heavier than einsteinium (element 99) has ever been observed in macroscopic quantities in its pure form, nor has astatine (element 85); francium (element 87) has been only photographed in the form of light emitted from microscopic quantities (300,000 atoms).[15]

Grouping methods

Groups

A group or family is a vertical column in the periodic table. Groups usually have more significant periodic trends than periods and blocks, explained below. Modern quantum mechanical theories of atomic structure explain group trends by proposing that elements within the same group generally have the same electron configurations in their valence shell.[16] Consequently, elements in the same group tend to have a shared chemistry and exhibit a clear trend in properties with increasing atomic number.[17] In some parts of the periodic table, such as the d-block and the f-block, horizontal similarities can be as important as, or more pronounced than, vertical similarities.[18][19][20]

Under an international naming convention, the groups are numbered numerically from 1 to 18 from the leftmost column (the alkali metals) to the rightmost column (the noble gases).[21] Previously, they were known by roman numerals. In America, the roman numerals were followed by either an "A" if the group was in the s- or p-block, or a "B" if the group was in the d-block. The roman numerals used correspond to the last digit of today's naming convention (e.g. the group 4 elements were group IVB, and the group 14 elements were group IVA). In Europe, the lettering was similar, except that "A" was used if the group was before group 10, and "B" was used for groups including and after group 10. In addition, groups 8, 9 and 10 used to be treated as one triple-sized group, known collectively in both notations as group VIII. In 1988, the new IUPAC naming system was put into use, and the old group names were deprecated.[22]

Some of these groups have been given trivial (unsystematic) names, as seen in the table below, although some are rarely used. Groups 3–10 have no trivial names and are referred to simply by their group numbers or by the name of the first member of their group (such as "the scandium group" for group 3),[21] since they display fewer similarities and/or vertical trends.

Elements in the same group tend to show patterns in atomic radius, ionization energy, and electronegativity. From top to bottom in a group, the atomic radii of the elements increase. Since there are more filled energy levels, valence electrons are found farther from the nucleus. From the top, each successive element has a lower ionization energy because it is easier to remove an electron since the atoms are less tightly bound. Similarly, a group has a top-to-bottom decrease in electronegativity due to an increasing distance between valence electrons and the nucleus.[23] There are exceptions to these trends: for example, in group 11, electronegativity increases farther down the group.[24]

Groups in the Periodic table
IUPAC group 1a 2 3b n/a b 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Mendeleev (I–VIII) IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB c
CAS (US, A-B-A) IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
old IUPAC (Europe, A-B) IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIB IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB 0
Trivial name H and Alkali metalsr Alkaline earth metalsr Coin­age metals Triels Tetrels Pnicto­gensr Chal­co­gensr Halo­gensr Noble gasesr
Name by elementr Lith­ium group Beryl­lium group Scan­dium group Titan­ium group Vana­dium group Chro­mium group Man­ga­nese group Iron group Co­balt group Nickel group Cop­per group Zinc group Boron group Car­bon group Nitro­gen group Oxy­gen group Fluor­ine group Helium or Neon group
Period 1  H  He
Period 2 Li Be B C N O F Ne
Period 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
Period 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Period 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Period 6 Cs Ba La Ce–Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Period 7 Fr Ra Ac Th–Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
a Group 1 is composed of hydrogen (H) and the alkali metals. Elements of the group have one s-electron in the outer electron shell. Hydrogen has no analogs and is not considered to be an alkali metal as it rarely exhibits behaviour comparable to that of the alkali metals. This makes the group somewhat exceptional.
n/a Do not have a group number
b Group 3 has scandium (Sc) and yttrium (Y). For the rest of the group, sources differ as either being (1) lutetium (Lu) and lawrencium (Lr), or (2) lanthanum (La) and actinium (Ac), or (3) the whole set of 15+15 lanthanides and actinides. IUPAC has initiated a project to standardize the definition as either (1) Sc, Y, Lu and Lr, or (2) Sc, Y, La and Ac.[25]
c Group 18, the noble gases, were not discovered at the time of Mendeleev's original table. Later (1902), Mendeleev accepted the evidence for their existence, and they could be placed in a new "group 0", consistently and without breaking the periodic table principle.
r Group name as recommended by IUPAC.

Periods

A period is a horizontal row in the periodic table. Although groups generally have more significant periodic trends, there are regions where horizontal trends are more significant than vertical group trends, such as the f-block, where the lanthanides and actinides form two substantial horizontal series of elements.[26]

Elements in the same period show trends in atomic radius, ionization energy, electron affinity, and electronegativity. Moving left to right across a period, atomic radius usually decreases. This occurs because each successive element has an added proton and electron, which causes the electron to be drawn closer to the nucleus.[27] This decrease in atomic radius also causes the ionization energy to increase when moving from left to right across a period. The more tightly bound an element is, the more energy is required to remove an electron. Electronegativity increases in the same manner as ionization energy because of the pull exerted on the electrons by the nucleus.[23] Electron affinity also shows a slight trend across a period. Metals (left side of a period) generally have a lower electron affinity than nonmetals (right side of a period), with the exception of the noble gases.[28]

Blocks

Left to right: s-, f-, d-, p-block in the periodic table

Specific regions of the periodic table can be referred to as blocks in recognition of the sequence in which the electron shells of the elements are filled. Each block is named according to the subshell in which the "last" electron notionally resides.[29][n 3] The s-block comprises the first two groups (alkali metals and alkaline earth metals) as well as hydrogen and helium. The p-block comprises the last six groups, which are groups 13 to 18 in IUPAC group numbering (3A to 8A in American group numbering) and contains, among other elements, all of the metalloids. The d-block comprises groups 3 to 12 (or 3B to 2B in American group numbering) and contains all of the transition metals. The f-block, often offset below the rest of the periodic table, has no group numbers and comprises lanthanides and actinides.[30]

Metals, metalloids and nonmetals

  Metals,   metalloids,   nonmetals, and   elements with unknown chemical properties in the periodic table. Sources disagree on the classification of some of these elements.

According to their shared physical and chemical properties, the elements can be classified into the major categories of metals, metalloids and nonmetals. Metals are generally shiny, highly conducting solids that form alloys with one another and salt-like ionic compounds with nonmetals (other than noble gases). A majority of nonmetals are coloured or colourless insulating gases; nonmetals that form compounds with other nonmetals feature covalent bonding. In between metals and nonmetals are metalloids, which have intermediate or mixed properties.[31]

Metal and nonmetals can be further classified into subcategories that show a gradation from metallic to non-metallic properties, when going left to right in the rows. The metals may be subdivided into the highly reactive alkali metals, through the less reactive alkaline earth metals, lanthanides and actinides, via the archetypal transition metals, and ending in the physically and chemically weak post-transition metals. Nonmetals may be simply subdivided into the polyatomic nonmetals, being nearer to the metalloids and show some incipient metallic character; the essentially nonmetallic diatomic nonmetals, nonmetallic and the almost completely inert, monatomic noble gases. Specialized groupings such as refractory metals and noble metals, are examples of subsets of transition metals, also known[32] and occasionally denoted.[33]

Placing elements into categories and subcategories based just on shared properties is imperfect. There is a large disparity of properties within each category with notable overlaps at the boundaries, as is the case with most classification schemes.[34] Beryllium, for example, is classified as an alkaline earth metal although its amphoteric chemistry and tendency to mostly form covalent compounds are both attributes of a chemically weak or post-transition metal. Radon is classified as a nonmetallic noble gas yet has some cationic chemistry that is characteristic of metals. Other classification schemes are possible such as the division of the elements into mineralogical occurrence categories, or crystalline structures. Categorizing the elements in this fashion dates back to at least 1869 when Hinrichs[35] wrote that simple boundary lines could be placed on the periodic table to show elements having shared properties, such as metals, nonmetals, or gaseous elements.

Periodic trends and patterns

Electron configuration

Approximate order in which shells and subshells are arranged by increasing energy according to the Madelung rule

The electron configuration or organisation of electrons orbiting neutral atoms shows a recurring pattern or periodicity. The electrons occupy a series of electron shells (numbered 1, 2, and so on). Each shell consists of one or more subshells (named s, p, d, f and g). As atomic number increases, electrons progressively fill these shells and subshells more or less according to the Madelung rule or energy ordering rule, as shown in the diagram. The electron configuration for neon, for example, is 1s2 2s2 2p6. With an atomic number of ten, neon has two electrons in the first shell, and eight electrons in the second shell; there are two electrons in the s subshell and six in the p subshell. In periodic table terms, the first time an electron occupies a new shell corresponds to the start of each new period, these positions being occupied by hydrogen and the alkali metals.[36][37]

Periodic table trends (arrows show an increase)

Since the properties of an element are mostly determined by its electron configuration, the properties of the elements likewise show recurring patterns or periodic behaviour, some examples of which are shown in the diagrams below for atomic radii, ionization energy and electron affinity. It is this periodicity of properties, manifestations of which were noticed well before the underlying theory was developed, that led to the establishment of the periodic law (the properties of the elements recur at varying intervals) and the formulation of the first periodic tables.[36][37]

Atomic radii

Atomic number plotted against atomic radius[n 4]

Atomic radii vary in a predictable and explainable manner across the periodic table. For instance, the radii generally decrease along each period of the table, from the alkali metals to the noble gases; and increase down each group. The radius increases sharply between the noble gas at the end of each period and the alkali metal at the beginning of the next period. These trends of the atomic radii (and of various other chemical and physical properties of the elements) can be explained by the electron shell theory of the atom; they provided important evidence for the development and confirmation of quantum theory.[38]

The electrons in the 4f-subshell, which is progressively filled across the lanthanide series, are not particularly effective at shielding the increasing nuclear charge from the sub-shells further out. The elements immediately following the lanthanides have atomic radii that are smaller than would be expected and that are almost identical to the atomic radii of the elements immediately above them.[39] Hence hafnium has virtually the same atomic radius (and chemistry) as zirconium, and tantalum has an atomic radius similar to niobium, and so forth. This is known as the lanthanide contraction. The effect of the lanthanide contraction is noticeable up to platinum (element 78), after which it is masked by a relativistic effect known as the inert pair effect.[40] The d-block contraction, which is a similar effect between the d-block and p-block, is less pronounced than the lanthanide contraction but arises from a similar cause.[39]

Ionization energy

Ionization energy: each period begins at a minimum for the alkali metals, and ends at a maximum for the noble gases

The first ionization energy is the energy it takes to remove one electron from an atom, the second ionization energy is the energy it takes to remove a second electron from the atom, and so on. For a given atom, successive ionization energies increase with the degree of ionization. For magnesium as an example, the first ionization energy is 738 kJ/mol and the second is 1450 kJ/mol. Electrons in the closer orbitals experience greater forces of electrostatic attraction; thus, their removal requires increasingly more energy. Ionization energy becomes greater up and to the right of the periodic table.[40]

Large jumps in the successive molar ionization energies occur when removing an electron from a noble gas (complete electron shell) configuration. For magnesium again, the first two molar ionization energies of magnesium given above correspond to removing the two 3s electrons, and the third ionization energy is a much larger 7730 kJ/mol, for the removal of a 2p electron from the very stable neon-like configuration of Mg2+. Similar jumps occur in the ionization energies of other third-row atoms.[40]

Electronegativity

Graph showing increasing electronegativity with growing number of selected groups

Electronegativity is the tendency of an atom to attract a shared pair of electrons.[41] An atom's electronegativity is affected by both its atomic number and the distance between the valence electrons and the nucleus. The higher its electronegativity, the more an element attracts electrons. It was first proposed by Linus Pauling in 1932.[42] In general, electronegativity increases on passing from left to right along a period, and decreases on descending a group. Hence, fluorine is the most electronegative of the elements,[n 5] while caesium is the least, at least of those elements for which substantial data is available.[24]

There are some exceptions to this general rule. Gallium and germanium have higher electronegativities than aluminium and silicon respectively because of the d-block contraction. Elements of the fourth period immediately after the first row of the transition metals have unusually small atomic radii because the 3d-electrons are not effective at shielding the increased nuclear charge, and smaller atomic size correlates with higher electronegativity.[24] The anomalously high electronegativity of lead, particularly when compared to thallium and bismuth, is an artifact of electronegativity varying with oxidation state: its electronegativity conforms better to trends if it is quoted for the +2 state instead of the +4 state.[43]

Electron affinity

Dependence of electron affinity on atomic number.[44] Values generally increase across each period, culminating with the halogens before decreasing precipitously with the noble gases. Examples of localized peaks seen in hydrogen, the alkali metals and the group 11 elements are caused by a tendency to complete the s-shell (with the 6s shell of gold being further stabilized by relativistic effects and the presence of a filled 4f sub shell). Examples of localized troughs seen in the alkaline earth metals, and nitrogen, phosphorus, manganese and rhenium are caused by filled s-shells, or half-filled p- or d-shells.[45]

The electron affinity of an atom is the amount of energy released when an electron is added to a neutral atom to form a negative ion. Although electron affinity varies greatly, some patterns emerge. Generally, nonmetals have more positive electron affinity values than metals. Chlorine most strongly attracts an extra electron. The electron affinities of the noble gases have not been measured conclusively, so they may or may not have slightly negative values.[46]

Electron affinity generally increases across a period. This is caused by the filling of the valence shell of the atom; a group 17 atom releases more energy than a group 1 atom on gaining an electron because it obtains a filled valence shell and is therefore more stable.[46]

A trend of decreasing electron affinity going down groups would be expected. The additional electron will be entering an orbital farther away from the nucleus. As such this electron would be less attracted to the nucleus and would release less energy when added. In going down a group, around one-third of elements are anomalous, with heavier elements having higher electron affinities than their next lighter congenors. Largely, this is due to the poor shielding by d and f electrons. A uniform decrease in electron affinity only applies to group 1 atoms.[47]

Metallic character

The lower the values of ionization energy, electronegativity and electron affinity, the more metallic character the element has. Conversely, nonmetallic character increases with higher values of these properties.[48] Given the periodic trends of these three properties, metallic character tends to decrease going across a period (or row) and, with some irregularities (mostly) due to poor screening of the nucleus by d and f electrons, and relativistic effects,[49] tends to increase going down a group (or column or family). Thus, the most metallic elements (such as caesium and francium) are found at the bottom left of traditional periodic tables and the most nonmetallic elements (oxygen, fluorine, chlorine) at the top right. The combination of horizontal and vertical trends in metallic character explains the stair-shaped dividing line between metals and nonmetals found on some periodic tables, and the practice of sometimes categorizing several elements adjacent to that line, or elements adjacent to those elements, as metalloids.[50][51]

Oxidation number

Periodic table of oxidation number trends. The transition metals are shown as being in groups 4 to 11 since they are capable of forming ions with incomplete d-subshells that give rise to properties such as variable oxidation state, catalytic behaviour, d-orbital splitting and the ensuing coloured ions/compounds. Individual oxidation numbers have been included for some elements. Group 3 is show as bifurcating into an -La-Ac branch, and -Lu-Lr branch.[52] La-Ac and Lu-Lr are duplicated in a greyed-out style to make it clearer where the lanthanides and actinides fit into the main body of the table.

With some minor exceptions, oxidation numbers among the elements show four main trends according to their periodic table geographic location: left; middle; right; and south. On the left (groups 1 to 3), the highest most stable oxidation number is the group number, with lower oxidation states being less stable. In the middle (groups 4 to 11), higher oxidation states become more stable going down each group. Group 12 is an exception to this trend; they behave as if they were located on the left side of the table. On the right, higher oxidation states tend to become less stable going down a group.[52]

The lanthanides and actinides positioned along the south of the table are distinguished by having the +3 oxidation state in common; this is the most stable state for the lanthanides. The early actinides show a pattern of oxidation states somewhat similar to those of their period 6 and 7 transition metal congeners; the later actinides are more similar to the lanthanides.[53]

Design features in the accompanying table address specific aspects dealing with: transition metals; selected elements; Group 3; and the lanthanide (La, Lu) and actinide bookends (Ac, Lr).

Linking or bridging groups

Sc, Y, La, Ac, Lu, Lr, Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Hydrogen Helium
Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon
Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon
Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon
Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon
Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
32-column periodic table showing, from left to right, the location of group 3; lutetium and lawrencium; groups 11–12; and the noble gases

From left to right across the four blocks of the long- or 32-column form of the periodic table are a series of linking or bridging groups of elements, located approximately between each block.[54] These groups, like the metalloids, show properties in between, or that are a mixture of, groups to either side. Chemically, the group 3 elements, scandium, yttrium, lanthanum and actinium behave largely like the alkaline earth metals[55] or, more generally, s block metals[56][57] but have some of the physical properties of d block transition metals.[58] Lutetium and lawrencium, at the end of the end of the f block, may constitute another linking or bridging group. Lutetium behaves chemically as a lanthanide but shows a mix of lanthanide and transition metal physical properties.[59][60] Lawrencium, as an analogue of lutetium, would presumably display like characteristics.[n 6] The coinage metals in group 11 (copper, silver, and gold) are chemically capable of acting as either transition metals or main group metals.[63] The volatile group 12 metals, zinc, cadmium and mercury are sometimes regarded as linking the d block to the p block. Notionally they are d block elements but they have few transition metal properties and are more like their p block neighbors in group 13.[64][65] The relatively inert noble gases, in group 18, bridge the most reactive groups of elements in the periodic table—the halogens in group 17 and the alkali metals in group 1.[54]

History

First systemization attempts

The discovery of the elements mapped to significant periodic table development dates (pre-, per- and post-)

In 1789, Antoine Lavoisier published a list of 33 chemical elements, grouping them into gases, metals, nonmetals, and earths.[66] Chemists spent the following century searching for a more precise classification scheme. In 1829, Johann Wolfgang Döbereiner observed that many of the elements could be grouped into triads based on their chemical properties. Lithium, sodium, and potassium, for example, were grouped together in a triad as soft, reactive metals. Döbereiner also observed that, when arranged by atomic weight, the second member of each triad was roughly the average of the first and the third.[67] This became known as the Law of Triads.[68] German chemist Leopold Gmelin worked with this system, and by 1843 he had identified ten triads, three groups of four, and one group of five. Jean-Baptiste Dumas published work in 1857 describing relationships between various groups of metals. Although various chemists were able to identify relationships between small groups of elements, they had yet to build one scheme that encompassed them all.[67] In 1857, German chemist August Kekulé observed that carbon often has four other atoms bonded to it. Methane, for example, has one carbon atom and four hydrogen atoms.[69] This concept eventually became known as valency, where different elements bond with different numbers of atoms.[70]

In 1862, the French geologist Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois published an early form of the periodic table, which he called the telluric helix or screw. He was the first person to notice the periodicity of the elements. With the elements arranged in a spiral on a cylinder by order of increasing atomic weight, de Chancourtois showed that elements with similar properties seemed to occur at regular intervals. His chart included some ions and compounds in addition to elements. His paper also used geological rather than chemical terms and did not include a diagram. As a result, it received little attention until the work of Dmitri Mendeleev.[71]

Julius Lothar Meyer's periodic table, published in "Die modernen Theorien der Chemie" (1864)[72]

In 1864, Julius Lothar Meyer, a German chemist, published a table with 28 elements. Realizing that an arrangement according to atomic weight did not exactly fit the observed periodicity in chemical properties he gave valency priority over minor differences in atomic weight. A missing element between Si and Sn was predicted with atomic weight 73 and valency 4.[72] Concurrently, English chemist William Odling published an arrangement of 57 elements, ordered on the basis of their atomic weights. With some irregularities and gaps, he noticed what appeared to be a periodicity of atomic weights among the elements and that this accorded with "their usually received groupings".[73] Odling alluded to the idea of a periodic law but did not pursue it.[74] He subsequently proposed (in 1870) a valence-based classification of the elements.[75]

Newlands' periodic table, as presented to the Chemical Society in 1866, and based on the law of octaves

English chemist John Newlands produced a series of papers from 1863 to 1866 noting that when the elements were listed in order of increasing atomic weight, similar physical and chemical properties recurred at intervals of eight. He likened such periodicity to the octaves of music.[76][77] This so termed Law of Octaves was ridiculed by Newlands' contemporaries, and the Chemical Society refused to publish his work.[78] Newlands was nonetheless able to draft a table of the elements and used it to predict the existence of missing elements, such as germanium.[79] The Chemical Society only acknowledged the significance of his discoveries five years after they credited Mendeleev.[80]

In 1867, Gustavus Hinrichs, a Danish born academic chemist based in America, published a spiral periodic system based on atomic spectra and weights, and chemical similarities. His work was regarded as idiosyncratic, ostentatious and labyrinthine and this may have militated against its recognition and acceptance.[81][82]

Mendeleev's table

Periodic table of elements. Vienna, 1885. University of St Andrews
Mendeleev's periodic table from his book An Attempt Towards a Chemical Conception of the Ether
A version of Mendeleev's 1869 periodic table: An experiment on a system of elements based on their atomic weights and chemical similarities. This early arrangement presents the periods vertically and the groups horizontally.

Russian chemistry professor Dmitri Mendeleev and German chemist Julius Lothar Meyer independently published their periodic tables in 1869 and 1870, respectively.[83] Mendeleev's table, dated March 1 [O.S. February 17] 1869,[84] was his first published version. That of Meyer was an expanded version of his (Meyer's) table of 1864.[85] They both constructed their tables by listing the elements in rows or columns in order of atomic weight and starting a new row or column when the characteristics of the elements began to repeat.[86]

The recognition and acceptance afforded to Mendeleev's table came from two decisions he made. The first was to leave gaps in the table when it seemed that the corresponding element had not yet been discovered.[87] Mendeleev was not the first chemist to do so, but he was the first to be recognized as using the trends in his periodic table to predict the properties of those missing elements, such as gallium and germanium.[88] The second decision was to occasionally ignore the order suggested by the atomic weights and switch adjacent elements, such as tellurium and iodine, to better classify them into chemical families.

Mendeleev published in 1869, using atomic weight to organize the elements, information determinable to fair precision in his time. Atomic weight worked well enough to allow Mendeleev to accurately predict the properties of missing elements.

Mendeleev took the unusual step of naming missing elements using the Sanskrit numerals eka (1), dvi (2), and tri (3) to indicate that the element in question was one, two, or three rows removed from a lighter congener. It has been suggested that Mendeleev, in doing so, was paying homage to ancient Sanskrit grammarians, in particular Pāṇini, who devised a periodic alphabet for the language.[89]

Henry Moseley (1887–1915)

Following the discovery of the atomic nucleus by Ernest Rutherford in 1911, it was proposed that the integer count of the nuclear charge is identical to the sequential place of each element in the periodic table. In 1913, English physicist Henry Moseley using X-ray spectroscopy confirmed this proposal experimentally. Moseley determined the value of the nuclear charge of each element and showed that Mendeleev's ordering actually places the elements in sequential order by nuclear charge.[90] Nuclear charge is identical to proton count and determines the value of the atomic number (Z) of each element. Using atomic number gives a definitive, integer-based sequence for the elements. Moseley predicted, in 1913, that the only elements still missing between aluminium (Z = 13) and gold (Z = 79) were Z = 43, 61, 72, and 75, all of which were later discovered. The atomic number is the absolute definition of an element and gives a factual basis for the ordering of the periodic table.[91] In other words, since the atomic number of an element is the same as the number of protons in its nucleus, the modern periodic table arranges the elements according to their atomic number, and relative to their atomic mass, the way Mendeleev did.[92] The periodic table is used to predict the properties of new synthetic elements before they are produced and studied.[91]

Second version and further development

Mendeleev's 1871 periodic table with eight groups of elements. Dashes represented elements unknown in 1871.
Eight-group form of periodic table, updated with all elements discovered to 2016

In 1871, Mendeleev published his periodic table in a new form, with groups of similar elements arranged in columns rather than in rows, and those columns numbered I to VIII corresponding with the element's oxidation state. He also gave detailed predictions for the properties of elements he had earlier noted were missing, but should exist.[93] These gaps were subsequently filled as chemists discovered additional naturally occurring elements.[94] It is often stated that the last naturally occurring element to be discovered was francium (referred to by Mendeleev as eka-caesium) in 1939.[95] Plutonium, produced synthetically in 1940, was identified in trace quantities as a naturally occurring element in 1971.[96]

The popular[97] periodic table layout, also known as the common or standard form (as shown at various other points in this article), is attributable to Horace Groves Deming. In 1923, Deming, an American chemist, published short (Mendeleev style) and medium (18-column) form periodic tables.[98][n 7] Merck and Company prepared a handout form of Deming's 18-column medium table, in 1928, which was widely circulated in American schools. By the 1930s Deming's table was appearing in handbooks and encyclopedias of chemistry. It was also distributed for many years by the Sargent-Welch Scientific Company.[99][100][101]

With the development of modern quantum mechanical theories of electron configurations within atoms, it became apparent that each period (row) in the table corresponded to the filling of a quantum shell of electrons. Larger atoms have more electron sub-shells, so later tables have required progressively longer periods.[102]

Glenn T. Seaborg, in 1945, suggested a new periodic table showing the actinides as belonging to a second f-block series.

In 1945, Glenn Seaborg, an American scientist, made the suggestion that the actinide elements, like the lanthanides, were filling an f sub-level. Before this time the actinides were thought to be forming a fourth d-block row. Seaborg's colleagues advised him not to publish such a radical suggestion as it would most likely ruin his career. As Seaborg considered he did not then have a career to bring into disrepute, he published anyway. Seaborg's suggestion was found to be correct and he subsequently went on to win the 1951 Nobel Prize in chemistry for his work in synthesizing actinide elements.[103][104][n 8]

Although minute quantities of some transuranic elements occur naturally,[3] they were all first discovered in laboratories. Their production has expanded the periodic table significantly, the first of these being neptunium, synthesized in 1939.[105] Because many of the transuranic elements are highly unstable and decay quickly, they are challenging to detect and characterize when produced. There have been controversies concerning the acceptance of competing discovery claims for some elements, requiring independent review to determine which party has priority, and hence naming rights.[106] In 2010, a joint Russia–US collaboration at Dubna, Moscow Oblast, Russia, claimed to have synthesized six atoms of tennessine (element 117), making it the most recently claimed discovery. It, along with nihonium (element 113), moscovium (element 115), and oganesson (element 118), are the four most recently named elements, whose names all became official on 28 November 2016.[107]

Different periodic tables

The long- or 32-column table

The periodic table in 32-column format

The modern periodic table is sometimes expanded into its long or 32-column form by reinstating the footnoted f-block elements into their natural position between the s- and d-blocks, as proposed by Alfred Werner.[108] Unlike the 18-column form this arrangement results in "no interruptions in the sequence of increasing atomic numbers".[109] The relationship of the f-block to the other blocks of the periodic table also becomes easier to see.[110] Jensen advocates a form of table with 32 columns on the grounds that the lanthanides and actinides are otherwise relegated in the minds of students as dull, unimportant elements that can be quarantined and ignored.[111] Despite these advantages the 32-column form is generally avoided by editors on account of its undue rectangular ratio compared to a book page ratio,[112] and the familiarity of chemists with the modern form, as introduced by Seaborg.[113]

Periodic table (large cells, 32-column layout)
Group → 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Alkali metal Alkaline earth metal Boron group Carbon group Pnictogen Chalcogen Halogen Noble gas
CAS: IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
old IUPAC: IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIII IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB 0
↓ Period
1 Hydrogen
  • 1.008
  • [1.00781.0082]
element name
atomic number
chemical symbol

Helium
  • 4.0026
  • 4.002602(2)
2 Lithium
  • 6.94
  • [6.9386.997]
Beryllium
  • 9.0122
  • 9.0121831(5)
Boron
  • 10.81
  • [10.80610.821]
Carbon
  • 12.011
  • [12.00912.012]
Nitrogen
  • 14.007
  • [14.00614.008]
Oxygen
  • 15.999
  • [15.99916.000]
Fluorine
  • 18.998
  • 18.998403163(6)
Neon
  • 20.180
  • 20.1797(6)
3 Sodium
  • 22.990
  • 22.98976928(2)
Magnesium
  • 24.305
  • [24.30424.307]
Aluminium
  • 26.982
  • 26.9815384(3)
Silicon
  • 28.085
  • [28.08428.086]
Phosphorus
  • 30.974
  • 30.973761998(5)
Sulfur
  • 32.06
  • [32.05932.076]
Chlorine
  • 35.45
  • [35.44635.457]
Argon
  • 39.95
  • [39.79239.963]
4 Potassium
  • 39.098
  • 39.0983(1)
Calcium
  • 40.078(4)
  • 40.078(4)
Scandium
  • 44.956
  • 44.955908(5)
Titanium
  • 47.867
  • 47.867(1)
Vanadium
  • 50.942
  • 50.9415(1)
Chromium
  • 51.996
  • 51.9961(6)
Manganese
  • 54.938
  • 54.938043(2)
Iron
  • 55.845(2)
  • 55.845(2)
Cobalt
  • 58.933
  • 58.933194(3)
Nickel
  • 58.693
  • 58.6934(4)
Copper
  • 63.546(3)
  • 63.546(3)
Zinc
  • 65.38(2)
  • 65.38(2)
Gallium
  • 69.723
  • 69.723(1)
Germanium
  • 72.630(8)
  • 72.630(8)
Arsenic
  • 74.922
  • 74.921595(6)
Selenium
  • 78.971(8)
  • 78.971(8)
Bromine
  • 79.904
  • [79.90179.907]
Krypton
  • 83.798(2)
  • 83.798(2)
5 Rubidium
  • 85.468
  • 85.4678(3)
Strontium
  • 87.62
  • 87.62(1)
Yttrium
  • 88.906
  • 88.90584(1)
Zirconium
  • 91.224(2)
  • 91.224(2)
Niobium
  • 92.906
  • 92.90637(1)
Molybdenum
  • 95.95
  • 95.95(1)
Technetium
[97]
Ruthenium
  • 101.07(2)
  • 101.07(2)
Rhodium
  • 102.91
  • 102.90549(2)
Palladium
  • 106.42
  • 106.42(1)
Silver
  • 107.87
  • 107.8682(2)
Cadmium
  • 112.41
  • 112.414(4)
Indium
  • 114.82
  • 114.818(1)
Tin
  • 118.71
  • 118.710(7)
Antimony
  • 121.76
  • 121.760(1)
Tellurium
  • 127.60(3)
  • 127.60(3)
Iodine
  • 126.90
  • 126.90447(3)
Xenon
  • 131.29
  • 131.293(6)
6 Caesium
  • 132.91
  • 132.90545196(6)
Barium
  • 137.33
  • 137.327(7)
Lanthanum
  • 138.91
  • 138.90547(7)
Cerium
  • 140.12
  • 140.116(1)
Praseodymium
  • 140.91
  • 140.90766(1)
Neodymium
  • 144.24
  • 144.242(3)
Promethium
[145]
Samarium
  • 150.36(2)
  • 150.36(2)
Europium
  • 151.96
  • 151.964(1)
Gadolinium
  • 157.25(3)
  • 157.25(3)
Terbium
  • 158.93
  • 158.925354(8)
Dysprosium
  • 162.50
  • 162.500(1)
Holmium
  • 164.93
  • 164.930328(7)
Erbium
  • 167.26
  • 167.259(3)
Thulium
  • 168.93
  • 168.934218(6)
Ytterbium
  • 173.05
  • 173.045(10)
Lutetium
  • 174.97
  • 174.9668(1)
Hafnium
  • 178.49(2)
  • 178.49(2)
Tantalum
  • 180.95
  • 180.94788(2)
Tungsten
  • 183.84
  • 183.84(1)
Rhenium
  • 186.21
  • 186.207(1)
Osmium
  • 190.23(3)
  • 190.23(3)
Iridium
  • 192.22
  • 192.217(2)
Platinum
  • 195.08
  • 195.084(9)
Gold
  • 196.97
  • 196.966570(4)
Mercury
  • 200.59
  • 200.592(3)
Thallium
  • 204.38
  • [204.38204.39]
Lead
  • 207.2
  • 207.2(1)
Bismuth
  • 208.98
  • 208.98040(1)
Polonium
[209]
Astatine
[210]
Radon
[222]
7 Francium
[223]
Radium
[226]
Actinium
[227]
Thorium
  • 232.04
  • 232.0377(4)
Protactinium
  • 231.04
  • 231.03588(1)
Uranium
  • 238.03
  • 238.02891(3)
Neptunium
[237]
Plutonium
[244]
Americium
[243]
Curium
[247]
Berkelium
[247]
Californium
[251]
Einsteinium
[252]
Fermium
100
Fm 
[257]
Mendelevium
101
Md 
[258]
Nobelium
102
No 
[259]
Lawrencium
103
Lr 
[266]
Rutherfordium
104
Rf 
[267]
Dubnium
105
Db 
[268]
Seaborgium
106
Sg 
[269]
Bohrium
107
Bh 
[270]
Hassium
108
Hs 
[269]
Meitnerium
109
Mt 
[278]
Darmstadtium
110
Ds 
[281]
Roentgenium
111
Rg 
[282]
Copernicium
112
Cn 
[285]
Nihonium
113
Nh 
[286]
Flerovium
114
Fl 
[289]
Moscovium
115
Mc 
[290]
Livermorium
116
Lv 
[293]
Tennessine
117
Ts 
[294]
Oganesson
118
Og 
[294]

Tables with different structures

Within 100 years of the appearance of Mendeleev's table in 1869, Edward G. Mazurs had collected an estimated 700 different published versions of the periodic table.[111][114][115] As well as numerous rectangular variations, other periodic table formats have been shaped, for example,[n 9] like a circle, cube, cylinder, building, spiral, lemniscate,[116] octagonal prism, pyramid, sphere, or triangle. Such alternatives are often developed to highlight or emphasize chemical or physical properties of the elements that are not as apparent in traditional periodic tables.[115]

Theodor Benfey's spiral periodic table

A popular[117] alternative structure is that of Otto Theodor Benfey (1960). The elements are arranged in a continuous spiral, with hydrogen at the centre and the transition metals, lanthanides, and actinides occupying peninsulas.[118]

Most periodic tables are two-dimensional;[3] three-dimensional tables are known to as far back as at least 1862 (pre-dating Mendeleev's two-dimensional table of 1869). More recent examples include Courtines' Periodic Classification (1925),[119] Wringley's Lamina System (1949),[120] Giguère's Periodic helix (1965)[121] and Dufour's Periodic Tree (1996).[122] Going one further, Stowe's Physicist's Periodic Table (1989)[123] has been described as being four-dimensional (having three spatial dimensions and one colour dimension).[124]

The various forms of periodic tables can be thought of as lying on a chemistry–physics continuum.[125] Towards the chemistry end of the continuum can be found, as an example, Rayner-Canham's "unruly"[126] Inorganic Chemist's Periodic Table (2002),[127] which emphasizes trends and patterns, and unusual chemical relationships and properties. Near the physics end of the continuum is Janet's Left-Step Periodic Table (1928). This has a structure that shows a closer connection to the order of electron-shell filling and, by association, quantum mechanics.[128] A somewhat similar approach has been taken by Alper,[129] albeit criticized by Eric Scerri as disregarding the need to display chemical and physical periodicity.[130] Somewhere in the middle of the continuum is the ubiquitous common or standard form of periodic table. This is regarded as better expressing empirical trends in physical state, electrical and thermal conductivity, and oxidation numbers, and other properties easily inferred from traditional techniques of the chemical laboratory.[131] Its popularity is thought to be a result of this layout having a good balance of features in terms of ease of construction and size, and its depiction of atomic order and periodic trends.[74][132]

Left-step periodic table (by Charles Janet)
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6 s1 s2
1s H He
2s Li Be
2p 3s B C N O F Ne Na Mg
3p 4s Al Si P S Cl Ar K Ca
3d 4p 5s Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr
4d 5p 6s Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te  I  Xe Cs Ba
4f 5d 6p 7s La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra
5f 6d 7p 8s Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og 119 120
f-block d-block p-block s-block
This form of periodic table is congruent with the order in which electron shells are ideally filled according to the Madelung rule, as shown in the accompanying sequence in the left margin (read from top to bottom, left to right). The experimentally determined electron configurations of the elements differ from the configurations predicted by the Madelung rule in twenty instances. The last two elements shown, elements 119 and 120, have not yet been synthesized.

Open questions and controversies

Placement of hydrogen and helium

Simply following electron configurations, hydrogen (electronic configuration 1s1) and helium (1s2) should be placed in groups 1 and 2, above lithium (1s22s1) and beryllium (1s22s2).[29] While such a placement is common for hydrogen, it is rarely used for helium outside of the context of electron configurations: When the noble gases (then called "inert gases") were first discovered around 1900, they were known as "group 0", reflecting no chemical reactivity of these elements known at that point, and helium was placed on the top of that group, as it did share the extreme chemical inertness seen throughout the group. As the group changed its formal number, many authors continued to assign helium directly above neon, in group 18; one of the examples of such placing is the current IUPAC table.[133]

The position of hydrogen in group 1 is reasonably well settled. Its usual oxidation state is +1 as is the case for its heavier alkali metal congeners. Like lithium, it has a significant covalent chemistry.[134][135] It can stand in for alkali metals in typical alkali metal structures.[136] It is capable of forming alloy-like hydrides, featuring metallic bonding, with some transition metals.[137]

Nevertheless, it is sometimes placed elsewhere. A common alternative is at the top of group 17[130] given hydrogen's strictly univalent and largely non-metallic chemistry, and the strictly univalent and non-metallic chemistry of fluorine (the element otherwise at the top of group 17). Sometimes, to show hydrogen has properties corresponding to both those of the alkali metals and the halogens, it is shown at the top of the two columns simultaneously.[138] Another suggestion is above carbon in group 14: placed that way, it fits well into the trends of increasing ionization potential values and electron affinity values, and is not too far from the electronegativity trend, even though hydrogen cannot show the tetravalence characteristic of the heavier group 14 elements.[139] Finally, hydrogen is sometimes placed separately from any group; this is based on its general properties being regarded as sufficiently different from those of the elements in any other group.

The other period 1 element, helium, is occasionally placed separately from any group as well.[140] The property that distinguishes helium from the rest of the noble gases (even though the extraordinary inertness of helium is extremely close to that of neon and argon)[141] is that in its closed electron shell, helium has only two electrons in the outermost electron orbital, while the rest of the noble gases have eight.

Group 3 and its elements in periods 6 and 7

Although scandium and yttrium are always the first two elements in group 3, the identity of the next two elements is not completely settled. They are commonly lanthanum and actinium, and less often lutetium and lawrencium. The two variants originate from historical difficulties in placing the lanthanides in the periodic table, and arguments as to where the f block elements start and end.[142][n 10][n 11] It has been claimed that such arguments are proof that, "it is a mistake to break the [periodic] system into sharply delimited blocks".[144] A third variant shows the two positions below yttrium as being occupied by the lanthanides and the actinides. A fourth variant shows group 3 bifurcating after Sc-Y, into an La-Ac branch, and an Lu-Lr branch.[31]

Chemical and physical arguments have been made in support of lutetium and lawrencium[145][146] but the majority of authors seem unconvinced.[147] Most working chemists are not aware there is any controversy.[148] In December 2015 an IUPAC project was established to make a recommendation on the matter.[149]

Lanthanum and actinium

Periodic table 14CeTh form---Group 3 = Sc-Y-La-Ac.jpg

La and Ac below Y

Lanthanum and actinium are commonly depicted as the remaining group 3 members.[150][n 12] It has been suggested that this layout originated in the 1940s, with the appearance of periodic tables relying on the electron configurations of the elements and the notion of the differentiating electron. The configurations of caesium, barium and lanthanum are [Xe]6s1, [Xe]6s2 and [Xe]5d16s2. Lanthanum thus has a 5d differentiating electron and this establishes it "in group 3 as the first member of the d-block for period 6".[151] A consistent set of electron configurations is then seen in group 3: scandium [Ar]3d14s2, yttrium [Kr]4d15s2 and lanthanum [Xe]5d16s2. Still in period 6, ytterbium was assigned an electron configuration of [Xe]4f135d16s2 and lutetium [Xe]4f145d16s2, "resulting in a 4f differentiating electron for lutetium and firmly establishing it as the last member of the f-block for period 6".[151] Later spectroscopic work found that the electron configuration of ytterbium was in fact [Xe]4f146s2. This meant that ytterbium and lutetium—the latter with [Xe]4f145d16s2—both had 14 f-electrons, "resulting in a d- rather than an f- differentiating electron" for lutetium and making it an "equally valid candidate" with [Xe]5d16s2 lanthanum, for the group 3 periodic table position below yttrium.[151] Lanthanum has the advantage of incumbency since the 5d1 electron appears for the first time in its structure whereas it appears for the third time in lutetium, having also made a brief second appearance in gadolinium.[152]

In terms of chemical behaviour,[153] and trends going down group 3 for properties such as melting point, electronegativity and ionic radius,[154][155] scandium, yttrium, lanthanum and actinium are similar to their group 1–2 counterparts. In this variant, the number of f electrons in the most common (trivalent) ions of the f-block elements consistently matches their position in the f-block.[156] For example, the f-electron counts for the trivalent ions of the first three f-block elements are Ce 1, Pr 2 and Nd 3.[157]

Lutetium and lawrencium

Periodic table 14LaAc form---Group 3 = Sc-Y-Lu-Lr.jpg

Lu and Lr below Y

In other tables, lutetium and lawrencium are the remaining group 3 members.[n 13] Early techniques for chemically separating scandium, yttrium and lutetium relied on the fact that these elements occurred together in the so-called "yttrium group" whereas La and Ac occurred together in the "cerium group".[151] Accordingly, lutetium rather than lanthanum was assigned to group 3 by some chemists in the 1920s and 30s.[n 14] Several physicists in the 1950s and '60s favoured lutetium, in light of a comparison of several of its physical properties with those of lanthanum.[151] This arrangement, in which lanthanum is the first member of the f-block, is disputed by some authors since lanthanum lacks any f-electrons. It has been argued that this is not a valid concern given other periodic table anomalies—thorium, for example, has no f-electrons yet is part of the f-block.[158] As for lawrencium, its gas phase atomic electron configuration was confirmed in 2015 as [Rn]5f147s27p1. Such a configuration represents another periodic table anomaly, regardless of whether lawrencium is located in the f-block or the d-block, as the only potentially applicable p-block position has been reserved for nihonium with its predicted configuration of [Rn]5f146d107s27p1.[159][n 15]

Chemically, scandium, yttrium and lutetium (and presumably lawrencium) behave like trivalent versions of the group 1–2 metals.[161] On the other hand, trends going down the group for properties such as melting point, electronegativity and ionic radius, are similar to those found among their group 4–8 counterparts.[151] In this variant, the number of f electrons in the gaseous forms of the f-block atoms usually matches their position in the f-block. For example, the f-electron counts for the first five f-block elements are La 0, Ce 1, Pr 3, Nd 4 and Pm 5.[151]

Lanthanides and actinides

Periodic table 15LaAc form---Group 3 = indeterminate.jpg

Markers below Y

A few authors position all thirty lanthanides and actinides in the two positions below yttrium (usually via footnote markers). This variant, which is stated in the 2005 Red Book to be the IUPAC-agreed version as of 2005 (a number of later versions exist, and the last update is from 1st Dec. 2018),[162][n 16] emphasizes similarities in the chemistry of the 15 lanthanide elements (La–Lu), possibly at the expense of ambiguity as to which elements occupy the two group 3 positions below yttrium, and a 15-column wide f block (there can only be 14 elements in any row of the f block).[n 17]

La-Ac and Lu-Lr

32-column periodic table, with bifurcated group 3

In this variant, group 3 bifurcates after Sc-Y into a La-Ac branch, and a Lu-Lr branch. This arrangement is consistent with the hypothesis that arguments in favour of either Sc-Y-La-Ac or Sc-Y-Lu-Lr based on chemical and physical data are inconclusive.[164] As noted, trends going down Sc-Y-La-Ac match trends in groups 1−2[165] whereas trends going down Sc-Y-Lu-Lr better match trends in groups 4−10.[151]

Groups included in the transition metals

The definition of a transition metal, as given by IUPAC, is an element whose atom has an incomplete d sub-shell, or which can give rise to cations with an incomplete d sub-shell.[166] By this definition all of the elements in groups 3–11 are transition metals. The IUPAC definition therefore excludes group 12, comprising zinc, cadmium and mercury, from the transition metals category.

Some chemists treat the categories "d-block elements" and "transition metals" interchangeably, thereby including groups 3–12 among the transition metals. In this instance the group 12 elements are treated as a special case of transition metal in which the d electrons are not ordinarily involved in chemical bonding. The 2007 report of mercury(IV) fluoride (HgF4), a compound in which mercury would use its d electrons for bonding, has prompted some commentators to suggest that mercury can be regarded as a transition metal.[167] Other commentators, such as Jensen,[168] have argued that the formation of a compound like HgF4 can occur only under highly abnormal conditions; indeed, its existence is currently disputed. As such, mercury could not be regarded as a transition metal by any reasonable interpretation of the ordinary meaning of the term.[168]

Still other chemists further exclude the group 3 elements from the definition of a transition metal. They do so on the basis that the group 3 elements do not form any ions having a partially occupied d shell and do not therefore exhibit any properties characteristic of transition metal chemistry.[169] In this case, only groups 4–11 are regarded as transition metals. Though the group 3 elements show few of the characteristic chemical properties of the transition metals, they do show some of their characteristic physical properties (on account of the presence in each atom of a single d electron).[58]

Elements with unknown chemical properties

Although all elements up to oganesson have been discovered, of the elements above hassium (element 108), only copernicium (element 112), nihonium (element 113), and flerovium (element 114) have known chemical properties, and only for copernicium is there enough evidence for a conclusive categorisation at present. The other elements may behave differently from what would be predicted by extrapolation, due to relativistic effects; for example, flerovium has been predicted to possibly exhibit some noble-gas-like properties, even though it is currently placed in the carbon group.[170] The current experimental evidence still leaves open the question of whether flerovium behaves more like a metal or a noble gas.[171]

Further periodic table extensions

Hydrogen Helium
Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon
Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon
Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon
Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon
Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
Ununennium Unbinilium Unbiunium
Unquadquadium Unquadpentium Unquadhexium Unquadseptium Unquadoctium Unquadennium Unpentnilium Unpentunium Unpentbium Unpenttrium Unpentquadium Unpentpentium Unpenthexium Unpentseptium Unpentoctium Unpentennium Unhexnilium Unhexunium Unhexbium Unhextrium Unhexquadium Unhexpentium Unhexhexium Unhexseptium Unhexoctium Unhexennium Unseptnilium Unseptunium Unseptbium
Unbibium Unbitrium Unbiquadium Unbipentium Unbihexium Unbiseptium Unbioctium Unbiennium Untrinilium Untriunium Untribium Untritrium Untriquadium Untripentium Untrihexium Untriseptium Untrioctium Untriennium Unquadnilium Unquadunium Unquadbium Unquadtrium
Periodic table with eight rows, extended to element 172[172]

It is unclear whether new elements will continue the pattern of the current periodic table as period 8, or require further adaptations or adjustments. Seaborg expected the eighth period to follow the previously established pattern exactly, so that it would include a two-element s-block for elements 119 and 120, a new g-block for the next 18 elements, and 30 additional elements continuing the current f-, d-, and p-blocks, culminating in element 168, the next noble gas.[173] More recently, physicists such as Pekka Pyykkö have theorized that these additional elements do not follow the Madelung rule, which predicts how electron shells are filled and thus affects the appearance of the present periodic table. There are currently several competing theoretical models for the placement of the elements of atomic number less than or equal to 172. In all of these it is element 172, rather than element 168, that emerges as the next noble gas after oganesson, although these must be regarded as speculative as no complete calculations have been done beyond element 123.[174][175]

Element with the highest possible atomic number

The number of possible elements is not known. A very early suggestion made by Elliot Adams in 1911, and based on the arrangement of elements in each horizontal periodic table row, was that elements of atomic weight greater than circa 256 (which would equate to between elements 99 and 100 in modern-day terms) did not exist.[176] A higher—more recent—estimate is that the periodic table may end soon after the island of stability,[177] which is expected to centre around element 126, as the extension of the periodic and nuclides tables is restricted by proton and neutron drip lines.[178] Other predictions of an end to the periodic table include at element 128 by John Emsley,[3] at element 137 by Richard Feynman,[179] at element 146 by Yogendra Gambhir,[180] and at element 155 by Albert Khazan.[3][n 18]

Bohr model

The Bohr model exhibits difficulty for atoms with atomic number greater than 137, as any element with an atomic number greater than 137 would require 1s electrons to be travelling faster than c, the speed of light.[181] Hence the non-relativistic Bohr model is inaccurate when applied to such an element.

Relativistic Dirac equation

The relativistic Dirac equation has problems for elements with more than 137 protons. For such elements, the wave function of the Dirac ground state is oscillatory rather than bound, and there is no gap between the positive and negative energy spectra, as in the Klein paradox.[182] More accurate calculations taking into account the effects of the finite size of the nucleus indicate that the binding energy first exceeds the limit for elements with more than 173 protons. For heavier elements, if the innermost orbital (1s) is not filled, the electric field of the nucleus will pull an electron out of the vacuum, resulting in the spontaneous emission of a positron.[183] This does not happen if the innermost orbital is filled, so that element 173 is not necessarily the end of the periodic table.[179]

Optimal form

The many different forms of periodic table have prompted the question of whether there is an optimal or definitive form of periodic table.[184] The answer to this question is thought to depend on whether the chemical periodicity seen to occur among the elements has an underlying truth, effectively hard-wired into the universe, or if any such periodicity is instead the product of subjective human interpretation, contingent upon the circumstances, beliefs and predilections of human observers. An objective basis for chemical periodicity would settle the questions about the location of hydrogen and helium, and the composition of group 3. Such an underlying truth, if it exists, is thought to have not yet been discovered. In its absence, the many different forms of periodic table can be regarded as variations on the theme of chemical periodicity, each of which explores and emphasizes different aspects, properties, perspectives and relationships of and among the elements.[n 19]

Other

In celebration of the periodic table's 150th anniversary, the United Nations declared the year 2019 as the International Year of the Periodic Table, celebrating "one of the most significant achievements in science".[92]

See also

Notes

  1. ^ The elements discovered initially by synthesis and later in nature are technetium (Z=43), promethium (61), astatine (85), neptunium (93), plutonium (94), americium (95), curium (96), berkelium (97) and californium (98).
  2. ^ An element zero (i.e. a substance composed purely of neutrons), is included in a few alternate presentations, for example, in the Chemical Galaxy.[8]
  3. ^ There is an inconsistency and some irregularities in this convention. Thus, helium is shown in the p-block but is actually an s-block element, and (for example) the d-subshell in the d-block is actually filled by the time group 11 is reached, rather than group 12.
  4. ^ The noble gases, astatine, francium, and all elements heavier than americium were left out as there is no data for them.
  5. ^ While fluorine is the most electronegative of the elements under the Pauling scale, neon is the most electronegative element under other scales, such as the Allen scale.
  6. ^ While Lr is thought to have a p rather than d electron in its ground-state electron configuration, and would therefore be expected to be a volatile metal capable of forming a +1 cation in solution like thallium, no evidence of either of these properties has been able to be obtained despite experimental attempts to do so.[61] It was originally expected to have a d electron in its electron configuration[61] and this may still be the case for metallic lawrencium, whereas gas phase atomic lawrencium is very likely thought to have a p electron.[62]
  7. ^ An antecedent of Deming's 18-column table may be seen in Adams' 16-column Periodic Table of 1911. Adams omits the rare earths and the "radioactive elements" (i.e. the actinides) from the main body of his table and instead shows them as being "careted in only to save space" (rare earths between Ba and eka-Yt; radioactive elements between eka-Te and eka-I). See: Elliot Q. A. (1911). "A modification of the periodic table". Journal of the American Chemical Society. 33(5): 684–688 (687).
  8. ^ A second extra-long periodic table row, to accommodate known and undiscovered elements with an atomic weight greater than bismuth (thorium, protactinium and uranium, for example), had been postulated as far back as 1892. Most investigators considered that these elements were analogues of the third series transition elements, hafnium, tantalum and tungsten. The existence of a second inner transition series, in the form of the actinides, was not accepted until similarities with the electron structures of the lanthanides had been established. See: van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier. p. 315–316, ISBN 0-444-40776-6.
  9. ^ See The Internet database of periodic tables for depictions of these kinds of variants.
  10. ^ But for the existence of the lanthanides the composition of group 3 would not have been a source of any special interest, since scandium, yttrium, lanthanum and actinium exhibit the same gradual change in properties as do calcium, strontium, barium and radium in group 2.[143]
  11. ^ The detachment of the lanthanides from the main body of the periodic table has been attributed to the Czech chemist Bohuslav Brauner who, in 1902, allocated all of them ("Ce etc.") to one position in group 4, below zirconium. This arrangement was referred to as the "asteroid hypothesis", in analogy to asteroids occupying a single orbit in the solar system. Before this time the lanthanides were generally (and unsuccessfully) placed throughout groups I to VIII of the older 8-column form of periodic table. Although predecessors of Brauner's 1902 arrangement are recorded from as early as 1895, he is known to have referred to the "chemistry of asteroids" in an 1881 letter to Mendeleev. Other authors assigned all of the lanthanides to either group 3, groups 3 and 4, or groups 2, 3 and 4. In 1922 Niels Bohr continued the detachment process by locating the lanthanides between the s- and d-blocks. In 1949 Glenn T. Seaborg (re)introduced the form of periodic table that is popular today, in which the lanthanides and actinides appear as footnotes. Seaborg first published his table in a classified report dated 1944. It was published again by him in 1945 in Chemical and Engineering News, and in the years up to 1949 several authors commented on, and generally agreed with, Seaborg's proposal. In that year he noted that the best method for presenting the actinides seemed to be by positioning them below, and as analogues of, the lanthanides. See: Thyssen P. and Binnemans K. (2011). "Accommodation of the Rare Earths in the Periodic Table: A Historical Analysis". In K. A. Gschneider Jr. (ed). Handbook on the Physics and Chemistry of the Rare Earths. 41. Amsterdam: Elsevier, pp. 1–94; Seaborg G. T. (1994). Origin of the Actinide Concept'. In K. A. Gschneider Jr. (ed). Handbook on the Physics and Chemistry of the Rare Earths. 18. Amsterdam: Elsevier, pp. 1–27.
  12. ^ For examples of this table see Atkins et al. (2006). Shriver & Atkins Inorganic Chemistry (4th ed.). Oxford: Oxford University Press • Myers et al. (2004). Holt Chemistry. Orlando: Holt, Rinehart & Winston • Chang R. (2000). Essential Chemistry (2nd ed.). Boston: McGraw-Hill
  13. ^ For examples of the group 3 = Sc-Y-Lu-Lr table see Rayner-Canham G. & Overton T. (2013). Descriptive Inorganic Chemistry (6th ed.). New York: W. H. Freeman and Company • Brown et al. (2009). Chemistry: The Central Science (11th ed.). Upper Saddle River, New Jersey: Pearson Education • Moore et al. (1978). Chemistry. Tokyo: McGraw-Hill Kogakusha
  14. ^ The phenomenon of different separation groups is caused by increasing basicity with increasing radius, and does not constitute a fundamental reason to show Lu, rather than La, below Y. Thus, among the Group 2 alkaline earth metals, Mg (less basic) belongs in the "soluble group" and Ca, Sr and Ba (more basic) occur in the "ammonium carbonate group". Nevertheless, Mg, Ca, Sr and Ba are routinely collocated in Group 2 of the periodic table. See: Moeller et al. (1989). Chemistry with Inorganic Qualitative Analysis (3rd ed.). SanDiego: Harcourt Brace Jovanovich, pp. 955–956, 958.
  15. ^ Even if metallic lawrencium has a p electron, simple modelling studies suggest it will behave like a lanthanide,[160] as do the rest of the late actinides.[157]
  16. ^ Notwithstanding, an IUPAC member subsequently wrote that, "IUPAC has not approved any specific form of the periodic table, and an IUPAC-approved form does not exist, though even members of IUPAC themselves have published diagrams titled “IUPAC Periodic Table of the Elements". However, the only specific recommendation IUPAC has made concerning the periodic table covers the Group numbering of 1–18."[163]
  17. ^ For examples of the group 3 = Ln and An table see Housecroft C. E. & Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Harlow: Pearson Education • Halliday et al. (2005). Fundamentals of Physics (7th ed.). Hoboken, NewJersey: John Wiley & Sons • Nebergall et al. (1980). General Chemistry (6th ed.). Lexington: D. C. Heath and Company
  18. ^ Karol (2002, p. 63) contends that gravitational effects would become significant when atomic numbers become astronomically large, thereby overcoming other super-massive nuclei instability phenomena, and that neutron stars (with atomic numbers on the order of 1021) can arguably be regarded as representing the heaviest known elements in the universe. See: Karol P. J. (2002). "The Mendeleev–Seaborg periodic table: Through Z = 1138 and beyond". Journal of Chemical Education 79 (1): 60–63.
  19. ^ Scerri, one of the foremost authorities on the history of the periodic table,[185] whilst previously recognising the value of a plurality of periodic tables,[184] currently supports the concept of an optimal table.[186]

References

  1. ^ "Chemistry: Four elements added to periodic table". BBC News. 4 January 2016. Archived from the original on 4 January 2016.
  2. ^ St. Fleur, Nicholas (1 December 2016). "Four New Names Officially Added to the Periodic Table of Elements". New York Times. Archived from the original on 14 August 2017.
  3. ^ a b c d e f Emsley, J. (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. ^ a b c Meija, Juris; et al. (2016). "Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)". Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265–91. doi:10.1515/pac-2015-0305.
  5. ^ IUPAC 2016, Table 2, 3 combined; uncertainty removed.
  6. ^ a b c d IUPAC 2016, Table 1.
  7. ^ a b IUPAC 2016, Table 2, 3 combined.
  8. ^ Labarca, M. (2016). "An element of atomic number zero?". New Journal of Chemistry. 40: 9002–9006. doi:10.1039/C6NJ02076C.
  9. ^ Greenwood & Earnshaw, pp. 24–27
  10. ^ Gray, p. 6
  11. ^ CNN, Ashley Strickland. "New elements on the periodic table are named". CNN. Archived from the original on 10 June 2016. Retrieved 11 June 2016.
  12. ^ "Discovery and assignment of elements with atomic numbers 113, 115, 117 and 118". International Union of Pure and Applied Chemistry. 30 December 2015. Archived from the original on 13 June 2016.
  13. ^ "Hello, Nihonium. Scientists Name 4 New Elements On The Periodic Table". NPR.org. Archived from the original on 10 June 2016. Retrieved 11 June 2016.
  14. ^ Koppenol, W. H. (2002). "Naming of New Elements (IUPAC Recommendations 2002)" (PDF). Pure and Applied Chemistry. 74 (5): 787–791. doi:10.1351/pac200274050787. Archived (PDF) from the original on 31 October 2008.
  15. ^ Silva, Robert J. (2006). "Fermium, Mendelevium, Nobelium and Lawrencium". In Morss, L. R.; Edelstein, N. M.; Fuger, J. (eds.). The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements (3rd ed.). Dordrecht, The Netherlands: Springer Science+Business Media. ISBN 978-1-4020-3555-5.
  16. ^ Scerri 2007, p. 24
  17. ^ Messler, R. W. (2010). The essence of materials for engineers. Sudbury, MA: Jones & Bartlett Publishers. p. 32. ISBN 978-0-7637-7833-0.
  18. ^ Bagnall, K. W. (1967). "Recent advances in actinide and lanthanide chemistry". In Fields, P. R.; Moeller, T. (eds.). Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry. Advances in Chemistry. 71. American Chemical Society. pp. 1–12. doi:10.1021/ba-1967-0071. ISBN 978-0-8412-0072-2.
  19. ^ Day, M. C., Jr.; Selbin, J. (1969). Theoretical inorganic chemistry (2nd ed.). New York: Nostrand-Rienhold Book Corporation. p. 103. ISBN 978-0-7637-7833-0.
  20. ^ Holman, J.; Hill, G. C. (2000). Chemistry in context (5th ed.). Walton-on-Thames: Nelson Thornes. p. 40. ISBN 978-0-17-448276-5.
  21. ^ a b Connelly, N. G.; Damhus, T.; Hartshorn, R. M.; Hutton, A. T. (2005). Nomenclature of Inorganic Chemistry: IUPAC Recommendations 2005 (PDF). RSC Publishing. p. 51. ISBN 978-0-85404-438-2. Archived (PDF) from the original on 23 November 2018. Retrieved 26 November 2018.
  22. ^ Fluck, E. (1988). "New Notations in the Periodic Table" (PDF). Pure Appl. Chem. 60 (3): 431–436. doi:10.1351/pac198860030431. Archived (PDF) from the original on 25 March 2012. Retrieved 24 March 2012.
  23. ^ a b Moore, p. 111
  24. ^ a b c Greenwood & Earnshaw, p. 30
  25. ^ "The constitution of group 3 of the periodic table". IUPAC. 18 December 2015.
  26. ^ Stoker, S. H. (2007). General, organic, and biological chemistry. New York: Houghton Mifflin. p. 68. ISBN 978-0-618-73063-6. OCLC 52445586.
  27. ^ Mascetta, J. (2003). Chemistry The Easy Way (4th ed.). New York: Hauppauge. p. 50. ISBN 978-0-7641-1978-1. OCLC 52047235.
  28. ^ Kotz, J.; Treichel, P.; 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.
  29. ^ a b Gray, p. 12
  30. ^ Jones, C. (2002). d- and f-block chemistry. New York: J. Wiley & Sons. p. 2. ISBN 978-0-471-22476-1. OCLC 300468713.
  31. ^ a b Silberberg, M. S. (2006). Chemistry: The molecular nature of matter and change (4th ed.). New York: McGraw-Hill. p. 536. ISBN 978-0-07-111658-9.
  32. ^ Manson, S. S.; Halford, G. R. (2006). Fatigue and durability of structural materials. Materials Park, Ohio: ASM International. p. 376. ISBN 978-0-87170-825-0.
  33. ^ Bullinger, H-J. (2009). Technology guide: Principles, applications, trends. Berlin: Springer-Verlag. p. 8. ISBN 978-3-540-88545-0.
  34. ^ Jones, B. W. (2010). Pluto: Sentinel of the outer solar system. Cambridge: Cambridge University Press. pp. 169–71. ISBN 978-0-521-19436-5.
  35. ^ Hinrichs, G. D. (1869). "On the classification and the atomic weights of the so-called chemical elements, with particular reference to Stas's determinations". Proceedings of the American Association for the Advancement of Science. 18 (5): 112–124. Archived from the original on 2 August 2016.
  36. ^ a b Myers, R. (2003). The basics of chemistry. Westport, CT: Greenwood Publishing Group. pp. 61–67. ISBN 978-0-313-31664-7.
  37. ^ a b Chang, R. (2002). Chemistry (7 ed.). New York: McGraw-Hill. pp. 289–310, 340–42. ISBN 978-0-07-112072-2.
  38. ^ Greenwood & Earnshaw, p. 27
  39. ^ a b Jolly, W. L. (1991). Modern Inorganic Chemistry (2nd ed.). McGraw-Hill. p. 22. ISBN 978-0-07-112651-9.
  40. ^ a b c Greenwood & Earnshaw, p. 28
  41. ^ IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version:  (2006–) "Electronegativity". doi:10.1351/goldbook.E01990
  42. ^ Pauling, L. (1932). "The Nature of the Chemical Bond. IV. The Energy of Single Bonds and the Relative Electronegativity of Atoms". Journal of the American Chemical Society. 54 (9): 3570–3582. Bibcode:1932JAChS..54.2610C. doi:10.1021/ja01348a011.
  43. ^ Allred, A. L. (1960). "Electronegativity values from thermochemical data". Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry. 17 (3–4): 215–221. doi:10.1016/0022-1902(61)80142-5.
  44. ^ Huheey, Keiter & Keiter, p. 42
  45. ^ Siekierski, S.; Burgess, J. (2002). Concise chemistry of the elements. Chichester: Horwood Publishing. pp. 35‒36. ISBN 978-1-898563-71-6.
  46. ^ a b Chang, pp. 307–309
  47. ^ Huheey, Keiter & Keiter, pp. 42, 880–81
  48. ^ Yoder, C. H.; Suydam, F. H.; Snavely, F. A. (1975). Chemistry (2nd ed.). Harcourt Brace Jovanovich. p. 58. ISBN 978-0-15-506465-2.
  49. ^ Huheey, Keiter & Keiter, pp. 880–85
  50. ^ Sacks, O. (2009). Uncle Tungsten: Memories of a chemical boyhood. New York: Alfred A. Knopf. pp. 191, 194. ISBN 978-0-375-70404-8.
  51. ^ Gray, p. 9
  52. ^ a b Fernelius, W.; C. "Some reflections on the periodic table and its use". Journal of Chemical Education. 63 (3): 263–266. doi:10.1021/ed063p263.
  53. ^ Wiberg, N. (2001). Inorganic Chemistry. San Diego: Academic Press. pp. 1644–1645. ISBN 978-0-12-352651-9.
  54. ^ a b MacKay, K. M.; MacKay, R. A.; Henderson, W. (2002). Introduction to Modern Inorganic Chemistry (6th ed.). Cheltenham: Nelson Thornes. pp. 194–196. ISBN 978-0-7487-6420-4.
  55. ^ Remy, H. (1956). Kleinberg, J. (ed.). Treatise on Inorganic Chemistry. 2. Amsterdam: Elsevier. p. 30.
  56. ^ Phillips, C. S. G.; Williams, R. J. P. (1966). Inorganic Chemistry. Oxford: Clarendon Press. pp. 4–5.
  57. ^ King, R. B. (1995). Inorganic chemistry of main group elements. New York: Wiley-VCH. p. 289.
  58. ^ a b Greenwood & Earnshaw, p. 947
  59. ^ Spedding, F. H.; Beadry, B. J. (1968). "Lutetium". In Hampel, C. A. (ed.). The Encyclopedia of the Chemical Elements. Reinhold Book Corporation. pp. 374–378.
  60. ^ Settouti, N.; Aourag, H. (2014). "A Study of the Physical and Mechanical Properties of Lutetium Compared with Those of Transition Metals: A Data Mining Approach". JOM. 67 (1): 87–93. Bibcode:2015JOM....67a..87S. doi:10.1007/s11837-014-1247-x.
  61. ^ a b Silva, Robert J. (2011). "Chapter 13. Fermium, Mendelevium, Nobelium, and Lawrencium". In Morss, Lester R.; Edelstein, Norman M.; Fuger, Jean (eds.). The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements. Netherlands: Springer. pp. 1621–1651. doi:10.1007/978-94-007-0211-0_13. ISBN 978-94-007-0210-3.
  62. ^ Sato, T. K.; Asai, M.; Borschevsky, A.; Stora, T.; Sato, N.; Kaneya, Y.; Tsukada, K.; Düllman, Ch. E.; Eberhardt, K.; Eliav, E.; Ichikawa, S.; Kaldor, U.; Kratz, J. V.; Miyashita, S.; Nagame, Y.; Ooe, K.; Osa, A.; Renisch, D.; Runke, J.; Schädel, M.; Thörle-Pospiech, P.; Toyoshima, A.; Trautmann, N. (9 April 2015). "Measurement of the first ionization potential of lawrencium, element 103" (PDF). Nature. 520 (7546): 209–211. Bibcode:2015Natur.520..209S. doi:10.1038/nature14342. PMID 25855457. Archived (PDF) from the original on 30 October 2018. Retrieved 25 October 2017.
  63. ^ Steele, D. The Chemistry of the Metallic Elements. Oxford: Pergamon Press. p. 67.
  64. ^ Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. Chemistry of the Elements (2nd ed.). Oxford: Elsevier Science Ltd. p. 1206. ISBN 978-0-7506-3365-9.
  65. ^ MacKay, K. M.; MacKay, R. A.; Henderson, W. (2002). Introduction to Modern Inorganic Chemistry (6th ed.). Cheltenham: Nelson Thornes. pp. 194–196, 385. ISBN 978-0-7487-6420-4.
  66. ^ Siegfried, R. (2002). From elements to atoms a history of chemical composition. Philadelphia, Pennsylvania: Library of Congress Cataloging-in-Publication Data. p. 92. ISBN 978-0-87169-924-4.
  67. ^ a b Ball, p. 100
  68. ^ Horvitz, L. (2002). Eureka!: Scientific Breakthroughs That Changed The World. New York: John Wiley. p. 43. Bibcode:2001esbt.book.....H. ISBN 978-0-471-23341-1. OCLC 50766822.
  69. ^ Aug. Kekulé (1857). "Über die s. g. gepaarten Verbindungen und die Theorie der mehratomigen Radicale". Annalen der Chemie und Pharmacie. 104 (2): 129–150. doi:10.1002/jlac.18571040202.
  70. ^ van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier. p. 19. ISBN 978-0-444-40776-4.
  71. ^ "Alexandre-Emile Bélguier de Chancourtois (1820–1886)" (in French). Annales des Mines history page. Archived from the original on 27 November 2014. Retrieved 18 September 2014.
  72. ^ a b Meyer, Julius Lothar; Die modernen Theorien der Chemie (1864); table on page 137, https://reader.digitale-sammlungen.de/de/fs1/object/goToPage/bsb10073411.html?pageNo=147 Archived 2 January 2019 at the Wayback Machine
  73. ^ Odling, W. (2002). "On the proportional numbers of the elements". Quarterly Journal of Science. 1: 642–648 (643).
  74. ^ a b Scerri, E. (2011). The periodic table: A very short introduction. Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-958249-5.
  75. ^ 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 (eds.). The periodic table: Into the 21st Century. Research Studies Press. pp. 91–122 (95). ISBN 978-0-86380-292-8.
  76. ^ Newlands, J. A. R. (20 August 1864). "On Relations Among the Equivalents". Chemical News. 10: 94–95. Archived from the original on 1 January 2011.
  77. ^ Newlands, J. A. R. (18 August 1865). "On the Law of Octaves". Chemical News. 12: 83. Archived from the original on 1 January 2011.
  78. ^ Bryson, B. (2004). A Short History of Nearly Everything. Black Swan. pp. 141–142. ISBN 978-0-552-15174-0.
  79. ^ Scerri 2007, p. 306
  80. ^ Brock, W. H.; Knight, D. M. (1965). "The Atomic Debates: 'Memorable and Interesting Evenings in the Life of the Chemical Society'". Isis. 56 (1): 5–25. doi:10.1086/349922.
  81. ^ Scerri 2007, pp. 87, 92
  82. ^ Kauffman, G. B. (March 1969). "American forerunners of the periodic law". Journal of Chemical Education. 46 (3): 128–135 (132). Bibcode:1969JChEd..46..128K. doi:10.1021/ed046p128.
  83. ^ Mendelejew, D. (1869). "Über die Beziehungen der Eigenschaften zu den Atomgewichten der Elemente". Zeitschrift für Chemie (in German): 405–406.
  84. ^ Mendeleev, Dmitri (27 July 2018). Периодический закон [The Periodic Law] (in Russian). AST. p. 16. ISBN 978-5-04-124495-8. Archived from the original on 28 March 2019. Retrieved 22 February 2019. 17 февраля (1 марта) 1869
  85. ^ Venable, pp. 96–97; 100–102.
  86. ^ Ball, pp. 100–102.
  87. ^ Pullman, B. (1998). The Atom in the History of Human Thought. Translated by Axel Reisinger. Oxford University Press. p. 227. Bibcode:1998ahht.book.....P. ISBN 978-0-19-515040-7.
  88. ^ Ball, p. 105.
  89. ^ Ghosh, Abhik; Kiparsky, Paul (2019). "The Grammar of the Elements". American Scientist. 107 (6): 350. doi:10.1511/2019.107.6.350. ISSN 0003-0996.
  90. ^ Atkins, P. W. (1995). The Periodic Kingdom. HarperCollins Publishers, Inc. p. 87. ISBN 978-0-465-07265-1.
  91. ^ a b Samanta, C.; Chowdhury, P. Roy; Basu, D. N. (2007). "Predictions of alpha decay half-lifes of heavy and superheavy elements". Nucl. Phys. A. 789 (1–4): 142–154. arXiv:nucl-th/0703086. Bibcode:2007NuPhA.789..142S. CiteSeerX 10.1.1.264.8177. doi:10.1016/j.nuclphysa.2007.04.001.
  92. ^ a b Briggs, Helen (29 January 2019). "Happy birthday, periodic table". Archived from the original on 9 February 2019. Retrieved 8 February 2019.
  93. ^ Scerri 2007, p. 112
  94. ^ Kaji, M. (2002). "D. I. Mendeleev's Concept of Chemical Elements and the Principle of Chemistry" (PDF). Bull. Hist. Chem. 27 (1): 4–16. Archived (PDF) from the original on 6 July 2016.
  95. ^ Adloff, J-P.; Kaufman, G. B. (25 September 2005). "Francium (Atomic Number 87), the Last Discovered Natural Element". The Chemical Educator. Archived from the original on 4 June 2013. Retrieved 26 March 2007.
  96. ^ Hoffman, D. C.; Lawrence, F. O.; Mewherter, J. L.; Rourke, F. M. (1971). "Detection of Plutonium-244 in Nature". Nature. 234 (5325): 132–134. Bibcode:1971Natur.234..132H. doi:10.1038/234132a0.
  97. ^ Gray, p.  12
  98. ^ Deming, H. G. (1923). General chemistry: An elementary survey. New York: J. Wiley & Sons. pp. 160, 165.
  99. ^ Abraham, M.; Coshow, D.; Fix, W. Periodicity:A source book module, version 1.0 (PDF). New York: Chemsource, Inc. p. 3. Archived from the original (PDF) on 14 May 2012.
  100. ^ Emsley, J. (7 March 1985). "Mendeleyev's dream table". New Scientist: 32–36(36).
  101. ^ Fluck, E. (1988). "New notations in the period table". Pure and Applied Chemistry. 60 (3): 431–436 (432). doi:10.1351/pac198860030431.
  102. ^ Ball, p. 111
  103. ^ Scerri 2007, pp. 270‒71
  104. ^ Masterton, W. L.; Hurley, C. N.; Neth, E. J. (31 January 2011). Chemistry: Principles and reactions (7th ed.). Belmont, CA: Brooks/Cole Cengage Learning. p. 173. ISBN 978-1-111-42710-8.
  105. ^ Ball, p. 123
  106. ^ Barber, R. C.; Karol, P. J.; Nakahara, Hiromichi; Vardaci, Emanuele; Vogt, E. W. (2011). "Discovery of the elements with atomic numbers greater than or equal to 113 (IUPAC Technical Report)". Pure Appl. Chem. 83 (7): 1485. doi:10.1351/PAC-REP-10-05-01.
  107. ^ Эксперимент по синтезу 117-го элемента получает продолжение [Experiment on synthesis of the 117th element is to be continued] (in Russian). JINR. 2012. Archived from the original on 1 August 2013.
  108. ^ Werner, Alfred (1905). "Beitrag zum Ausbau des periodischen Systems". Berichte der Deutschen Chemischen Gesellschaft: 914–921.
  109. ^ Scerri, Eric (2013). "Element 61 – Promethium". A Tale of 7 Elements. New York: Oxford University Press (US). pp. 175–194 (190). ISBN 978-0-19-539131-2. Archived from the original on 10 September 2017. ... no interruptions in the sequence of increasing atomic numbers ...
  110. ^ Newell, S. B. (1980). Chemistry: An introduction. Boston: Little, Brown and Company. p. 196. ISBN 978-0-316-60455-0. Archived from the original on 28 March 2019. Retrieved 27 August 2016.
  111. ^ a b Jensen, William B. (1986). "Classification, symmetry and the periodic table" (PDF). Comp. & Maths. With Appls. 12B (I/2). Archived (PDF) from the original on 31 January 2017. Retrieved 18 January 2017.
  112. ^ Leach, M. R. (2012). "Concerning electronegativity as a basic elemental property and why the periodic table is usually represented in its medium form". Foundations of Chemistry. 15 (1): 13–29. doi:10.1007/s10698-012-9151-3.
  113. ^ Thyssen, P.; Binnemans, K. (2011). Gschneidner Jr., K. A.; Bünzli, J-C.G; Vecharsky, Bünzli (eds.). Accommodation of the Rare Earths in the Periodic Table: A Historical Analysis. Handbook on the Physics and Chemistry of Rare Earths. 41. Amsterdam: Elsevier. p. 76. ISBN 978-0-444-53590-0.
  114. ^ Finding Aid to Edward G. Mazurs Collection of Periodic Systems Images. Science History Institute. Archived from the original on 27 March 2019. Retrieved 2 October 2018. Click on 'Finding Aid' to go to full finding aid.
  115. ^ a b Scerri 2007, p. 20
  116. ^ "Weird Words of Science: Lemniscate Elemental Landscapes". Fields of Science. fieldofscience.com. 22 March 2009. Archived from the original on 4 March 2016. Retrieved 4 January 2016.
  117. ^ Emsely, J.; Sharp, R. (21 June 2010). "The periodic table: Top of the charts". The Independent. Archived from the original on 1 July 2017.
  118. ^ Seaborg, G. (1964). "Plutonium: The Ornery Element". Chemistry. 37 (6): 14.
  119. ^ Mark R. Leach. "1925 Courtines' Periodic Classification". Archived from the original on 16 May 2016. Retrieved 16 October 2012.
  120. ^ Mark R. Leach. "1949 Wringley's Lamina System". Archived from the original on 3 December 2011. Retrieved 16 October 2012.
  121. ^ Mazurs, E. G. (1974). Graphical Representations of the Periodic System During One Hundred Years. Alabama: University of Alabama Press. p. 111. ISBN 978-0-8173-3200-6.
  122. ^ Mark R. Leach. "1996 Dufour's Periodic Tree". Archived from the original on 18 April 2010. Retrieved 16 October 2012.
  123. ^ Mark R. Leach. "1989 Physicist's Periodic Table by Timothy Stowe". Archived from the original on 5 June 2012. Retrieved 16 October 2012.