دسته‌بندی‌ها

توجه : تمامی مطالب این سایت از طریق ربات جمع آوری شده است. در صورت مشاهده مطالب مغایر قوانین جمهوری اسلامی ایران توسط آیدی موجود در بخش تماس با ما، به ما اطلاع داده تا مطلب حذف شود. به امید ظهور مهدی (ع).

کدام دسته از عنصر ها در ستون آخر جدول طبقه بندی عنصر ها قرار می گیرند

کدام دسته از عنصر ها در ستون آخر جدول طبقه بندی عنصر ها قرار می گیرند

(fu c io (){va ode=docume .ge Eleme ById("mw-dismissable o ice-a o place");if( ode){ ode.ou e HTML="\u003Cdiv class=\"mw-dismissable- o ice\"\u003E\u003Cdiv class=\"mw-dismissable- o ice-close\"\u003E[\u003Ca abi dex=\"0\" ole=\"bu o \"\u003Eپنهان&zw j;سازی\u003C/a\u003E]\u003C/div\u003E\u003Cdiv class=\"mw-dismissable- o ice-body\"\u003E\u003Cdiv id=\"localNo ice\" la g=\"fa\" di =\" l\"\u003E\u003C able s yle=\"wid h:100%; bo de :2px solid #B22222; backg ou d-colo :#ffffffff; bo de - adius:10px;\"\u003E\ \u003C body\u003E\u003C \u003E\ \u003C d s yle=\"wid h:40px; heigh :40px; ex -alig :ce e ; ve ical-alig :middle;\"\u003E\u003Ca h ef=\"/wiki/%D9%BE%D8%B1%D9%88%D9%86%D8%AF%D9%87:Shah(Emam_)_Mosque_,_Isfaha .jpg\" class=\"image\"\u003E\u003Cimg al =\"Shah(Emam ) Mosque , Isfaha .jpg\" s c=\"//upload.wikimedia.o g/wikipedia/commo s/ humb/5/5a/Shah%28Emam_%29_Mosque_%2C_Isfaha .jpg/220px-Shah%28Emam_%29_Mosque_%2C_Isfaha .jpg\" decodi g=\"asy c\" wid h=\"220\" heigh =\"157\" s cse =\"//upload.wikimedia.o g/wikipedia/commo s/ humb/5/5a/Shah%28Emam_%29_Mosque_%2C_Isfaha .jpg/330px-Shah%28Emam_%29_Mosque_%2C_Isfaha .jpg 1.5x, //upload.wikimedia.o g/wikipedia/commo s/ humb/5/5a/Shah%28Emam_%29_Mosque_%2C_Isfaha .jpg/440px-Shah%28Emam_%29_Mosque_%2C_Isfaha .jpg 2x\" da a-file-wid h=\"1920\" da a-file-heigh =\"1371\" /\u003E\u003C/a\u003E\ \u003C/ d\u003E\ \u003C d s yle=\" ex -alig :ce e ;\"\u003E\u003Ca h ef=\"/wiki/%D9%88%DB%8C%DA%A9%DB%8C%E2%80%8C%D9%BE%D8%AF%DB%8C%D8%A7:%D9%88%DB%8C%DA%A9%DB%8C_%D8%AF%D9%88%D8%B3%D8%AA%D8%AF%D8%A7%D8%B1_%DB%8C%D8%A7%D8%AF%D9%85%D8%A7%D9%86%E2%80%8C%D9%87%D8%A7_%DB%B2%DB%B0%DB%B2%DB%B1_%D8%A7%DB%8C%D8%B1%D8%A7%D9%86\" i le=\"ویکی&zw j;پدیا:ویکی دوستدار یادمان&zw j;ها ۲۰۲۱ ایران\"\u003E \u003Cb\u003Eتا ۱۶ آبان وقت دارید تا با اهدای عکس&zw j;های خود از یادمان&zw j;های ایران به ویکی&zw j;پدیا کمک کنید و در بزرگترین مسابقه عکاسی دنیا شرکت کنید.\u003C/b\u003E\u003C/a\u003E\u003Cb /\u003E\ \u003Cp\u003E\u003Cb /\u003E\ ایران بیش از ۲۶هزار یادمان ثبت&zw j;شدهٔ ملی دارد. فهرست یادمان&zw j;های واجد شرایط را از \u003Ca h ef=\"/wiki/%D9%88%DB%8C%DA%A9%DB%8C%E2%80%8C%D9%BE%D8%AF%DB%8C%D8%A7:%D9%88%DB%8C%DA%A9%DB%8C_%D8%AF%D9%88%D8%B3%D8%AA%D8%AF%D8%A7%D8%B1_%DB%8C%D8%A7%D8%AF%D9%85%D8%A7%D9%86%E2%80%8C%D9%87%D8%A7_%DB%B2%DB%B0%DB%B2%DB%B1_%D8%A7%DB%8C%D8%B1%D8%A7%D9%86/%D9%81%D9%87%D8%B1%D8%B3%D8%AA_%DB%8C%D8%A7%D8%AF%D9%85%D8%A7%D9%86%E2%80%8C%D9%87%D8%A7\" i le=\"ویکی&zw j;پدیا:ویکی دوستدار یادمان&zw j;ها ۲۰۲۱ ایران/فهرست یادمان&zw j;ها\"\u003Eاینجا\u003C/a\u003E پیدا کنید. \u003Cb /\u003E\ \u003C/p\u003E\ \u003C/ d\u003E\ \u003C d s yle=\"wid h:40px; heigh :40px; ex -alig :ce e ; ve ical-alig :middle; paddi g-lef :10px;\"\u003E\u003Cdiv class=\"floa lef \"\u003E\u003Ca h ef=\"h ps://fa.wikipedia.o g/wiki/ویکی&zw j;پدیا:ویکی_دوستدار_یادمان&zw j;ها_۲۰۲۱_ایران\"\u003E\u003Cimg al =\"Wlm logo i a .p g\" s c=\"//upload.wikimedia.o g/wikipedia/commo s/ humb/a/a8/Wlm_logo_i a .p g/150px-Wlm_logo_i a .p g\" decodi g=\"asy c\" wid h=\"150\" heigh =\"188\" s cse =\"//upload.wikimedia.o g/wikipedia/commo s/ humb/a/a8/Wlm_logo_i a .p g/225px-Wlm_logo_i a .p g 1.5x, //upload.wikimedia.o g/wikipedia/commo s/ humb/a/a8/Wlm_logo_i a .p g/300px-Wlm_logo_i a .p g 2x\" da a-file-wid h=\"2272\" da a-file-heigh =\"2847\" /\u003E\u003C/a\u003E\u003C/div\u003E\ \u003C/ d\u003E\u003C/ \u003E\u003C/ body\u003E\u003C/ able\u003E\u003C/div\u003E\u003C/div\u003E\u003C/div\u003E";}}());

این نسخهٔ پایداری است که در ‏۲۰ اکتبر ۲۰۲۱ بررسی شده‌است. .mw-pa se -ou pu .ha o e{fo -s yle:i alic}.mw-pa se -ou pu div.ha o e{paddi g- igh :1.6em;ma gi -bo om:0.5em}.mw-pa se -ou pu .ha o e i{fo -s yle: o mal}.mw-pa se -ou pu .ha o e+li k+.ha o e{ma gi - op:-0.5em}نوشتار(های) وابسته: جدول تناوبی با جزئیات جدول تناوبی عنصرهای شیمیایی یا جدول مَندَلیُف (به انگلیسی: Pe iodic able یا pe iodic able of eleme s)، 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 پروتون‌ها) 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. محتویات ۱ ظاهر ۲ روش دسته‌بندی ۲.۱ گروه ۲.۲ دوره ۲.۳ بلوک ۲.۴ دیگر قراردادها ۳ ویژگی‌های تناوبی ۳.۱ آرایش الکترونی ۳.۲ شعاع اتمی ۳.۳ انرژی یونش ۳.۴ الکترونگاتیوی ۳.۵ الکترون‌خواهی ۴ پیشینه ۴.۱ نخستین تلاش‌ها ۴.۲ جدول مندلیف ۴.۳ گسترش در آینده ۴.۴ قالب‌های جایگزین ۵ پرسش‌ها و تناقض‌های امروز جدول ۵.۱ عنصرهای دارای ویژگی‌های شیمیایی ناشناخته ۵.۲ گسترش بیشتر جدول تناوبی ۵.۳ بالاترین عدد اتمی ممکن ۵.۴ جای هیدروژن و هلیم ۵.۵ عنصرهای تناوب ۶ و ۷ در گروه سوم جدول ۵.۶ گروه‌هایی که فلزهای واسطه را دربردارند ۵.۷ قالب بهینهٔ جدول ۵.۸ تکمیل شدنِ سطرِ هفتمِ جدول ۵.۹ برنامه‌های آینده برای کشف عنصرهای جدید ۶ دیگر ۷ جستارهای وابسته ۸ یادداشت ۹ پانویس ۱۰ منابع ۱۱ پیوند به بیرون ظاهر 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 عنصرها در جدول تناوبی به صورت افقی (چپ به راست) در دوره‌های ۱ تا ۱۸ و به صورت عمودی (بالا به پایین) در گروه‌های ۱ تا ۷ 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 مقالهٔ اصلی: گروه‌های جدول تناوبی 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 مقالهٔ اصلی: دوره (جدول تناوبی) یک دوره در جدول تناوبی، یک ردیف افقی از این جدول است. با اینکه عنصرها در یک گروه همانندی‌های بسیاری دارند، اما بخش‌هایی از دوره‌ها هستند که از اهمیتی بیش از گروه‌ها برخوردارند. مانند بلوک F، جایی که لانتانیدها و آکتینیدها دو مجموعهٔ افقی از عنصرهای جدول را می‌سازند.[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 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 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 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 آرایش الکترونی مقالهٔ اصلی: آرایش الکترونی روش پرکردن لایه‌های الکترونی رو به تراز انرژی بالاتر برپایهٔ اصل آفبا. جدول تناوبی به همراه برخی ویژگی‌های تناوبی در عنصرها. آرایش الکترونی عنصرهای جدول، الگویی تکرار شونده دارند. الکترون‌ها در هر عنصر، مجموعه‌ای از لایه‌های الکترونی را پُر می‌کند. هر لایهٔ الکترونی از یک یا چند زیرلایه ساخته 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 مقالهٔ اصلی: شعاع اتمی اندازه‌گیری شعاع اتمی یک اتم به صورت مجزا امکان‌پذیر نیست؛ ولی می‌توان با اندازه‌گیری فاصلهٔ میان هسته‌های دو اتم که با هم پیوند دارند، شعاع اتمی آن‌ها را به دست آورد. برای نمونه، هنگامی که دو اتم یک عنصر با یکدیگر پیوند دارند، شعاع اتمی هر یک از آن‌ها نصف طول پیوند دو اتم است. هرچند که این مقدار در پیوندهای مختلف، اندکی متفاوت است؛ ولی می‌توان یک میانگین را برای شعاع اتمی در نظر گرفت. 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 انرژی یونش: هر دوره با مقدار کمینه برای فلز قلیایی آغاز می‌شود و با مقدار بیشینه برای گاز نجیب پایان می‌یابد. مقالهٔ اصلی: انرژی یونش نخستین انرژی یونش، انرژی لازم برای جدا کردن سست‌ترین الکترون از یک اتم خنثی در حالت گازی است. دومین انرژی یونش، انرژی مورد نیاز برای جدا کردن دومین الکترون از یک اتم است. انرژی‌های یونش مراتب بالاتر نیز به همین ترتیب تعریف می‌شوند. برای یک اتم مشخص، با افزایش درجهٔ یونش، انرژی‌های یونش متعاقب هم افزایش می‌یابند. بر الکترون‌های لایه‌های نزدیک‌تر به هسته، نیروی جاذبهٔ الکترواستاتیک بیشتری اعمال می‌شود؛ بنابراین انرژی مورد نیاز برای جداسازی آن‌ها نیز بیشتر است. انرژی یونش با حرکت به سمت بالا و راست جدول تناوبی، افزایش می‌یابد.[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 نمودار افزایش الکترونگاتیوی با افزایش عدد اتمی در هر دوره مقالهٔ اصلی: الکترونگاتیوی الکترونگاتیوی، تمایل یک اتم به جذب الکترون است که به دو عامل عدد اتمی و فاصلهٔ الکترون‌های لایهٔ آخر آن اتم با هسته وابسته است. این ویژگی در سال ۱۹۳۲ توسط لینوس پاولینگ پیشنهاد شد. الکترونگاتیوی با حرکت به سمت بالا و راست جدول تناوبی، افزایش می‌یابد. فلوئور بیشترین و سزیم کمترین میزان الکترونگاتیوی را در میان 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 مقالهٔ اصلی: الکترون‌خواهی الکترون‌خواهی، انرژی واکنش افزوده شدن یک الکترون به یک اتم در حالت گازی و تبدیل اتم خنثی به یون منفی است. برای بیشتر 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 نخستین تلاش‌ها ترتیب شناسایی عنصرها از زمان باستان تا امروز.قرمز: شناخته شده در دوران باستاننارنجی: شناخته شده در هنگامهٔ لاوازیه در ۱۷۸۹زرد: شناخته شده در هنگامهٔ مندلیف در ۱۸۶۹سبز: شناخته شده در هنگامهٔ دمینگ در ۱۹۲۳آبی: شناخته شده در هنگامهٔ سیبورگ در ۱۹۴۵خاکستری: شناخته شده تا سال ۲۰۰۰بنفش: 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 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 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 مقالهٔ اصلی: جدول تناوبی جایگزین مقالهٔ اصلی: شارل ژانت 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 عنصرهای دارای ویژگی‌های شیمیایی ناشناخته 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 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 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 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 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 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 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 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 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 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 درگاه شیمی .mw-pa se -ou pu .div-col{ma gi - op:0.3em;colum -wid h:30em}.mw-pa se -ou pu .div-col-small{fo -size:90%}.mw-pa se -ou pu .div-col- ules{colum - ule:1px solid #aaa}.mw-pa se -ou pu .div-col dl,.mw-pa se -ou pu .div-col ol,.mw-pa se -ou pu .div-col ul{ma gi - op:0}.mw-pa se -ou pu .div-col li,.mw-pa se -ou pu .div-col dd{page-b eak-i side:avoid;b eak-i side:avoid-colum } گروه جدول تناوبی دوره جدول تناوبی گروه شیمیایی کشف عناصر شیمیایی آیوپاک روش اصولی نامگذاری عناصر یادداشت ↑ 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. ↑ 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: Ellio Q. A. (1911). "A modifica io of he pe iodic able". Jou al of he Ame ica Chemical Socie y. 33(5): 684–688 (687) ↑ 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: va Sp o se , J. W. (1969). The pe iodic sys em of chemical eleme s. Ams e dam: Elsevie . p. 315–316, ISBN 0-444-40776-6. ↑ برای مشاهده تصویر این قالب‌ها پایگاه داده اینترنتی جدول‌های تناوبی را ببینید. ↑ تصویر متحرک جدول تناوبی گیگر که در اینترنت (از جمله در اینجا بایگانی‌شده در ۱ مارس ۲۰۱۴ توسط Wayback Machi e) 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: Giguè e P.A. (1966). "The " ew look" fo he pe iodic sys em". Chemis y i Ca ada ۱۸ (۱۲): ۳۶–۳۹ (ص. ۳۷ را ببینید). ↑ 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 ↑ «جدول مندلیف ۱۵۰ ساله شد». BBC Fa si. ۲۰۱۹-۰۳-۱۸. دریافت‌شده در ۲۰۱۹-۰۳-۲۱..mw-pa se -ou pu ci e.ci a io {fo -s yle:i he i }.mw-pa se -ou pu q{quo es:"\"""\"""'""'"}.mw-pa se -ou pu code.cs1-code{colo :i he i ;backg ou d:i he i ;bo de :i he i ;paddi g:i he i }.mw-pa se -ou pu .cs1-lock-f ee a{backg ou d:u l("//upload.wikimedia.o g/wikipedia/commo s/ humb/6/65/Lock-g ee .svg/9px-Lock-g ee .svg.p g") o- epea ;backg ou d-posi io : igh .1em ce e ;paddi g- igh :1em;paddi g-lef :0}.mw-pa se -ou pu .cs1-lock-limi ed a,.mw-pa se -ou pu .cs1-lock- egis a io a{backg ou d:u l("//upload.wikimedia.o g/wikipedia/commo s/ humb/d/d6/Lock-g ay-al -2.svg/9px-Lock-g ay-al -2.svg.p g") o- epea ;backg ou d-posi io : igh .1em ce e ;paddi g- igh :1em;paddi g-lef :0}.mw-pa se -ou pu .cs1-lock-subsc ip io a{backg ou d:u l("//upload.wikimedia.o g/wikipedia/commo s/ humb/a/aa/Lock- ed-al -2.svg/9px-Lock- ed-al -2.svg.p g") o- epea ;backg ou d-posi io : igh .1em ce e ;paddi g- igh :1em;paddi g-lef :0}.mw-pa se -ou pu div[di =l ] .cs1-lock-f ee a,.mw-pa se -ou pu div[di =l ] .cs1-lock-subsc ip io a,.mw-pa se -ou pu div[di =l ] .cs1-lock-limi ed a,.mw-pa se -ou pu div[di =l ] .cs1-lock- egis a io a{backg ou d-posi io :lef .1em ce e ;paddi g-lef :1em;paddi g- igh :0}.mw-pa se -ou pu .cs1-subsc ip io ,.mw-pa se -ou pu .cs1- egis a io {colo :#555}.mw-pa se -ou pu .cs1-subsc ip io spa ,.mw-pa se -ou pu .cs1- egis a io spa {bo de -bo om:1px do ed;cu so :help}.mw-pa se -ou pu .cs1-hidde -e o {display: o e;fo -size:100%}.mw-pa se -ou pu .cs1-visible-e o {fo -size:100%}.mw-pa se -ou pu .cs1-subsc ip io ,.mw-pa se -ou pu .cs1- egis a io ,.mw-pa se -ou pu .cs1-fo ma {fo -size:95%}.mw-pa se -ou pu .cs1-ke -lef ,.mw-pa se -ou pu .cs1-ke -wl-lef {paddi g-lef :0.2em}.mw-pa se -ou pu .cs1-ke - igh ,.mw-pa se -ou pu .cs1-ke -wl- igh {paddi g- igh :0.2em} ↑ G ee wood و Ea shaw، Chemis y of he Eleme s، 24–27. ↑ G ay، The Eleme s، 6. ↑ ۴٫۰ ۴٫۱ ۴٫۲ ۴٫۳ Emsley, Joh (2011). Na u e's Buildi g Blocks: A A-Z Guide o he Eleme s (New ed.). New Yo k, NY: Oxfo d U ive si y P ess. ISBN 978-0-19-960563-7..mw-pa se -ou pu ci e.ci a io {fo -s yle:i he i }.mw-pa se -ou pu q{quo es:"\"""\"""'""'"}.mw-pa se -ou pu code.cs1-code{colo :i he i ;backg ou d:i he i ;bo de :i he i ;paddi g:i he i }.mw-pa se -ou pu .cs1-lock-f ee a{backg ou d:u l("//upload.wikimedia.o g/wikipedia/commo s/ humb/6/65/Lock-g ee .svg/9px-Lock-g ee .svg.p g") o- epea ;backg ou d-posi io :lef .1em ce e }.mw-pa se -ou pu .cs1-lock-limi ed a,.mw-pa se -ou pu .cs1-lock- egis a io a{backg ou d:u l("//upload.wikimedia.o g/wikipedia/commo s/ humb/d/d6/Lock-g ay-al -2.svg/9px-Lock-g ay-al -2.svg.p g") o- epea ;backg ou d-posi io :lef .1em ce e }.mw-pa se -ou pu .cs1-lock-subsc ip io a{backg ou d:u l("//upload.wikimedia.o g/wikipedia/commo s/ humb/a/aa/Lock- ed-al -2.svg/9px-Lock- ed-al -2.svg.p g") o- epea ;backg ou d-posi io :lef .1em ce e }.mw-pa se -ou pu div[di =l ] .cs1-lock-f ee a,.mw-pa se -ou pu div[di =l ] .cs1-lock-subsc ip io a,.mw-pa se -ou pu div[di =l ] .cs1-lock-limi ed a,.mw-pa se -ou pu div[di =l ] .cs1-lock- egis a io a{backg ou d-posi io :lef .1em ce e }.mw-pa se -ou pu .cs1-subsc ip io ,.mw-pa se -ou pu .cs1- egis a io {colo :#555}.mw-pa se -ou pu .cs1-subsc ip io spa ,.mw-pa se -ou pu .cs1- egis a io spa {bo de -bo om:1px do ed;cu so :help}.mw-pa se -ou pu .cs1-hidde -e o {display: o e;fo -size:100%}.mw-pa se -ou pu .cs1-visible-e o {fo -size:100%}.mw-pa se -ou pu .cs1-subsc ip io ,.mw-pa se -ou pu .cs1- egis a io ,.mw-pa se -ou pu .cs1-fo ma {fo -size:95%}.mw-pa se -ou pu .cs1-ke -lef ,.mw-pa se -ou pu .cs1-ke -wl-lef {paddi g-lef :0.2em}.mw-pa se -ou pu .cs1-ke - igh ,.mw-pa se -ou pu .cs1-ke -wl- igh {paddi g- igh :0.2em} ↑ Koppe ol، W. H. (۲۰۰۲). «Nami g of New Eleme s (IUPAC Recomme da io s 2002)» (PDF). Pu e a d Applied Chemis y. ۷۴ (۵): ۷۸۷–۷۹۱. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک) ↑ Hai e, Richa d G. (2006). "Fe mium, Me delevium, Nobelium a d Law e cium". The Chemis y of he Ac i ide a d T a sac i ide Eleme s (3 d ed.). Do d ech , The Ne he la ds: Sp i ge Scie ce+Busi ess Media. ISBN 1-4020-3555-1. ↑ G ay، The Eleme s، 233. ↑ Sce i، The pe iodic able: I s s o y a d i s sig ifica ce، 24. ↑ Messle , R. W. (2010). The esse ce of ma e ials fo e gi ee s. Sudbu y, MA: Jo es & Ba le Publishe s. p. 32. ISBN 0763778338. ↑ Bag all، K. W. (۱۹۶۷). «Adva ces i chemis y, La ha ide/Ac i ide chemis y». Rece adva ces i ac i ide a d la ha ide chemis y. Ame ica Chemical Socie y. ۷۱: ۱–۱۲. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک) ↑ Day, M. C.; Selbi , J. (1969). Theo e ical i o ga ic chemis y (2 d ed.). New Yo k, MA: Rei hold Book Co po a io . p. 103. ISBN 0763778338. ↑ Holma , J.; Hill, G. C. (2000). Chemis y i co ex (5 h ed.). Wal o -o -Thames: Nelso Tho es. p. 40. ISBN 0174482760. ↑ Leigh, G. J. (1990). Nome cla u e of I o ga ic Chemis y: Recomme da io s 1990. Blackwell Scie ce. ISBN 0-632-02494-1. ↑ Fluck, E. (1988). "New No a io s i he Pe iodic Table" (PDF). Pu e Appl. Chem. IUPAC. 60 (3): 431–436. Re ieved 24 Ma ch 2012. U k ow pa ame e |ندش= ig o ed (help) ↑ ۱۵٫۰ ۱۵٫۱ Moo e, p. 111 ↑ G ee wood، Chemis y of he Eleme s، 30. ↑ S oke , S ephe H. (2007). Ge e al, o ga ic, a d biological chemis y. New Yo k: Hough o Miffli . p. 68. ISBN 978-0-618-73063-6. OCLC 52445586. ↑ Masce a, Joseph (2003). Chemis y The Easy Way (4 h ed.). New Yo k: Hauppauge. p. 50. ISBN 978-0-7641-1978-1. OCLC 52047235. ↑ Ko z, Joh ; T eichel, Paul; Tow se d, Joh (2009). Chemis y a d Chemical Reac ivi y, Volume 2 (7 h ed.). Belmo : Thomso B ooks/Cole. p. 324. ISBN 978-0-495-38712-1. OCLC 220756597. ↑ G ay، The Eleme s، 12. ↑ Jo es, Ch is (2002). d- a d f-block chemis y. New Yo k: J. Wiley & So s. p. 2. ISBN 978-0-471-22476-1. OCLC 300468713. ↑ G ay، The Eleme s، 11. ↑ Jespe se , N. D. (2010). Ba o 's AP chemis y (5 evised ed.). Hauppauge, NY: Ba o 's Educa io al Se ies. p. 117. ISBN 0764140507. ↑ Seb i g, M.E.; Schaff, B. R. (1980). Ge e al chemis y. Belmo , CA: Wadswo h Publishi g. p. 128. ISBN 053400802X. ↑ Ma so , S. S.; Halfo d, G. R. (2006). Fa igue a d du abili y of s uc u al ma e ials. Ma e ials Pa k, Ohio: ASM I e a io al. p. 376. ISBN 0871708256. ↑ Bulli ge , Ha s-Jö g (2009). Tech ology guide: P i ciples, applica io s, e ds. Sp i ge -Ve lagloca io =Be li . p. 8. ISBN 9783540885450. ↑ ۲۷٫۰ ۲۷٫۱ Mye s, R. (2003). The basics of chemis y. Wes po , CT: G ee wood Publishi g G oup. pp. 61–67. ISBN 0313316643. ↑ ۲۸٫۰ ۲۸٫۱ Cha g, Raymo d (2002). Chemis y (7 ed.). New Yo k: McG aw-Hill. pp. 289–310, 340–42. ISBN 0-07-112072-6. ↑ مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۳. ↑ G ee wood و Ea shaw، Chemis y of he Eleme s، 27. ↑ مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۴. ↑ مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۴. ↑ مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۵. ↑ مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۱۱۰. ↑ مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۱۱۱. ↑ All ed, A. L. (1960). "Elec o ega ivi y values f om he mochemical da a". Jou al of I o ga ic a d Nuclea Chemis y. No hwes e U ive si y. 17 (3–4): 215–221. doi:10.1016/0022-1902(61)80142-5. Re ieved 11 Ju e 2012. ↑ مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۱۱۱. ↑ مورتیمر، شیمی عمومی ۱، ۹۶. ↑ Siegf ied, Robe (2002). F om eleme s o a oms: a his o y of chemical composi io . Philadelphia, Pe sylva ia: Lib a y of Co g ess Ca alogi g-i -Publica io Da a. p. ۹۲. ISBN 0-87169-924-9. |access-da e= equi es |u l= (help) ↑ Sce i، The Pe iodic Table، 31-32. ↑ Ball، The I g edie s، 100. ↑ Ho vi z, Leslie (2002). Eu eka!: Scie ific B eak h oughs Tha Cha ged The Wo ld. New Yo k: Joh Wiley. p. ۴۳. ISBN 978-0-471-23341-1. OCLC 50766822. ↑ Ball، The I g edie s، 100. ↑ va Sp o se , J. W. (1969). The pe iodic sys em of chemical eleme s. Ams e dam: Elsevie . p. ۱۹. ISBN 0444407766. ↑ A ales des Mi es his o y page. ↑ Ve able، The Developme of he Pe iodic Law، 85-86; 97. ↑ Odli g, W. (2002). "O he p opo io al umbe s of he eleme s". Qua e ly Jou al of Scie ce. ۱: ۶۴۲–۶۴۸ (۶۴۳). ↑ Sce i, E ic R. (2011). The pe iodic able: A ve y sho i oduc io . Oxfo d: Oxfo d U ive si y P ess. ISBN 978-0199582495. ↑ Kaji, M. (2004). "Discove y of he pe iodic law: Me deleev a d o he esea che s o eleme classifica io i he 1860s". I Rouv ay, D. H.; Ki g, R. B uce. The pe iodic able: I o he 21s Ce u y. Resea ch S udies P ess. pp. ۹۱–۱۲۲ (۹۵). ISBN 0-86380-292-3. ↑ Newla ds, Joh A. R. (20 Augus 1864). "O Rela io s Amo g he Equivale s". Chemical News. ۱۰: ۹۴–۹۵. ↑ Newla ds, Joh A. R. (۱۸ اوت ۱۸۶۵). «O he Law of Oc aves». Chemical News. ۱۲: ۸۳. ↑ B yso , Bill (2004). A Sho His o y of Nea ly Eve y hi g. Black Swa . pp. ۱۴۱–۱۴۲. ISBN 978-0-552-15174-0. ↑ Sce i، The Pe iodic Table، 306. ↑ B ock, W. H.; K igh (1965). "The A omic Deba es: 'Memo able a d I e es i g Eve i gs i he Life of he Chemical Socie y'". Isis. The U ive si y of Chicago P ess. ۵۶ (۱): ۵–۲۵. |fi s 3= missi g |las 3= i Au ho s lis (help) ↑ Sce i، The Pe iodic Table، 87, 92. ↑ Kauffma ، Geo ge B. (۱۹۶۹). «Ame ica fo e u e s of he pe iodic law». Jou al of Chemical Educa io . ۴۶ (۳): ۱۲۸–۱۳۵ (۱۳۲). doi:10.1021/ed046p128. از پارامتر ناشناخته |mo h= صرف‌نظر شد (کمک) ↑ Me delejew, Dimi i (1869). "Übe die Beziehu ge de Eige schaf e zu de A omgewich e de Eleme e". Zei sch if fü Chemie (به آلمانی): 405–406. ↑ Ve able، The Developme of he Pe iodic Law، 96–97; 100–102. ↑ Ball، The I g edie s، 100–102. ↑ Pullma , Be a d (1998). The A om i he His o y of Huma Though . Oxfo d U ive si y P ess. p. 227. ISBN 0-19-515040-6. U k ow pa ame e |سایر= ig o ed (help) ↑ Ball، The I g edie s، 105. ↑ A ki s, P. W. (1995). The Pe iodic Ki gdom. Ha pe Colli s Publishe s, I c. p. 87. ISBN 0-465-07265-8. ↑ Sce i، The Pe iodic Table، 112. ↑ Kaji، Masa o i (۲۰۰۲). «D.I. Me deleev's Co cep of Chemical Eleme s a d he P i ciple of Chemis y» (PDF). Bull. His . Chem. Tokyo I s i u e of Tech ology. ۲۷ (۱): ۴–۱۶. دریافت‌شده در ۱۱ ژوئن ۲۰۱۲. ↑ Hoffma ، D. C.؛ Law e ce، F. O.؛ Mewhe e ، = J. L.؛ Rou ke، F. M. (۱۹۷۱). «De ec io of Plu o ium-244 i Na u e». Na u e. ۲۳۴ (۵۳۲۵): ۱۳۲–۱۳۴. doi:10.1038/234132a0. بیبکد:1971Na u .234..132H. ↑ G ay، The Eleme s، 12. ↑ نسخهٔ مندلیفی ↑ نسخهٔ ۱۸ ستونی ↑ Demi g، Ho ace G (۱۹۲۳). Ge e al chemis y: A eleme a y su vey. New Yo k: J. Wiley & So s. صص. ۱۶۰, ۱۶۵. ↑ Ab aham، M؛ Coshow، D؛ Fix، W. Pe iodici y:A sou ce book module, ve sio 1.0 (PDF). New Yo k: Chemsou ce, I c. ص. ۳. ↑ Emsley، J (۷ مارس ۱۹۸۵). «Me deleyev's d eam able». New Scie is : ۳۲–۳۶(۳۶). ↑ Fluck، E (۱۹۸۸). «New o a io s i he pe iod able». Pu e & Applied Chemis y. ۶۰ (۳): ۴۳۱–۴۳۶ (۴۳۲). از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک) ↑ Ball، The I g edie s، 111. ↑ Sce i، The Pe iodic Table، 270-271. ↑ Mas e o , William L.; Hu ley, Cecile N.; Ne h, Edwa d J. Chemis y: P i ciples a d eac io s (7 h ed.). Belmo , CA: B ooks/Cole Ce gage Lea i g. p. 173. ISBN 1111427100. ↑ Sce i، The Pe iodic Table، 20. ↑ "Wei d Wo ds of Scie ce: Lem isca e Eleme al La dscapes". The Cul u e of Chemis y. ↑ Sce i، The Pe iodic Table، 20. ↑ Emsely، J؛ Sha p، R (۲۱ ژوئن ۲۰۱۰). «The pe iodic able: Top of he cha s». The I depe de . ↑ Seabo g, Gle (1964). "Plu o ium: The O e y Eleme ". Chemis y. 37 (6): 14. ↑ Ma k R. Leach. "1925 Cou i es' Pe iodic Classifica io ". Re ieved 16 Oc obe 2012. ↑ Ma k R. Leach. "1949 W i gley's Lami a Sys em". Re ieved 16 Oc obe 2012. ↑ Mazu s, E.G. (1974). G aphical Rep ese a io s of he Pe iodic Sys em Du i g O e Hu d ed Yea s. Alabama: U ive si y of Alabama P ess. p. 111. ISBN 978-0-8173-3200-6. ↑ Ma k R. Leach. «1996 Dufou 's Pe iodic T ee». دریافت‌شده در ۱۶ اکتبر ۲۰۱۲. ↑ Ma k R. Leach. «1989 Physicis 's Pe iodic Table by Timo hy S owe». دریافت‌شده در ۱۶ اکتبر ۲۰۱۲. ↑ B adley، David (۲۰ ژوئیه ۲۰۱۱). «A las , a defi i ive pe iodic able?». ChemViews Magazi e. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک) ↑ Schä del، Ma hias (۲۰۰۳). The Chemis y of Supe heavy Eleme s. Do d ech : Kluwe Academic Publishe s. ص. ۲۷۷. شابک ۱-۴۰۲۰-۱۲۵۰-۰. ↑ Gas Phase Chemis y of Supe heavy Eleme s بایگانی‌شده در ۲۰ فوریه ۲۰۱۲ توسط Wayback Machi e, lec u e by Hei z W. Gäggele , Nov. 2007. Las accessed o 12 Dec 2008. ↑ Sce i 2011, pp. 142–143 ↑ F azie ، K. (۱۹۷۸). «Supe heavy Eleme s». Scie ce News. ۱۱۳ (۱۵): ۲۳۶–۲۳۸. جی‌استور ۳۹۶۳۰۰۶. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک) ↑ Pyykkö، Pekka (۲۰۱۱). «A sugges ed pe iodic able up o Z ≤ ۱۷۲, based o Di ac–Fock calcula io s o a oms a d io s». Physical Chemis y Chemical Physics. ۱۳ (۱): ۱۶۱–۱۶۸. PMID 20967377. بیبکد:2011PCCP...13..161P. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک) ↑ Ellio ، Q. A. (۱۹۱۱). «A modifica io of he pe iodic able». Jou al of he Ame ica Chemical Socie y. ۳۳ (۵): ۶۸۴–۶۸۸ (۶۸۸). از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک) ↑ Gle Seabo g (ca. ۲۰۰۶). « a su a ium eleme (chemical eleme )». E cyclopædia B i a ica. دریافت‌شده در 2010-03-16. تاریخ وارد شده در |تاریخ= را بررسی کنید (کمک) ↑ Ele ، G. «A omic Models». The Physics Hype ex book. دریافت‌شده در ۲۰۰۹-۱۰-۰۹. ↑ Eisbe g، R.؛ Res ick، R. (۱۹۸۵). Qua um Physics of A oms, Molecules, Solids, Nuclei a d Pa icles. Wiley. ↑ ۹۶٫۰ ۹۶٫۱ C o y ، Ma shall W. (۲۰۰۳). «The P ope Place fo Hyd oge i he Pe iodic Table». Jou al of Chemical Educa io . ۸۰ (۸): ۹۴۷–۹۵۱. doi:10.1021/ed080p947. بیبکد:2003JChEd..80..947C. از پارامتر ناشناخته |mo h= صرف‌نظر شد (کمک) ↑ G ay، The Eleme s، 14. ↑ G ay، The Eleme s، 12. ↑ Sce i، E (۲۰۱۲). «Me deleev's Pe iodic Table Is Fi ally Comple ed a d Wha To Do abou G oup 3?». Chemis y I e a io al. ۳۴ (۴). ↑ Emsley, J. (2011). Na u e's Buildi g Blocks ( ew ed.). Oxfo d: Oxfo d U ive si y. p. 651. ISBN 978-0-19-960563-7. ↑ ۱۰۱٫۰ ۱۰۱٫۱ ۱۰۱٫۲ ۱۰۱٫۳ William B. Je se (1982). "The Posi io s of La ha um (Ac i ium) a d Lu e ium (Law e cium) i he Pe iodic Table". J. Chem. Educ. 59 (8): 634–636. doi:10.1021/ed059p634. ↑ Sce i, E (2015). "Five ideas i chemical educa io ha mus die - pa five". Royal Socie y of Chemis y. U k ow pa ame e |وب‌سایت= ig o ed (help) ↑ IUPAC, Compe dium of Chemical Te mi ology, 2 d ed. ( he "Gold Book") (1997). O li e co ec ed ve sio :  (2006–) " a si io eleme ". ↑ Xuefa g Wa g؛ Les e A d ews؛ Sebas ia Riedel؛ Ma i Kaupp (۲۰۰۷). «Me cu y Is a T a si io Me al: The Fi s Expe ime al Evide ce fo HgF4». A gew. Chem. I . Ed. ۴۶ (۴۴): ۸۳۷۱–۸۳۷۵. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک) ↑ William B. Je se (۲۰۰۸). «Is Me cu y Now a T a si io Eleme ?». J. Chem. Educ. ۸۵ (۹): ۱۱۸۲–۱۱۸۳. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک) ↑ Ray e -Ca ham، G؛ Ove o ، T. Desc ip ive i o ga ic chemis y (ویراست ۴ h). New Yo k: W H F eema . صص. ۴۸۴–۴۸۵. شابک ۰-۷۱۶۷-۸۹۶۳-۹. ↑ F a cl، Michelle (مه ۲۰۰۹). «Table ma e s» (PDF). Na u e Chemis y. ۱ (۲): ۹۷–۹۸. از پارامتر ناشناخته |ندش= صرف‌نظر شد (کمک) ↑ مهرداد یزدانی (15 دی 1394 ساعت 15:18). «تکمیل شدن سطر هفتم جدول تناوبی عنصار (جدول مندلیف)». زومیت. بایگانی‌شده از اصلی در 5 ژانویه 2016. تاریخ وارد شده در |تاریخ= را بررسی کنید (کمک) ↑ «IUPAC ANNOUNCES THE NAMES OF THE ELEMENTS 113, 115, 117, AND 118». IUPAC. دریافت‌شده در ۱ نوامبر ۲۰۱۷. ↑ «تلاش برای ساخت عنصر ۱۱۹ جدول تناوبی». بایگانی‌شده از اصلی در ۷ نوامبر ۲۰۱۷. دریافت‌شده در ۲ نوامبر ۲۰۱۷. ↑ «بزرگداشت سال جهانی جدول دوره‌ای عنصرها در ایران شروع شد». ایرنا. دریافت‌شده در ۶ اکتبر ۲۰۱۹. منابع مورتیمر، چارلز (۱۳۸۱). شیمی عمومی ۱. ترجمهٔ عیسی یاوری. نشر علوم دانشگاهی. شابک ۹۶۴-۶۱۸۶-۳۰-۰. Ball، Philip (۲۰۰۲). The I g edie s: A Guided Tou of he Eleme s. Oxfo d: Oxfo d U ive si y P ess. شابک ۰-۱۹-۲۸۴۱۰۰-۹. G ay, Theodo e (2009). The Eleme s: A Visual Explo a io of Eve y K ow A om i he U ive se. New Yo k: Black Dog & Leve hal Publishe s. ISBN 978-1-57912-814-2. G ee wood, No ma N.; Ea shaw, Ala (1984). Chemis y of he Eleme s. Oxfo d: Pe gamo P ess. ISBN 0-08-022057-6. Sce i, E ic (2007). The pe iodic able: I s s o y a d i s sig ifica ce. Oxfo d: Oxfo d U ive si y P ess. ISBN 0-19-530573-6. Ve able، F P (۱۸۹۶). The Developme of he Pe iodic Law. Eas o PA: Chemical Publishi g Compa y. پیوند به بیرون در ویکی‌انبار پرونده‌هایی دربارهٔ جدول تناوبی موجود است. جدول تناوبی پویا جدول تناوبی عناصر پویا با قابلیت فیلتر نمایش عناصر بر حسب سال کشف و نمایش حالت عناصر در دماهای مختلف A B ief His o y of he Developme of Pe iodic Table Chemis y: WebEleme s Pe iodic Table Game[پیوند مرده] The Pe iodic Table of Comic Books a he Depa me of Chemis y, U ive si y of Ke ucky Lis of Pe iodic Table Eleme s ha ca be so ed by physical cha ac e is ics Pe iodic able wi h mi e al emphasis Woode Pe iodic able wi h samples The Pic o ial Pe iodic Table by Ch is Heilma . I cludes al e a e s yles: S owe, Be fey, Zmaczy ski, Gigue e, Ta a ola, Filli g, Me deleev .mw-pa se -ou pu . avba {display:i li e;fo -size:88%;fo -weigh : o mal}.mw-pa se -ou pu . avba -collapse{floa : igh ; ex -alig : igh }.mw-pa se -ou pu . avba -box ex {wo d-spaci g:0}.mw-pa se -ou pu . avba ul{display:i li e-block;whi e-space: ow ap;li e-heigh :i he i }.mw-pa se -ou pu . avba -b acke s::befo e{ma gi -lef :-0.125em;co e :"[ "}.mw-pa se -ou pu . avba -b acke s::af e {ma gi - igh :-0.125em;co e :" ]"}.mw-pa se -ou pu . avba li{wo d-spaci g:-0.125em}.mw-pa se -ou pu . avba -mi i abb {fo -va ia :small-caps;bo de -bo om: o e; ex -deco a io : o e;cu so :i he i }.mw-pa se -ou pu . avba -c -full{fo -size:114%;ma gi :0 7em}.mw-pa se -ou pu . avba -c -mi i{fo -size:114%;ma gi :0 4em}.mw-pa se -ou pu .i fobox . avba {fo -size:100%}.mw-pa se -ou pu . avbox . avba {display:block;fo -size:100%}.mw-pa se -ou pu . avbox- i le . avba {floa : igh ; ex -alig : igh ;ma gi -lef :0.5em}نبو جدول تناوبی (استاندارد) گروه ۱ ۲ ۳ ۴ ۵ ۶ ۷ ۸ ۹ ۱۰ ۱۱ ۱۲ ۱۳ ۱۴ ۱۵ ۱۶ ۱۷ ۱۸ ردیف ۱ ۱H ۲He ۲ ۳Li ۴Be ۵B ۶C ۷N ۸O ۹F ۱۰Ne ۳ ۱۱Na ۱۲Mg ۱۳Al ۱۴Si ۱۵P ۱۶S ۱۷Cl ۱۸A ۴ ۱۹K ۲۰Ca ۲۱Sc ۲۲Ti ۲۳V ۲۴C ۲۵M ۲۶Fe ۲۷Co ۲۸Ni ۲۹Cu ۳۰Z ۳۱Ga ۳۲Ge ۳۳As ۳۴Se ۳۵B ۳۶K ۵ ۳۷Rb ۳۸S ۳۹Y ۴۰Z ۴۱Nb ۴۲Mo ۴۳Tc ۴۴Ru ۴۵Rh ۴۶Pd ۴۷Ag ۴۸Cd ۴۹I ۵۰S ۵۱Sb ۵۲Te ۵۳I ۵۴Xe ۶ ۵۵Cs ۵۶Ba * ۷۱Lu ۷۲Hf ۷۳Ta ۷۴W ۷۵Re ۷۶Os ۷۷I ۷۸P ۷۹Au ۸۰Hg ۸۱Tl ۸۲Pb ۸۳Bi ۸۴Po ۸۵A ۸۶R ۷ ۸۷ F   ۸۸Ra ** ۱۰۳L ۱۰۴Rf ۱۰۵Db ۱۰۶Sg ۱۰۷Bh ۱۰۸Hs ۱۰۹M ۱۱۰Ds ۱۱۱Rg ۱۱۲C ۱۱۳Nh ۱۱۴Fl ۱۱۵Mc ۱۱۶Lv ۱۱۷Ts ۱۱۸Og * لانتانیدها ۵۷La ۵۸Ce ۵۹P ۶۰Nd ۶۱Pm ۶۲Sm ۶۳Eu ۶۴Gd ۶۵Tb ۶۶Dy ۶۷Ho ۶۸E ۶۹Tm ۷۰Yb ** آکتینیدها ۸۹Ac ۹۰Th ۹۱Pa ۹۲U ۹۳Np ۹۴Pu ۹۵Am ۹۶Cm ۹۷Bk ۹۸Cf ۹۹Es ۱۰۰Fm ۱۰۱Md ۱۰۲No این یک جدول تناوبی ۱۸ ستونی است که به عنوان جدول تناوبی استاندارد یا معمولی، دانسته می‌شود. این جدول در مقایسه با جدول تناوبی کوتاه یا قالب مندلیف که در آن‌ها گروه‌های ۳ تا ۱۲ حذف شده است، با نام جدول تناوبی بلند هم خوانده می‌شود. در جدول تناوبی پهن دو ردیف لانتانیدها و آکتینیدها به جای آنکه جداگانه در پایین جدول بیایند، در درون جدول جای گرفته‌اند. جدول تناوبی گسترش یافته علاوه بر دو دورهٔ ۸ و ۹، سوپراکتینیدها را هم در خود جای داده است. رده‌ها و زیررده‌ها در محدوده فلزی–غیر فلزی فلز شبه‌فلزات نافلزها خصوصیاتناشناختهشیمیایی فلزقلیایی فلزقلیایی خاکی بلوک جدول تناوبی فلزواسطه فلزات پس‌واسطه دیگرنافلزها هالوژن گازنجیب لانتانیدها آکتینیدها رنگ عدد اتمی نشان‌دهندهٔ فازهای ماده (در شرایط استاندارد: ۰ سانتی‌گراد و ۱ اتمسفر): مشکی=جامد سبز=مایع قرمز=گاز خاکستری=ناشناخته حاشیه نشان‌دهندهٔ رخداد طبیعی:   دیرینه به واسطهٔ فروپاشی مصنوعی داده‌های کتابخانه‌ای عمومی برگه‌دان مستند فراگیر (آلمان) ویاف 1 2 ورلدکت (از طریق ویاف) کتابخانه‌های ملی اسپانیا فرانسه (داده‌ها) ایالات متحده آمریکا 2 3 4 جمهوری چک دیگر مایکروسافت آکادمیک 2 برگرفته از «h ps://fa.wikipedia.o g/w/i dex.php? i le=جدول_تناوبی&oldid=33431431» رده‌ها: جدول تناوبیآثار ۱۸۶۹ (میلادی)اختراع‌های روسیدمیتری مندلیفسامانه‌های رده‌بندیشیمیعناصر شیمیاییرده‌های پنهان: پیوندهای وی‌بک الگوی بایگانی اینترنتمقاله‌هایی که تجمیع ارجاع در آن‌ها ممنوع استصفحه‌های دارای ارجاع با پارامتر پشتیبانی‌نشدهیادکردهای وب دارای تاریخ بازبینی بدون نشانی اینترنتیCS1: Julia –G ego ia u ce ai yخطاهای یادکرد: نویسنده یا ویراستار ناموجودیادکردهای دارای منبع به زبان آلمانیخطاهای یادکرد: تاریخمقاله‌های خوبمقاله‌های دارای واژگان به زبان انگلیسی با ارجاع صریحصفحه‌هایی که از چندستونه با پارامترهای نامعلوم استفاده می‌کنندانبار رده با پیوند محلی مشابه در ویکی‌دادهصفحه‌های دارای پیوند مردهمقاله‌های ویکی‌پدیا همراه شناسه‌های GNDمقاله‌های ویکی‌پدیا همراه شناسه‌های VIAFمقاله‌های ویکی‌پدیا همراه شناسه‌های BNEمقاله‌های ویکی‌پدیا همراه شناسه‌های BNFمقاله‌های ویکی‌پدیا همراه شناسه‌های LCCNمقاله‌های ویکی‌پدیا همراه شناسه‌های NKCمقاله‌های ویکی‌پدیا همراه شناسه‌های MAمقاله‌های ویکی‌پدیا همراه شناسه‌های Wo ldCa -VIAFمقاله‌های ویکی‌پدیا همراه شناسه‌های چندگانهویکی‌سازی رباتیک

جدول تناوبی عناصر یا جدول مندلیف در یک نگاه اجمالی

جدول تناوبی یا همان جدول مندلیف پایه و اساس علم شیمی به حساب می آید. عناصر پایه و اساس جدول تناوبی می باشند. این جدول به نام ابداع کننده روسی اولیه آن جدول مندلیف نیز خیلی از اوقات شناخته می شود. جدول امروز شامل حدود یکصد و هیجده عنصر است که با توجه به افزایش عدد اتمی منظم مرتب در جدول تناوبی بر اساس خواص شیمیایی قرار گرفته اند که به همین دلیل نیز به آن جدول تناوبی اطلاق می شود. در این مقاله علاوه بر ارایه یک نسخه باکیفت جدول تناوبی PDF مطابق با کتاب درسی شیمی ۱ پایه دهم، دوره دوم متوسطه، به بررسی تاریخچه کشف و ویژگی های شیمیایی گروه های مختلف این جدول، ساختار جدول تناوبی عناصر، چگونگی طبقه بندی عناصر و روندهای تناوبی نیز پرداخته می شود. فهرست مطالب این نوشته ۱. تاریخچه جدول تناوبی      ۲. آنتوان لاوازیه      ۳. شاهکار مندلیف      ۴. دلیل شهرت جدول مندلیف      ۵. پیدایش جدول تناوبی کنونی ۶. قانون تناوبی چیست؟ ۷. ساختار جدول تناوبی عناصر      ۸. طبقه بندی عناصر در جدول مندلیف      ۹.  روندهای تناوبی در جدول مندلیف ۱۰. تعریف اصطلاحات مهم در جدول تناوبی ۱۱. دانلود جدول تناوبی pdf فهرست مطالب تاریخچه جدول تناوبیآنتوان لاووازیهشاهکار مندلیفدلیل شهرت جدول مندلیفپیدایش جدول تناوبی کنونیقانون تناوبی چیست؟ساختارجدول تناوبی عناصرطبقه بندی عناصر در جدول مندلیفعناصر نمایندهعناصر گروه اول (فلزات قلیایی)عناصر گروه دوم (فلزات قلیایی خاکی)عناصر واسطهعناصر واسطه داخلیهالوژنهاگازهای نجیبروندهای تناوبی در جدول تناوبی یا مندلیفچگونگی تغییر شعاع اتمیچگونگی تغییر انرژی یونش تغيير انرژی يونش در يک گروه از جدول تناوبیتغيير انرژی يونش در يک دوره از جدول تناوبی چگونگی تغییر الکترونگاتیویچگونگی تغییر انرژی الکترونخواهیچگونگی تغییر خاصیت فلزی در جدول تناوبیچگونگی تغییر نقطه ذوب در جدول تناوبیتعریف برخی اصطلاحات مهم در جدول تناوبیعدد اتمی ( A )نماد شیمیاییعدد جرمی ( Z )دانلود جدول تناوبی pdf تاریخچه جدول تناوبی زمانی که ارسطو فیلسوف بزرگ یونانی در ۳۰۰۰ سال پیش از میلاد مسیح، نظریه خود (نظریه چهار عنصری) مبنی بر اینکه همه مواد از چهار عنصر آب، باد، خاک و آتش درست شده اند را مطرح کرد، زمان شکوفه زدن تئوری عناصر بود. به بیان دیگر، جرقه شروع مطالعه بر روی خواص مواد از همین زمان آغاز شد. کیمیاگری به اسم برند هیننگ در سال ۱۶۴۸ در میان تحقیقات خود برای یافتن سنگ کیمیا، اولین عنصر را کشف کرد که سنگی سفید و درخشان بود. او نام این عنصر را فسفر گذاشت. آنتوان لاووازیه لاوازیه نهستین فردی بود که ده ها عنصر را بر اساس خواص و ویژگی های آن ها طبقه بندی کرد. در طبقه بندی لاوازیه، عناصر در چهار گروه گازها، فلزات، غیرفلزات و عناصر زمین قرار گرفتند. دسته بندی لاوازیه را می توان به عنوان موثرترین گام در فعالیت مرتبط با عناصر توسط دانشمندان دیگر دانست. در سال ۱۸۲۹ یوهان دوبرینر به کشف جالبی رسید. او وقتی سه عنصر لیتیم، سدیم و پتاسیم را بر اساس خصوصیات مشابه در یک گروه جای داد متوجه شد می تواند با مقایسه عنصرهای کناری به خواص عنصر میانی برسد. در ادامه جان نیوزلندی کسی بود که عناصر را بر طبق شباهت در جرم اتمی به هفت گروه با نام قانون اکتاها دسته بندی کرد. جدول تناوبی عناصر یا جدول مندلیف در یک نگاه اجمالی شاهکار مندلیف دیمیتری مندلیف (Dmi i Me deleev) کسی است که در تنظیم جدول تناوبی و به طور کلی در علم شیمی منحصر به فرد است. او هر عنصر و خواص مربوط به آن را بر روی کارت هایی نوشت و همه ی این کارت ها را به دفعات مختلف با توجه به خصوصیات مختلفشان به حالت های گوناگونی در کنار یکدیگر قرار داد. مندلیف، سرانجام به این قانون مهم رسید، عناصر بر اساس افزایش جرم اتمی به گروه های مشخصی تقسیم می شوند. در این گروه بندی در هر ستون خصوصیات شیمیایی عنصرها یکسان است و هر سطر عنصرها بر اساس افزایش جرم اتمی مرتب شده اند. مندلیف قانون تناوب خود را اولین بار در سال ۱۸۶۹ به انجمن شیمی- فیزیک پترزبورگ ارایه کرد. این دانشمند بزرگ در ادامه بیست سال بر روی شاهکار خود کار کرد. دلیل شهرت جدول مندلیف علت اصلی شهرت جدول مندلیف این بود که این جدول همه عناصر حتی عناصری که تا آن زمان کشف نشده بودند را نیز در خود جای می داد. گالیم اولین عنصری بود که در جدول مندلیف جای خالی داشت و او نام این عنصر را اکا آلومینیم یعنی شبیه آلومینیم گذاشته بود. پس از کشف عنصر گالیوم، این عنصر در جایگاه خود قرار گرفت و با « اکا آلومینیم» جایگزین شد. عناصر دیگری نیز مثل اسکاندیم و ژرمانیوم پس از کشف شدن در سال های بعد، در خانه های خالی در نظر گرفته شده در جدول مندلیف قرار گرفتند. تنها گازهای نجیب بودند که مندلیف حتی وجود آن ها را پیش بینی نکرده بود اما این گازها خیلی منطقی بعد از کشفشان در سال های ۱۸۹۸-۱۸۹۲ جای خود را در جدول او پیدا کردند. نکته دیگر اینکه برای مندلیف چیدن عناصر در یک گروه بر اساس خصوصیات شیمیایی یکسان به طبقه بندی آن ها بر طبق افزایش جرم اتمی ارجحیت داشت. این نظر مندلیف در قرار دادن تلوریم و ید بر خلاف جرم اتمیشان در جدول او کاملا مشهود است. پیدایش جدول تناوبی کنونی ۴۰ سال پس از کشف مندلیف، جدول تناوبی یکبار دیگر دچار شوک جدیدی شد و این بار هنری موزلی بود که با انجام آزمایشات روی طیف پرتو ایکس عناصر توانست عدد اتمی آن ها را بدست آورد. موزلی با کشف این موضوع که هر عنصر عدد اتمی خاص خود را دارد جدول مندلیف را به جای افزایش عدد جرمی بر حسب افزایش عدد اتمی برای تمامی عناصر کشف شده تا آن زمان مرتب کرد. در جدول موزلی نیز جای خالی برای عناصر کشف نشده وجود داشت و عدد اتمی، وزن اتمی و خصوصیات دیگر آن ها با توجه به هم گروه های خودشان مشخص می شد. ساختار جدول موزلی به شکل امروزی جدول تناوبی بسیار نزدیک است. قانون تناوبی چیست؟ مندلیف به این نتیجه مهم رسید که در جدول تناوبی با توجه به روند افزایشی جرم اتمی خصوصیات قابل اندازه گیری عناصر تحت تاثیر این روند نخواهد بود و این خواص به صورت متناوب گاهی افزایش و گاهی کاهش می یابد. قانون تناوبی یعنی خواص شیمیایی عناصر در جدول مندلیفی که براساس افزایش عدد اتمی مرتب شده است به طور تناوبی تکرار می شود. ساختارجدول تناوبی عناصر جدول تناوبی شامل ۷ ردیف (تناوب) و ۱۸ گروه (ستون) است. عناصر تشکیل دهنده هر گروه دارای خواص مشابه هستند. برای مثال: هالوژن ها که عناصر گروه هفتم هستند تقریبا دارای یک رفتار شیمیایی هستند و همچنین عناصری که در یک ردیف قرار داند تعداد الکترون های ظرفیت (لایه آخر) یکسان دارند. اولین عنصر هر دوره یک فلز قلیایی و آخرین عنصر آن یک گاز نجیب است. تعداد پروتون های هر عنصر عدد اتمی آن است. هیدروژن به عنوان اولین عنصر جدول تناوبی عدد اتمی یک را دارد. سنگینی عناصر با عدد اتمی آن ها تعریف می شود. عنصر سنگین تر به معنای بالا بودن تعداد پروتون های هسته آن عنصر است. پلوتونیم با عدد اتمی ۹۴ یکی از این عناصر است که در طبیعت وجود دارد اما اورانیم که از عناصر سنگین دیگر است باید در محیط آزمایشگاه و از برخورد هسته عناصر باهم بدست آید. طبقه بندی عناصر در جدول مندلیف جدول تناوبی عناصر یا جدول مندلیف در یک نگاه اجمالی عناصر نماینده عناصر نماینده یا گروه A عناصری هستند که در آخرین لایه الکترونی خود اوربیتال s یا p آن ها در حال پر شدن از الکترون است. برخی از این عناصر فلز و برخی نافلز هستند و خصوصیات دیامغناطیسی و پارامغناطیسی در آن ها متفاوت است اما ترکیباتشان بی رنگ و دیامغناطیس هستند. خواص شیمیایی این عناصر تحت تاثیر الکترون های ظرفیت آن ها (همان ویژگی های متشابه در یک گروه) است. در کل خصوصیات شیمیایی این گروه بسیار متفاوت و استثنائات زیادی وجود دارد که از قوانین پیروی نمی کند. عناصر گروه اول (فلزات قلیایی) به عناصر گروه اول جدول تناوبی فلزات قلیایی می گویند که هیروژن اولین عنصر این گروه است که به علت داشتن خواص متفاوت جز دسته این فلزات قرار نمی گیرد. این فلزات نرم بوده و چگالی پایینی دارند. نقطه ذوب و نقطه جوش این گروه پایین بوده و فقط یک الکترون در لایه ظرفیت خود دارند، پس به راحتی این الکترون برای رساندن عنصر خود به حالت پایدار در واکنش های شیمیایی شرکت می کند و شدت واکنش پذیری آن ها با حرکت از بالا به پایین گروه افزایش می یابد چون بر تعداد لایه های الکترونی افزوده شده و بار موثر هسته کاهش می یابد. فلزات قلیایی آنتالپی استاندارد ذوب و تبخیر کمی دارند. این فلزات شامل لیتیم، سدیم، پتاسیم، روبیدیوم، سزیم و فرانسیم می باشد. عناصر گروه دوم (فلزات قلیایی خاکی) به عناصر گروه دوم از جدول تناوبی فلزات قلیایی خاکی می گویند. شدت واکنش پذیری آن ها از فلزات قلیایی کمتر است اما مانند آن ها از بالا به پایین جدول به دلیل افزایش تعداد لایه های الکترونی افزایش می یابد. شش عنصر این گروه شامل بریلیوم، منیزیم، کلسیم، استرانسیوم، باریم و رادیوم است. عنصر رادیوم در این گروه رادیواکتیو است. عناصر واسطه به عناصر واسطه عناصر گروه B گفته می شود که اوربیتال d لایه ماقبل آخر در این گروه در حال پر شدن می باشد. ده گروه از جدول مندلیف که از گروه ۳ تا ۱۲ از آن را اشغال می کنند عناصر واسطه هستند که همگی فلز هستند و خاصیت انعطاف پذیری دارند. دربین آن ها جیوه تنها فلز مایع است. به جز روی، کادمیم و جیوه بقیه ای فلزات نقاط ذوب و جوش چگالی بالایی دارند. عناصر واسطه داخلی دو ردیف از عناصر که در قسمت پایین جدول تناوبی هستند عناصر واسطه داخلی اند. جایگاه اصلی این عناصر در واقع در دوره های ششم و هفتم در خانه لانتان و اکتنیم است اما بدلیل کمی جا در این دو خانه بصورت جداگانه در پایین جدول اما با ارجاع به این دو خانه قرار می گیرند. ۱۴عنصری که بعد از لانتان قرار می گیرد سری لانتانیدها و عناصری که به دنبال اکتنیم قرار می گیرد سری اکتنیدها نامیده می شود. در این عناصر اوربیتال  f  در حال پر شدن است که در لانتانیدها لایه ۴f و در اکتنیدها لایه ۵f در حال پرشدن می باشد. لانتانیدها شامل عناصر با عدد اتمی ۵۷ تا ۷۱ هستند و اکتنیدها هم عناصری که عدد اتمی از ۹۰ تا ۱۰۳ را دارند. تمام عناصر واسطه داخلی فلز و خاصیت پارا مغناطیسی دارند. اما ترکیبات این دسته پارا مغناطیس و رنگین هستند. هالوژن ها گروه ۱۷ از جدول تناوبی هالوژنها هالوژن ها گروه ۱۷ از جدول تناوبی را به خود اختصاص دادند. هالوژن ها هیچ وقت به حالت آزاد در طبیعت یافت نمی شوند آن ها به صورت مولکول های دو اتمی وجود دارند. البته برخی از این عناصر هنوز ناشناخته هستند. چون هالوژن ها فقط به یک الکترون احتیاج دارند تا به آرایش پایدار (اوکتت) برسند به همین دلیل واکنش پذیری بسیار بالایی دارند و می توانند با عناصر دیگر ترکیب شوند و ترکیبات خورنده ایجاد کنند. اما قدرت واکنش پذیری آن ها از بالا به پایین کاهش می یابد. این عناصر شامل فلوئور، کلر، برم، ید و استاتین هستند. فلوئور و کلر به صورت گازند اما برم مایع و ید به حالت جامد هست. گازهای نجیب جایگاه گازهای نجیب در جدول تناوبی آخرین گروه (گروه صفر) است. چون این گروه از نظر آرایش الکترونی در حالت پایدار هشتایی هستند بنابراین از نظر شیمیایی غیر فعال هستند و هیچ میل ترکیبی با عناصر دیگر ندارند و به آن ها گازهای بی اثر هم گفته می شود. گازهای بی اثر بصورت تک اتمی یافت می شوند. از نظر الکترونگاتیوی قدرت کمی دارند اما بیشترین انرژی یونش را در هر دوره به خود اختصاص می دهند. همگی به شکل گاز هستند و نقاط ذوب کمی دارند. از بین این عناصر رادون و اوگانسون رادیواکتیو هستند. به جز هلیم که دو الکترون دارد بقیه این عناصر در لایه ظرفیت خود ۸ الکترون دارند. روندهای تناوبی در جدول تناوبی یا مندلیف روندهای تناوبی در جدول تناوبی یا مندلیف چگونگی تغییر شعاع اتمی دریک گروه از جدول تناوبی با افزایش عدد اتمی، وقتی از یک ردیف به ردیف دیگر وارد می شویم، یک لایه به لایه های الکترونی هر عنصر اضافه می شود، یعنی شعاع اتمی افزایش می یابد. اما در یک دوره از جدول شعاع اتمی از چپ به راست با کاهش مواجه است زیرا تعداد لایه های الکترونی که ثابت هستند اما بار موثر هسته بر الکترون های لایه ظرفیت زیاد شده، همین موضوع باعث کاهش شعاع اتمی می شود. چگونگی تغییر انرژی یونش تغيير انرژی يونش در يک گروه از جدول تناوبی  تغيير انرژی يونش در يک گروه از جدول تناوبی انرژی یونش به معنای میزان انرژی لازم برای جدا کردن یک الکترون از یک اتم و تبدیل آن به کاتیون است. در هرگروه از جدول تناوبی با حرکت از بالا به پایین جدول بر تعداد لایه های الکترونی یعنی شعاع اتمی افزوده می شود. بعبارتی فاصله الکترون لایه ظرفیت از مرکز هسته زیاد شده، اثر پوششی الکترون های درونی افزایش می یابد، پس جا کردن الکترون از لایه آخر راخت تر انجام می شود و انرژی کمتری صرف می شود. پس نتیجه می گیریم انرژی یونش در یک ستون از جدول از بالا به پایین کاهش می یابد. تغيير انرژی يونش در يک دوره از جدول تناوبی همان طور که گفته شد در یک دوره از جدول تناوبی تعداد لایه های الکترونی است ولی چون عدد اتمی افزایش پیدا می کند، نیروی جاذبه هسته و به نسبت آن بار موثر هسته افزایش می یابد و الکترون های ظرفیت را بیشتر به سمت خود می کشد، ولی فاصله لایه ظرفیت از مرکز هسته کاهش می یابد، برای جدا کردن الکترون از لایه آخر به انرژی بیشتری مورد نیاز است. پس از چپ به راست در جدول تناوبی انرژی یونش افزایش می یابد.  چگونگی تغییر الکترونگاتیوی میزان تمایل اتم به جذب الکترون ظرفیت به سمت هسته خود را الکترونگاتیوی می گویند. هر چه شعاع اتمی کاهش یابد الکترونگاتیوی افزایش می یابد، همچنین هرچه بر تعداد الکترون های ظرفیت افزوده شود الکترونگاتیویته زیاد می شود. بر این روال در جدول تناوبی در یک دوره از چپ به راست الکترونگاتیوی افزایش و در یک گروه از بالا به پایین الکترونگاتیوی کاهش می یابد. در جدول فلزات کمترین الکترونگاتیوی و نافلزات الکترونگاتیوی بیشتری دارند. پس الکترونگاتیوترین عنصر در گوشه بالای سمت راست جدول و برعکس عنصر با کمترین الکترونگاتیوی در گوشه پایین جدول است. چگونگی تغییر الکترونگاتیوی جدول تناوبی چگونگی تغییر انرژی الکترونخواهی انرژی الکترون خواهی مقدار انرژی آزاد شده افزودن یک الکترون از اتم خنثی در فاز گازی و تبدیل آن به یک یون منفی است. با توجه به تعریف انرژی آزاد شده در حین انجام واکنش های شیمیایی می توان گفت علامت انرژی الکترون خواهی همیشه منفی است. چون در نافلزات تعداد الکترون های لایه ظرفیت نزدیک به آرایش هشتایی است الکترون خواهی بیشتری نسبت به فلزات که الکترون های والانس کمتری دارند. به عنوان مثال هالوژن ها بیشترین انرژی الکترون خواهی (با مقدار منفی) را در جدول دارند. در این گروه فلوئور رفتار غیر عادی از خود نشان می دهد. بنابراین در جدول تناوبی تناوبی در یک دوره از چپ به راست الکترون خواهی افزایش و در یک گروه از بالا به پایین کاهش می یابد. چگونگی تغییر خاصیت فلزی در جدول تناوبی به میزان میل اتم به از دست دادن الکترون و تشکیل یک کاتیون، خاصیت فلزی می گویند. همانطور که قبلا نیز گفته شد شعاع اتمی در یک گروه از بالا به پایین زیاد می شود همان دلیل بر افزایش خاصیت فلزی است و اما در یک تناوب خاصیت فلزی از چپ به راست کاهش می یابد. چگونگی تغییر نقطه ذوب در جدول تناوبی نقطه ذوب یعنی دمایی که در آن دما یک ماده از حالت جامد به حالت مایع در می‌آید. هر چه پیوند بین اتم‌ها قوی‌تر باشد، انرژی لازم برای شکستن پیوند بیشتر و نقطه ذوب بالاتر می رود. در جدول تناوبی قانون تناوبی منظمی برای نقطه ذوب وجود ندارد ولی در کل فلزات نقاط ذوب بالایی دارند و نقطه ذوب نافلزات پایین است. تعریف برخی اصطلاحات مهم در جدول تناوبی در این قسمت به بررسی برخی از اصلاحات مهم در جدول مندلیف مثل عدد اتمی (A)، نماد شیمیایی، عدد جرمی (Z) می پردازیم. عدد اتمی ( A ) به تعداد پروتون های هسته هر اتم عدد اتمی آن می گویند. مثلا عدد اتمی هلیم دو است چون دو پروتون دارد، سدیم با عدد اتمی سه، دارای سه پروتون است. به همین نسبت عدد اتمی هر عنصر با تعداد پروتون های آن برابر است. در علامت اختصاری هر عنصر عدد اتمی در قسمت پایین، در سمت چپ نشان شیمیایی نوشته می شود. در یک اتم خنثی تعداد پروتون های یک اتم (عدد اتمی) با تعداد الکترون های آن برابر است. نماد شیمیایی هر عنصر با یک نماد شیمیایی مشخص می شود. اکثر نمادهای شیمیایی از نام انگلیسی آنها گرفته شده است. این نمادها شامل یک، دو و یا سه حرف هستند. به عنوان مثال نماد شیمیایی هیدروژن H و نماد شیمیایی هلیم He می باشد. عدد جرمی ( Z ) مجموع تعداد پروتون ها و نوترون های هسته یک اتم را عدد جرمی آن اتم می گویند. عددی صحیح می باشد که مجموع تعداد پروتون ها و نوترون های هسته یک اتم را مشخص می کند. از اختلاف عدد جرمی و عدد اتمی یک عنصر تعداد نوترون های آن به دست می آید. عدد جرمی وقتی اهمیت پیدا می کند که ایزوتوپ تعریف می شود. چون برخی عناصر ایزوتوپ های مختلف دارند به عبارتی دیگر ایزوتوپ های مختلف یک عنصر عدد جرمی متفاوتی دارند. مثلا هیدروژن دارای سه ایزوتوپ با اعداد جرمی یک، دو و سه است. دو ایزوتوپ پریتیم ( ایزوتوپ یک ) و دوتریم ( ایزوتوپ دو ) هسته های پایداری دارند اما ایزوتوپ سه هیدروژن (تریتیم) دارای هسته رادیواکتیو می باشد.   دانلود جدول تناوبی pdf با کلیک بر روی لینک های پایین می توانید نسخه با کیفیت جدول تناوبی عناصر را با به دو صورت عکس (JPG) و PDF دانلود نمایید. دانلود جدول تناوبی PDF (دانلود نسخه PDF جدول تناوبی عناصر (جدول مندلیف) | مطابق با کتاب درسی شیمی ۱ پایه دهم، دوره دوم متوسطه) دانلود عکس جدول مندلیف با کیفیت بالا   برچسب هاتاریخچه جدول تناوبی جدول تناوبی جدول مندلیف طبقه بندی عناصر طبقه بندی عناصر در جدول مندلیف عناصر نماینده عناصر واسطه فلزات قلیایی فلزات قلیایی خاکی قانون تناوبی گازهای نجیب هالوژنها

اشتراک گذاری فیس بوک توییتر لینکدین واتس آپ تلگرام اشتراک گذاری از طریق ایمیل چاپ

نظر خود را بنویسید

آخرین مطالب