الجدول الدوري

تعربف الجدول الدوري

الجدول الدوري ، والمعروفة أيضا باسم الجدول الدوري للعناصر ، هو عرض جدولي للالعناصر الكيميائية التي يتم ترتيبها بواسطة العدد الذري، تكوين الإلكترون ، والمتكرر الخواص الكيميائية. يظهر هيكل الجدولالاتجاهات الدورية. ودعا سبعة صفوف من الجدولفترات ، بشكل عام المعادن على اليسار و اللافلزات على اليمين. تسمى الأعمدةتحتوي على عناصر ذات سلوكيات كيميائية متشابهة. ست مجموعات قبلت الأسماء بالإضافة إلى الأرقام المخصصة: على سبيل المثال ، عناصر المجموعة 17 هيالهالوجينات. والمجموعة 18 همغازات نبيلة. كما يتم عرض أربع مناطق مستطيلة بسيطة أوكتل مرتبطة بتعبئة مختلفة المدارات الذرية.

العناصر من الأعداد الذرية 1 (الهيدروجين) حتى 118 (oganesson) تم اكتشافها أو تصنيعها ، مما يكمل سبعة صفوف كاملة من الجدول الدوري. أول 94 عنصرًا ، من خلال الهيدروجينيحدث البلوتونيوم بشكل طبيعي ، على الرغم من أن بعضها موجود بكميات ضئيلة ولم يتم اكتشاف القليل في الطبيعة إلا بعد تصنيعه لأول مرة. تم تصنيع العناصر 95 إلى 118 فقط في المختبرات ،المفاعلات النووية أو التفجيرات النووية. تتم حاليًا متابعة توليف العناصر التي تحتوي على أعداد ذرية أعلى: ستبدأ هذه العناصر فيالصف الثامن ، وتم عمل نظري لاقتراح مرشحين محتملين لهذا التمديد. العديد من المواد الاصطناعيةكما تم إنتاج النظائر المشعة للعناصر الطبيعية في المختبرات.

يمكن استخدام تنظيم الجدول الدوري لاشتقاق العلاقات بين خصائص العناصر المختلفة ، وكذلك للتنبؤ بالخصائص الكيميائية وسلوكيات العناصر غير المكتشفة أو المركبة حديثًا. كيميائي روسينشر ديمتري مندليف أول جدول دوري يمكن التعرف عليه في عام 1869 ، تم تطويره بشكل أساسي لتوضيح الاتجاهات الدورية للعناصر المعروفة آنذاك. كما تنبأ ببعض خصائصعناصر غير محددة من المتوقع أن تملأ الفجوات داخل الجدول. سرعان ما أثبتت معظم توقعاته أنها صحيحة ، وبلغت ذروتها مع اكتشافالغاليوم و الجرمانيوم في عامي 1875 و 1886 على التوالي ، مما أكد تنبؤاته. تم توسيع فكرة مندليف وصقلها ببطء معاكتشاف أو توليف المزيد من العناصر الجديدة وتطوير نماذج نظرية جديدة لشرح السلوك الكيميائي. يوفر الجدول الدوري الحديث الآن إطارًا مفيدًا للتحليلالتفاعلات الكيميائية ، ولا تزال تستخدم على نطاق واسع في كيمياء، الفيزياء النووية والعلوم الأخرى. لا تزال بعض المناقشات جارية فيما يتعلق بوضع عناصر معينة وتصنيفها ، والامتداد المستقبلي وحدود الجدول ، وما إذا كان هناك شكل أمثل للجدول.

مجموعات من العناصر

بالترتيب الزمني ، يناقش هذا القسم المعادن واللافلزات (والفلزات) ؛ فئات العناصر المجموعات والفترات. وكتل الجدول الدوري. في حين أن الاعتراف بالمعادن كمواد صلبة وقابلة للانصهار وقابلة للطرق بشكل عام يعود إلى العصور القديمة ،قد يكون أنطوان لافوازييه

 أول من يميز رسميًا بين المعادن واللافلزات ("non-métalliques") في عام 1789 مع نشر كتابه "الثوري"رسالة ابتدائية في الكيمياء . في عام 1811 ،أشار Berzelius إلى العناصر غير المعدنية على أنها أشباه فلزات ، في إشارة إلى قدرتها على تكوين الأكسينات. في عام 1825 ، في طبعة ألمانية منقحة من كتابه في الكيمياء ، قسم الفلزات إلى ثلاث فئات. كانت هذه: غازوليتا غازية باستمرار (هيدروجين ، نيتروجين ، أكسجين) ؛ أشباه فلزات حقيقية (الكبريت ، الفوسفور ، الكربون ، البورون ، السيليكون) ؛ والهالوجينية المكونة للملح (الفلور ، الكلور ، البروم ، اليود). في الآونة الأخيرة فقط ، منذ منتصف القرن العشرين ، استخدم مصطلح الفلزات على نطاق واسع للإشارة إلى العناصر ذات الخصائص الوسيطة أو الحدودية بين المعادن واللافلزات.نشر مندليف جدوله الدوري في عام 1869 ، جنبًا إلى جنب مع مراجع لمجموعات من عائلات العناصر ، وصفوف أو فترات من جدوله الدوري. في نفس الوقت،كتب Hinrichs أنه يمكن رسم خطوط بسيطة في جدول دوري من أجل تحديد الخصائص ذات الأهمية ، مثل العناصر ذات اللمعان المعدني (على عكس تلك التي لا تحتوي على مثل هذا اللمعان). يبدو أن تشارلز جانيت ، في عام 1928 ، كان أول من أشار إلى كتل الجدول الدوري.

المعادن والفلزات واللافلزات

وفقًا لخصائصها الفيزيائية والكيميائية المشتركة ، يمكن تصنيف العناصر إلى فئات رئيسية من المعادن الفلزات و اللافلزات. المعادن بشكل عام هي مواد صلبة شديدة التوصيل لامعة وتشكل سبائك مع بعضها البعض ومركبات أيونية شبيهة بالملح مع مواد غير فلزية (بخلافغازات نبيلة). غالبية اللافلزات هي غازات عازلة ملونة أو عديمة اللون ؛ اللافلزات التي تشكل مركبات مع خصائص اللافلزات الأخرىالرابطة التساهمية. بين المعادن واللافلزات توجد أشباه فلزات لها خصائص وسيطة أو مختلطة.

يمكن تصنيف المعادن واللافلزات أيضًا في فئات فرعية تُظهر تدرجًا من الخصائص المعدنية إلى الخصائص غير المعدنية ، عند الانتقال من اليسار إلى اليمين في الصفوف. يمكن تقسيم المعادن إلى معادن قلوية عالية التفاعل ، من خلال معادن الأرض القلوية الأقل تفاعلًا ، واللانثانيدات والأكتينيدات ، عبر معادن الانتقال النموذجية ، وتنتهي في معادن ما بعد الانتقال الضعيفة فيزيائيًا وكيميائيًا. يمكن ببساطة تقسيم اللافلزات إلىاللافلزات متعددة الذرات ، كونها أقرب إلى أشباه الفلزات وتظهر بعض السمات المعدنية الأولية ؛ اللافلزية بشكل أساسياللافلزات ثنائية الذرة ، اللافلزية والغازات النبيلة أحادية الذرة الخاملة بالكامل تقريبًا. التجمعات المتخصصة مثلالمعادن المقاومة للصهر و المعادن النبيلة ، هي أمثلة لمجموعات فرعية من المعادن الانتقالية ، والمعروفة أيضًا والمشار إليها أحيانًا.

إن وضع العناصر في فئات وفئات فرعية بناءً على الخصائص المشتركة فقط هو أمر غير مثالي. هناك تباين كبير في الخصائص داخل كل فئة مع تداخلات ملحوظة عند الحدود ، كما هو الحال مع معظم مخططات التصنيف. البريليوم ، على سبيل المثال ، مصنف كمعدن قلوي ترابي على الرغم من وجودهتعد الكيمياء المتذبذبة والميل إلى تكوين مركبات تساهمية في الغالب من سمات معدن ضعيف كيميائيًا أو معدن ما بعد الانتقال. يُصنف الرادون على أنه غاز نبيل غير معدني ومع ذلك يحتوي على بعض الكيمياء الكاتيونية التي تتميز بها المعادن. مخططات التصنيف الأخرى ممكنة مثل تقسيم العناصر إلىفئات حدوث المعادن ، أو الهياكل البلورية. يعود تصنيف العناصر بهذه الطريقة إلى عام 1869 على الأقلكتب Hinrichs أنه يمكن وضع خطوط حدية بسيطة في الجدول الدوري لإظهار العناصر التي لها خصائص مشتركة ، مثل المعادن أو اللافلزات أو العناصر الغازية.

التصنيفات

سوف تختلف أنظمة الألوان من مؤلف لآخر

تنقسم عناصر الجدول الدوري ورموزها الموضحة هنا إلى تسع فئات ؛ ستة للمعادن ، واثنان لللافلزات ، وفئة الفلزات. تتوافق الفئات (أو المجموعات) التسع مع تلك الموجودة في الأدبيات الخاصة بالجزء القابل للتطبيق من الجدول الدوري. قد يستخدم المؤلفون المختلفون مخطط تصنيف مختلفًا اعتمادًا على خصائص الاهتمام.

الفئة الفردية ليست بالضرورة حصرية وفقًا لاسمها أو حدودها أو خصائصها المشتركة. على سبيل المثال ، بينما يتم تلوين البريليوم في المجموعة 2 كمعدن قلوي ترابي ، فهو كذلكمذبذب بدلا من القلوية في الطبيعة. أعضاء أثقل منتظهر المجموعة 3 على أنها لانثانيد وأكتينيد ، ومع ذلك كلاهما معادن انتقالية. المعادن الانتقالية في المجموعة 3 ؛ اللانثانيدات والأكتينيدات اللاحقة ذات طبيعة قلوية تمامًا مثل المعادن القلوية الموجودة في المجموعة 1. وفي هذه الحالة ، تمت تسمية الفلزات القلوية على هذا النحو لأنها تمثل أكثر المعادن القلوية قلوية.

لا يحتاج العلماء إلى "أن يفقدوا النوم على الحالات الصعبة طالما أن نظام التصنيف مفيد لاقتصاد الوصف ، ولهيكلة المعرفة وفهمنا ، وتشكل الحالات الصعبة أقلية صغيرة."

الفلزات القلوية، المعادن الأرضية القلوية

      

الفرق بين الفئتين هو درجة أكثر من النوع. المعادن الخاضعة هي خفيفة ، تفاعلية ، ومعظمها ذات قوة ميكانيكية منخفضة ، ونقاط انصهار وغليان. يتم قطع أعضاء المجموعة 1 بسهولة بسكين. فقطكن و Mg لها أي استخدامات هيكلية. تتشابه كيمياء فئتي المعادن إلى حد كبير. معظم هذه المعادن تشكل أساسيةأكاسيد (كن هو مذبذب).

المعادن الانتقالية

   معادن متوسطة إلى عالية الكثافة ، ذات نقاط انصهار وغليان عالية ؛ العديد منها لديها صلابة عالية وقوة ميكانيكية ومقاومة للتآكل. هؤلاء منالترددات اللاسلكية وما بعدها مصنوعة من مواد اصطناعية. كيميائيا ، فإنها تظهر متغيرالتكافؤ والميل القوي للتكوين التنسيق والمركبات ذات الألوان الزاهية. تكون الأكاسيد أساسية أو مذبذبة أو حمضية ، اعتمادًا علىحالة الأكسدة.

من بين المعادن الانتقالية المعادن النبيلة (بشكل عام رو ، Rh ، PD ، اي جي، نظام التشغيل ، عير ، Pt و Au) تتوافق مع الغازات النبيلة ، على الرغم من أنه قد أثير القلق بشأن تضمين الفضة بسبب تفاعلها الكيميائي الأكبر مقارنةً بالمعادن النبيلة السبعة الأخرى.

اللانثانيدات

   إنها تشبه إلى حد كبير كاليفورنيا ، الأب و Ba ، لكن الكثير منها أثقل ، وتشكل في الغالب مركبات ذات لون شاحب. اللانثانيدات متشابهة مع بعضها البعض ، ومن الصعب فصلها لهذا السبب. وهي متوفرة بكثرة ولكنها مشتتة على نطاق واسع. وبالتالي فإن التركيزات الصالحة تجارياً نادرة. الأكاسيد قوية إلى معتدلة.

الأكتينيدات

   المعادن اللينة ، الكثيفة والمتفاعلة ، تلك من أنا فصاعدا الاصطناعية. الأكتينيدات المبكرة (Th to Am) تظهر بعض أوجه التشابه مع المعادن الانتقالية ولها أكاسيد قاعدية أو مذبذبة ؛ الأكتينيدات المتأخرة تشبه اللانثانيدات. العديد من الأكتينيدات تشكل مركبات ملونة.

معادن ما بعد الانتقال

   معادن ناعمة (أو هشة) منخفضة القوة ومع نقاط الانصهار أقل من المعادن الانتقالية (أقل بكثير في حالة الزئبق ، وهو سائل). تميل الهياكل البلورية إلى إظهار الترابط الاتجاهي ، مع تعقيد أكبر بشكل عام أو عدد أقل من الجيران الأقرب من المعادن الأخرى. وهي تتميز كيميائيًا ، بدرجات متفاوتة ، بميول الترابط التساهمي ، والتذبذب الحمضي القاعدي والأنواع الأنيونية مثل الألومينات ، والستانات ، والبيزموتات. يمكنهم أيضا تشكيلمراحل Zintl (عادة هشة وملونة وشبه موصلة المركبات المعدنية).

الفلزات

   بين العناصر بمزيج من الخصائص المعدنية وغير المعدنية والوسيطة. تبدو مثل المعادن ولكنها موصلات كهربائية هشة وعادلة فقط. يتصرفون في الغالب كيميائيًا مثل اللافلزات. تشكل الفلزات أكاسيد حمضية أو مذبذبة ضعيفة.

رد الفعل اللافلزات

   تبدو عديمة اللون أو ملونة أو (تحت الضوء الأبيض) تبدو معدنية. معظمها صلبة أو غازية. في حين أن المواد الصلبة هشة ، فإن معظمها معروف أيضًا في أشكال مرنة أو مرنة أو مطيلة.

ال الهالوجينات وهي الفلور ، الكلور البروم و يتميز اليود بخطورته وسميته بأشكاله الطبيعية. اللافلزات التفاعلية المتبقية ،هيدروجين، كربون، نتروجين، الأكسجين الفوسفور الكبريت و السيلينيوم ، الذي يقع بين اللافلزات الهالوجينية القوية الكهربية والأشياء الفلزية غير المعدنية الضعيفة ، (على أساس إجمالي) غير فلزية بشكل معتدل بطبيعتها. هم ، أو معظمهم ، يجذبون أسماء فئات مختلفة خاصة بهم مثل biogen أو CHONPS أو وسيط أو خفيف أو غير فلزات أخرى.

يتراوح تفاعل اللافلزات التفاعلية من خامل نسبيًا (N) إلى شديد التفاعل (Cl ، F). أنها تشكل حامضية ومحايدة (H ₂ O ،كو ، لا، N ₂ O) أكاسيد.

غازات نبيلة

    غازات عديمة اللون والرائحة وغير قابلة للاشتعال ذات تفاعل كيميائي منخفض للغاية. أول مركب غاز نبيل ذو تكوين تقريبيلم يتم تحضير XePtF ₆ حتى عام 1962 ؛ مركباتهو و ني ليست معروفة حتى الآن.

مجموعات

A مجموعة أو عائلة هي العمود الرأسي في الجدول الدوري. عادة ما يكون للمجموعات اتجاهات دورية أكثر أهمية من الفترات والكتل الموضحة أدناه. تشرح نظريات ميكانيكا الكم الحديثة للهيكل الذري اتجاهات المجموعة من خلال اقتراح أن العناصر داخل نفس المجموعة عمومًا لها نفس تكوينات الإلكترون فيالتكافؤ مدار. وبالتالي ، تميل العناصر في نفس المجموعة إلى أن يكون لها كيمياء مشتركة وتظهر اتجاهًا واضحًا في الخصائص مع زيادة العدد الذري. في بعض أجزاء الجدول الدوري ، مثل الكتلة d والكتلة f ، يمكن أن تكون أوجه التشابه الأفقية بنفس أهمية أوجه التشابه العمودية أو أكثر وضوحًا منها.

بموجب اصطلاح تسمية دولي ، يتم ترقيم المجموعات رقميًا من 1 إلى 18 من العمود الموجود في أقصى اليسار (الفلزات القلوية) إلى العمود الموجود في أقصى اليمين (الغازات النبيلة). في السابق ، كانوا معروفين من قبلأرقام رومانية. في أمريكا ، تبع الأرقام الرومانية إما "A" إذا كانت المجموعة فيs- أو p-block أو "B" إذا كانت المجموعة في د بلوك. تتوافق الأرقام الرومانية المستخدمة مع الرقم الأخير من اصطلاح التسمية اليوم (مثلكانت عناصر المجموعة 4 هي المجموعة IVB و المجموعة 14 كانت عناصر المجموعة IVA). في أوروبا ، كانت الحروف متشابهة ، باستثناء أنه تم استخدام "A" إذا تم استخدام المجموعة من قبلتم استخدام المجموعة 10 ، و "B" للمجموعات بما في ذلك وبعد المجموعة 10. بالإضافة إلى ذلك ، تم استخدام المجموعات 8 و 9 و 10 ليتم التعامل معها على أنها مجموعة واحدة ثلاثية الحجم ، تُعرف مجتمعة في كلا الرمزين بالمجموعة الثامنة. في عام 1988 ، تم وضع نظام تسمية IUPAC الجديد قيد الاستخدام ، وتم إهمال أسماء المجموعات القديمة.

تم إعطاء بعض هذه المجموعات أسماء تافهة (غير منهجية) ، كما هو موضح في الجدول أدناه ، على الرغم من ندرة استخدام بعضها. المجموعات من 3 إلى 10 ليس لها أسماء تافهة ويشار إليها ببساطة بأرقام مجموعتها أو باسم العضو الأول في مجموعتها (مثل "مجموعة سكانديوم" "لـالمجموعة 3) ، نظرًا لأنها تعرض عددًا أقل من أوجه التشابه و / أو الاتجاهات الرأسية.

تميل العناصر في نفس المجموعة إلى إظهار الأنماط بتنسيق نصف القطر الذري، طاقة التأين و كهرسلبية. من أعلى إلى أسفل في مجموعة ، يزداد نصف القطر الذري للعناصر. نظرًا لوجود مستويات طاقة ممتلئة أكثر ، تم العثور على إلكترونات التكافؤ بعيدًا عن النواة. من الأعلى ، كل عنصر متتالي لديه طاقة تأين أقل لأنه من الأسهل إزالة الإلكترون لأن الذرات أقل ارتباطًا بإحكام. وبالمثل ، فإن المجموعة لديها انخفاض من أعلى إلى أسفل في الكهربية بسبب المسافة المتزايدة بين إلكترونات التكافؤ والنواة. هناك استثناءات لهذه الاتجاهات: على سبيل المثال ، فيالمجموعة 11 ، تزداد الكهربية بشكل أكبر أسفل المجموعة.

الاتجاهات والأنماط الدورية

التوزيع الإلكترون

يُظهر تكوين الإلكترون أو تنظيم الإلكترونات التي تدور حول الذرات المحايدة نمطًا متكررًا أو دورية. تحتل الإلكترونات سلسلة منقذائف الإلكترون (مرقمة 1 ، 2 ، وهكذا). كل قذيفة تتكون من واحد أو أكثرالأجزاء الفرعية (المسماة s و p و d و f و g). مثليزداد العدد الذري ، وتملأ الإلكترونات هذه الأصداف والأجزاء الفرعية تدريجيًا بشكل أو بآخر وفقًا لـ قاعدة مادلونغ أو قاعدة ترتيب الطاقة ، كما هو موضح في الرسم التخطيطي. تكوين الإلكترون لـالنيون ، على سبيل المثال ، هو 1s ² 2s ² 2p ⁶ . برقم ذري يبلغ عشرة ، يحتوي النيون على إلكترونين في الغلاف الأول وثمانية إلكترونات في الغلاف الثاني ؛ يوجد إلكترونان في الجزء الفرعي s وستة في الجزء الفرعي p. في شروط الجدول الدوري ، في المرة الأولى التي يحتل فيها الإلكترون غلافًا جديدًا يتوافق مع بداية كل فترة جديدة ، يتم شغل هذه المواضع بواسطةالهيدروجين و الفلزات القلوية.

نظرًا لأن خصائص عنصر ما يتم تحديدها في الغالب من خلال تكوين الإلكترون الخاص به ، فإن خصائص العناصر تظهر بالمثل أنماطًا متكررة أو سلوكًا دوريًا ، تظهر بعض الأمثلة عليها في الرسوم البيانية أدناه لأنصاف القطر الذري وطاقة التأين وتقارب الإلكترون. هذا هو تواتر الخصائص ومظاهرهاتمت ملاحظته جيدًا قبل تم تطوير النظرية الأساسية ، والتي أدت إلى إنشاء القانون الدوري (تتكرر خصائص العناصر على فترات متفاوتة) وصياغة الجداول الدورية الأولى. يمكن بعد ذلك توضيح القانون الدوري على التوالي على النحو التالي: اعتمادًا على الوزن الذري ؛ اعتمادا على العدد الذري واعتمادًا على العدد الإجمالي للإلكترونات s و p و d و f في كل ذرة. تستمر الدورات 2 و 6 و 10 و 14 عنصرًا على التوالي.

بالإضافة إلى ذلك ، هناك "دورية مزدوجة" داخلية تقسم القذائف إلى نصفين ؛ ينشأ هذا لأن النصف الأول من الإلكترونات التي تذهب إلى نوع معين من القشرة الفرعية تملأ المدارات غير المشغولة ، لكن النصف الثاني يجب أن يملأ المدارات المشغولة بالفعل ، بعدقاعدة هوند ذات التعددية القصوى. وبالتالي يعاني النصف الثاني من تنافر إضافي يتسبب في انقسام الاتجاه بين عناصر النصف الأول والنصف الثاني ؛ يتضح هذا على سبيل المثال عند مراقبة طاقات التأين لعناصر 2p ، حيث يزداد عرض الثلاثيات BCN و OF-Ne ، لكن الأكسجين في الواقع له تأين أول أقل قليلاً من تأين النيتروجين لأنه من الأسهل إزالة الإضافات المزدوجة. إلكترون.

نصف القطر الذري

تتنوع أنصاف الأقطار الذرية بطريقة يمكن التنبؤ بها ويمكن تفسيرها عبر الجدول الدوري. على سبيل المثال ، يتناقص نصف القطر بشكل عام على طول كل فترة من الجدول ، منالمعادن القلوية ل غازات نبيلة؛ وزد كل مجموعة. يزداد نصف القطر بشكل حاد بين الغاز النبيل في نهاية كل فترة والمعدن القلوي في بداية الفترة التالية. يمكن تفسير اتجاهات نصف القطر الذري (والعديد من الخصائص الكيميائية والفيزيائية الأخرى للعناصر) بواسطةنظرية الغلاف الإلكتروني للذرة. قدموا أدلة مهمة لتطوير وتأكيدنظرية الكم.

الإلكترونات في 4f-subshell ، والتي يتم ملؤها تدريجيًا من اللانثانم (العنصر 57) إلى ytterbium (العنصر 70) ، ليس فعالًا بشكل خاص في حماية الشحنة النووية المتزايدة من الأصداف الفرعية. العناصر التي تلي اللانثانيدات مباشرة لها أنصاف أقطار ذرية أصغر مما هو متوقع وتكون متطابقة تقريبًا مع نصف القطر الذري للعناصر الموجودة فوقها مباشرة. بالتالييحتوي اللوتيتيوم تقريبًا على نفس نصف القطر الذري (والكيمياء) مثل الإيتريوم الهافنيوم له نفس نصف القطر الذري (والكيمياء) مثل الزركونيوم و التنتالوم له نصف قطر ذري مشابه لـ النيوبيوم وما إلى ذلك. هذا هو تأثيرانكماش اللانثانيد: يوجد أيضًا انكماش أكتينيد مماثل. تأثير انكماش اللانثانيد ملحوظ حتىالبلاتين (العنصر 78) ، وبعد ذلك يتم حجبه بواسطة أ التأثير النسبي المعروف باسم تأثير الزوج الخامل. الd- انكماش كتلة ، وهو تأثير مماثل بين د بلوك و كتلة p ، أقل وضوحًا من تقلص اللانثانيدات ولكنها تنشأ من سبب مماثل.

توجد هذه الانقباضات في جميع أنحاء الجدول ، ولكنها أكثر صلة كيميائيًا باللانثانيدات مع حالة الأكسدة الثابتة تقريبًا +3.

طاقة التأين

طاقة التأين الأولى هي الطاقة اللازمة لإزالة إلكترون واحد من ذرة ، وطاقة التأين الثانية هي الطاقة التي تحتاجها لإزالة إلكترون ثان من الذرة ، وهكذا. بالنسبة لذرة معينة ، تزداد طاقات التأين المتتالية مع درجة التأين. بالنسبة للمغنيسيوم كمثال ، تكون طاقة التأين الأولى 738 كيلو جول / مول والثانية 1450 كيلو جول / مول. تتعرض الإلكترونات الموجودة في المدارات الأقرب لقوى جذب إلكتروستاتيكية أكبر ؛ وبالتالي ، فإن إزالتها تتطلب المزيد من الطاقة بشكل متزايد. تصبح طاقة التأين أكبر إلى يمين الجدول الدوري.

تحدث قفزات كبيرة في طاقات التأين المولي المتعاقبة عند إزالة إلكترون من تكوين غاز نبيل (غلاف إلكتروني كامل). بالنسبة للمغنيسيوم مرة أخرى ، فإن أول طاقتين للتأين المولي للمغنيسيوم المذكورين أعلاه تتوافق مع إزالة إلكترونين 3s ، وطاقة التأين الثالثة أكبر بكثير 7730 كيلو جول / مول ، لإزالة 2p إلكترون من المستقر للغايةتكوين Mg ²⁺ يشبه النيون . تحدث قفزات مماثلة في طاقات التأين لذرات الصف الثالث الأخرى.

كهرسلبية

الكهربية هو ميل atom لجذب زوج مشترك من الإلكترونات. تتأثر كهرسلبية الذرة بكليهماالعدد الذري والمسافة بين إلكترونات التكافؤ والنواة. كلما زادت سلبيته الكهربية ، زاد جذب عنصر الإلكترونات. تم اقتراحه لأول مرة من قبلLinus Pauling في عام 1932. بشكل عام ، تزداد الكهربية عند المرور من اليسار إلى اليمين على طول فترة ، وتقل عند نزول مجموعة. بالتالي،الفلور هو أكثر العناصر كهرسلبية ، بينما السيزيوم هو الأقل ، على الأقل من تلك العناصر التي تتوفر عنها بيانات جوهرية.

هناك بعض الاستثناءات لهذه القاعدة العامة. الجاليوم والجرمانيوم لهما كهرومغناطيسية أعلى منالألمنيوم و السيليكون على التوالي بسبب انكماش كتلة د. تحتوي عناصر الفترة الرابعة بعد الصف الأول من المعادن الانتقالية مباشرة على أنصاف أقطار ذرية صغيرة بشكل غير عادي لأن الإلكترونات ثلاثية الأبعاد ليست فعالة في حماية الشحنة النووية المتزايدة ، ويرتبط الحجم الذري الأصغر بالقدرة الكهربية العالية. الطاقة الكهربية العالية بشكل غير طبيعي للرصاص ، لا سيما عند مقارنتها بـالثاليوم و البزموت ، عبارة عن قطعة أثرية للسلبية الكهربية تختلف باختلاف حالة الأكسدة: تتوافق سلبيتها الكهربية بشكل أفضل مع الاتجاهات إذا تم اقتباسها للحالة +2 بدلاً من الحالة +4.

الإلكترون تقارب

تقارب الإلكترون للذرة هو مقدار الطاقة المنبعثة عند إضافة إلكترون إلى ذرة محايدة لتكوين أيون سالب. على الرغم من اختلاف تقارب الإلكترون بشكل كبير ، تظهر بعض الأنماط. عموما،اللافلزات لها قيم تقارب إلكترون أكثر إيجابية من المعادن. يجذب الكلور بقوة إلكترونًا إضافيًا. لم يتم قياس ارتباطات الإلكترون للغازات النبيلة بشكل قاطع ، لذلك قد يكون لها أو لا تحتوي على قيم سلبية قليلاً.

يزيد تقارب الإلكترون بشكل عام عبر فترة. يحدث هذا بسبب ملء غلاف تكافؤ الذرة ؛ تطلق ذرة المجموعة 17 طاقة أكبر من ذرة المجموعة 1 عند اكتساب إلكترون لأنها تحصل على غلاف تكافؤ ممتلئ وبالتالي فهي أكثر استقرارًا.

من المتوقع وجود اتجاه لتقليل تقارب الإلكترون مع انخفاض المجموعات. سيدخل الإلكترون الإضافي إلى مدار بعيدًا عن النواة. على هذا النحو ، سيكون هذا الإلكترون أقل انجذابًا إلى النواة وسيطلق طاقة أقل عند إضافته. عند النزول إلى أسفل مجموعة ، يكون حوالي ثلث العناصر شاذة ، حيث تحتوي العناصر الأثقل على ارتباطات إلكترونية أعلى من نظيراتها الأخف وزناً. إلى حد كبير ، هذا يرجع إلى ضعف التدريع بواسطة الإلكترونات d و f. ينطبق الانخفاض المنتظم في تقارب الإلكترون فقط على ذرات المجموعة 1.

الطابع المعدني

كلما انخفضت قيم طاقة التأين ، الكهربية وتقارب الإلكترون ، كلما زادت الطابع المعدني للعنصر. على العكس من ذلك ، تزداد الأحرف غير المعدنية مع القيم الأعلى لهذه الخصائص. بالنظر إلى الاتجاهات الدورية لهذه الخصائص الثلاثة ، تميل الشخصية المعدنية إلى الانخفاض عبر فترة (أو صف) ، ومع بعض المخالفات (غالبًا) بسبب ضعف فحص النواة بواسطة الإلكترونات d و f ، والتأثيرات النسبية ، تميل إلى زيادة النزول إلى مجموعة (أو عمود أو عائلة). وبالتالي ، فإن معظم العناصر المعدنية (مثلتم العثور على السيزيوم) في الجزء السفلي الأيسر من الجداول الدورية التقليدية ومعظم العناصر غير المعدنية (مثل نيون) في أعلى اليمين. يفسر الجمع بين الاتجاهات الأفقية والعمودية في الطابع المعدني شكل الدرجخط فاصل بين المعادن واللافلزات الموجودة في بعض الجداول الدورية ، وممارسة تصنيف عدة عناصر متاخمة لهذا الخط في بعض الأحيان ، أو العناصر المجاورة لتلك العناصر ، مثل الفلزات.

عدد التأكسد

مع بعض الاستثناءات الطفيفة ، تظهر أرقام الأكسدة بين العناصر أربعة اتجاهات رئيسية وفقًا لموقعها الجغرافي في الجدول الدوري: يسار ؛ وسط. حق؛ والجنوب. على اليسار (المجموعات من 1 إلى 4 ، لا تشمل عناصر الكتلة f ، وكذلك النيوبيوم والتنتالوم وربما الدوبنيوم في المجموعة 5) ، فإن أعلى رقم للأكسدة هو رقم المجموعة ، حيث تكون حالات الأكسدة الأقل أقل استقرارًا. في الوسط (المجموعات من 3 إلى 11) ، تصبح حالات الأكسدة الأعلى أكثر استقرارًا عند هبوط كل مجموعة. المجموعة 12 استثناء لهذا الاتجاه ؛ يتصرفون كما لو كانوا موجودين على الجانب الأيسر من الطاولة. على اليمين ، تميل حالات الأكسدة الأعلى إلى أن تصبح أقل استقرارًا عند هبوط المجموعة. التحول بين هذه الاتجاهات مستمر: على سبيل المثال ، تحتوي المجموعة 3 أيضًا على حالات أكسدة أقل استقرارًا في أخف أعضائها (سكانديوم ، مع CsScCl ₃ على سبيل المثال معروف في الحالة +2) ، ومن المتوقع أن يكون لدى المجموعة 12 يظهر الكوبرنيسيوم بسهولة أكبر حالات الأكسدة فوق +2.

تتميز اللانثانيدات المتوضعة على طول جنوب الجدول بوجود حالة أكسدة مشتركة +3 ؛ هذه هي حالتهم الأكثر استقرارًا. تظهر الأكتينيدات المبكرة نمطًا من حالات الأكسدة مشابهًا إلى حد ما لتلك الموجودة في الفترة 6 و 7 من متجانسات المعادن الانتقالية ؛ الأكتينيدات اللاحقة أكثر تشابهًا مع اللانثانيدات ، على الرغم من أن الأكتينيدات الأخيرة (باستثناء اللورنسيوم) لها حالة أكسدة متزايدة الأهمية +2 تصبح الحالة الأكثر استقرارًا للنوبيليوم.

مجموعات الربط أو الجسور

Sc ، Y ، La ، Ac ، Zr ، Hf ، Rf ، Nb ، Ta ، Db ، Lu ، Lr ، Cu ، Ag ، Au ، Zn ، Cd ، Hg ، He ، Ne ، Ar ، Kr ، Xe ، Rn

هيدروجين

الهيليوم

الليثيوم

البريليوم

البورون

كربون

نتروجين

الأكسجين

الفلور

نيون

صوديوم

المغنيسيوم

الألومنيوم

السيليكون

الفوسفور

الكبريت

الكلور

أرجون

البوتاسيوم

الكالسيوم

سكانديوم

التيتانيوم

الفاناديوم

الكروم

المنغنيز

حديد

كوبالت

نيكل

النحاس

الزنك

الجاليوم

الجرمانيوم

الزرنيخ

السيلينيوم

البروم

كريبتون

روبيديوم

السترونتيوم

الإيتريوم

الزركونيوم

النيوبيوم

الموليبدينوم

تكنيتيوم

روثينيوم

الروديوم

البلاديوم

فضة

الكادميوم

إنديوم

تين

الأنتيمون

التيلوريوم

اليود

زينون

السيزيوم

الباريوم

اللانثانم

السيريوم

البراسيوديميوم

نيوديميوم

بروميثيوم

السماريوم

اليوروبيوم

الجادولينيوم

تيربيوم

الديسبروسيوم

هولميوم

الإربيوم

الثوليوم

الإيتربيوم

اللوتيتيوم

الهافنيوم

التنتالوم

التنغستن

الرينيوم

الأوزميوم

إيريديوم

بلاتين

ذهب

الزئبق (عنصر)

الثاليوم

قيادة

البزموت

بولونيوم

أستاتين

رادون

الفرانسيوم

الراديوم

الأكتينيوم

الثوريوم

البروتكتينيوم

اليورانيوم

النبتونيوم

البلوتونيوم

أميريسيوم

كوريوم

بيركيليوم

كاليفورنيوم

أينشتينيوم

فيرميوم

مندليفيوم

نوبليوم

لورنسيم

رذرفورديوم

دوبنيوم

سيبورجيوم

بوهريوم

الهاسيوم

Meitnerium

دارمشتاتيوم

رونتجينيوم

كوبرنسيوم

نيهونيوم

فليروفيوم

موسكوفيوم

ليفرموريوم

تينسين

أوجانيسون

يعرض الجدول الدوري المكون من 32 عمودًا ، من اليسار إلى اليمين ، موقع المجموعة 3 ؛ المجموعة الثقيلة 4 و 5 عناصر ؛ اللوتيتيوم واللورنسيوم. المجموعات 11-12 ؛ والغازات النبيلة

من اليسار إلى اليمين عبر الكتل الأربع للشكل الطويل أو 32 عمودًا من الجدول الدوري ، توجد سلسلة من مجموعات الربط أو الجسور من العناصر ، تقع تقريبًا بين كل كتلة. بشكل عام ، تُظهر المجموعات الموجودة على أطراف الكتل أوجه تشابه مع مجموعات الكتل المجاورة بالإضافة إلى المجموعات الأخرى في الكتل الخاصة بها ، كما هو متوقع لأن معظم الاتجاهات الدورية مستمرة. تظهر هذه المجموعات ، مثل أشباه الفلزات ، خصائص بين المجموعات أو التي تكون مزيجًا من مجموعات إلى أي جانب. كيميائيًا ، تُظهر عناصر المجموعة 3 ، اللانثانيدات ، وعناصر المجموعة الثقيلة 4 و 5 بعض السلوكيات المشابهة لفلزات الأرض القلوية أو ، بشكل عام ، معادن كتلة s ولكن لها بعض الخصائص الفيزيائية لـ dكتلة معادن الانتقال. في الواقع ، تتحد المعادن حتى المجموعة 6 بكونها كاتيونات من الدرجة الأولى (الأحماض "الصلبة") التي تشكل مجمعات أكثر ثباتًا مع الروابط التي تكون ذراتها المانحة هي النيتروجين والأكسجين والفلور غير الفلزات الأكثر كهربيًا ؛ تشكل المعادن لاحقًا في الجدول انتقالًا إلى الكاتيونات من الفئة B (الأحماض "اللينة") التي تشكل مجمعات أكثر ثباتًا مع الروابط التي تكون الذرات المانحة لها العناصر الثقيلة الأقل كهرسلبية في المجموعات من 15 إلى 17.

وفي الوقت نفسه ، يتصرف اللوتيتيوم كيميائيًا باعتباره اللانثانيد (الذي غالبًا ما يُصنف به) ولكنه يُظهر مزيجًا من اللانثانيد والخصائص الفيزيائية المعدنية الانتقالية (كما يفعل الإيتريوم). من المفترض أن يظهر Lawrencium ، باعتباره نظيرًا للوتيتيوم ، خصائص متشابهة. المعادن المسكوكة في المجموعة 11 (النحاس والفضة والذهب) قادرة كيميائيًا على العمل كمعادن انتقالية أو معادن مجموعة رئيسية. تعتبر مجموعة المعادن المتطايرة 12 والزنك والكادميوم والزئبق في بعض الأحيان على أنها تربط الكتلة d بالكتلة p . من الناحية النظرية ، تكون عناصر كتلة d لكن لها خصائص معدنية انتقالية قليلة وتشبه p كتلة الجيران في المجموعة 13. الغازات النبيلة الخاملة نسبيًا ، في المجموعة 18 ، تربط أكثر مجموعات العناصر تفاعلًا في الجدول الدوري - الهالوجينات في المجموعة 17 والفلزات القلوية في المجموعة 1.

التناظر الحركي

تعد قذائف 1s و 2 p و 3 d و 4 f و 5 g هي أول قذائف لها قيمة ℓ ، عدد الكم السمتي الذي يحدد الزخم الزاوي المداري للقشرة الفرعية. هذا يمنحهم بعض الخصائص الخاصة ، والتي يشار إليها باسم kainosymmetry (من اليونانية καινός "" جديد "). عادة ما تكون العناصر التي تملأ هذه المدارات أقل فلزية من نظائرها الأثقل ، وتفضل حالات أكسدة أقل ، ولها أنصاف أقطار ذرية وأيونية أصغر.

يمكن أيضًا اعتبار الانقباضات المذكورة أعلاه بمثابة تأثير تدريع عام غير كامل من حيث كيفية تأثيرها على خصائص العناصر التالية. لا تحتوي القذائف 2p أو 3d أو 4f على عقد شعاعية وهي أصغر من المتوقع. لذلك يقومون بفحص الشحنة النووية بشكل غير كامل ، وبالتالي فإن إلكترونات التكافؤ التي تملأ فورًا بعد الانتهاء من هذه الطبقة الفرعية الأساسية تكون مرتبطة بشدة بالنواة أكثر مما هو متوقع. 1s هو استثناء ، حيث يوفر حماية كاملة تقريبًا. هذا هو السبب على وجه الخصوصيمتلك الصوديوم طاقة تأين أولى تبلغ 495.8 كيلوجول / مول وهي أقل قليلاً من طاقة الليثيوم ، 520.2 كيلوجول / مول ، ولماذا يعمل الليثيوم على أنه أقل كهرسلبية من الصوديوم في مركبات فلزية قلوية بسيطة مرتبطة بـ σ ؛ يعاني الصوديوم من تأثير تدريع غير مكتمل من عناصر 2p السابقة ، لكن الليثيوم لا يفعل ذلك بشكل أساسي.

يشرح التناظر الحركي أيضًا الخصائص المحددة للعناصر 2p و 3 d و 4 f. الجزء الفرعي 2p صغير ومدى شعاعي مماثل للقشرة الفرعية 2s ، مما يسهلالتهجين المداري. لا يعمل هذا أيضًا مع عناصر p الأثقل: على سبيل المثال ، السيليكون فييُظهر silane (SiH ₄ ) تهجينًا تقريبيًا sp ² ، بينما يظهر الكربون فييُظهر الميثان (CH ₄ ) تهجينًا مثاليًا sp ³ تقريبًا . ضعف الترابط في هيدرات عنصر p الثقيل غير المتعامد ؛ يزداد هذا الموقف سوءًا مع وجود المزيد من البدائل الكهربية لأنها تزيد من الفرق في الطاقة بين الجزأين الفرعيين s و p. غالبًا ما تكون عناصر p الأثقل أكثر استقرارًا في حالات الأكسدة العالية في المركبات العضوية المعدنية مقارنة بالمركبات ذات الروابط الكهربية. هذا يتبعقاعدة بنت: تتركز شخصية s في الروابط إلى البدائل الأكثر حساسية للكهرباء ، بينما يتركز الحرف p في الروابط إلى البدائل الأكثر كهرسلبية. علاوة على ذلك ، تفضل العناصر 2p المشاركة في الترابط المتعدد (لوحظ في O = O و N≡N) للقضاء على تنافر باولي من أزواج s و p الوحيدة القريبة: روابطهم π أقوى وروابطهم الفردية أضعف. الحجم الصغير لقشرة 2p مسؤول أيضًا عن الكهروميكانيكية العالية جدًا لعناصر 2p.

تظهر العناصر ثلاثية الأبعاد التأثير المعاكس ؛ المدارات ثلاثية الأبعاد أصغر مما هو متوقع ، بمدى شعاعي مشابه لقذيفة النواة 3p ، مما يضعف الترابط مع الروابط لأنها لا يمكن أن تتداخل مع مدارات الترابط بشكل كافٍ. وبالتالي فإن هذه الروابط ممتدة وبالتالي تكون أضعف مقارنة بالعناصر المتماثلة للعنصرين 4d و 5d (تظهر العناصر 5d تمددًا إضافيًا d بسبب التأثيرات النسبية). يؤدي هذا أيضًا إلى حالات الإثارة المنخفضة ، والتي من المحتمل أن تكون مرتبطة بالحقيقة المعروفة المتمثلة في أن المركبات ثلاثية الأبعاد غالبًا ما تكون ملونة (الضوء الممتص مرئي). وهذا يفسر أيضًا سبب تأثير الانكماش ثلاثي الأبعاد على العناصر التالية بشكل أقوى من تأثير العناصر 4d أو 5d. بالنسبة للعناصر 4f ، فإن صعوبة استخدام 4f في الكيمياء مرتبطة أيضًا بهذا ، وكذلك تأثيرات الفحص القوية غير المكتملة ؛ قد تُظهر عناصر 5g تقلصًا مشابهًا ، ولكن من المحتمل أن التأثيرات النسبية ستعكس هذا جزئيًا ، لأنها تميل إلى التسبب في تمدد غلاف 5g.

والنتيجة الأخرى هي زيادة الفلزية للعناصر التالية في كتلة بعد المدار الأول المتماثل كينو ، إلى جانب تفضيل حالات الأكسدة الأعلى. هذا مرئي مقارنة H و He (1s) مع Li و Be (2s) ؛ N - F (2p) مع P – Cl (3p) ؛ Fe and Co (3d) مع Ru و Rh (4d) ؛ و Nd – Dy (4f) مع U – Cf (5f). نظرًا لظهور المدارات المتناظرة في الصفوف الزوجية (باستثناء 1 ثانية) ، فإن هذا يخلق فرقًا زوجيًا فرديًا بين الفترات من الفترة 2 فصاعدًا: العناصر في الفترات الزوجية أصغر ولديها حالات أكسدة أعلى (إن وجدت) ، بينما العناصر الموجودة في تختلف الفترات الفردية في الاتجاه المعاكس.

التاريخ

محاولات التنظيم الأولى

في عام 1789 ، نشر أنطوان لافوازييه قائمة بـ 33 العناصر الكيميائية ، وتجميعها في غازات، المعادن اللافلزات و الأتربة. أمضى الكيميائيون القرن التالي في البحث عن مخطط تصنيف أكثر دقة. في عام 1829 ،لاحظ يوهان فولفجانج دوبرينير أنه يمكن تجميع العديد من العناصر في ثلاثيات بناءً على خصائصها الكيميائية. الليثيوم ، الصوديوم و البوتاسيوم ، على سبيل المثال ، تم تجميعه معًا في ثالوث ناعم ، معادن متفاعلة. لاحظ Döbereiner أيضًا أنه عند الترتيب حسب الوزن الذري ، كان العضو الثاني من كل ثالوث تقريبًا متوسط ​​الأول والثالث. أصبح هذا معروفًا باسمقانون الثلاثيات. كيميائي ألمانيعمل ليوبولد جملين مع هذا النظام ، وبحلول عام 1843 كان قد حدد عشر ثلاثيات ، وثلاث مجموعات من أربعة ، ومجموعة واحدة من خمسة. نشر جان بابتيست دوما عمله عام 1857 يصف العلاقات بين مجموعات مختلفة من المعادن. على الرغم من أن الكيميائيين المختلفين كانوا قادرين على تحديد العلاقات بين مجموعات صغيرة من العناصر ، إلا أنهم لم يبنوا بعد مخططًا واحدًا يشملهم جميعًا. في عام 1857 ، الكيميائي الألمانيلاحظ أوغست كيكولي ذلك غالبًا ما يحتوي الكربون على أربع ذرات أخرى مرتبطة به. الميثان ، على سبيل المثال ، يحتوي على ذرة كربون واحدة وأربع ذرات هيدروجين. أصبح هذا المفهوم معروفًا في النهاية باسمالتكافؤ ، حيث ترتبط العناصر المختلفة بأعداد مختلفة من الذرات.

في عام 1862 ، عمل الجيولوجي الفرنسي نشر ألكسندر إميل بيغير دي تشانكورتوا شكلاً مبكرًا من الجدول الدوري ، والذي أطلق عليه اسم اللولب أو اللولب. كان أول شخص لاحظ دورية العناصر. مع ترتيب العناصر في شكل حلزوني على أسطوانة بترتيب زيادة الوزن الذري ، أظهر دي شانورتوا أن العناصر ذات الخصائص المتشابهة تبدو وكأنها تحدث على فترات منتظمة. تضمن مخططه بعض الأيونات والمركبات بالإضافة إلى العناصر. استخدمت ورقته أيضًا مصطلحات جيولوجية وليست كيميائية ولم تتضمن رسمًا بيانيًا. نتيجة لذلك ، لم يتلق سوى القليل من الاهتمام حتى عملديمتري مندليف.

في عام 1864 ، نشر الكيميائي الألماني يوليوس لوثار ماير جدولًا يحتوي على 28 عنصرًا. أدرك أن الترتيب وفقًا للوزن الذري لا يتناسب تمامًا مع الدورية المرصودة في الخواص الكيميائية ، فقد أعطى أولوية التكافؤ على الاختلافات الطفيفة في الوزن الذري. تم توقع عنصر مفقود بين Si و Sn بالوزن الذري 73 والتكافؤ 4. في الوقت نفسه ، الكيميائي الإنجليزينشر William Odling ترتيبًا من 57 عنصرًا ، مرتبة على أساس أوزانهم الذرية. مع بعض المخالفات والفجوات ، لاحظ ما يبدو أنه تواتر للأوزان الذرية بين العناصر وأن هذا يتوافق مع "مجموعاتها التي يتم تلقيها عادةً". ألمح Odling إلى فكرة وجود قانون دوري لكنه لم يتابعها. اقترح لاحقًا (في عام 1870) تصنيفًا قائمًا على التكافؤ للعناصر.

كيميائي إنجليزي أنتج جون نيولاندز سلسلة من الأوراق من عام 1863 إلى عام 1866 مشيرًا إلى أنه عندما تم سرد العناصر بترتيب زيادة الوزن الذري ، تكررت الخصائص الفيزيائية والكيميائية المماثلة على فترات من ثمانية. وشبه هذه الدورية بـأوكتافات الموسيقى. هذا ما يسمىسخر قانون أوكتافيس من قبل معاصري نيولاندز ، و رفضت الجمعية الكيميائية نشر عمله. مع ذلك ، كان نيولاندز قادرًا على صياغة جدول بالعناصر واستخدمه للتنبؤ بوجود العناصر المفقودة ، مثلالجرمانيوم. اعترفت الجمعية الكيميائية بأهمية اكتشافاته بعد خمس سنوات فقط من تقديرها لمندليف.

في عام 1867 ، نشر جوستافوس هينريتش ، الكيميائي الأكاديمي الدنماركي المولد في أمريكا ، نظامًا دوريًا حلزونيًا يعتمد على الأطياف والأوزان الذرية وأوجه التشابه الكيميائي. كان يُنظر إلى عمله على أنه خاص ، وتفاخر ومتاهة ، وقد يكون هذا قد أدى إلى عدم الاعتراف به وقبوله.

طاولة مندليف

أستاذ كيمياء روسي ديمتري مندليف والكيميائي الألماني نشر يوليوس لوثار ماير جداولهم الدورية بشكل مستقل في عامي 1869 و 1870 على التوالي. طاولة مندليف ، بتاريخ 1 مارس [OS 17 فبراير] 1869 ، كانت أول نسخة منشورة له. كانت تلك الخاصة بـ Meyer عبارة عن نسخة موسعة من جدوله (Meyer) لعام 1864. قام كلاهما ببناء جداولهما عن طريق سرد العناصر في صفوف أو أعمدة بترتيب الوزن الذري وبدء صف أو عمود جديد عندما بدأت خصائص العناصر في التكرار .

جاء الاعتراف والقبول الممنوحين لمائدة مندليف من قرارين اتخذهما. الأول هو ترك فجوات في الجدول عندما بدا أن العنصر المقابل لم يتم اكتشافه بعد. لم يكن منديليف أول كيميائي يقوم بذلك ، لكنه كان أول من تم التعرف عليه على أنه يستخدم الاتجاهات في جدوله الدوري للتنبؤ بخصائص تلكالعناصر المفقودة ، مثل الغاليوم و الجرمانيوم. كان القرار الثاني هو تجاهل الأمر الذي اقترحهالأوزان الذرية وتبديل العناصر المجاورة ، مثل التيلوريوم و اليود ، لتصنيفها بشكل أفضل عائلات كيميائية.

نشر مندليف عام 1869 م ، مستخدمًا الوزن الذري لتنظيم العناصر ، وهي معلومات يمكن تحديدها بدقة عادلة في عصره. عمل الوزن الذري بشكل جيد بما يكفي للسماح لمندليف بالتنبؤ بدقة بخصائص العناصر المفقودة.

اتخذ Mendeleev خطوة غير معتادة بتسمية العناصر المفقودة باستخدام الأرقام السنسكريتية eka (1) و dvi (2) و tri (3) للإشارة إلى أن العنصر المعني كان صفًا واحدًا أو صفين أو ثلاثة تم إزالته من متجانسة أخف. لقد قيل أن مندليف ، في القيام بذلك ، كان يشيد بالقدماءالنحاة السنسكريتية ، على وجه الخصوص باشيني ، الذي ابتكر أبجدية دورية للغة.

بعد اكتشاف النواة الذرية بواسطة إرنست رذرفورد في عام 1911 ، اقترح أن العدد الصحيح للشحنة النووية مطابق للمكان المتسلسل لكل عنصر في الجدول الدوري. في عام 1913 ، فيزيائي إنجليزياستخدام هنري موسلي أكد التحليل الطيفي للأشعة السينية هذا الاقتراح تجريبياً. حدد Moseley قيمة الشحنة النووية لكل عنصر وأظهر أن ترتيب Mendeleev يضع العناصر في الواقع في ترتيب تسلسلي حسب الشحنة النووية. الشحنة النووية مماثلة لحساب البروتون ويحدد قيمة العدد الذري ( Z ) لكل عنصر. يعطي استخدام العدد الذري تسلسلًا محددًا يعتمد على عدد صحيح للعناصر. توقع موسلي ، في عام 1913 ، أن العناصر الوحيدة التي لا تزال مفقودة بين الألومنيوم ( Z  = 13) والذهب ( Z  = 79) كانت Z  = 43 و 61 و 72 و 75 ، وكلها تم اكتشافها لاحقًا. العدد الذري هو التعريف المطلق لـعنصر ويعطي أساسًا واقعيًا لترتيب الجدول الدوري.

النسخة الثانية والمزيد من التطوير

في عام 1871 ، نشر Mendeleev جدوله الدوري في شكل جديد ، مع مجموعات من العناصر المتشابهة مرتبة في أعمدة وليس في صفوف ، وتلك الأعمدة مرقمة من الأول إلى الثامن والتي تتوافق مع حالة أكسدة العنصر. كما قدم تنبؤات مفصلة لخصائص العناصر التي لاحظها سابقًا مفقودة ، ولكن يجب أن تكون موجودة. تم سد هذه الفجوات لاحقًا عندما اكتشف الكيميائيون عناصر إضافية تحدث بشكل طبيعي. غالبًا ما يُذكر أن آخر عنصر تم اكتشافه طبيعيًا كانالفرانسيوم (الذي أشار إليه مندلييف باسم إيكا-سيزيوم ) في عام 1939 ، ولكنه كان من الناحية الفنية فقط العنصر الأخير الذي تم اكتشافه في الطبيعة على عكس التوليف.تم التعرف على البلوتونيوم ، المنتج صناعياً في عام 1940 ، بكميات ضئيلة كعنصر طبيعي في عام 1971.

يُعزى تخطيط الجدول الدوري الشهير ، المعروف أيضًا باسم النموذج العام أو القياسي (كما هو موضح في نقاط أخرى مختلفة في هذه المقالة) ، إلى Horace Groves Deming. في عام 1923 ، نشر الكيميائي الأمريكي دمينغ كتابًا قصيرًا (أسلوب مندليف) ومتوسط ​​(18 عمود) تشكل جداول دورية. أعدت شركة Merck and Company نموذجًا لجدول Deming المتوسط ​​المكون من 18 عمودًا ، في عام 1928 ، والذي تم توزيعه على نطاق واسع في المدارس الأمريكية. بحلول الثلاثينيات من القرن الماضي ، كانت طاولة ديمنج تظهر في كتيبات وموسوعات الكيمياء. تم توزيعه أيضًا لسنوات عديدة من قبل شركة Sargent-Welch Scientific.

مع تطور الحديث نظريات ميكانيكا الكم تكوينات الإلكترون داخل الذرات ، أصبح من الواضح أن كل فترة (صف) في الجدول تتوافق مع ملء الغلاف الكمومي للإلكترونات. تحتوي الذرات الأكبر حجمًا على أغلفة فرعية للإلكترون ، لذلك تطلبت الجداول اللاحقة فترات أطول تدريجيًا.

في عام 1945 ، قام العالم الأمريكي جلين سيبورج بصنع اقتراح أن عناصر الأكتينيد ، مثل اللانثانيدات ، تملأ المستوى الفرعي f. قبل هذا الوقت ، كان يُعتقد أن الأكتينيدات تشكل صفًا رابعًا من كتلة d. نصحه زملاؤه في سيبورج بعدم نشر مثل هذا الاقتراح الجذري لأنه من المرجح أن يفسد حياته المهنية. كما اعتبر Seaborg أنه لم يكن لديه بعد ذلك مهنة لإلحاق الضرر بسمعته ، فقد نشر على أي حال. تم العثور على اقتراح Seaborg ليكون صحيحًا ، وواصل بعد ذلك الفوز في عام 1951جائزة نوبل في الكيمياء لعمله في تركيب عناصر الأكتينيد.

على الرغم من الكميات الدقيقة لبعض تحدث عناصر ما بعد اليورانيوم بشكل طبيعي ، وقد تم اكتشافها جميعًا لأول مرة في المختبرات. لقد أدى إنتاجهم إلى توسيع الجدول الدوري بشكل كبير ، وكان أولهاالنبتونيوم ، الذي تم تصنيعه في عام 1939. لأن العديد من عناصر ما بعد اليورانيوم غير مستقرة للغاية و تتحلل بسرعة ، فمن الصعب اكتشافها وتوصيفها عند إنتاجها. كانت هناكالخلافات المتعلقة بقبول مطالبات الاكتشاف المتنافسة لبعض العناصر ، والتي تتطلب مراجعة مستقلة لتحديد الطرف الذي له الأولوية ، ومن ثم حقوق التسمية. في عام 2010 ، تعاون روسي أمريكي مشترك فيدوبنا ، ادعى إقليم موسكو ، روسيا ، أنه قام بتصنيع ست ذرات من تينيسين (العنصر 117) ، مما يجعله أحدث اكتشاف تم الادعاء به. معنيهونيوم (العنصر 113) ، moscovium (العنصر 115) و oganesson (العنصر 118) ، هي أحدث أربعة عناصر تم تسميتها ، وأصبحت أسماؤها جميعًا رسمية في 28 نوفمبر 2016.

أسئلة مفتوحة وخلافات

وضع الهيدروجين والهيليوم

ببساطة باتباع تكوينات الإلكترون ، يجب وضع الهيدروجين (التكوين الإلكتروني 1s ¹ ) والهيليوم (1s ² ) في المجموعتين 1 و 2 ، فوق الليثيوم (1s ² 2s ¹ ) والبريليوم (1s ² 2s ² ). في حين أن هذا الموضع شائع للهيدروجين ، إلا أنه نادرًا ما يستخدم للهيليوم خارج سياق تكوينات الإلكترون:تم اكتشاف الغازات النبيلة (التي كانت تسمى آنذاك "الغازات الخاملة") لأول مرة في حوالي عام 1900 ، وكانت تُعرف باسم "المجموعة 0" ، مما يعكس عدم وجود تفاعل كيميائي لهذه العناصر معروف في تلك المرحلة ، وتم وضع الهيليوم فوق ذلك المجموعة ، لأنها تشترك في الخمول الكيميائي الشديد الذي شوهد في جميع أنحاء المجموعة. مع تغيير المجموعة لرقمها الرسمي ، واصل العديد من المؤلفين تعيين الهيليوم مباشرة فوق النيون ، في المجموعة 18 ؛ أحد الأمثلة على هذا الوضع هو التيارطاولة IUPAC.

موضع الهيدروجين في المجموعة 1 مستقر بشكل معقول. حالة الأكسدة المعتادة لها هي +1 كما هو الحال بالنسبة لمتجانسات الفلزات القلوية الثقيلة. مثل الليثيوم ، لديه كيمياء تساهمية مهمة. يمكن أن يقف في المعادن القلوية في الهياكل المعدنية القلوية النموذجية. إنها قادرة على تشكيل هيدرات تشبه السبيكة ، والتي تتميز بالترابط المعدني ، مع بعض المعادن الانتقالية.

ومع ذلك ، في بعض الأحيان يتم وضعها في مكان آخر. يوجد بديل شائع في الجزء العلوي من المجموعة 17 بالنظر إلى كيمياء الهيدروجين أحادية التكافؤ تمامًا وغير المعدنية إلى حد كبير ، والكيمياء أحادية التكافؤ وغير المعدنية تمامًا للفلور (العنصر بخلاف ذلك في الجزء العلوي من المجموعة 17). في بعض الأحيان ، لإظهار خصائص الهيدروجين المقابلة لكل من المعادن القلوية والهالوجينات ، فإنه يظهر في الجزء العلوي من العمودين في وقت واحد. هناك اقتراح آخر أعلى من الكربون في المجموعة 14: تم وضعه بهذه الطريقة ، ويتناسب جيدًا مع اتجاهات زيادة قيم جهد التأين وقيم تقارب الإلكترون ، وهو ليس بعيدًا جدًا عن اتجاه الكهربية ، على الرغم من أن الهيدروجين لا يمكنه إظهاررباعي التكافؤ المميز للمجموعة الثقيلة 14 عنصرًا. أخيرًا ، يتم وضع الهيدروجين أحيانًا بشكل منفصل عن أي مجموعة ؛ هذا يعتمد على خصائصه العامة التي تعتبر مختلفة بشكل كافٍ عن خصائص العناصر في أي مجموعة أخرى.

غالبًا ما يتم وضع عنصر الفترة 1 الأخرى ، الهيليوم ، في المجموعة 18 مع الغازات النبيلة الأخرى ، حيث أن خموده غير العادي قريب جدًا من سائر الغازات النبيلة الخفيفة مثل النيون والأرجون. ومع ذلك ، يتم وضعها أحيانًا بشكل منفصل عن أي مجموعة أيضًا. الخاصية التي تميز الهيليوم عن بقية الغازات النبيلة هي أنه في غلافه الإلكتروني المغلق ، يحتوي الهيليوم على إلكترونين فقط في مدار الإلكترون الخارجي ، بينما تحتوي بقية الغازات النبيلة على ثمانية. بعض المؤلفين مثلهنري بينت (اسم حكم بنت) ، Wojciech Grochala ، و فيليس جراندينيتي ، جادل بأن الهيليوم سيوضع بشكل صحيح في المجموعة 2 ، فوق البريليوم. يحتوي جدول الخطوة اليسرى لـ Charles Janet أيضًا على هذه المهمة. تظهر إمكانات التأين الطبيعية والصلات الإلكترونية اتجاهات أفضل مع الهليوم في المجموعة 2 مقارنة بالمجموعة 18 ؛ من المتوقع أن يكون الهيليوم أكثر تفاعلًا من النيون (الذي يكسر الاتجاه العام للتفاعل في الغازات النبيلة ، حيث تكون الغازات الأثقل أكثر تفاعلًا) ؛ غالبًا ما تفتقر مركبات الهليوم المتوقعة إلى نظائرها من النيون حتى من الناحية النظرية ، ولكن في بعض الأحيان لها نظائر البريليوم ؛ والهيليوم فوق البريليوم يتبع بشكل أفضل اتجاه الانحرافات في الصف الأول في الجدول (الجداول >> p> d> f).

المجموعة 3 وعناصرها في الفترتين 6 و 7

على الرغم من أن سكانديوم والإيتريوم هما دائمًا أول عنصرين في المجموعة 3 ، إلا أنه لم يتم تحديد هوية العنصرين التاليين تمامًا. هم عادةاللانثانم و الأكتينيوم ، وأقل في كثير من الأحيان اللوتيتيوم و لورنسيم. ينشأ المتغيران من الصعوبات التاريخية في وضع اللانثانيدات في الجدول الدوري ، والحجج المتعلقة بمكان بدء عناصر الكتلة f ونهايتها. وقد زُعم أن مثل هذه الحجج هي دليل على أنه "من الخطأ تقسيم النظام [الدوري] إلى كتل محددة بشكل حاد". يظهر المتغير الثالث الموقفين أدناهالإيتريوم كما تحتله اللانثانيدات والأكتينيدات. يظهر المتغير الرابع المجموعة 3 متشعبة بعد Sc-Y ، إلى فرع La-Ac ، وفرع Lu-Lr.

تم تقديم الحجج الكيميائية والفيزيائية لدعم اللوتيتيوم واللورنسيوم ولكن يبدو أن غالبية المؤلفين غير مقتنعين. معظم الكيميائيين العاملين ليسوا على علم بوجود أي جدل. في ديسمبر 2015 أتم إنشاء مشروع IUPAC لتقديم توصية بشأن هذه المسألة.

اللانثانم والأكتينيوم

La و Ac أسفل Y

عادة ما يتم تصوير اللانثانم والأكتينيوم كأعضاء المجموعة 3 المتبقية. تم اقتراح أن هذا التصميم نشأ في الأربعينيات من القرن الماضي ، مع ظهور جداول دورية تعتمد على تكوينات الإلكترون للعناصر ومفهوم الإلكترون المتمايز. تكويناتالسيزيوم ، الباريوم واللانثانوم هما [Xe] 6s ¹ ، [Xe] 6s ² و [Xe] 5d ¹ 6s ² . وبالتالي فإن اللانثانم لديه إلكترون متمايز 5d وهذا يؤسسه "" في المجموعة 3 كأول عضو في d-block للفترة 6 "". ثم تظهر مجموعة متسقة من تكوينات الإلكترون في المجموعة 3:سكانديوم [بالعربية] 3d ¹ 4s ² ، الإيتريوم [Kr] 4d ¹ 5s ² واللانثانوم [Xe] 5d ¹ 6s ² . لا يزال في الفترة 6 ،تم تعيين ytterbium على تكوين إلكترون من [Xe] 4f ¹³ 5d ¹ 6s ² واللوتيتيوم [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹ 6s ² ، "ينتج عنه إلكترون متمايز 4f لـ lutetium ويثبته بحزم باعتباره العضو الأخير في الكتلة f للفترة 6" ". في وقت لاحقوجد العمل الطيفي أن التكوين الإلكتروني للإيتربيوم كان في الواقع [Xe] 4f ¹⁴ 6s ² . هذا يعني أن الإيتربيوم واللوتيتيوم - الأخير مع [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹ 6s ^{2 -} يحتوي كلاهما على 14 إلكترونًا ، "مما ينتج عنه d- بدلاً من f- يميز الإلكترون" لـ lutetium ويجعله " "مرشح صالح بالتساوي" مع [Xe] 5d ¹ 6s ² lanthanum ، لموضع الجدول الدوري للمجموعة 3 أسفل الإيتريوم. يتمتع اللانثانم بميزة شغل المنصب حيث يظهر الإلكترون 5d ¹ لأول مرة في هيكله بينما يظهر للمرة الثالثة في اللوتيتيوم ، بعد أن ظهر أيضًا قصيرًا ثانيًا في الجادولينيوم.

من حيث السلوك الكيميائي ، والاتجاهات المتدنية في المجموعة 3 لخصائص مثل نقطة الانصهار ، الكهربية ونصف القطر الأيوني ، سكانديوم ، الإيتريوم ، اللانثانم والأكتينيوم تشبه نظرائهم في المجموعة 1-2. في هذا المتغير ، يتطابق عدد إلكترونات f في الأيونات الأكثر شيوعًا (ثلاثية التكافؤ) لعناصر الكتلة f باستمرار مع موضعها في الكتلة f. على سبيل المثال ، عدد الإلكترون f للأيونات ثلاثية التكافؤ للعناصر الثلاثة الأولى من كتلة f هي Ce 1 و Pr 2 و Nd 3.

اللوتيتيوم واللورنسيوم

لو و Lr أدناه Y

في جداول أخرى ، اللوتيتيوم واللورنسيوم هم أعضاء المجموعة 3 المتبقية. اعتمدت التقنيات المبكرة لفصل سكانديوم والإيتريوم واللوتيتيوم كيميائيًا على حقيقة أن هذه العناصر حدثت معًا في ما يسمى "مجموعة الإيتريوم" بينما حدث La و Ac معًا في "مجموعة السيريوم". وفقًا لذلك ، تم تعيين اللوتيتيوم بدلاً من اللانثانم للمجموعة 3 من قبل بعض الكيميائيين في عشرينيات وثلاثينيات القرن الماضي. فضل العديد من علماء الفيزياء في الخمسينيات والستينيات من القرن الماضي اللوتيتيوم ، في ضوء مقارنة العديد من خواصه الفيزيائية مع خصائص اللانثانم. هذا الترتيب ، الذي يكون فيه اللانثانم هو أول عضو في الكتلة f ، متنازع عليه من قبل بعض المؤلفين لأن اللانثانوم يفتقر إلى أي إلكترونات f. لقد قيل أن هذا ليس مصدر قلق صحيح نظرًا لحالات الشذوذ الأخرى في الجدول الدوري - الثوريوم ، على سبيل المثال ، لا تحتوي على إلكترونات f لكنها جزء من الكتلة f. بالنسبة إلى اللورنسيوم ، تم تأكيد تكوين الإلكترون الذري في طور الغاز في عام 2015 كـ [Rn] 5f¹⁴ 7s ² 7p ¹ . يمثل هذا التكوين شذوذًا آخر في الجدول الدوري ، بغض النظر عما إذا كان lawrencium موجودًا في الكتلة f أو الكتلة d ، حيث تم حجز موضع الكتلة p الوحيد القابل للتطبيق للنيهونيوم بتكوينه المتوقع لـ [Rn] 5f ¹⁴ 6d ¹⁰ 7s ² 7p ¹ .

كيميائيًا ، يتصرف سكانديوم ، وإيتريوم ، ولوتيتيوم (ويفترض لورنسيوم) مثل الإصدارات ثلاثية التكافؤ من مجموعة 1-2 معادن. من ناحية أخرى ، فإن الاتجاهات المتدرجة في المجموعة لخصائص مثل نقطة الانصهار ، الكهربية ونصف القطر الأيوني ، تشبه تلك الموجودة بين نظرائهم في المجموعة 4-8. في هذا المتغير ، عادةً ما يتطابق عدد إلكترونات f في الأشكال الغازية لذرات الكتلة f مع موقعها في الكتلة f. على سبيل المثال ، تعداد f-electron للعناصر الخمسة الأولى من كتلة f هي La 0 و Ce 1 و Pr 3 و Nd 4 و Pm 5.

اللانثانيدات والأكتينيدات

علامات أسفل Y

وضع عدد قليل من المؤلفين جميع اللانثانيدات والأكتينيدات الثلاثين في الموضعين أسفل الإيتريوم (عادةً عبر علامات الحاشية السفلية). هذا البديل ، الذي ورد في 2005كتاب احمرليكون الإصدار المتفق عليه من IUPAC اعتبارًا من 2005 (يوجد عدد من الإصدارات اللاحقة ، وآخر تحديث من 1 ديسمبر 2018) ، يؤكد على أوجه التشابه في كيمياء عناصر اللانثانيد الخمسة عشر (La – Lu) ، ربما على حساب غموض بشأن العناصر التي تشغل موقعي المجموعة 3 أسفل الإيتريوم ، وكتلة f بعرض 15 عمودًا (يمكن أن يكون هناك 14 عنصرًا فقط في أي صف من fمنع). ومع ذلك ، فإن هذا التشابه لا يمتد إلى 15 عنصرًا من عناصر الأكتينيد (Ac – Lr) ، والتي تظهر تنوعًا أوسع بكثير في كيميائياتها. علاوة على ذلك ، يقلل هذا النموذج من كتلة f إلى فرع متدهور من المجموعة 3 من كتلة d ؛ يعود تاريخه إلى عشرينيات القرن الماضي عندما كان يُعتقد أن اللانثانيدات تحتوي على إلكتروناتها من الإلكترونات الأساسية ، وهو ما يُعرف الآن بأنه خاطئ. كما أنه غير صحيح بالنسبة للأكتينيدات ، حيث يظهر العديد منها حالات أكسدة ثابتة أعلى من +3.

La-Ac و Lu-Lr

في هذا المتغير ، تتفرع المجموعة 3 بعد Sc-Y إلى فرع La-Ac ، وفرع Lu-Lr. يتوافق هذا الترتيب مع الفرضية القائلة بأن الحجج المؤيدة إما لـ Sc-Y-La-Ac أو Sc-Y-Lu-Lr استنادًا إلى البيانات الكيميائية والفيزيائية غير حاسمة. كما لوحظ ، تتطابق الاتجاهات التي تتجه إلى أسفل Sc-Y-La-Ac في المجموعات 1−2 بينما تتطابق الاتجاهات التي تنخفض إلى Sc-Y-Lu-Lr بشكل أفضل في المجموعات 4-10.

تشعب المجموعة 3 هو ارتداد إلى شكل الأعمدة الثمانية لمندلييف حيث تحتوي كل مجموعة من المجموعات الرئيسية على مجموعتين فرعيتين. تم اقتراح الجداول التي تحتوي على مجموعة 3 متشعبة بشكل دوري منذ ذلك الوقت.

المجموعات المدرجة في المعادن الانتقالية

تعريف أ المعدن الانتقالي ، كما هو موضح من قبل IUPAC في الكتاب الذهبي ، هو عنصر يحتوي ذرته على قشرة فرعية d غير مكتملة ، أو يمكن أن يؤدي إلى نشوء الكاتيونات بقشرة فرعية d غير مكتملة. حسب هذا التعريف ، فإن جميع العناصر في المجموعات 3-11 هي معادن انتقالية. لذلك فإن تعريف IUPAC يستبعد المجموعة 12 ، التي تشتمل على الزنك والكادميوم والزئبق ، من فئة المعادن الانتقالية. ومع ذلك ، فإن 2005تسميات IUPAC كما تم تدوينها في الكتاب الأحمر تعطي كلا من المجموعة 3-11 والمجموعة 3-12 تعريفات للمعادن الانتقالية كبدائل.

يعالج بعض الكيميائيين الفئات ""عناصر كتلة d "" و "" معادن انتقالية "" "بالتبادل ، وبالتالي تشمل المجموعات 3-12 بين المعادن الانتقالية. في هذه الحالة ، يتم التعامل مع عناصر المجموعة 12 كحالة خاصة لمعدن انتقالي حيث لا يتم التخلي عن الإلكترونات d عادةً للربط الكيميائي (يمكن أن تساهم في بعض الأحيان في مدارات رابطة التكافؤ ، كما فيفلوريد الزنك). تقرير عام 2007دفع فلوريد الزئبق (الرابع) (HgF ₄ ) ، وهو مركب يستخدم فيه الزئبق إلكتروناته في الترابط ، بعض المعلقين إلى اقتراح أن الزئبق يمكن اعتباره معدنًا انتقاليًا.^[204]جادل معلقون آخرون ، مثل جنسن ، بأن تكوين مركب مثل HgF ₄ لا يمكن أن يحدث إلا في ظل ظروف غير طبيعية للغاية ؛ في الواقع ، وجودها حاليًا محل نزاع. وعلى هذا النحو ، لا يمكن اعتبار الزئبق معدنًا انتقاليًا بأي تفسير معقول للمعنى العادي للمصطلح.

لا يزال الكيميائيون الآخرون يستبعدون مجموعة 3 عناصر من تعريف الانتقال المعدني. إنهم يفعلون ذلك على أساس أن عناصر المجموعة 3 لا تشكل أي أيونات لها قشرة d مشغولة جزئيًا وبالتالي لا تظهر خصائص مميزة لكيمياء المعادن الانتقالية. في هذه الحالة ، تعتبر المجموعات 4-11 فقط معادن انتقالية. ومع ذلك ، فإن هذا التصنيف ليس أحد البدائل التي نظرت فيها IUPAC. على الرغم من أن عناصر المجموعة 3 تظهر عددًا قليلاً من الخصائص الكيميائية المميزة للمعادن الانتقالية ، فإن الأمر نفسه ينطبق على الأعضاء الثقيلة في المجموعتين 4 و 5 ، والتي تقتصر أيضًا في الغالب على حالة أكسدة المجموعة في كيمياءهم. علاوة على ذلك ، تُظهر عناصر المجموعة 3 خصائص فيزيائية مميزة للمعادن الانتقالية (بسبب وجود إلكترون واحد في كل ذرة).

عناصر ذات خصائص كيميائية غير معروفة

على الرغم من اكتشاف جميع العناصر حتى oganesson ، من العناصر المذكورة أعلاه hassium (العنصر 108) ، فقط كوبرنيسيوم (العنصر 112) ، nihonium (العنصر 113) و flerovium (العنصر 114) له خصائص كيميائية معروفة ، ولم يتم الوصول إلى التصنيف النهائي في الوقت الحالي. قد يتصرف بعض هؤلاء بشكل مختلف عما يمكن توقعه من خلال الاستقراء ، بسببالتأثيرات النسبية على سبيل المثال ، من المتوقع أن يعرض الكوبرنيسيوم والفلروفيوم بعض الخصائص الشبيهة بالغازات النبيلة ، على الرغم من عدم وضع أي منهما في المجموعة 18 مع الغازات النبيلة الأخرى. لا تزال الأدلة التجريبية الحالية تترك السؤال مفتوحًا حول ما إذا كان الكوبرنيسيوم والفلروفيوم يتصرفان بشكل أكبر مثل المعادن أو الغازات النبيلة. في نفس الوقت،من المتوقع أن يكون oganesson (العنصر 118) صلبًا أشباه الموصلات في الظروف القياسية ، على الرغم من كونها في المجموعة 18.

العنصر مع أعلى عدد ذري ​​ممكن

عدد العناصر الممكنة غير معروف. كان اقتراحًا مبكرًا للغاية قدمه إليوت آدمز في عام 1911 ، واستنادًا إلى ترتيب العناصر في كل صف أفقي في الجدول الدوري ، هو أن العناصر ذات الوزن الذري أكبر من حوالي 256 (والتي ستساوي بين العناصر 99 و 100 في مصطلحات العصر الحديث ) لا يوجد. التقدير الأعلى والأحدث هو أن الجدول الدوري قد ينتهي بعد فترة وجيزة منجزيرة الاستقرار ، التي من المتوقع أن يقع وسطها العنصر 110 و العنصر 126 ، كامتداد للدوري و يتم تقييد جداول النويدات بالبروتون والنيوترون خطوط التنقيط وكذلك تقليل الاستقرار تجاه الانشطار العفوي. تشمل التوقعات الأخرى لنهاية الجدول الدوري في العنصر 128 من قبلجون إمسلي ، في العنصر 137 بواسطة ريتشارد فاينمان ، في العنصر 146 بواسطة يوجيندرا جامبير ، وفي العنصر 155 بواسطة ألبرت خزان.

نموذج بوهر

ال يُظهر نموذج بوهر صعوبة بالنسبة للذرات التي يزيد عددها الذري عن 137 ، حيث إن أي عنصر يحتوي على عدد ذري ​​أكبر من 137 سيتطلب إلكترونات 1 ثانية للسفر أسرع من c ،سرعة الضوء. ومن ثم فإن نموذج بوهر غير النسبي غير دقيق عند تطبيقه على مثل هذا العنصر.

معادلة ديراك النسبية

ال نسبي تحتوي معادلة ديراك على مشاكل للعناصر التي تحتوي على أكثر من 137 بروتونًا. بالنسبة لمثل هذه العناصر ، تكون الدالة الموجية لحالة ديراك الأرضية متذبذبة وليست مقيدة ، ولا توجد فجوة بين أطياف الطاقة الموجبة والسالبة ، كما فيمفارقة كلاين. تشير الحسابات الأكثر دقة مع الأخذ في الاعتبار تأثيرات الحجم المحدود للنواة إلى أن طاقة الارتباط أولاً تتجاوز الحد الأقصى للعناصر التي تحتوي على أكثر من 173 بروتونًا. بالنسبة للعناصر الأثقل ، إذا لم يتم ملء المدار الأعمق (1 ثانية) ، فإن المجال الكهربائي للنواة سيسحب إلكترونًا من الفراغ ، مما يؤدي إلىالانبعاث التلقائي للبوزيترون. لا يحدث هذا إذا كان المدار الأعمق ممتلئًا ، لذا فإن العنصر 173 ليس بالضرورة نهاية الجدول الدوري.

الشكل الأمثل

دفعت الأشكال العديدة المختلفة للجدول الدوري إلى التساؤل عما إذا كان هناك شكل مثالي أو نهائي للجدول الدوري. يُعتقد أن الإجابة على هذا السؤال تعتمد على ما إذا كانت الدورية الكيميائية التي يُرى أنها تحدث بين العناصر لها حقيقة أساسية ، أو مرتبطة بشكل فعال بالكون ، أو إذا كان أي من هذه الدورية هو بدلاً من ذلك نتاج تأويل بشري شخصي ، متوقف على الظروف والمعتقدات والميول البشرية المراقبين. من شأن الأساس الموضوعي للتواتر الكيميائي أن يحسم الأسئلة حول موقع الهيدروجين والهيليوم ، وتكوين المجموعة 3. ويعتقد أن هذه الحقيقة الأساسية ، إن وجدت ، لم يتم اكتشافها بعد. في حالة عدم وجوده ، يمكن اعتبار الأشكال العديدة المختلفة للجدول الدوري على أنها اختلافات في موضوع الدورية الكيميائية ،