Periodická tabulka - Periodic table

18sloupcová forma periodické tabulky, umístěná Ce-Lu a Th-Lr mezi skupiny 3 a 4, v obdobích 6 a 7. 32sloupcová forma je uvedena v § Tabulka s dlouhými nebo 32 sloupci.

The periodická tabulka, také známý jako periodická tabulka prvků, pořádá chemické prvky jako vodík, křemík, žehlička, a uran podle jejich opakujících se vlastností. Počet každého prvku odpovídá počtu protonů v jeho jádru (který je stejný jako počet elektronů obíhajících toto jádro). Moderní periodická tabulka poskytuje užitečný rámec pro analýzu chemické reakce, a je široce používán v chemie, fyzika a další vědy.

Sedm řádků tabulky volalo období, obecně mají kovy vlevo a nekovy napravo. Sloupce, tzv skupiny obsahují prvky s podobným chemickým chováním. Šest skupin přijalo jména i přiřazená čísla: například prvky skupiny 17 jsou halogeny; a skupina 18 jsou vzácné plyny. Zobrazeny jsou také čtyři jednoduché obdélníkové oblasti nebo bloky spojené s plněním různých atomové orbitaly. Organizaci periodické tabulky lze použít k odvození vztahů mezi různými vlastnostmi prvků a také k předpovědi chemických vlastností a chování neobjevených nebo nově syntetizovaných prvků.

Ruský chemik Dmitrij Mendělejev publikoval první rozpoznatelnou periodickou tabulku v roce 1869, vyvinutou hlavně k ilustraci periodických trendů tehdy známých prvků. Předpovídal také některé vlastnosti neidentifikované prvky u nichž se očekávalo, že vyplní mezery v tabulce. Většina jeho předpovědí se brzy ukázala jako správná a vyvrcholila objevem galium a germanium v roce 1875, respektive 1886, což potvrdilo jeho předpovědi.^[1] Mendělejevův nápad byl pomalu rozšiřován a vylepšován pomocí objev nebo syntéza dalších nových prvků a vývoj nových teoretických modelů vysvětlujících chemické chování.

Tabulka zde ukazuje široce používané rozložení. Jiné formy (diskutováno níže ) podrobně zobrazují různé struktury. Některé diskuse stále probíhají ohledně umístění a kategorizace konkrétních prvků, budoucího rozšíření a limitů tabulky a toho, zda existuje optimální forma tabulky.

Podrobná tabulka

Periodická tabulka

Skupina	1	2	3		4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
	Vodík a alkalické kovy	Kovy alkalických zemin														Pnictogeny	Chalkogeny	Halogeny	vzácné plyny
Doba 1	Vodík1H​1.008																		Hélium2On​4.0026
2	Lithium3Li​6.94	Berýlium4Být​9.0122												Bor5B​10.81	Uhlík6C​12.011	Dusík7N​14.007	Kyslík8Ó​15.999	Fluor9F​18.998	Neon10Ne​20.180
3	Sodík11Na​22.990	Hořčík12Mg​24.305												Hliník13Al​26.982	Křemík14Si​28.085	Fosfor15P​30.974	Síra16S​32.06	Chlor17Cl​35.45	Argon18Ar​39.95
4	Draslík19K.​39.098	Vápník20Ca.​40.078	Scandium21Sc​44.956		Titan22Ti​47.867	Vanad23PROTI​50.942	Chrom24Cr​51.996	Mangan25Mn​54.938	Žehlička26Fe​55.845	Kobalt27Spol​58.933	Nikl28Ni​58.693	Měď29Cu​63.546	Zinek30Zn​65.38	Gallium31Ga​69.723	Germanium32Ge​72.630	Arsen33Tak jako​74.922	Selen34Se​78.971	Bróm35Br​79.904	Krypton36Kr​83.798
5	Rubidium37Rb​85.468	Stroncium38Sr​87.62	Yttrium39Y​88.906		Zirkonium40Zr​91.224	Niob41Pozn​92.906	Molybden42Mo​95.95	Technecium43Tc​[97]	Ruthenium44Ru​101.07	Rhodium45Rh​102.91	Palladium46Pd​106.42	stříbrný47Ag​107.87	Kadmium48CD​112.41	Indium49v​114.82	Cín50Sn​118.71	Antimon51Sb​121.76	Telur52Te​127.60	Jód53Já​126.90	Xenon54Xe​131.29
6	Cesium55Čs​132.91	Barium56Ba​137.33	Lanthan57Los Angeles​138.91		Hafnium72Hf​178.49	Tantal73Ta​180.95	Wolfram74Ž​183.84	Rhenium75Re​186.21	Osmium76Os​190.23	Iridium77Ir​192.22	Platina78Pt​195.08	Zlato79Au​196.97	Merkur80Hg​200.59	Thalium81Tl​204.38	Vést82Pb​207.2	Vizmut83Bi​208.98	Polonium84Po​[209]	Astat85Na​[210]	Radon86Rn​[222]
7	Francium87Fr.​[223]	Radium88Ra​[226]	Actinium89Ac​[227]		Rutherfordium104Rf​[267]	Dubnium105Db​[268]	Seaborgium106Sg​[269]	Bohrium107Bh​[270]	Draslík108Hs​[269]	Meitnerium109Mt.​[278]	Darmstadtium110Ds​[281]	Roentgenium111Rg​[282]	Copernicium112Cn​[285]	Nihonium113Nh​[286]	Flerovium114Fl​[289]	Moscovium115Mc​[290]	Livermorium116Lv​[293]	Tennessine117Ts​[294]	Oganesson118Og​[294]
					Cer58Ce​140.12	Praseodymium59Pr​140.91	Neodym60Nd​144.24	Promethium61Odpoledne​[145]	Samarium62Sm​150.36	Europium63Eu​151.96	Gadolinium64Gd​157.25	Terbium65Tb​158.93	Dysprosium66Dy​162.50	Holmium67Ho​164.93	Erbium68Er​167.26	Thulium69Tm​168.93	Ytterbium70Yb​173.05	Lutetium71Lu​174.97
					Thorium90Čt​232.04	Protactinium91Pa​231.04	Uran92U​238.03	Neptunium93Np​[237]	Plutonium94Pu​[244]	Americium95Dopoledne​[243]	Kurium96Cm​[247]	Berkelium97Bk​[247]	Kalifornium98Srov​[251]	Einsteinium99Es​[252]	Fermium100Fm​[257]	Mendelevium101Md​[258]	Nobelium102Ne​[259]	Lawrencium103Lr​[266]

1 (červená) =Plyn 3 (černá) =Pevný 80 (zelená) =Kapalný 109 (šedá) = neznámá Barva atomového čísla ukazuje stav hmoty (na 0 ° C a 1 atm )

Prvotní  Z rozkladu  Syntetický okraj ukazuje přirozený výskyt prvku

Standardní atomová hmotnost A_{r, std}(E)^[2]

• Ca:40.078 - Formální krátká hodnota, zaokrouhlená (bez nejistoty)^[3]
• Po: [209] - hromadné číslo nejstabilnějšího izotopu

Barva pozadí ukazuje podkategorii v trendu kov – metaloid – nekov:

Kov						Metaloid	Nekovový			Neznámý chemikálie vlastnosti
Alkalický kov	Kov alkalických zemin	Lanthanid	Aktinid	Přechodný kov	Post-přechodový kov		Reaktivní nekovový	Vznešený plyn

Počet každého prvku - jeho protonové číslo —Odpovídá počtu protonů v jeho jádru a počtu elektronů obíhajících toto jádro.

Sady prvků

Tato část popisuje kovy a nekovy (a metaloidy); kategorie prvků; skupiny a období; a bloky periodické tabulky.

Zatímco uznání kovů jako pevných, tavitelných a obecně tvárných látek pochází ze starověku,^[4][5] Antoine Lavoisier může mít první formálně rozlišovat mezi kovy a nekovy („nemetalliques“) v roce 1789 zveřejněním jeho „revolučního“^[6] Základní pojednání o chemii.^[7] V roce 1811 Berzelius nekovové prvky označovány jako metaloidy,^[8][9] s odkazem na jejich schopnost tvořit oxyanionty.^[10][11] V roce 1825 v revidovaném německém vydání Učebnice chemie,^[12][13] metaloidy rozdělil do tří tříd. Jednalo se o: neustále plynnou „gazolytu“ (vodík, dusík, kyslík); skutečné metaloidy (síra, fosfor, uhlík, bór, křemík); a „halogenen“ tvořící sůl (fluor, chlor, brom, jod).^[14] Teprve nedávno, od poloviny 20. století, se termín metaloid široce používá k označení prvků se středními nebo hraničními vlastnostmi mezi kovy a nekovy. Mendělejev publikoval svou periodickou tabulku v roce 1869 spolu s odkazy na skupiny rodin prvků a řádky nebo období své periodické tabulky. Ve stejnou dobu, Hinrichs napsal, že jednoduché čáry lze nakreslit na periodickou tabulku za účelem vymezení zajímavých vlastností, jako jsou prvky s kovovým leskem (na rozdíl od těch, které takový lesk nemají).^[15] Charles Janet, v roce 1928, se zdá být první, kdo se zmínil o blocích periodické tabulky.^[16]

Kovy, metaloidy a nekovy

  Kovy,   metaloidy,   nekovy, a   prvky s neznámými chemickými vlastnostmi.
Klasifikace se může lišit v závislosti na zaměření autora.

Podle jejich společných fyzikálních a chemických vlastností lze prvky rozdělit do hlavních kategorií kovy, metaloidy a nekovy. Kovy jsou obecně lesklé, vysoce vodivé pevné látky, které navzájem tvoří slitiny, a iontové sloučeniny podobné solím s nekovy (jiné než vzácné plyny ). Většina nekovů jsou barevné nebo bezbarvé izolační plyny; nekovy, které tvoří sloučeniny s jinými vlastnostmi nekovů kovalentní vazba. Mezi kovy a nekovy jsou metaloidy, které mají střední nebo smíšené vlastnosti.^[17]

Kov a nekovy lze dále rozdělit do podkategorií, které při přechodu zleva doprava v řádcích vykazují přechod od kovových k nekovovým vlastnostem. Kovy mohou být dále rozděleny na vysoce reaktivní alkalické kovy prostřednictvím méně reaktivních kovů alkalických zemin, lanthanoidy a aktinidy prostřednictvím archetypálních přechodných kovů a končit fyzicky a chemicky slabými posttransformačními kovy. Nekovy lze jednoduše rozdělit na polyatomové nekovy, být blíže k metaloidům a vykazovat nějaký počínající kovový charakter; v podstatě nekovový rozsivkové nekovy, nekovové a téměř úplně inertní, monatomické vzácné plyny. Specializovaná seskupení jako např žáruvzdorné kovy a ušlechtilé kovy, jsou příklady podskupin přechodných kovů, také známých^[18] a příležitostně označeno.^[19]

Umístění prvků do kategorií a podkategorií založených pouze na sdílených vlastnostech je nedokonalé. V každé kategorii je velká nerovnost vlastností s výraznými překryvy na hranicích, jako je tomu u většiny klasifikačních schémat.^[20] Například berylium je klasifikováno jako kov alkalických zemin, ačkoli amfoterní chemie a tendence k převážné tvorbě kovalentních sloučenin jsou atributy chemicky slabého nebo posttransformačního kovu. Radon je klasifikován jako nekovový vzácný plyn, přesto má určitou kationtovou chemii, která je charakteristická pro kovy. Jsou možná další klasifikační schémata, například rozdělení prvků na kategorie mineralogického výskytu nebo krystalické struktury. Kategorizace prvků tímto způsobem sahá přinejmenším do roku 1869, kdy Hinrichs^[21] napsal, že na periodickou tabulku lze umístit jednoduché hraniční čáry, které ukazují prvky se sdílenými vlastnostmi, jako jsou kovy, nekovy nebo plynné prvky.

Kategorie

Sada prvků, které sdílejí některé společné vlastnosti, se běžně skládají do chemických kategorií. Některé z těchto kategorií jsou známější než jiné; mezi nejznámější patří přechodné kovy, vzácné plyny, a halogeny. Pnictogeny učinit jednu kategorii uznanou nejuznávanějším orgánem chemické nomenklatury, Mezinárodní unie pro čistou a aplikovanou chemii (IUPAC), ale tento název není v literatuře příliš běžný; naopak se tomu vyhýbá metaloid, který je v literatuře poměrně dobře známý. Je běžné používat podmnožinu rozsahu kategorií k barevnému kódování prvků v periodické tabulce.

Základní důvody společného chování napříč kategorií lze obvykle vysvětlit umístěním těchto prvků v periodické tabulce: například vzácné plyny, dobře známé svou chemickou inertností, jsou ve sloupci úplně vpravo, což znamená, že mají úplné elektronové skořápky a proto velmi neochotní účastnit se chemických reakcí, zatímco halogeny, které jsou známé jako velmi reaktivní prvky a nacházejí se nalevo od vzácných plynů, postrádají jeden elektron, aby dosáhly takovéto konfigurace, a proto je velmi pravděpodobné, že jeden přilákají. Z tohoto důvodu mnoho kategorií odpovídá skupinám v periodické tabulce, i když existují výjimky. Kategorie se mohou překrývat a jejich názvy nemusí nutně odrážet jejich sdílené vlastnosti; například vzácné zeminy nejsou nijak zvlášť vzácné.

Různí autoři mohou používat různé kategorie v závislosti na vlastnostech zájmu. Různí autoři mohou navíc nesouhlasit s tím, které prvky patří do které kategorie, zejména za hranicemi. Přibližná korespondence mezi skupinami a podobné chemické vlastnosti se mohou rozpadnout u některých nejtěžších prvků kvůli silným relativistickým účinkům,^[22] a ačkoli je běžné rozšířit kategorie na celou skupinu bez ohledu na to, byly ohledně této praxe vzneseny určité otázky.

Skupiny

A skupina nebo rodina je svislý sloupec v periodické tabulce. Skupiny mají obvykle významnější periodické trendy než období a bloky, vysvětleno níže. Moderní kvantově mechanické teorie atomové struktury vysvětlují skupinové trendy tím, že navrhují, aby prvky ve stejné skupině měly obecně ve svých konfiguracích stejné elektronové konfigurace valenční skořápka.^[23] V důsledku toho mají prvky ve stejné skupině tendenci mít sdílenou chemii a vykazují jasný trend ve vlastnostech se zvyšujícím se atomovým číslem.^[24] V některých částech periodické tabulky, jako je blok d a blok f, mohou být horizontální podobnosti stejně důležité jako nebo výraznější než vertikální podobnosti.^[25][26][27]

Podle mezinárodní konvence pojmenování jsou skupiny číslovány číselně od 1 do 18 od sloupce zcela vlevo (alkalické kovy) po sloupec zcela vpravo (vzácné plyny).^[28] Dříve byli známí římské číslice. V Americe byly za římskými číslicemi následováno buď „A“, pokud byla skupina v s- nebo p-blok, nebo „B“, pokud byla skupina v d-blok. Použité římské číslice odpovídají poslední číslici dnešní konvence pojmenování (např skupina 4 prvky byly skupinou IVB a skupina 14 prvků byly skupina IVA). V Evropě byly nápisy podobné, až na to, že pokud byla skupina dříve, bylo použito „A“ skupina 10 a „B“ bylo použito pro skupiny zahrnující a po skupině 10. Kromě toho se ke skupinám 8, 9 a 10 zacházelo jako k jedné skupině tří velikostí, která je v obou zápisech kolektivně známá jako skupina VIII. V roce 1988 byl uveden do provozu nový systém pojmenování IUPAC a staré názvy skupin byly zastaralé.^[29]

Některé z těchto skupin byly uvedeny triviální (nesystematická) jména, jak je vidět v tabulce níže, i když některé se používají jen zřídka. Skupiny 3–10 nemají žádná triviální jména a jsou označovány jednoduše svými čísly skupin nebo jménem prvního člena své skupiny (například „skupina skandia“ pro skupina 3 ),^[28] protože vykazují méně podobností nebo vertikálních trendů.

Prvky ve stejné skupině mají tendenci zobrazovat vzory atomový poloměr, ionizační energie, a elektronegativita. Ze skupiny seshora dolů se zvyšují atomové poloměry prvků. Jelikož existuje více naplněných energetických úrovní, valenční elektrony se nacházejí dále od jádra. Shora má každý následující prvek nižší ionizační energii, protože je snadnější odstranit elektron, protože atomy jsou méně pevně vázány. Podobně skupina má pokles elektronegativity shora dolů kvůli rostoucí vzdálenosti mezi valenčními elektrony a jádrem.^[30] Z těchto trendů existují výjimky: například v skupina 11, elektronegativita se zvyšuje dále ve skupině.^[31]

Období

A doba je vodorovný řádek v periodické tabulce. Ačkoli skupiny mají obecně významnější periodické trendy, existují regiony, kde jsou horizontální trendy významnější než vertikální skupinové trendy, například f-blok, kde lanthanoidy a aktinidy tvoří dvě podstatné vodorovné řady prvků.^[33]

Prvky ve stejném období ukazují trendy v atomovém poloměru, ionizační energii, elektronová afinita a elektronegativita. Pohybující se zleva doprava po určitém období se atomový poloměr obvykle zmenšuje. K tomu dochází, protože každý následující prvek má přidaný proton a elektron, což způsobuje, že elektron je přitahován blíže k jádru.^[34] Toto zmenšení poloměru atomu také způsobí zvýšení ionizační energie při pohybu zleva doprava v určitém období. Čím pevněji je prvek vázán, tím více energie je zapotřebí k odstranění elektronu. Elektronegativita se zvyšuje stejným způsobem jako ionizační energie kvůli tahu vyvíjenému na elektrony jádrem.^[30] Elektronová afinita také vykazuje v daném období mírný trend. Kovy (levá strana periody) mají obecně nižší elektronovou afinitu než nekovy (pravá strana periody), s výjimkou vzácných plynů.^[35]

Bloky

Zleva doprava: s-, f-, d-, p-blok v periodické tabulce

Konkrétní oblasti periodické tabulky lze označit jako bloky jako uznání sekvence, ve které jsou vyplněny elektronové skořápky prvků. Prvky jsou blokům přiřazeny tím, na jakých orbitálech leží jejich valenční elektrony nebo volná místa.^[36] The s-blok zahrnuje první dvě skupiny (alkalické kovy a kovy alkalických zemin), stejně jako vodík a helium. The p-blok zahrnuje posledních šest skupin, což jsou skupiny 13 až 18 ve skupinovém číslování IUPAC (3A až 8A v americkém číslování skupin) a obsahuje mimo jiné všechny metaloidy. The d-blok zahrnuje skupiny 3 až 12 (nebo 3B až 2B v americkém číslování skupin) a obsahuje všechny přechodné kovy. The f-blok, často posunutý pod zbytek periodické tabulky, nemá žádná čísla skupin a zahrnuje většinu lanthanoidů a aktinidů. Hypotetický g-blok Očekává se, že začne kolem prvku 121, jen pár prvků od toho, co je v současné době známo.^[37]

Periodické trendy a vzorce

Konfigurace elektronů

Přibližné pořadí, ve kterém jsou skořápky a subshelly uspořádány, zvyšováním energie podle Madelungovo pravidlo

Konfigurace elektronů nebo organizace elektronů obíhajících kolem neutrálních atomů vykazuje opakující se vzorec nebo periodicitu. Elektrony zabírají řadu elektronové skořápky (očíslovány 1, 2 atd.). Každá skořápka se skládá z jednoho nebo více dílčí skořápky (pojmenované s, p, d, fag). Tak jako protonové číslo elektrony postupně plní tyto skořápky a podskořepiny víceméně podle Madelungovo pravidlo nebo pravidlo pro objednávání energie, jak je znázorněno na obrázku. Konfigurace elektronů pro neon například je 1 s² 2 s² 2 s⁶. S atomovým číslem deset má neon v první skořápce dva elektrony a ve druhé skořápce osm elektronů; existují dva elektrony v subshell a šest v p subshell. Z hlediska periodické tabulky odpovídá poprvé elektron nové skořápce začátku každé nové periody, přičemž tyto pozice jsou obsazeny vodík a alkalické kovy.^[38][39]

Trendy v periodické tabulce (šipky ukazují nárůst)

Vzhledem k tomu, že vlastnosti prvku jsou většinou určeny jeho elektronovou konfigurací, vlastnosti prvků rovněž vykazují opakující se vzorce nebo periodické chování, jejichž některé příklady jsou uvedeny v následujících diagramech pro atomové poloměry, ionizační energii a elektronovou afinitu. Je to tato periodicita vlastností, jejichž projevy byly zaznamenány již dříve the byla vyvinuta základní teorie, což vedlo k zavedení periodického zákona (vlastnosti prvků se opakují v různých intervalech) a formulaci prvních periodických tabulek.^[38][39] Periodický zákon pak může být postupně objasněn jako: v závislosti na atomové hmotnosti; v závislosti na atomovém čísle; a v závislosti na celkovém počtu elektronů s, p, d a f v každém atomu. Cykly trvají 2, 6, 10 a 14 prvků.^[40]

K dispozici je navíc vnitřní „dvojitá periodicita“, která rozděluje granáty na polovinu; k tomu dochází proto, že první polovina elektronů vstupujících do určitého typu subshellu vyplňuje neobsazené orbitaly, ale druhá polovina musí vyplňovat již obsazené orbitaly, Hundovo pravidlo maximální multiplicity. Druhá polovina tak trpí dalším odporem, který způsobí rozdělení trendu mezi prvky první poloviny a druhé poloviny; to je například zřejmé při pozorování ionizačních energií 2p prvků, u kterých se zvyšují triády BCN a OF-Ne, ale kyslík má ve skutečnosti první ionizaci o něco nižší než u dusíku, protože je snazší odstranit extra spárovanou elektron.^[40]

Atomové poloměry

Atomové číslo vyneseno proti atomovému poloměru, s výjimkou vzácných plynů.^{[n 1]}

Atomové poloměry se v periodické tabulce liší předvídatelným a vysvětlitelným způsobem. Například poloměry obecně klesají podél každé periody tabulky, od alkalické kovy do vzácné plyny; a zvětšit každou skupinu. Poloměr prudce stoupá mezi vzácným plynem na konci každého období a alkalickým kovem na začátku dalšího období. Tyto trendy atomových poloměrů (a různých dalších chemických a fyzikálních vlastností prvků) lze vysvětlit pomocí teorie elektronových skořápek atomu; poskytli důležité důkazy pro vývoj a potvrzení kvantová teorie.^[41]

Elektrony v podsestavě 4f, která se postupně plní lanthan (prvek 57) do yterbium (prvek 70),^{[č. 2]} nejsou zvláště účinné při ochraně rostoucího jaderného náboje od dílčích skořápek dále. Prvky bezprostředně následující po lanthanidech mají atomové poloměry, které jsou menší, než by se dalo očekávat, a které jsou téměř identické s atomovými poloměry prvků bezprostředně nad nimi.^[43] Proto lutetium má prakticky stejný atomový poloměr (a chemii) jako ytrium, hafnium má prakticky stejný atomový poloměr (a chemii) jako zirkonium, a tantal má atomový poloměr podobný niob, a tak dále. Toto je účinek lanthanoidová kontrakce: podobná aktinidová kontrakce také existuje. Účinek lanthanidové kontrakce je znatelný až Platina (prvek 78), poté je maskován znakem a relativistický efekt známý jako efekt inertního páru.^[44] The kontrakce d-bloku, což je podobný účinek mezi d-blok a p-blok, je méně výrazný než lanthanidová kontrakce, ale vzniká z podobné příčiny.^[43]

Takové kontrakce existují v tabulce, ale jsou chemicky nejdůležitější pro lanthanoidy s téměř konstantním oxidačním stavem +3.^[45]

Ionizační energie

Ionizační energie: každé období začíná na minimu pro alkalické kovy a končí na maximu pro vzácné plyny

První ionizační energie je energie potřebná k odstranění jednoho elektronu z atomu, druhá ionizační energie je energie potřebná k odstranění druhého elektronu z atomu atd. Pro daný atom postupné ionizační energie rostou se stupněm ionizace. Například pro hořčík je první ionizační energie 738 kJ / mol a druhá 1450 kJ / mol. Elektrony na bližších orbitálech zažívají větší síly elektrostatické přitažlivosti; jejich odstranění tedy vyžaduje stále více energie. Ionizační energie se zvětšuje směrem nahoru a napravo od periodické tabulky.^[44]

Velké skoky v postupných molárních ionizačních energiích nastávají při odstraňování elektronu z konfigurace ušlechtilého plynu (kompletní elektronový obal). Pro hořčík opět první dvě molární ionizační energie hořčíku uvedené výše odpovídají odstranění dvou 3s elektronů a třetí ionizační energie je mnohem větší 7730 kJ / mol, pro odstranění 2p elektronu z velmi stabilního neon -jako konfigurace Mg²⁺. Podobné skoky nastávají v ionizačních energiích jiných atomů třetí řady.^[44]

Elektronegativita

Graf znázorňující rostoucí elektronegativitu s rostoucím počtem vybraných skupin

Elektronegativita je tendence k atom přilákat sdílený pár elektrony.^[46] Elektronegativita atomu je ovlivněna oběma protonové číslo a vzdálenost mezi valenční elektrony a jádro. Čím vyšší je jeho elektronegativita, tím více prvek přitahuje elektrony. Poprvé to navrhl Linus Pauling v roce 1932.^[47] Obecně platí, že elektronegativita se zvyšuje při přechodu zleva doprava v určitém období a klesá při sestupu ze skupiny. Proto, fluor je nejvíce elektronegativní z prvků,^{[č. 3]} zatímco cesium je nejméně, alespoň z těch prvků, pro které jsou k dispozici podstatné údaje.^[31]

Z tohoto obecného pravidla existují určité výjimky. Gallium a germanium mají vyšší elektronegativity než hliník a křemík respektive kvůli kontrakci d-bloku. Prvky čtvrtého období bezprostředně po první řadě přechodných kovů mají neobvykle malé poloměry atomů, protože 3d-elektrony nejsou účinné při ochraně zvýšeného jaderného náboje a menší velikost atomu koreluje s vyšší elektronegativitou.^[31] Anomálně vysoká elektronegativita olova, zvláště ve srovnání s thalium a vizmut, je artefakt elektronegativity měnící se s oxidačním stavem: jeho elektronegativita lépe odpovídá trendům, pokud je uvedena pro stav +2 místo stavu +4.^[48]

Elektronová afinita

Závislost elektronové afinity na atomovém čísle.^[49] Hodnoty obecně rostou v každém období, kulminují halogeny a poté prudce klesají pomocí vzácných plynů. Příklady lokalizovaných vrcholů pozorovaných u vodíku, alkalických kovů a skupina 11 prvků jsou způsobeny tendencí dokončit s-shell (přičemž 6s shell zlata je dále stabilizován relativistickými efekty a přítomností naplněného 4f sub shellu). Příklady lokalizovaných žlabů pozorovaných v kovech alkalických zemin a dusíku, fosforu, manganu a rhenia jsou způsobeny vyplněnými s-mušlemi nebo napůl naplněnými p- nebo d-mušlemi.^[50]

Elektronová afinita atomu je množství energie uvolněné, když je elektron přidán k neutrálnímu atomu za vzniku záporného iontu. Ačkoli se afinita elektronů velmi liší, objevují se některé vzorce. Obvykle, nekovy mají více pozitivních hodnot elektronové afinity než kovy. Chlór nejsilněji přitahuje další elektron. Elektronové afinity vzácných plynů nebyly měřeny přesvědčivě, takže mohou nebo nemusí mít mírně záporné hodnoty.^[51]

Elektronová afinita se obecně v průběhu období zvyšuje. To je způsobeno vyplněním valenčního pláště atomu; atom skupiny 17 uvolňuje více energie než atom skupiny 1 po získání elektronu, protože získává naplněnou valenční skořápku, a proto je stabilnější.^[51]

Lze očekávat trend snižování elektronové afinity klesajícími skupinami. Další elektron bude vstupovat na oběžnou dráhu dále od jádra. Jako takový by byl tento elektron méně přitahován k jádru a po přidání by uvolňoval méně energie. Při sestupu do skupiny je zhruba jedna třetina prvků anomální, přičemž těžší prvky mají vyšší elektronovou afinitu než jejich další lehčí kongenory. Do značné míry je to kvůli špatnému stínění elektrony d a f. Rovnoměrné snížení elektronové afinity platí pouze pro atomy skupiny 1.^[52]

Kovový charakter

Čím nižší jsou hodnoty ionizační energie, elektronegativity a elektronové afinity, tím více kovový znak, který prvek má. Naopak, nekovový charakter se zvyšuje s vyššími hodnotami těchto vlastností.^[53] Vzhledem k periodickým trendům těchto tří vlastností má kovový charakter tendenci se snižovat v průběhu období (nebo řádku) as určitými nepravidelnostmi (většinou) v důsledku špatného screeningu jádra d a f elektrony a relativistické efekty,^[54] má tendenci zvyšovat sestup do skupiny (nebo sloupce nebo rodiny). Nejvíce kovové prvky (např cesium ) se nacházejí v levém dolním rohu tradičních periodických tabulek a nejvíce nekovových prvků (např neon ) vpravo nahoře. Kombinace horizontálních a vertikálních trendů v kovovém charakteru vysvětluje tvar schodiště dělicí čára mezi kovy a nekovy na některých periodických tabulkách, a praxe někdy kategorizovat několik prvků sousedících s daným řádkem nebo prvků sousedících s těmito prvky, jako metaloidy.^[55][56]

Oxidační číslo

Až na malé výjimky oxidační čísla mezi prvky ukazují čtyři hlavní trendy podle jejich periodické tabulky zeměpisná poloha: vlevo; střední; že jo; a na jih. Vlevo (skupiny 1 až 4, bez f-blokových prvků a také niob, tantal a pravděpodobně dubnium ve skupině 5), je nejstabilnějším oxidačním číslem číslo skupiny, přičemž nižší oxidační stavy jsou méně stabilní. Uprostřed (skupiny 3 až 11) se vyšší oxidační stavy stávají stabilnějšími při sestupu každé skupiny. Skupina 12 je výjimkou z tohoto trendu; chovají se, jako by se nacházeli na levé straně stolu. Vpravo mají vyšší oxidační stavy tendenci být méně stabilní při sestupu skupiny.^[57] Posun mezi těmito trendy je kontinuální: například skupina 3 má také nejnižší oxidační stavy nejstabilnější ve svém nejsvětlejším členu (skandium s CsScCl₃ například známé ve stavu +2),^[58] a předpokládá se, že skupina 12 bude copernicium snadněji ukazuje oxidační stavy nad +2.

Lanthanoidy umístěné podél jihu tabulky se vyznačují tím, že mají společný oxidační stav +3; toto je jejich nejstabilnější stav. Časné aktinidy vykazují strukturu oxidačních stavů, které jsou poněkud podobné stavům jejich kongenerů přechodových kovů z období 6 a 7; pozdější aktinidy jsou více podobné lanthanoidům, i když ty poslední (kromě lawrencium) mají stále důležitější oxidační stav +2, který se stává nejstabilnějším stavem pro nobelium.^[59]

Propojení nebo přemostění skupin

Zleva doprava přes čtyři bloky formy s dlouhou nebo 32 sloupci periodické tabulky je řada spojovacích nebo přemosťujících skupin prvků, umístěných přibližně mezi každým blokem. Obecně platí, že skupiny na periferiích bloků zobrazují podobnosti se skupinami sousedních bloků i s ostatními skupinami ve svých vlastních blocích, jak se očekává, protože většina periodických trendů je spojitá.^[60] Tyto skupiny, stejně jako metaloidy, vykazují vlastnosti mezi skupinami nebo jsou směsí skupin na obou stranách. Chemicky vykazují prvky skupiny 3, lanthanoidy a těžké prvky skupiny 4 a 5 určité chování podobné kovům alkalických zemin^[61] nebo obecněji s blokovat kovy^[62][63][64] ale mají některé fyzikální vlastnosti d blokovat přechodové kovy.^[65] Ve skutečnosti jsou kovy až do skupiny 6 spojeny tím, že jsou kationty třídy A („tvrdé“ kyseliny ), které tvoří stabilnější komplexy s ligandy, jejichž donorovými atomy jsou nejvíce elektronegativní nekovy dusíku, kyslíku a fluoru; kovy dále v tabulce tvoří přechod na kationty třídy B („měkké“ kyseliny), které tvoří stabilnější komplexy s ligandy, jejichž donorové atomy jsou méně elektronegativní těžší prvky skupin 15 až 17.^[66]

Mezitím se lutetium chová chemicky jako lanthanid (s nímž se často klasifikuje), ale vykazuje kombinaci fyzikálních vlastností lanthanidu a přechodného kovu (stejně jako ytrium).^[67][68] Lawrencium, jako analog lutecia, by se pravděpodobně zobrazovalo jako charakteristiky.^{[č. 4]} Kovové ražby ve skupině 11 (měď, stříbro a zlato) jsou chemicky schopné působit buď jako přechodné kovy, nebo jako kovy hlavní skupiny.^[71] Těkavé kovy skupiny 12, zinek, kadmium a rtuť jsou někdy považovány za spojující d blok do p blok. Pomyslně jsou d blokové prvky, ale mají málo vlastností přechodových kovů a jsou více podobné jejich p blokovat sousedy ve skupině 13.^[72][73] Relativně inertní vzácné plyny ve skupině 18 přemosťují nejreaktivnější skupiny prvků v periodické tabulce - halogeny ve skupině 17 a alkalické kovy ve skupině 1.^[60]

Kainosymetrie

Skořápky 1s, 2p, 3d, 4f a 5g jsou první, které mají svoji hodnotu ℓ, azimutální kvantové číslo který určuje orbitální moment hybnosti subshellu. To jim dává některé speciální vlastnosti,^[74] který byl označován jako kainosymmetry (z řeckého καινός „nový“).^[40][75] Prvky vyplňující tyto orbitaly jsou obvykle méně kovové než jejich těžší homology, preferují nižší oxidační stavy a mají menší atomové a iontové poloměry. Jelikož se kainosymetrické orbitaly objevují v sudých řádcích (kromě 1 s), vytváří to sudý lichý rozdíl mezi obdobími od období 2 a dále: prvky v sudých obdobích jsou menší a mají více oxidujících vyšších oxidačních stavů (pokud existují), zatímco prvky liché období se liší v opačném směru.^[75]

Dějiny

První pokusy o systemizaci

The objev prvků mapováno na významná data vývoje periodické tabulky (před, za a po)

V roce 1789 Antoine Lavoisier zveřejnil seznam 33 chemické prvky, seskupit je do plyny, kovy, nekovy, a země.^[76] Chemici strávili následující století hledáním přesnějšího klasifikačního schématu. V roce 1829 Johann Wolfgang Döbereiner zjistili, že mnoho prvků lze seskupit do triád na základě jejich chemických vlastností. Lithium, sodík, a draslík například byly seskupeny do triády jako měkké, reaktivní kovy. Döbereiner také poznamenal, že když je uspořádán podle atomové hmotnosti, druhý člen každé triády byl zhruba průměrem prvního a třetího.^[77] Toto začalo být známé jako Zákon triád.^[78] Německý chemik Leopold Gmelin pracoval s tímto systémem a do roku 1843 identifikoval deset triád, tři skupiny po čtyřech a jednu skupinu po pěti. Jean-Baptiste Dumas publikovaná práce v roce 1857 popisující vztahy mezi různými skupinami kovů. Ačkoli různí chemici dokázali identifikovat vztahy mezi malými skupinami prvků, museli ještě vybudovat jedno schéma, které je všechny zahrnovalo.^[77] V roce 1857 německý chemik August Kekulé pozoroval to uhlík často má k sobě navázané další čtyři atomy. Metan například má jeden atom uhlíku a čtyři atomy vodíku.^[79] Tento koncept se nakonec stal známým jako mocenství, kde se různé prvky spojují s různým počtem atomů.^[80]

V roce 1862 francouzský geolog Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois zveřejnil ranou podobu periodické tabulky, kterou nazval tellurickou šroubovicí nebo šroubem. Byl prvním člověkem, který si všiml periodicity prvků. S prvky uspořádanými ve spirále na válci v pořadí podle zvyšující se atomové hmotnosti, de Chancourtois ukázal, že prvky s podobnými vlastnostmi se objevují v pravidelných intervalech. Jeho tabulka obsahovala kromě prvků také některé ionty a sloučeniny. Jeho práce také používala spíše geologické než chemické termíny a neobsahovala diagram. Jako výsledek, to dostalo malou pozornost až do práce Dmitrij Mendělejev.^[81]

Periodická tabulka Julia Lothara Meyera, publikovaná v „Die modernen Theorien der Chemie“ (1864)^[82]

V roce 1864 Julius Lothar Meyer, německý chemik, publikoval tabulku s 28 prvky. Když si uvědomil, že uspořádání podle atomové hmotnosti přesně neodpovídá pozorované periodicitě chemických vlastností, dal valenční prioritu před malými rozdíly v atomové hmotnosti. Chybějící prvek mezi Si a Sn byl předpovězen s atomovou hmotností 73 a valencí 4.^[82] Současně anglický chemik William Odling zveřejnil uspořádání 57 prvků seřazených na základě jejich atomových hmotností. With some irregularities and gaps, he noticed what appeared to be a periodicity of atomic weights among the elements and that this accorded with "their usually received groupings".^[83] Odling alluded to the idea of a periodic law but did not pursue it.^[84] He subsequently proposed (in 1870) a valence-based classification of the elements.^[85]

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

Anglický chemik John Newlands produced a series of papers from 1863 to 1866 noting that when the elements were listed in order of increasing atomic weight, similar physical and chemical properties recurred at intervals of eight. He likened such periodicity to the oktávy hudby.^[86][87] This so termed Law of Octaves was ridiculed by Newlands' contemporaries, and the Chemická společnost refused to publish his work.^[88] Newlands was nonetheless able to draft a table of the elements and used it to predict the existence of missing elements, such as germanium.^[89] The Chemical Society only acknowledged the significance of his discoveries five years after they credited Mendeleev.^[90]

V roce 1867 Gustavus Hinrichs, a Danish born academic chemist based in America, published a spiral periodic system based on atomic spectra and weights, and chemical similarities. His work was regarded as idiosyncratic, ostentatious and labyrinthine and this may have militated against its recognition and acceptance.^[91][92]

Mendeleev's table

Periodic table of elements. Vídeň, 1885. University of St Andrews

Mendeleev's periodic table from his book An Attempt Towards a Chemical Conception of the Ether

The first version of Mendeleev's periodic table, 1 March 1869 (N.S.): An attempt at a system of elements based on their atomic weights and chemical similarities. Here the periods are presented vertically, and the groups horizontally.

Periodic table at the Chemical Auditorium of the Gdańsk University of Technology from 1904

Russian chemistry professor Dmitrij Mendělejev and German chemist Julius Lothar Meyer independently published their periodic tables in 1869 and 1870, respectively.^[93] Mendeleev's table, dated March 1 [OS February 17] 1869,^[94] was his first published version. That of Meyer was an expanded version of his (Meyer's) table of 1864.^[95] They both constructed their tables by listing the elements in rows or columns in order of atomic weight and starting a new row or column when the characteristics of the elements began to repeat.^[96]

The recognition and acceptance afforded to Mendeleev's table came from two decisions he made. The first was to leave gaps in the table when it seemed that the corresponding element had not yet been discovered.^[97] Mendeleev was not the first chemist to do so, but he was the first to be recognized as using the trends in his periodic table to predict the properties of those missing elements, jako galium a germanium.^[98] The second decision was to occasionally ignore the order suggested by the atomové hmotnosti and switch adjacent elements, such as telur a jód, to better classify them into chemical families.

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

Mendeleev took the unusual step of naming missing elements using the Sanskrt číslice eka (1), dvi (2), and tri (3) to indicate that the element in question was one, two, or three rows removed from a lighter congener. It has been suggested that Mendeleev, in doing so, was paying homage to ancient Sanskrtští gramatici, zejména Pāṇini, who devised a periodic alphabet for the language.^[99]

Henry Moseley (1887–1915)

Following the discovery of the atomic nucleus by Ernest Rutherford in 1911, it was proposed that the integer count of the nuclear charge is identical to the sequential place of each element in the periodic table. In 1913, English physicist Henry Moseley použitím Rentgenová spektroskopie confirmed this proposal experimentally. Moseley determined the value of the nuclear charge of each element and showed that Mendeleev's ordering actually places the elements in sequential order by nuclear charge.^[100] Nuclear charge is identical to proton count and determines the value of the protonové číslo (Z) of each element. Using atomic number gives a definitive, integer-based sequence for the elements. Moseley predicted, in 1913, that the only elements still missing between aluminium (Z = 13) and gold (Z = 79) were Z = 43, 61, 72, and 75, all of which were later discovered. The atomic number is the absolute definition of an živel and gives a factual basis for the ordering of the periodic table.^[101]

Second version and further development

Mendeleev's 1871 periodic table with eight groups of elements. Dashes represented elements unknown in 1871.

Eight-group form of periodic table, updated with all elements discovered to 2016

In 1871, Mendeleev published his periodic table in a new form, with groups of similar elements arranged in columns rather than in rows, and those columns numbered I to VIII corresponding with the element's oxidation state. He also gave detailed predictions for the properties of elements he had earlier noted were missing, but should exist.^[102] These gaps were subsequently filled as chemists discovered additional naturally occurring elements.^[103] It is often stated that the last naturally occurring element to be discovered was francium (referred to by Mendeleev as eka-cesium) in 1939, but it was technically only the last element to be discovered in nature as opposed to by synthesis.^[104] Plutonium, produced synthetically in 1940, was identified in trace quantities as a naturally occurring element in 1971.^[105]

Populární^[106] periodic table layout, also known as the common or standard form (as shown at various other points in this article), is attributable to Horace Groves Deming. In 1923, Deming, an American chemist, published short (Mendeleev style ) and medium (18 sloupců ) form periodic tables.^{[107][č. 5]} Merck and Company prepared a handout form of Deming's 18-column medium table, in 1928, which was widely circulated in American schools. By the 1930s Deming's table was appearing in handbooks and encyclopedias of chemistry. It was also distributed for many years by the Sargent-Welch Scientific Company.^{[108][109][110]}

With the development of modern kvantově mechanické teorie elektron configurations within atoms, it became apparent that each period (row) in the table corresponded to the filling of a quantum shell elektronů. Larger atoms have more electron sub-shells, so later tables have required progressively longer periods.^[111]

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

V roce 1945 Glenn Seaborg, an American scientist, made the návrh že aktinidové prvky, jako lanthanoidy, were filling an f sub-level. Before this time the actinides were thought to be forming a fourth d-block row. Seaborg's colleagues advised him not to publish such a radical suggestion as it would most likely ruin his career. As Seaborg considered he did not then have a career to bring into disrepute, he published anyway. Seaborg's suggestion was found to be correct and he subsequently went on to win the 1951 Nobelova cena in chemistry for his work in synthesizing actinide elements.^{[112][113][č. 6]}

Although minute quantities of some transuranové prvky vyskytují se přirozeně,^[114] they were all first discovered in laboratories. Their production has expanded the periodic table significantly, the first of these being neptunium, synthesized in 1939.^[115] Because many of the transuranic elements are highly unstable and rozklad quickly, they are challenging to detect and characterize when produced. Došlo kontroverze concerning the acceptance of competing discovery claims for some elements, requiring independent review to determine which party has priority, and hence naming rights.^[116] In 2010, a joint Russia–US collaboration at Dubna, Moskevská oblast, Russia, claimed to have synthesized six atoms of tennessine (element 117), making it the most recently claimed discovery. To, spolu s nihonium (element 113), moscovium (element 115), and oganesson (element 118), are the four most recently named elements, whose names all became official on 28 November 2016.^[117]

In celebration of the periodic table's 150th anniversary, the Spojené národy declared the year 2019 as the International Year of the Periodic Table, celebrating "one of the most significant achievements in science".^[118]

Different periodic tables

The long- or 32-column table

The periodic table in 32-column format

The modern periodic table is sometimes expanded into its long or 32-column form by reinstating the footnoted f-block elements into their natural position between the s- and d-blocks, as proposed by Alfred Werner v roce 1905.^[119] Unlike the 18-column form, this arrangement results in "no interruptions in the sequence of increasing atomic numbers".^[120] The relationship of the f-block to the other blocks of the periodic table also becomes easier to see.^[121] William B. Jensen [de ] advocates a form of table with 32 columns on the grounds that the lanthanides and actinides are otherwise relegated in the minds of students as dull, unimportant elements that can be quarantined and ignored.^[122] Despite these advantages, the 32-column form is generally avoided by editors on account of its undue rectangular ratio compared to a book page ratio,^[123] and the familiarity of chemists with the modern form, as introduced by Seaborg.^[124]

Placement of hydrogen and helium

Simply following electron configurations, hydrogen (electronic configuration 1s¹) and helium (1s²) should be placed in groups 1 and 2, above lithium (1s²2 s¹) and beryllium (1s²2 s²).^[126] Such a placement is common for hydrogen, as its chemistry has some similarities to the other group 1 elements: like them, hydrogen is univalent.^{[127][128][129]} But there are also some significant differences: for example, hydrogen is a nonmetal, unlike the other group 1 elements that are all metals. For this reason hydrogen has sometimes been placed instead in group 17,^[130] given hydrogen's strictly univalent and largely non-metallic chemistry, and the strictly univalent and non-metallic chemistry of fluorine (the element otherwise at the top of group 17). Sometimes, to show hydrogen has properties corresponding to both those of the alkali metals and the halogens, it is shown at the top of the two columns simultaneously.^[131] Finally, hydrogen is sometimes placed separately from any group; this is based on its general properties being regarded as sufficiently different from those of the elements in any other group.

Helium's extraordinary inertness is extremely close to that of the other light noble gases neon and argon in group 18, and not at all close to the behaviour of the metallic and increasingly reactive group 2 elements, and therefore it is nearly universally placed in group 18.^[132][133] That said, helium is occasionally placed separately from any group as well,^[134] and there are even a few chemists who have argued for helium in group 2 on the grounds of various properties such as ionisation energies and reactivity where helium fits better into the group 2 trend than the group 18 trend.^{[135][136][137]}

Group 3 and its elements in periods 6 and 7

La and Ac below Y

Lu and Lr below Y

Markers below Y

Although scandium and yttrium are always the first two elements in group 3, the identity of the next two elements is not completely settled. They are commonly lanthan a aktinium, and less often lutetium a lawrencium. The two variants originate from historical difficulties in placing the lanthanides in the periodic table, and arguments as to where the F block elements start and end.^{[138][č. 7]} A third (compromise) variant shows the two positions below ytrium as being occupied by all lanthanides and all actinides.^[139]

The lanthanum-actinium option^{[č. 8]} je nejběžnější. It results in a group 3 that has all elements ionise to a noble-gas electron configuration and smooth vertical periodic trends.^[140][141] The lutetium-lawrencium option^{[č. 9]} results in a contiguous d-block, and the kink in the vertical periodic trends at lutetium matches those of other early d-block groups.^[142] The lanthanides-actinides option^{[č. 10]} emphasises chemical similarity between lanthanides (although actinides are not quite as similar).^[143]

Most working chemists are not aware there is any controversy,^[144] even though the matter has been debated periodically for decades^[145] without apparent resolution. IUPAC has not yet made a recommendation on the matter; in 2015, an IUPAC taskforce was established to provide one.^[146]

Further periodic table extensions

Currently, the periodic table has seven complete rows, with all spaces filled in with discovered elements. Future elements would have to begin an eighth row. As atomic nuclei get highly charged, special relativity becomes needed to gauge the effect of the nucleus on the electron cloud. This results in heavy elements increasingly having differing properties compared to their lighter homologues in the periodic table, which is already visible in the late sixth and early seventh period, and expected to become very strong in the late seventh and eighth periods. Therefore, there are some discussions if this future eighth period should follow the pattern set by the earlier periods or not.^{[147][148][149]} Heavier elements also become increasingly unstable as the strong force that binds the nucleus together becomes less able to counteract repulsion between the positively-charged protons in it, so it is also an open question how many of the eighth-period elements will be able to exist.^{[150][151] [114][152]}

Tables with different structures

Within 100 years of the appearance of Mendeleev's table in 1869, Edward G. Mazurs had collected an estimated 700 different published versions of the periodic table.^{[122][153][154]} As well as numerous rectangular variations, other periodic table formats have been shaped, for example,^{[č. 11]} like a circle, cube, cylinder, building, spiral, lemniscate,^[155] octagonal prism, pyramid, sphere, or triangle. Such alternatives are often developed to highlight or emphasize chemical or physical properties of the elements that are not as apparent in traditional periodic tables.^[154]

Theodor Benfey's spiral periodic table

Populární^[156] alternative structure is that of Otto Theodor Benfey (1960). The elements are arranged in a continuous spiral, with hydrogen at the centre and the transition metals, lanthanides, and actinides occupying peninsulas.^[157]

Most periodic tables are two-dimensional;^[114] three-dimensional tables are known to as far back as at least 1862 (pre-dating Mendeleev's two-dimensional table of 1869). More recent examples include Courtines' Periodic Classification (1925),^[158] Wringley's Lamina System (1949),^[159]Giguère 's Periodic helix (1965)^[160] and Dufour's Periodic Tree (1996).^[161] Going one further, Stowe's Physicist's Periodic Table (1989)^[162] has been described as being four-dimensional (having three spatial dimensions and one colour dimension).^[163]

The various forms of periodic tables can be thought of as lying on a chemistry–physics continuum.^[164] Towards the chemistry end of the continuum can be found, as an example, Rayner-Canham's "unruly"^[165] Inorganic Chemist's Periodic Table (2002),^[166] which emphasizes trends and patterns, and unusual chemical relationships and properties. Near the physics end of the continuum is Janet 's Left-Step Periodic Table (1928). This has a structure that shows a closer connection to the order of electron-shell filling and, by association, kvantová mechanika.^[167] A somewhat similar approach has been taken by Alper,^[168] albeit criticized by Eric Scerri as disregarding the need to display chemical and physical periodicity.^[130] Somewhere in the middle of the continuum is the ubiquitous common or standard form of periodic table. This is regarded as better expressing empirical trends in physical state, electrical and thermal conductivity, and oxidation numbers, and other properties easily inferred from traditional techniques of the chemical laboratory.^[169] Its popularity is thought to be a result of this layout having a good balance of features in terms of ease of construction and size, and its depiction of atomic order and periodic trends.^[84][170]

The many different forms of periodic table have prompted the question of whether there is an optimal or definitive form of periodic table, to which there is currently not a consensus answer.^[171][172]

Viz také

Poznámky

Reference

Bibliografie

Další čtení