Periodiske system

Fra Wikipedia, den frie encyklopædi
(Omdirigeret fra Det periodiske system)
Gå til: navigation, søg
Det moderne periodiske system, i 18-søjle layout

Det periodiske system er en tabelarrangering af grundstofferne, ordnet efter deres atomnumre (antal protoner), elektronkonfigurationer og gennemgående kemiske egenskaber. Denne ordning viser periodiske tendenser, såsom elementer med lignende opførsel i samme søjle. Det viser også fire rektangulære blokke med omtrentligt ens kemiske egenskaber. Generelt gælder det indenfor enhver række at metalerne er i venstre side og ikkemetallerne er i højre side.

Rækkerne i systemet kaldes perioder; søjlerne kaldes grupper. Seks grupper har navne såvel som numre: for eksempel kaldes gruppe 17-grundstoffer for halogener; og gruppe 18-grundstoffer for ædelgasser. Det periodiske system kan bruges til at udlede forholdene mellem grundstoffernes egenskaber, og forudsige egenskaberne for nye grundstoffer, der endnu ikke er blevet opdaget eller syntetiseret. Det periodiske system er et nyttigt framework til analyse af kemisk opførsel, og bruges bredt indenfor kemi og andre videnskaber.

Dmitrij Mendelejev udgav i 1869 det første anerkendte periodiske system. Han udviklede sit system for at illustrere de periodiske tendenser i egenskaberne blandt de dengang-kendte grundstoffer. Mendelejev forudsagte også nogle egenskaber for dengang-ukendte grundstoffer, som han forventede ville udfylde nogle huller i hans system. De fleste af hans forudsigelser blev bevist at være korrekte, da de pågældende grundstoffer efterfølgende blev opdaget. Mendelejevs periodiske system er sidenhen blevet udvidet og forfinet i takt med opdagelsen eller syntetiseringen af flere nye grundstoffer, og udviklingen af nye teoretiske modeller til at forklare kemisk opførsel.

Alle grundstofferne fra atomnummer 1 (hydrogen) til 118 (ununoctium) er blevet opdaget eller syntetiseret. De seneste tilføjelser (grundstof 113, 115, 117 og 118) blev bekræftet af IUPAC 30. december 2015.[1] De første 94 grundstoffer eksisterer naturligt, selvom nogle kun findes i spormængder og blev syntetiseret i laboratorier før de blev fundet i naturen.[n 1] Grundstofferne med atomnumrene 95 til 118 er kun blevet syntetiseret i laboratorier eller kernereaktorer.[2] Flere syntetiske radionuklider af naturligt forekommende grundstoffer er også blevet produceret i laboratorier. Der forsøges aktivt at syntetisere grundstoffer med højere atomnumre.

Oversigt[redigér | redigér wikikode]

Gruppe
førhen:
1
I A
2
II A
3
III B
4
IV B
5
V B
6
VI B
7
VII B
8
VIII B
9
VIII B
10
VIII B
11
I B
12
II B
13
III A
14
IV A
15
V A
16
VI A
17
VII A
18
VIII A
 
Periode Skal
1 1
H
2
He
K
2 3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
L
3 11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
M
4 19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
N
5 37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
O
6 55
Cs
56
Ba
* 72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
P
7 87
Fr
88
Ra
** 104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Uut
114
Fl
115
Uup
116
Lv
117
Uus
118
Uuo
Q
* Lanthanider 57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
** Actinider 89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr

Hvert grundstof har et unikt atomnummer (Z), der repræsenterer antallet af protoner i dets kerne.[n 2] De fleste grundstoffer har forskellige antal neutroner blandt de forskellige atomer. Disse varianter kaldes isotoper. For eksempel har carbon tre naturligt forekommende isotoper: alle dets atomer har seks protoner, og de fleste har også seks neutroner, men omkring 1% har syv neutroner, og en meget lille andel har otte neutroner. Isotoper separeres aldrig i det periodiske system; de grupperes altid sammen under et enkelt grundstof. Grundstoffer uden stabile isotoper har deres mindst ustabile isotopers atommasser vist i parantes.[3]

I standardudgaven af det periodiske system opføres grundstofferne efter stigende atomnummer (antallet af protoner i et atoms kerne). En ny række (kaldet en "periode") påbegyndes når en ny elektronskal får sin første elektron. Søjler ("grupper") afgøres af atomets elektronkonfiguration; grundstoffer med det samme antal elektroner i en bestemt underskal placeres i den samme gruppe (oxygen og selenium er eksempelvis i samme gruppe fordi de begge har fire elektroner i den yderste p-underskal). Grundstoffer med lignende kemiske egenskaber placeres generelt i den samme gruppe i det periodiske system, selvom grundstofferne i f-blokken, og til en vis grad i d-blokken, ofte også deler egenskaber med andre grundstoffer i samme periode. Det er derfor relativt let at forudsige et grundstofs kemiske egenskaber hvis man kender egenskaberne for de grundstoffer, der omgiver det.[4]

Pr. 2016 har det periodiske system 118 bekræftede grundstoffer, fra grundstof 1 (hydrogen) til 118 (ununoctium). Grundstofferne 113, 115, 117 og 118 blev officielt bekræftet af International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) i december 2015. Deres foreslåede navne, hhv. nihonium (Nh), moscovium (Mc), tennessine (Ts) og oganesson (Og), blev bekendtgjort af IUPAC i juni 2016.[5][6] Disse navne vil ikke blive formelt godkendt før efter den fem-måneder-lange periode for offentlige kommentarer slutter i november 2016.[7] Indtil da identificeres de formel ved deres atomnummer (f.eks. "grundstof 113"), eller ved deres midlertidige systematiske navne ("ununtrium", symbol "Uut").[8]

De første 94 grundstoffer forekommer naturligt; de resterende 24, americium til ununoctium (95–118), forekommer kun ved syntese i laboratorier. Af de 94 naturligt forekommende grundstoffer er 84 primordiale og 10 forekommer kun i primordiale grundstoffers henfaldskæder.[2]

Grupperingsmetoder[redigér | redigér wikikode]

Grupper[redigér | redigér wikikode]

En gruppe eller familie er en lodret søjle i det periodiske system. Grupper har normalt mere signifikante periodiske tendenser end perioder og blokke. Moderne kvantemekaniske teorier om atomstruktur forklarer gruppetendenser ved at foreslå, at grundstoffer indenfor samme gruppe generelt har de samme elektronkonfigurationer i deres valensskal.[9] Som konsekvens heraf har grundstofferne i samme gruppe en tendens til at have en del kemi til fælles, og udviser klare tendenser i egenskaber med stigende atomnummer.[10] I nogle dele af det periodiske system, såsom d-blokken og f-blokken, kan de vandrette ligheder dog være lige så vigtige, hvis ikke vigtigere, end de lodrette ligheder.[11][12][13]

Som følge af en international navngivningskonvention er grupperne nummereret fra 1 til 18, fra den yderste venstre søjle (alkalimetallerne) til den yderste venstre søjle (ædelgasserne).[14] De var tidligere nummereret i romertal. I USA blev romertallene fulgt af enten et "A", hvis gruppen var i s-blokken eller p-blokken, eller et "B" hvis gruppen var i d-blokken. Romertallene svarede til det sidste tal i den moderne navngivningskonvention (dvs. gruppe 4 var gruppe IVB, og gruppe 14s var gruppe IVA). I Europa var bogstaverne lignende, bortset fra at "A" blev brugt hvis gruppen var før gruppe 10, og "B" blev brugt for grupper fra og med gruppe 10. Herudover blev gruppe 8, 9 og 10 oprindeligt set som en enkelt, tredobbelt gruppe, der på begge notationsformer var kendt som gruppe VIII. I 1988 blev det nye IUPAC-navngivningssystem taget i anvendelse, og de gamle gruppenavne blev betragtet som forældede.[15]

Nogle af disse grupper har fået trivialnavne, selvom nogle af disse sjældent anvendes. Gruppe 3–10 har ingen trivialnavne, og omtales kun ved deres gruppenummer eller ved navnet på det første grundstof i gruppen (såsom "scandiumgruppen" for gruppe 3), da de udviser færre ligheder og/eller lodrette tendenser.[14]

Grundstoffer i den samme gruppe har en tendens til at udvise mønstre i atomradius, ioniseringsenergi og elektronegativitet. Grundstoffernes atomradius øges fra toppen af gruppen og til bunden. Da der er flere fyldte energiniveauer, findes valenselektroner længere fra kernen. Fra toppen og ned har hvert på hinanden følgende grundstof en lavere ioniseringsenergi, da det er lettere at fjerne en elektron idet atomerne er mindre stramt bundet. På samme måde har en gruppe fra toppen og ned en aftagende elektronegativitet på grund af en øget afstand mellem valenselektroner og kernen.[16] Der er dog undtagelser fra disse tendenser - et eksempel på dette er i gruppe 11, hvor elektronegativitet øges jo længere ned i gruppen man kommer.[17]

Gruppenr.[nb 1] 1 2 3[nb 2] 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Mendelejev (I–VIII) IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB [nb 3]
CAS
(USA, A-B-A)
IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
gl. IUPAC
(Europa, A-B)
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIB IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB 0
Trivialnavn Alkali­metaller Jordalkali­metaller Chal­ko­gener Halo­gener Ædel­gasser
Navn efter grundstof Lith­ium­gr. Beryl­lium­gr. Scan­dium­gr. Titan­ium­gr. Vana­dium­gr. Krom­gr. Mangan­gr. Jern­gr. Kobolt­gr. Nikkel­gr. Kobber­gr. Zink­gr. Bor­gr. Kulstof­gr. Kvælstof­gr. Ilt­gr. Fluor­gr. Helium eller Neon­gr.
Periode 1 H[nb 4] He
Periode 2 Li Be B C N O F Ne
Periode 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
Periode 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Periode 5 Rb Sr [nb 2] Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Periode 6 Cs Ba La–Yb Lu[nb 2] Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Periode 7 Fr Ra Ac–No Lr[nb 2] Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
  1. ^ Nuværende, moderne IUPAC-gruppenummer.
  2. ^ a b c d Gruppe 3: Afhængig af kilden inkluderer denne gruppe lutetium (Lu) og lawrencium (Lr), eller lanthanum (La) og actinium (Ac), eller hele sættet af 15 lanthanider og 15 actinider, som grundstofferne under scandium og yttrium.
  3. ^ Ædelgasserne var endnu ikke opdaget, da Mendelejevs oprindelige system blev udgivet. Senere (1902) accepterede Mendelejev beviserne for deres eksistens, og placerede dem i en separat "gruppe 0"
  4. ^ Hydrogen (H) betragtes ikke som en del af alkalimetallerne, skønt det er placeret i søjle 1.

Perioder[redigér | redigér wikikode]

En periode er en vandret række i det periodiske system. Selvom grupper generelt har større periodiske tendenser, er der regioner hvor vandrette tendenser er mere udtalte end de lodrette gruppetendenser, såsom f-blokken, hvor lanthanider og actinider danner to betydelige grundstof-rækker.[18]

Grundstoffer i den samme periode viser tendenser i atomradius, ioniseringsenergi, elektronaffinitet og elektronegativitet. Fra venstre mod højre daler atomradius normalt henover en periode. Dette sker fordi hvert følgende grundstof har en tilføjet proton og elektron, hvilket får elektronerne til at blive trukket tættere til kernen.[19] Denne formindskelse af atomradiussen får også ioniseringsenergien til at stige, når man bevæger sig fra venstre mod højre i en periode. Jo strammere bundet et grundstof er, desto mere energi kræves for at fjerne en elektron. Elektronegativitet stiger på samme måde som ioniseringsenergi, på grund af det træk, der udøves på elektronerne af kernen.[16] Elektronaffinitet viser også en lille tendens henover en periode. Metaller (den venstre side af en periode) har generelt en lavere elektronaffinitet end ikkemetaller (den højre side af en periode), med undtagelse af ædelgasserne.[20]

Blokke[redigér | redigér wikikode]

Nuvola apps download manager2-70%.svg Hovedartikel: Blok (periodiske system).
Venstre til højre: s-, f-, d- og p-blokken i det periodiske system

Specifikke regioner af det periodiske system kan omtales som blokke efter den sekvens hvori grundstoffernes elektronskaller fyldes. Hver blok er navngivet efter den underskal hvori den "sidste" elektron teoretisk befinder sig.[21][n 3] s-blokken består af de to første grupper (alkalimetaller og jordalkalimetaller) plus hydrogen og helium. p-blokken består af de sidste seks grupper, som er gruppe 13 til 18 i IUPAC-gruppenummereringen og indeholder, blandt andre grundstoffer, alle halvmetallerne. d-blokken består af gruppe 3 til 12 og indeholder alle overgangsmetallerne. f-blokken, der ofte vises under resten af det periodiske system, har ingen gruppenumre, og består af lanthanider og actinider.[22]

Metaller, halvmetaller og ikkemetaller[redigér | redigér wikikode]

     Metaller,      halvmetaller,      ikkemetaller og      grundstoffer med ukendte kemiske egenskaber i det periodiske system. Kilder er uenige om klassifikationen af nogle af disse grundstoffer.

Grundstofferne kan klassificeres i de tre store kategorier metaller, halvmetaller og ikkemetaller i henhold til deres delte fysiske og kemiske egenskaber. Metaller er generelt skinnende, stærkt ledende faste stoffer, der danner legeringer med hinanden og saltlignende ioniske forbindelser med ikkemetaller (bortset fra ædelgasserne). Størstedelen af ikkemetaller er farvede eller farveløse isolerende gasser; ikkemetaller, der danner forbindelser med andre ikkemetaller gør det ved kovalente bindinger. Mellem metaller og ikkemetaller står halvmetaller, som har mellemliggende eller blandede egenskaber.[23]

Metaller og ikkemetaller kan yderligere klassificeres i underkategorier, der viser en gradering fra metalliske til ikkemetalliske egenskaber, når man går fra venstre mod højre i rækkerne. Metallerne underopdeles i de stærkt reaktive alkalimetaller, de mindre reaktive jordalkalimetaller, lanthanider (også kaldet "jordmetaller") og actinider, de arketypiske overgangsmetaller og til slut de fysisk og kemisk svage post-overgangsmetaller (også blot kaldet "andre metaller"). Ikkemetallerne er blot opdelt i de polyatomiske ikkemetaller, der viser nogle gryende metalliske egenskaber idet de grænser op til halvmetallerne; de diatomiske ikkemetaller, der hovedsageligt er ikkemetalliske; og de monatomiske ædelgasser, som er ikkemetalliske og næsten fuldstændig inaktive. Somme tider anvendes også specialiserede grupperinger, såsom varmebestandige metaller (også kaldet "refraktære" eller "ildfaste" metaller) og ædelmetaller.[24][25]

Placeringen af grundstofferne i kategorier og underkategorier baseret på delte egenskaber er ikke en perfekt videnskab. Der findes et spektrum af egenskaber indenfor hver kategori, og det er ikke svært at se overlappende grænser.[26] For eksempel klassificeres beryllium som et jordalkalimetal på trods af at dets amfotere kemi og tendens til hovedsageligt at danne kovalente bindinger begge er egenskaber, der normalt forbindes med kemisk svage eller [[andre metaller|post-overgangsmetaller. Radon klassificeres som et ikkemetal og en ædelgas, på trods af at det har en del kationisk kemi, som er mere karakteristisk for et metal.

Periodiske tendenser[redigér | redigér wikikode]

Elektronkonfiguration[redigér | redigér wikikode]

Nuvola apps download manager2-70%.svg Hovedartikel: Elektronkonfiguration.
Den omtrentlige orden som skaller og underskaller arrangeres i efter stigende energi ifølge Madelung-reglen

Elektronkonfigurationen, eller organiseringen af elektroner i kredsløb omkring neutrale atomer, viser et tilbagevendende mønster eller periodicitet. Elektronerne fylder en række elektronskaller (nummereret skal 1, skal 2 og så videre). Hver skal består af en eller flere underskaller (navngivet s, p, d, f og g). Efterhånden som atomnummeret stiger fylder elektroner progressivt mere eller mindre i disse skaller og underskaller, ifølge Madelung-reglen eller energiopstillingsreglen. Neons elektronkonfiguration er for eksempel 1s2 2s2 2p6. Neon har et atomnummer på ti, og har dermed to elektroner i den første skal og otte elektroner i den anden skal — to i s-underskallen og seks i p-underskallen. I det periodiske system svarer påbegyndelsen af en ny periode til den første gang en elektron placeres i en ny skal. Disse positioner besættes af hydrogen og alkalimetallerne.[27][28]

Periodiske tendenser (pile indikerer en stigning)

Da et grundstofs egenskaber hovedsageligt afgøres af dets elektronkonfiguration udviser grundstoffernes egenskaber ligeledes tilbagevendende mønstre eller periodisk opførsel. Denne "periodicitet" (hyppighed) blandt egenskaberne blev bemærket af Johann Wolfgang Döbereiner i 1800-tallet, længes før Niels Bohr udviklede den underliggende teori, og førte til etableringen af den periodiske lov.[27][28]

Atomradiusser[redigér | redigér wikikode]

Atomnummer sammenlignet med atomradius[n 4]

Atomradiusser varierer på forudsigelig og forklarlig måde henover det periodiske system. For eksempel mindskes radius generelt henover hver periode i systemet, fra alkalimetallerne til ædelgasserne; og stiger efterhånden som man bevæger sig nedad i hver gruppe. Radius stiger skarpt mellem ædelgassen i slutningen af hver periode og alkalimetallet i begyndelsen af den næste periode. Disse tendenser i atomradius (og diverse andre kemiske og fysiske egenskaber ved grundstofferne) kan forklares ved elektronskalsteorien om atomerne; de var vigtige beviser for udviklingen af bekræftelsen af kvanteteori.[29]

Elektronerne i 4f-underskallen, som fyldes progressivt fra cerium (grundstof 58) til ytterbium (grundstof 70), er ikke synderligt effektive til at skærme den voksende atomladning fra de yderliggende underskaller. Grundstofferne, der følger øjeblikkeligt efter lanthaniderne har atomradiusser, der er mindre end forventet og som er næsten identiske med atomradius på de grundstoffer, der ligger umiddelbart over dem.[30] Således har hafnium næsten den samme atomradius (og kemi) som zirconium og tantalum har en atomradius, der minder om niobiums, etc. Dette kendes som lanthanidkontraktionen. Lanthanidkontraktionens effekt kan ses helt op til platin (grundstof 78), hvorefter den maskeres af en relativistisk effekt, der kendes som de inaktive elektronpars effekt.[31] d-blok-kontraktionen, som er en lignende effekt mellem d-blokken og p-blokken, er mindre udtalt end lanthanidkontraktionen, men skyldes lignende omstændigheder.[30]

Ioniseringsenergi[redigér | redigér wikikode]

Ioniseringsenergi: hver periode begynder på et minimum for alkalimetallerne, og slutter på et maksimum for ædelgasserne
Nuvola apps download manager2-70%.svg Hovedartikel: Ioniseringsenergi.

Den første ioniseringsenergi er den energi, der kræves for at fjerne en elektron fra et atom, den anden ioniseringsenergi er den energi der kræves for at fjerne et andet elektron fra atomet, og så videre. For ethvert givent atom stiger de ioniseringsenergierne i takt med graden af ionisering. I magnesiums tilfælde er den første ioniseringsenergi for eksempel 738 kJ/mol og den anden er 1450 kJ/mol. Elektroner i de tættere kredsløb oplever større elektrostatisk tiltrækningskraft; derfor kræver deres fjernelse i stigende grad mere energi. Ioniseringsenergi bliver større jo længere op mod øverste højre hjørne af det periodiske system man befinder sig.[31]

Store spring i de successive molære ioniseringsenergier sker når man fjerner en elektron fra en ædelgas' komplette elektronskalskonfiguration. I magnesiums tilfælde svarer de to første molære ioniseringsenergier, nævnt ovenfor, til at fjerne de to 3s-elektroner, og den tredje ioniseringsenergi er en langt større 7730 kJ/mol, for fjernelsen af en 2p-elektron fra Mg2+'s meget stabile, neon-lignende konfiguration. Lignende spring sker i ioniseringsenergierne hos andre atomer på tredje-række.[31]

Elektronegativitet[redigér | redigér wikikode]

Nuvola apps download manager2-70%.svg Hovedartikel: Elektronegativitet.
En graf, der viser stigende elektronegativitet med stigende voksende tal i udvalgte grupper

Elektronegativitet er et atoms tendens til at tiltrække elektroner.[32] Et atoms elektronegativitet påvirkes både af dets atomnummer og afstanden mellem valenselektronerne og kernen. Jo højere elektronegativitet et grundstof har, desto mere tiltrækker det elektroner. Det blev for første gang foreslået af Linus Pauling i 1932.[33] Generelt øges elektronegativitet når man går fra venstre mod højre i en periode, og daler jo længere ned man kommer i en gruppe. Af den grund er fluori det mest elektronegative af alle grundstofferne,[n 5] mens cæsium er det mindst elektronegative, i det mindste blandt de grundstoffer som der findes omfattende data om.[17]

Der findes dog nogle undtagelser fra denne generelle regel. Gallium og germanium har højere elektronegativitet end henholdsvis aluminium og silicium på grund af d-blok-kontraktionen. Grundstoffer i den fjerde periode umiddelbart efter den første række af overgangsmetallerne har usædvanligt små atomradiusser idet 3d-elektronerne ikke effektivt skærmer den øgede kerneladning, og mindre atomstørrelse korrelerer med højere elektronegativitet.[17] Blys usædvanligt høje elektronegativitet, især når det sammenlignes med thallium og bismuth, lader til at være et resultat af dataselektion (og datatilgængelighed) — andre udregningsmetoder end Pauling-metoden viser de normale periodiske tendenser for disse grundstoffer.[34]

Elektronaffinitet[redigér | redigér wikikode]

Nuvola apps download manager2-70%.svg Hovedartikel: Elektronaffinitet.
Elektronaffinintets afhængighed af atomnummer.[35] Værdierne stiger generelt langts hver periode, og kulminerer med halogenerne før de falder stejl med ædelgasserne.

Et atoms elektronaffinitet er den mængde energi, der frigives når et elektron tilføjes til et neutralt atom for at danne en negativ ion. Selvom elektronaffinitet varierer voldsomt kan der dog ses nogle mønstre. Generelt set har ikkemetallerne flere positive elektronaffinitetsværdier end metallerne. Klor er det grundstof der stærkest tiltrækker en ekstra elektron. Ædelgassernes elektronaffiniteter er ikke blevet målt afgørende, så de kan muligvis have let negative værdier.[36]

Elektronaffinitet stiger generelt henover en periode. Dette skyldes påfyldningen af atomets valensskal; et gruppe 17-atom frigiver mere energi end et gruppe 1-atom ved modtagelsen af et elektron, fordi det opnår en fyldt valensskal og derfor er mere stabilt.[36]

Man kunne forvente en dalende elektronaffinitet efterhånden som man gik ned ad en gruppe, idet det nytilkomne elektron ville komme ind i et kredsløb, der ligger længere væk fra kernen, derfor ville være mindre tiltrukket af kernen og ville frigive mindre energi når det blev tilføjet. Imidlertid viser det sig, når man kører nedover en gruppe, et omkring en tredjedel af grundstommerne er anormale, og tungere grundstoffer har højere elektronaffiniteter end deres lettere kongener. Dette skyldes overordnet d- og f-elektronernes ringe skærmning. Et fælles fald i elektronaffinitet ses kun i gruppe 1-atomer.[37]

Metallisk karakter[redigér | redigér wikikode]

Jo lavere ioniseringsenergi, elektronegativitet og elektronaffinitet, desto mere metallisk er et grundstof. Vice versa betyder en ikkemetallisk karakter en stigning i disse værdier.[38] På grund af disse tre egenskabers periodiske tendenser, har metallisk karakter en tendens til at dale idet man bevæger sig henover en periode, og at stige idet man bevæger sig nedover en gruppe - dog med nogle uregelmæssigheder, der hovedsageligt skyldes dårlig skærmning af kernen fra d- og f-elektroner, samt relativistiske effekter.[39] Således befinder de mest metalliske grundstoffer (såsom cæsium og francium) sig nederst til venstre i det traditionelle periodiske system, mens de mest ikkemetalliske grundstoffer (oxygen, fluor, klor) befinder sig øverst til højre. Kombinationen af vandrette og lodrette tendenser i metallisk karakter forklarer den trappeformede opdeling mellem metaller og ikkemetaller, der findes på nogle udgaver af det periodiske system, samt den praksis at man somme tider kategoriserer flere grundstoffer langs den linje, samt grundstofferne ved siden af disse, som halvmetaller.[40][41]

Historie[redigér | redigér wikikode]

Første forsøg på systematisering[redigér | redigér wikikode]

Grundstoffernes opdagelse kortlagt til betydelige datoer for udviklingen af det periodiske system (præ-, per- og post-)

I 1789 udgav Antoine Lavoisier en liste over 33 kemiske elementer, som han grupperede i gasser, metaller, ikkemetaller og jordartsmetaller.[42] Kemikere brugte det følgende århundrede på at søge efter en mere præcis klassifikationsordning. I 1829 bemærkede Johann Wolfgang Döbereiner at mange af grundstofferne kunne grupperes i triader baseret på deres kemiske egenskaber. Lithium, natrium og kalium blev for eksempel grupperet sammen i en triade som bløde, reaktive metaller. Döbereiner bemærkede også at, når de blev arrangeret efter atomvægt, svarede det andet element i hver triade omtrent til gennemsnittet af det første og tredje;[43] dette blev kendt som triadeloven.[44] Den tyske kemiker Leopold Gmelin arbejdede videre med dette system, og i 1843 havde han identificeret ti triader, tre grupper af fire, samt en gruppe af fem. Jean-Baptiste Dumas udgav i 1857 værker, der beskrev forholdet mellem forskellige grupper af metaller. Selvom forskellige kemikere var i stand til at identificere forholdene mellem små grupper af grundstoffer, manglede der stadig en ordning, der kunne omfatte dem alle.[43]

I 1857 bemærkede den tyske kemiker August Kekulé at carbon ofte har fire andre atomer bundet til det. Methan har for eksempel et carbonatom og fire hydrogenatomer.[45] Dette koncept blev senere kendt som valens; forskellige grundstoffer binder med forskelligt antal atomer.[46]

I 1862 udgav Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois, en fransk geolog, en tidlig form for periodisk system, som han kaldte den telluriske helix eller skrue. Han var den første person til at bemærke grundstoffernes periodicitet. Idet de Chancourtois arrangerede grundstofferne i en spiral på en cylinder efter stigende atomvægt, var han i stand til at vise at grundstoffer med lignende egenskaber fremkom med regelmæssige intervaller. Hans kortlægning inkluderede ikke kun grundstoffer, men også nogle ioner og forbindelser. Det anvendte derudover geologiske snarere end kemiske begreber, og inkluderede ikke et diagram; som resultat heraf blev det i det store ignoreret frem til Dmitrij Mendelejevs værk.[47]

I 1864 udgav Julius Lothar Meyer, en tysk kemiker, et system med 44 grundstoffer arrangeret efter valens. Systemet viste at grundstoffer med lignende egenskaber ofte delte den samme valens.[48] Omtrent samtidig udgav William Odling, en engelsk kemiker, en ordning af 57 grundstoffer, ordnet på basis af deres atomvægt. Han bemærkede, omend med nogle uregelmæssigheder og huller, at der lod til at være en periodicitet af atomvægt blandt grundstofferne, og at dette stemte overens med deres normale grupperinger.[49] Odling antydede idéen om en periodisk lov, men undersølte ikke muligheden nærmere.[50] Han foreslog efterfølgende (i 1870) en valensbaseret klassifikation af grundstofferne.[51]

Newlands' periodiske system, som det blev præsenteret for Chemical Society i 1866, og baseret på loven om oktaver

Den engelske kemiker John Newlands producerede en række afhandlinger fra 1863 til 1866, hvori han bemærkede at når grundstofferne blev opstillet efter stigende atomvægt kunne man se ens fysiske og kemiske egenskaber vende tilbage ved et interval på otte; han sammenlignede denne periodicitet med musikkens oktaver.[52][53] Denne såkaldte "oktavlov" blev dog latterliggjort af Newlands' samtidige, og Chemical Society nægtede at udgive hans værk.[54] Newlands var dog alligevel i stand til at udarbejde en tabel over grundstofferne, og bruge den til at forudsige eksistensen af manglende grundstoffer, såsom germanium.[55] Chemical Society anerkendte først hans opdagelsers betydning fem år efter de anerkendte Mendelejev.[56]

I 1867 udgav Gustavus Hinrichs, en danskfødt kemiker fra USA, et spiralformet periodsik system baseret på atomare spektre og vægt, samt kemiske ligheder. Hans værk blev betragtet som idiosynkratisk, demonstrativt og unødigt kringlet, hvilket kan have medvirket til samtidens modstand mod det.[57][58]

Mendelejevs system[redigér | redigér wikikode]

Dmitrij Mendelejev
En udgave af Mendelejevs periodiske system fra 1869. Denne tidlige udgave præsenterede perioderne lodret og grupperne vandret.

Den russiske kemiprofessor Dmitrij Mendelejev og den tyske kemiker Julius Lothar Meyer udgav uafhængigt af hinanden deres periodiske systemer i henholdsvis 1869 og 1870.[59] Mendelejevs system var hans første udgivne udgave, mens Meyers var en udvidet version af Meyers egne system fra 1864.[60] De konstruerede begge deres systemer ved at liste grundstofferne i rækker eller søjler efter atomvægt, og startede en ny række eller søjle hver gang grundstoffernes elementer begyndte at gå igen.[61]

Mendelejevs system blev bredt anerkendt og accepteret, hvilket særligt skyldtes to beslutninger han traf: For det første efterlod han huller i systemet når det lod til at det tilsvarende grundstof endnu ikke var blevet opdaget.[62] Mendelejev var ikke den første kemiker med den tilgang, men han var den første der blev anerkendt for at bruge tendenserne i sit periodiske system til at forudsige egenskaberne på de manglende grundstoffer, såsom gallium og germanium.[63] For det andet ignorerede han til tider den orden som atomvægten indikerede, og byttede rundt på tilstødende grundstoffer, såsom tellurium og jod, for bedre at klassificere dem i kemiske familier. Senere, i 1913, afgjorde Henry Moseley atomladningens eksperimentelle værdier, eller hvert grundstofs atomnummer, og viste at Mendelejevs opstilling faktisk svarede til rækkefølgen ved opstilling efter stigende atomnummer.[64]

Atomnumrenes vigtighed for organiseringen af det periodiske system blev ikke værdsat før protoner og neutroners eksistens (og funktioner) blev bedre forstået mange år senere. Mendelejevs periodiske system brugte atomvægt i stedet for atomnummer til at organisere grundstofferne, da atomvægt omtrentligt kunne fastslås på hans tid. Atomvægt blev i de fleste tilfælde forstået godt nok til at der kunne gives en præsentation, der kunne forudsige de manglende grundstoffers egenskaber mere præcist end nogen anden metode der var kendt på den tid. Udskiftning til atomnumre gav senere en definitiv, heltalsbaseret sekvens for grundstofferne, og Moseley forudsagde (i 1913) at de eneste grundstoffer der stadig manglede mellem aluminium (Z=13) og guld (Z=79) var Z = 43, 61, 72 og 75, som alle senere blev opdaget. Sekvensen af atomnumre anvendes stadig i dag, selv mens nye syntetiske grundstoffer bliver produceret og studeret.[65]

Anden udgave og yderligere udvikling[redigér | redigér wikikode]

Mendelejevs periodiske system fra 1871 med otte grundstofgrupper. Tankestreger repræsenterede grundstoffer, der var ukendte i 1871.
Ottesøjlet udgave af det periodiske system, opdateret med alle elementer opdaget frem til 2015

I 1871 udgav Mendelejev sit periodiske system i en ny udgave, med grupper af lignende grundstoffer arrangeret i søjler snarere end i rækker, og disse søjler nummereret I til VIII svarende til grundstoffets oxideringsstadie. Han gav også detaljerede forudsigelser af egenskaberne for grundstoffer, som han tidligere havde bemærket manglede, men burde eksistere.[66] Disse huller blev senere udfyldt, efterhånden som kemikere opdagede flere naturligt forekommende grundstoffer.[67] Det nævnes ofte at det naturligt forekommende grundstof, der blev opdaget sidst, var francium (af Mendelejev kaldet eka-cæsium) in 1939.[68] Plutonium, der blev produceret syntetisk i 1940, blev dog identificeret i spormængder som et naturligt forekommende primordielt grundstof i 1971.[69]

Det populære[70] periodiske tabellayout, der også kendes som standardudgaven, tilskrives Horace Groves Deming. I 1923 udgav Deming, en amerikansk kemiker, et kort (Mendelejev-stil) og et mellemstort (18-søjlet) periodisk system.[71][n 6] Merck & Co. forberedte et uddelingsark af Demings 18-søjlede mellemstore system i 1928, som derefter blev vidt omdelt i amerikanske skoler. I 1930'erne figurerede Demings system i lærebøger og kemiencyklopædier. Det blev også distribueret i mange år efter distribueret af Sargent-Welch Scientific Company.[72][73][74]

I takt med udviklingen af moderne kvantemekaniske teorier om elektronkonfigurationer i atomer, blev det tydeligt at hver periode i systemet svarede til opfyldningen af en kvanteskal af elektroner. Større atomer har flere elektron-underskaller, så senere systemer har fået stadig længere perioder.[75]

Glenn T. Seaborg, som i 1945 foreslog et nyt periodisk system, der viste actiniderne som tilhørende en anden f-blok-serie

I 1945 foreslog den amerikanske forsker Glenn Seaborg at actinid-grundstoffer, såsom lanthaniderne, fyldte et f-underniveau. Indtil da havde man ment at actiniderne dannede en fjerde række i d-blokken. Seaborgs kollegaer frarådede ham at udgive en så radikal påstand, da den sandsynligvis ville ødelægge hans karriere. Da Seaborg mente at han på daværende tidspunkt ikke havde nogen egentlig karriere at ødelægge, udgav han alligevel sin påstand. Seaborgs påstand viste sig at være korrekt, og han i 1951 vandt han Nobelprisen i kemi for sit arbejde med at syntetisere actinid-grundstoffer.[76][77][n 7]

Selvom der naturligt forekommer små mængder af nogle transuraner,[2] blev de opdaget i laboratorier først. Produktionen af disse grundstoffer - hvoraf det første, neptunium, blev syntetiseret i 1939 - udvidede det periodiske system betragteligt.[78] Det er svært at påvise og karakterisere transuranerne når de produceres, idet mange af transuranerne er højst ustabile og henfalder meget hurtigt. Der har været kontroverser omkring accept af konkurrerende påstande om opdagelse (og navngivning) for nogle grundstoffer, hvilket har krævet uafhængige eftersyn til at afgøre hvem der kan få prioritet, og dermed navngivningsret.

3. december 2015 blev grundstofferne 113, 115, 117 og 118 formelt anerkendt af IUPAC, hvilket færdiggjorde den syvende række i det periodiske system.[79] 8. juni 2016 bekendtgjorde IUPAC de foreslåede navne for hvert grundstof: Nihonium (Nh) for grundstof 113 på grund af at dets opdagelse blev gjort ved RIKEN i Japan. Det bliver dermed det første grundstof til at blive navngivet efter et sted i Østasien. Grundstof 115 foreslås navngivet moscovium (Mc) efter Det forenede institut for kerneforsknings placering i Moskva, Rusland. Grundstof 117 bliver tennessin (Ts), som henvisning til den amerikanske delstat Tennessee, hvor Oak Ridge National Laboratory ligger. Grundstof 118 foreslås navngivet til oganesson (Og), til ære for den russiske fysiker Yuri Oganessian, som var leder af det holde der syntetiserede det.[80]

Noter[redigér | redigér wikikode]

  1. ^ De grundstoffer, der oprindeligt blev fundet ved syntese og først senere i naturen, er technetium (Z=43), promethium (61), astatin (85), neptunium (93) og plutonium (94).
  2. ^ Et element 0 (dvs. et stof, der udelukkende består af neutroneri) inkluderes i nogle få alternative præsentationer, for eksempel i Chemical Galaxy.
  3. ^ Der er visse uoverensstemmelser i denne konvention. Eksempelvis vises helium i p-blokken, selvom det er et s-blok-grundstof, og d-underskallen i d-blokken er egentlig fyldt når den når gruppe 11, og ikke gruppe 12.
  4. ^ Ædelgasserne, astat, francium og alle elementerne tungere end americium er blevet udeladt, da der ikke fandtes data for dem.
  5. ^ Mens fluor er det mest elektronegative grundstof ifølge Pauling-skalaen, er neon det mest elektronegative grundstof ifølge andre skalaer, såsom Allen-skalaen.
  6. ^ En forgænger for Demings 18-søjlede system kan ses i Adams' 16-søjlede periodiske system fra 1911. Adams udelader de sjældne jordarter og de "radioaktive grundstoffer" (dvs. actiniderne) fra den centrale del af hans system, og viser dem i stedet indskudt for at spare plads (sjældne hordarter mellem Ba og eka-Yt; radioaktive grundstoffer mellem eka-Te og eka-I). Se: Elliot Q. A. (1911). "A modification of the periodic table". Journal of the American Chemical Society. 33(5): 684–688 (687).
  7. ^ Tilføjelsen af en anden, ekstra lang række i det periodiske system til kendte og ukendte grundstoffer med atomvægt større end bismuth (for eksempel thorium, protactinium og uranium), var allerede blevet foreslået helt tilbage i 1892. De fleste undersøgere mente dog at disse grundstoffer var analoge til den tredje serie af overgangs-grundstoffer, hafnium, tantalum og wolfram. Eksistensen af en anden, indre overgangsserie, i form af actiniderne, blev ikke accepteret før man fik fastslået lighederne med lanthanidernes elektronstrukturer. Se: van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier. p. 315–316, ISBN 0-444-40776-6.

Referencer[redigér | redigér wikikode]

  1. ^ "Chemistry: Four elements added to periodic table". BBC News. 
  2. ^ a b c Emsley, J. (2011). Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (New udg.). New York, NY: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-960563-7. 
  3. ^ Greenwood & Earnshaw, pp. 24–27
  4. ^ Gray, p. 6
  5. ^ CNN, Ashley Strickland. New elements on the periodic table are named. 
  6. ^ Discovery and assignment of elements with atomic numbers 113, 115, 117 and 118. International Union of Pure and Applied Chemistry. 2015-12-30. 
  7. ^ Hello, Nihonium. Scientists Name 4 New Elements On The Periodic Table. 
  8. ^ Koppenol, W. H. (2002). "Naming of New Elements (IUPAC Recommendations 2002)" (PDF). Pure and Applied Chemistry 74 (5): 787–791. doi:10.1351/pac200274050787. 
  9. ^ Scerri 2007, p. 24
  10. ^ Messler, R. W. (2010). The essence of materials for engineers. Sudbury, MA: Jones & Bartlett Publishers. s. 32. ISBN 0-7637-7833-8. 
  11. ^ Bagnall, K. W. (1967). "Recent advances in actinide and lanthanide chemistry". in Fields, P.R.; Moeller, T.. Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry. Advances in Chemistry. 71. American Chemical Society. pp. 1–12. doi:10.1021/ba-1967-0071. ISBN 0-8412-0072-6. 
  12. ^ Day, M. C., Jr.; Selbin, J. (1969). Theoretical inorganic chemistry (2nd udg.). New York: Nostrand-Rienhold Book Corporation. s. 103. ISBN 0-7637-7833-8. 
  13. ^ Holman, J.; Hill, G. C. (2000). Chemistry in context (5th udg.). Walton-on-Thames: Nelson Thornes. s. 40. ISBN 0-17-448276-0. 
  14. ^ a b Leigh, G. J. (1990). Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science. ISBN 0-632-02494-1. 
  15. ^ Fluck, E. (1988). "New Notations in the Periodic Table". Pure Appl. Chem. (IUPAC) 60 (3): 431–436. doi:10.1351/pac198860030431. Hentet 24 March 2012. 
  16. ^ a b Moore, p. 111
  17. ^ a b c Greenwood & Earnshaw, p. 30
  18. ^ Stoker, S. H. (2007). General, organic, and biological chemistry. New York: Houghton Mifflin. s. 68. ISBN 978-0-618-73063-6. OCLC 52445586. 
  19. ^ Mascetta, J. (2003). Chemistry The Easy Way (4th udg.). New York: Hauppauge. s. 50. ISBN 978-0-7641-1978-1. OCLC 52047235. 
  20. ^ Kotz, J.; Treichel, P.; Townsend, John (2009). Chemistry and Chemical Reactivity, Volume 2 (7th udg.). Belmont: Thomson Brooks/Cole. s. 324. ISBN 978-0-495-38712-1. OCLC 220756597. 
  21. ^ Gray, p. 12
  22. ^ Jones, C. (2002). d- and f-block chemistry. New York: J. Wiley & Sons. s. 2. ISBN 978-0-471-22476-1. OCLC 300468713. 
  23. ^ Silberberg, M. S. (2006). Chemistry: The molecular nature of matter and change (4th udg.). New York: McGraw-Hill. s. 536. ISBN 0-07-111658-3. 
  24. ^ Manson, S. S.; Halford, G. R. (2006). Fatigue and durability of structural materials. Materials Park, Ohio: ASM International. s. 376. ISBN 0-87170-825-6. 
  25. ^ Bullinger, H-J. (2009). Technology guide: Principles, applications, trends. Berlin: Springer-Verlag. s. 8. ISBN 978-3-540-88545-0. 
  26. ^ Jones, B. W. (2010). Pluto: Sentinel of the outer solar system. Cambridge: Cambridge University Press. pp. 169–71. ISBN 978-0-521-19436-5. 
  27. ^ a b Myers, R. (2003). The basics of chemistry. Westport, CT: Greenwood Publishing Group. pp. 61–67. ISBN 0-313-31664-3. 
  28. ^ a b Chang, R. (2002). Chemistry (7 udg.). New York: McGraw-Hill. pp. 289–310; 340–42. ISBN 0-07-112072-6. 
  29. ^ Greenwood & Earnshaw, p. 27
  30. ^ a b Jolly, W. L. (1991). Modern Inorganic Chemistry (2nd udg.). McGraw-Hill. s. 22. ISBN 978-0-07-112651-9. 
  31. ^ a b c Greenwood & Earnshaw, p. 28
  32. ^ (Engelsk) International Union of Pure and Applied Chemistry. "Electronegativity". Compendium of Chemical Terminology Internet-udgave.
  33. ^ Pauling, L. (1932). "The Nature of the Chemical Bond. IV. The Energy of Single Bonds and the Relative Electronegativity of Atoms". Journal of the American Chemical Society 54 (9): 3570–3582. doi:10.1021/ja01348a011. 
  34. ^ Allred, A. L. (1960). "Electronegativity values from thermochemical data". Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry (Northwestern University) 17 (3–4): 215–221. doi:10.1016/0022-1902(61)80142-5. Hentet 11 June 2012. 
  35. ^ Huheey, Keiter & Keiter, p. 42
  36. ^ a b Chang, pp. 307–309
  37. ^ Huheey, Keiter & Keiter, pp. 42, 880–81
  38. ^ Yoder, C. H.; Suydam, F. H.; Snavely, F. A. (1975). Chemistry (2nd udg.). Harcourt Brace Jovanovich. s. 58. ISBN 0-15-506465-7. 
  39. ^ Huheey, Keiter & Keiter, pp. 880–85
  40. ^ Sacks, O (2009). Uncle Tungsten: Memories of a chemical boyhood. New York: Alfred A. Knopf. pp. 191, 194. ISBN 0-375-70404-3. 
  41. ^ Gray, p. 9
  42. ^ Siegfried, R. (2002). From elements to atoms a history of chemical composition. Philadelphia, Pennsylvania: Library of Congress Cataloging-in-Publication Data. s. 92. ISBN 0-87169-924-9. 
  43. ^ a b Ball, p. 100
  44. ^ Horvitz, L. (2002). Eureka!: Scientific Breakthroughs That Changed The World. New York: John Wiley. s. 43. ISBN 978-0-471-23341-1. OCLC 50766822. 
  45. ^ Aug. Kekulé (1857). "Über die s. g. gepaarten Verbindungen und die Theorie der mehratomigen Radicale". Annalen der Chemie und Pharmacie 104 (2): 129–150. doi:10.1002/jlac.18571040202. 
  46. ^ van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier. s. 19. ISBN 0-444-40776-6. 
  47. ^ (på french)Alexandre-Emile Bélguier de Chancourtois (1820-1886). Annales des Mines history page. Hentet 18 September 2014. 
  48. ^ Venable, pp. 85–86; 97
  49. ^ Odling, W. (2002). "On the proportional numbers of the elements". Quarterly Journal of Science 1: 642–648 (643). 
  50. ^ Scerri, E. (2011). The periodic table: A very short introduction. Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-958249-5. 
  51. ^ Kaji, M. (2004). "Discovery of the periodic law: Mendeleev and other researchers on element classification in the 1860s". in Rouvray, D. H.; King, R. Bruce. The periodic table: Into the 21st Century. Research Studies Press. pp. 91–122 (95). ISBN 0-86380-292-3. 
  52. ^ Newlands, J. A. R. (20 August 1864). "On Relations Among the Equivalents". Chemical News 10: 94–95. 
  53. ^ Newlands, J. A. R. (18 August 1865). "On the Law of Octaves". Chemical News 12: 83. 
  54. ^ Bryson, B. (2004). A Short History of Nearly Everything. Black Swan. pp. 141–142. ISBN 978-0-552-15174-0. 
  55. ^ Scerri 2007, p. 306
  56. ^ Brock, W. H.; Knight, D. M. (1965). "The Atomic Debates: 'Memorable and Interesting Evenings in the Life of the Chemical Society'". Isis (The University of Chicago Press) 56 (1): 5–25. doi:10.1086/349922. 
  57. ^ Scerri 2007, pp. 87, 92
  58. ^ Kauffman, G. B. (March 1969). "American forerunners of the periodic law". Journal of Chemical Education 46 (3): 128–135 (132). doi:10.1021/ed046p128. Bibcode1969JChEd..46..128K. 
  59. ^ Mendelejew, D. (1869). "Über die Beziehungen der Eigenschaften zu den Atomgewichten der Elemente" (på German). Zeitschrift für Chemie: 405–406. 
  60. ^ Venable, pp. 96–97; 100–102
  61. ^ Ball, pp. 100–102
  62. ^ Pullman, B. (1998). The Atom in the History of Human Thought. Translated by Axel Reisinger. Oxford University Press. s. 227. ISBN 0-19-515040-6. 
  63. ^ Ball, p. 105
  64. ^ Atkins, P. W. (1995). The Periodic Kingdom. HarperCollins Publishers, Inc.. s. 87. ISBN 0-465-07265-8. 
  65. ^ Samanta, C.; Chowdhury, P. Roy; Basu, D.N. (2007). "Predictions of alpha decay half lives of heavy and superheavy elements". Nucl. Phys. A 789: 142–154. doi:10.1016/j.nuclphysa.2007.04.001. Bibcode2007NuPhA.789..142S. 
  66. ^ Scerri 2007, p. 112
  67. ^ Kaji, M. (2002). "D.I. Mendeleev's Concept of Chemical Elements and the Principle of Chemistry". Bull. Hist. Chem. (Tokyo Institute of Technology) 27 (1): 4–16. Hentet 11 June 2012. 
  68. ^ Adloff, J-P.; Kaufman, G. B. (25 September 2005). Francium (Atomic Number 87), the Last Discovered Natural Element. The Chemical Educator. Hentet 26 March 2007. 
  69. ^ Hoffman, D. C.; Lawrence, F. O.; Mewherter, J. L.; Rourke, F. M. (1971). "Detection of Plutonium-244 in Nature". Nature 234 (5325): 132–134. doi:10.1038/234132a0. Bibcode1971Natur.234..132H. 
  70. ^ Gray, p.  12
  71. ^ Deming, H. G. (1923). General chemistry: An elementary survey. New York: J. Wiley & Sons. pp. 160, 165. 
  72. ^ Abraham, M; Coshow, D; Fix, W. Periodicity:A source book module, version 1.0. New York: Chemsource, Inc.. s. 3. 
  73. ^ Emsley, J (7 March 1985). "Mendeleyev's dream table". New Scientist: 32–36(36). 
  74. ^ Fluck, E (1988). "New notations in the period table". Pure & Applied Chemistry 60 (3): 431–436 (432). doi:10.1351/pac198860030431. 
  75. ^ Ball, p. 111
  76. ^ Scerri 2007, pp. 270‒71
  77. ^ Masterton, W. L.; Hurley, C. N.; Neth, E. J.. Chemistry: Principles and reactions (7th udg.). Belmont, CA: Brooks/Cole Cengage Learning. s. 173. ISBN 1-111-42710-0. 
  78. ^ Ball, p. 123
  79. ^ "Periodic table's seventh row finally filled as four new elements are added". The Guardian. 3 January 2016. Hentet 4 January 2016. 
  80. ^ "IUPAC Announces Proposed New Element Names". Chemistry World. 8 June 2016. 

Bibliografi[redigér | redigér wikikode]

Eksterne links[redigér | redigér wikikode]

Commons-logo.svg
Wikimedia Commons har medier relateret til: