Periodiek systeem: verschil tussen versies

Verwijderde inhoud Toegevoegde inhoud

In de regel

Versie van 12 jan 2016 19:47

Het Periodiek systeem is een tabellarische schikking van de chemische elementen, geordend op hun atoomnummer (aantal protonen in de atoomkern), elektronenconfiguratie en terugkerende stofeigenschappen. De tabel bevat ook vier rechthoekige blokken: s-, p-, d- en f-blokken. Over het algemeen zijn binnen één rij (periode) de linkse elementen metalen en de rechtse elementen niet-metalen.

De rijen van de tabel worden periodes genoemd; de kolommen worden groepen. Zes groepen (kolommen) hebben namen en nummers: bijvoorbeeld, de elementen uit groep 17 zijn de halogenen en groep 18 zijn de edelgassen. Het periodiek systeem kan gebruikt worden om connecties te vinden tussen de eigenschappen van elementen, en de eigenschappen te ontdekken van nieuwe of nog onbekende elementen. Het periodiek systeem is een nuttig raamwerk om chemisch gedrag mee te analyseren, en wordt uitgebreid gebruikt in de chemie en andere wetenschappen.

Hoewel er voorgangers bestaan, werd de eerste herkenbare tabel gepubliceerd door Dmitri Mendelejev in 1869. Hij ontwikkelde zijn tabel om periodieke tendensen aan te tonen in de toen gekende elementen. Mendelejev voorspelde ook enkele eigenschappen van toen onbekende elementen, waarvan hij verwachte dat die de gaten in de tabel zouden vullen. Toen die elementen werden ontdekt bleken zijn voorspellingen grotendeels correct te zijn geweest. Mendelejev's periodiek systeem is sindsdien uitgebreid en verfijnd door het ontdekken of synthetiseren van meer nieuwe elementen en het ontwikkelen van nieuwe theoretische modellen om het chemisch gedrag te verklaren.

Alle elementen van atoomnummer 1 (waterstof) tot 118 (ununoctium) werden ontdekt of gesynthetiseerd, en elementen 113, 115, 117 en 118 werden op 30 december 2015 door de IUPAC bevestigd.^[2] De eerste 94 elementen verschijnen in de natuur, hoewel sommigen zeer weinig voorkomen en eerst in een laboratorium gesynthetiseerd werden voor ze in de natuur ontdekt werden.^{[n 1]} Elementen met atoomnummer 95 tot 118 zijn enkel gesynthetiseerd in laboratoria. Er werd aangetoond dat elementen 95 tot 100 ooit in de natuur voorkwamen, maar nu niet meer.^[3] Men is momenteel bezig met het synthetiseren van elementen met hogere atoomnummers. Men heeft ook meerdere synthetische radionuclides van elementen die in de natuur verschijnen in een lab kunnen produceren.

Overzicht

1
Ia

18
0

1

1
H

2
IIa

13
IIIa

14
IVa

15
Va

16
VIa

17
VIIa

2
He

2

3
Li

4
Be

5
B

6
C

7
N

8
O

9
F

10
Ne

3

11
Na

12
Mg

3
IIIb

4
IVb

5
Vb

6
VIb

7
VIIb

8
VIIIb

9
VIIIb

10
VIIIb

11
Ib

12
IIb

13
Al

14
Si

15
P

16
S

17
Cl

18
Ar

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

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

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

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

*Lanthaniden

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

**Actiniden

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

**Chemische reeksen van het Periodiek Systeem der Elementen**
Alkalimetalen	Aardalkalimetalen	Overgangsmetalen	Hoofdgroepmetalen	Metalloïden
Niet-metalen	Halogenen	Edelgassen	Lanthaniden	Actiniden

Elk chemisch element heeft een uniek atoomnummer, wat het aantal protonen in de atoomkern voorstelt.^{[n 2]} De meeste elementen hebben verschillende aantallen neutronen tussen verschillende atomen, en deze varianten worden isotopen genoemd. Bijvoorbeeld, koolstof heeft drie isotopen die in de natuur voorkomen: alle koolstofatomen hebben zes protonen en de meeste hebben ook zes neutronen, maar ongeveer 1% heeft zeven neutronen en een zeer kleine fractie heeft er acht. In het periodiek systeem worden isotopen niet onderscheidden, maar worden samen gegroepeerd als één element. Elementen zonder stabiele isotopen krijgen de atoommassa van hun stabielste isotoop, waar zulke massa's vermeld worden, tussen haakjes.^[4]

In een standaard periodiek systeem worden de elementen naar stijgend atoomnummer (aantal protonen in de atoomkern) geordend. Een nieuwe rij (periode) begint wanneer een nieuwe elektronenschil zijn eerste elektron krijgt. Kolommen (groepen) worden vastgesteld door de elektronenconfiguratie van de atoom; elementen met eenzelfde aantal elektronen in een bepaalde schil vallen onder dezelfde kolom (bv. zuurstof en seleen zitten in dezelfde kolom omdat ze beide vier elektronen hebben in de buitenste p-schil). Elementen met gelijkaardige chemische eigenschappen vallen in het algemeen in dezelfde groep in het periodiek systeem, hoewel in het f-blok, en in sommige gevallen in het d-blok, de elementen in dezelfde periode ook gelijkaardige eigenschappen hebben. Het is dus relatief makkelijk om de chemische eigenschappen van een element te voorspellen als men de eigenschappen van de aangrenzende elementen kent.^[5]

In 2016 heeft het periodiek systeem 118 bevestigde elementen. Elementen 113, 115, 117 en 118 werden officieel bevestigd door de IUPAC in december 2015, hoewel hun officiële namen nog onbeslist zijn.^[6] Daarom worden ze momenteel geïdentificeerd volgens hun atoomnummer (bv. "Element 113"), of volgens hun voorlopige systematische elementnaam ("Ununtrium", symbool "Uut").^[7]

94 elementen verschijnen in de natuur; de andere 20 elementen, van americium tot copernicium en flerovium tot livermorium, kunnen enkel in een laboratorium gesynthetiseerd worden. Uit de natuurlijke 94 elementen, zijn er 84 oerelementen, wat betekent dat ze sinds het begin op aarde voorkwamen. De andere 10 natuurlijke elementen ontstaan enkel tijdens het vervallen van de oerelementen.^[3] Het zwaarste geobserveerde element in macroscopische hoeveelheden in pure vorm is einsteinium (element 99). Astaat (element 85) is nog nooit geobserveerd geweest; francium kon enkel gefotografeerd worden in de vorm van het licht dat microscopische hoeveelheden (300 000 atomen) uitstralen.^[8]

Groeperingen

Groepen

Een groep of familie is een verticale kolom in het periodiek systeem. Groepen hebben meestal belangrijkere periodieke tendensen dan periodes en blokken, die later uitgelegd worden. Moderne kwantummechanische theorieën van atoomstructuur leggen groep tendensen uit door het feit dat elementen binnen dezelfde groep algemeen dezelfde elektronenconfiguratie in hun buitenste elektronenschil hebben.^[9] Hierdoor hebben elementen in eenzelfde groep gelijkaardige eigenschappen en is er een duidelijke tendens bij stijgende atoomnummers.^[10] Maar in sommige delen van de tabel, voornamelijk het d-blok en f-blok, kunnen de horizontale gelijkheden even belangrijk zijn als verticale gelijkheden.^[11]^[12]^[13]

Volgens een internationale naamconventie, worden de groepen genummerd van 1 tot 18 van de linkse kolom (alkalimetalen) tot de rechtse kolom (edelgassen).^[14] Vroeger werden ze genummerd met Romeinse cijfers. In Amerika werden deze cijfers gevolgd door een "A" als de groep deel was van het s- of p-blok, of een "B" als de groep deel uitmaakte van het d-blok. De Romeinse cijfers kwamen overeen met het laatste cijfer van de moderne naamconventie (bv. groep 4 was IVB en groep 14 was groep IVA). In Europa was de nummering gelijksoortig, behalve dat de "A" gebruikt werd voor groepen 1-9 en "B" voor groepen 10 en hoger. Groepen 8, 9 en 10 werden ook beschouwd als één groep met driemaal de breedte, die in beide notaties als groep VIII bekend was. In 1988 kwam het nieuwe IUPAC naamsysteem in gebruik, en de oude groepen werden afgeschaft.^[15]

Sommige groepen kregen een triviale reeksnaam, zoals in de onderstaande tabel te zien, hoewel sommige zelden worden gebruikt. Groepen 3-16 hebben in het Nederlands geen triviale naam (3-10 in het Engels) en worden naar verwezen met hun groepsnummer of de naam van het eerste element in de groep (zoals Scandium groep), omdat ze minder gelijkheden en/of verticale trends hebben.^[14]

Elementen in dezelfde groep neigen tot het vertonen van patronen in atoomstraal, ionisatiepotentiaal en elektronegativiteit. Van top tot bodem per groep zal de atoomstraal van de elementen stijgen, aangezien er meer elektronen zijn en de valentie-elektronen verder van de kern te vinden zullen zijn. Van bovenaf heeft elk opeenvolgend element een lager ionisatiepotentiaal, omdat het makkelijker is een elektron te verwijderen omdat de atomen minder sterk verbonden zijn. Groepen zullen ook van boven naar beneden een lagere elektronegativiteit hebben door de grotere afstand tussen valentie-elektronen en de kern.^[16] Er zijn echter uitzonderingen, zoals in groep 11 waar de elektronegativiteit stijgt naarmate je de groep afdaalt.^[17]

Groepsnummer	1	2		3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
CAS (Amerika, patroon A-B-A)	IA	IIA		IIIB	IVB	VB	VIB	VIIB	VIIIB			IB	IIB	IIIA	IVA	VA	VIA	VIIA	VIIIA
oud IUPAC (Europa, patroon A-B)	IA	IIA		IIIA	IVA	VA	VIA	VIIA	VIII			IB	IIB	IIIB	IVB	VB	VIB	VIIB	Group 0
Triviale naam	Alkalimetalen	Aardalkalimetalen																Halogenen	Edelgassen
Naam volgens element	Lithium groep	Beryllium groep		Scandium groep	Titanium groep	Vanadium groep	Chroom groep	Mangaan groep	ijzer groep	Kobalt groep	Nikkel groep	Koper groep	Zink groep	Boor groep	koolstof groep	Stikstof groep	Zuurstof groep	Fluor groep	Helium of Neon groep
Periode 1	H																		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		Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
Periode 6	Cs	Ba	La–Yb	Lu	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
Periode 7	Fr	Ra	Ac–No	Lr	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Uut	Fl	Uup	Lv	Uus	Uuo
Waterstof (H), hoewel het geplaatst wordt in kolom 1, wordt het niet beschouwd deel te zijn van de groep alkalimetalen.
Groep 3: afhankelijk van de bron kunnen Lutetium (Lu) and Lawrencium (Lr) inbegrepen worden; het f-blok (met 14 lanthanides and 14 actinides) kan ook inbegrepen worden.

^[18]^[19]^[20]

Periode

Een periode is een horizontale rij in het periodiek systeem. Hoewel de groepen algemeen de duidelijkste periodieke trends vertonen, zijn er enkele regio's waar horizontale trends duidelijker zijn dan de verticale, zoals in het f-blok, waar de lanthanides en actinides twee aanzienlijke horizontale series vormen.^[21]

Elementen in dezelfde periode vertonen trends in atoomstraal, ionisatiepotentiaal, elektronenaffiniteit en elektronegativiteit. Van links naar rechts in een periode zal de atoomstraal algemeen dalen. Dit komt doordat elk opeenvolgend element een extra proton en elektron heeft, en de elektron dichter naar de kern word getrokken.^[22] Deze daling in atoomstraal zorgt ervoor dat van links naar rechts in een periode het ionisatiepotentiaal ook zal stijgen. Hoe strakker een atoom gebonden is, hoe meer energie er nodig is om een elektron te verwijderen. Elektronegativiteit stijgt op dezelfde manier als ionisatiepotentiaal door de trekkracht van de kern op de elektronen.^[16] Elektronenaffiniteit toont ook een lichte trend in periodes. Metalen (aan de linkerkant) hebben in het algemeen een lagere elektronenaffiniteit dan niet-metalen (aan de rechterkant), met de uitzondering van edelgassen.^[23]

Blokken

Specifieke regio's van het periodiek systeem kunnen naar verwezen worden als blokken, door de reeks waarin de elektronenschillen van de elementen gevuld worden. Elk blok wordt genoemd naar de schil waarin de "laatste" elektron zich bevindt.^[24]^{[n 3]} Het s-blok omvat de eerste twee groepen (alkalimetalen en aardalkalimetalen), alsook waterstof en helium. Het p-blok omvat de laatste zes groepen, 13 tot 18 in IUPAC (3A tot 8A in Amerika) en bevat onder andere alle metalloïden. Het d-blok omvat groepen 3 tot 12 (of 3B tot 2B in Amerikaans) en bevat alle overgangsmetalen. Het f-blok, vaak onder de rest van de tabel, heeft geen groepsnummers en omvat de lanthanides en actinides.^[25] vormen met elkaar

Metalen, metalloïden en niet-metalen

Volgens hun gedeelde fysieke en chemische eigenschappen kunnen de elementen geclassificeerd worden in de grote categorieën metalen, metalloïden en niet-metalen. Metalen zijn in het algemeen glanzende, zeer geleidende vaste lichamen, die allooien vormen met elkaar en zoutachtige ionische verbindingen vormen met niet-metalen (behalve edelgassen). De meeste niet-metalen zijn gekleurde of kleurloze isolerende gassen; niet-metalen die verbindingen vormen met andere niet-metalen hebben een covalente binding. Tussen de metalen en niet-metalen liggen de metalloïden die tussenliggende eigenschappen bevatten.^[26]

Metalen en niet-metalen kunnen verder geordend worden in subcategorieën die een gradatie van metallische naar niet-metallische eigenschappen tonen, van links naar rechts in de rijen. De metalen zijn onderverdeeld in de zeer reactieve alkalimetalen, de minder reactieve aardalkalimetalen, de lanthanides en actinides, via de overgangsmetalen, eindigend met de fysiek- en chemisch zwakke hoofdmetalen. De niet-metalen worden onderverdeeld in de polyatomische niet-metalen, die zich het dichtst bij de metalen bevinden en dus enkele licht metallische eigenschappen hebben; de diatomische niet-metalen, die in wezen niet-metallisch zijn; en de monatomische edelgassen, die niet-metallisch en bijna compleet inert zijn. Gespecialiseerde groeperingen, zoals de dwarsmetalen en edelmetalen, die subcategorieën zijn van de doorgangsmetalen, zijn ook mogelijk en worden soms zo aangegeven.^[27]^[28]

De elementen in categorieën en subcategorieën verdelen volgens gedeelde eigenschappen is onvolmaakt. Er is een spectrum van eigenschappen binnen elke categorie, en men kan makkelijk overlappingen vinden, zoals het geval is bij de meeste classificatieschema's.^[29] Bijvoorbeeld beryllium wordt geclassificeerd als een aardalkalimetaal, hoewel zijn amfotere chemie en neiging om meestal covalente verbindingen te maken zijn eigenschappen van een chemisch zwak hoofdmetaal. Radon wordt geclassificeerd als niet-metaal en edelgas, hoewel het kationische chemie heeft wat beter past bij metalen. Er zijn andere classificatieschema's mogelijk, zoals het verdelen van de elementen volgens affiniteit met een bepaalde chemische fase of volgens kristalstructuur. De elementen op deze manier categoriseren dateert van 1869 toen Hinrichs^[30] schreef dat simpele grenzen konden getekend worden op een periodiek systeem om elementen met gelijkaardige eigenschappen te groeperen, zoals metalen en niet-metalen, of de gaselementen.

Periodieke Trends

Elektronenconfiguratie

De elektronen configuratie, of de organisatie van de elektronen die draaien om neutrale atomen, toont een weerkerend patroon or periodiciteit. De elektronen bezetten een serie elektronenschillen (schil 1, schil 2, enz). Elke schil bevat een of meer subschillen (genaamd s, p, d, f, en g). Zoals het atoomnummer stijgt, zullen elektronen geleidelijk deze schillen en subschillen vullen ongeveer volgens de Madelung regel, zoals te zien in het diagram. De elektronenconfiguratie van neon bijvoorbeeld is 1s² 2s² 2p⁶. Met atoomnummer 10 heeft neon 2 elektronen in de eerste schil en 8 elektronen in de tweede schil – 2 in de s-subschil en 6 in de p-subschil. In De taal van het periodiek systeem, de eerste keer dat een elektron een nieuwe schil bezet is de start van een nieuwe periode.^[31]^[32]

Aangezien de eigenschappen van een element grotendeels bepaalt worden door de elektronenconfiguratie, tonen die eigenschappen weerkerende patronen en periodiek gedrag, met enkele voorbeelden in de onderstaande tabel. Deze periodiciteit, die al lang opgemerkt werden voor de onderliggende theorie werd ontwikkeld, leidde tot de periodieke wet (de eigenschappen van de elementen herhalen zich in intervallen) en het formuleren van de eerste periodieke systemen.^[31]^[32]

Atoomstraal

Atoomstraal varieert in een voorspelbare en verklaarbare manier over het hele periodiek systeem. Bijvoorbeeld, de straal daalt in het algemeen met elke periode van de tabel, van alkalimetalen tot edelgassen; en ze stijgen met elke groep. De straal stijgt stijl tussen elk edelgas aan het einde van de periode en het opvolgende alkalimetaal aan het begin van de volgende periode. Deze trends kunnen verklaart worden door de elektronenschil theorie van de atoom; ze waren belangrijk bewijs voor het ontwikkelen en bevestigen van de kwantum theorie.^[33]

De elektronen in de 4f-subschil, wat gevuld wordt van cerium (element 58) tot Ytterbium (element 70) zijn niet erg effectief in het beschermen van de stijgende nucleaire lading voor de volgende subschillen. De elementen die direct volgen op de lanthanides hebben kleinere atoomstralen dan verwacht en die bijna identiek zijn aan de atoomstralen van de bovenliggende elementen.^[34] Zo heeft hafnium virtueel dezelfde atoomstraal (en chemie) als zirkonium, en tantaal heeft een gelijkaardige atoomstraal als niobium, enzovoort. Dit wordt de lanthanide samentrekking genoemd. Het effect van de lanthanide samentrekking is merkbaar tot aan platina (element 78), waarna het vermomd wordt door het relativistisch effect, het inerte paren effect genaamd.^[35] De d-blok samentrekking, een gelijkaardig effect tussen het d-blok en p-blok, is minder opvallend dan de lanthanide samentrekking, maar ontstaat voor een vergelijkbare reden.^[34]

Ionisatiepotentiaal

Het eerste ionisatiepotentiaal is de energie die nodig is om één elektron uit een atoom te verwijderen, het tweede ionisatiepotentiaal is de energie die nodig is om een tweede elektron uit de atoom te verwijderen, enzovoort. Bij een gegeven atoom zullen opeenvolgende ionisatiepotentialen stijgen volgens een ionisatiegraad. Magnesium bijvoorbeeld heeft als eerste ionisatiepotentiaal 738 kJ/mol en als tweede 1450 kJ/mol. Elektronen in de dichtere orbitalen ondergaan sterkere elektrostatische aantrekking, waardoor hun verwijdering steeds meer energie vereist. Het ionisatiepotentiaal stijgt richting boven en rechts in het periodiek systeem.^[35]

Grote sprongen in opeenvolgende ionisatiepotentialen vinden plaats na het verwijderen van een elektron uit een edelgas configuratie. De twee eerste ionisatiepotentialen van magnesium, zoals eerder vermeld, komen overeen met het verwijderen van de twee 3s elektronen, en het derde ionisatiepotentiaal is 7730 kJ/mol voor de verwijdering van een 2p elektron uit de zeer stabiele, neon-achtige configuratie van Mg²⁺. Gelijkaardige sprongen komen voor in het ionisatiepotentiaal voor andere derde-rij atomen.^[35]

Elektronegativiteit

Elektronegativiteit is de neiging van een atoom om elektronen aan te trekken.^[36] De elektronegativiteit van atomen wordt beïnvloed door het atoomnummer en de afstand tussen de valentie-elektronen en de kern. Hoe hoger de elektronegativiteit, hoe meer een element elektronen aantrekt. Het werd eerst voorgesteld Linus Pauling in 1932.^[37] In het algemeen stijgt de elektronegativiteit van links naar rechts in een periode en dalen van boven naar onder in een groep. Zo is fluor het meest elektronegatieve element,^{[n 5]} terwijl cesium het minst elektronegatief is, tenminste onder de elementen waarover genoeg informatie beschikbaar is.^[17]

Er zijn uitzonderingen op deze algemene regel. Gallium en germanium hebben een hogere elektronegativiteit dan respectievelijk aluminium en silicium, door d-blok samentrekking. Elementen in de vierde periode meteen na de eerste rij van de overgangsmetalen, hebben bijzonder kleine atoomstralen omdat de 3d-elektronen de stijgende nucleaire lading niet goed kunnen afschermen, en kleinere atoomgrootte hangt samen met hogere elektronegativiteit.^[17] De abnormaal hoge elektronegativiteit van lood, vooral wanneer vergeleken met thallium en bismut, lijkt een artefact van data selectie (en data beschikbaarheid) – berekeningsmethodes anders dan de Pauling methode tonen een normale periodieke trend voor deze elementen.^[38]

Elektronenaffiniteit

De elektronenaffiniteit van een atoom is de hoeveelheid energie die vrijkomt wanneer een elektron aan een neutraal atoom wordt toegevoegd om een negatief ion te vormen. Hoewel elektronenaffiniteit veel varieert, zijn er toch zichtbare trends. In het algemeen hebben niet-metalen meer positieve elektronenaffiniteit dan metalen. Chloor trekt het sterkst een extra elektron aan. De elektronenaffiniteit van de edelgassen zijn nog niet beslissend gemeten, dus hebben ze misschien licht negatieve waarden.^[41]

In het algemeen zal elektronenaffiniteit toenemen van links naar rechts in een periode. Dit komt door het vullen van de valentie-schil (buitenste schil) van de atoom; een atoom uit groep 17 geeft meer energie vrij dan een atoom uit groep 1 wanneer het een extra elektron krijgt, omdat het zo de valentie-schil vult en het resultaat stabieler is.^[41]

Men zou een trend van dalende elektronenaffiniteit van boven naar onder in een groep verwachten. De extra elektron zal een orbitaal bezetten die verder weg is van de kern. Daarom zou de elektron minder aangetrokken worden door de kern en zou minder energie vrijkomen wanneer die wordt toegevoegd. Daarentegen is één derde van de elementen bij het dalen langs een groep abnormaal, en zwaardere elementen hebben een hogere elektronenaffiniteit dan hun lichtere buren. Dit komt grotendeels door de zwakkere afscherming van d- en f-elektronen. Een gelijke daling in elektronenaffiniteit geldt enkel voor de elementen in groep 1.^[42]

Metaalkarakter

Hoe lager de waarden van het ionisatiepotentiaal, de elektronegativiteit en de elektronenaffiniteit zijn, hoe metallischer het karakter van een element is. Aan de andere kant zal het niet-metallisch karakter stijgen bij hogere waarden.^[43] Gezien de trends van deze drie eigenschappen, zal het metallisch karakter dalen langs een periode, en met enkele uitzonderingen door de zwakke afscherming van de kern door d- en f-elektronen en relativistische effecten,^[44] stijgt het ook bij het afdalen langs een groep. Dus zijn de meest metallische elementen (zoals cesium of francium) te vinden in de links onderste hoek van traditionele periodieke systemen, en de meest niet-metallische elementen (zuurstof, fluor, chloor) in de rechts bovenste hoek. De combinatie van horizontale en verticale trends in metaalkarakter verklaren de trapvormige grenslijn tussen metalen en niet-metalen die te vinden is op sommige periodieke systemen, alsook de gewoonte om soms meerdere elementen dichtbij die lijn te categoriseren als metalloïden.^[45]^[46]

Geschiedenis

Eerste pogingen tot systematisering

In 1789 publiceerde Antoine Lavoisier een lijst met 33 chemische elementen, gegroepeerd als gassen, metalen, niet-metalen en aarden.^[47] Chemici zochten de volgende eeuw lang naar een preciezere classificatie. In 1829 observeerde Johann Döbereiner dat veel elementen in trio's konden gegroepeerd worden, gebaseerd op hun chemische eigenschappen. Bijvoorbeeld, lithium, natrium en kalium kunnen in een trio gegroepeerd worden als zachte, reactieve elementen. Döberreiner merkte ook op dat wanneer ze gerangschikt werden op atoomgewicht, het tweede lid van elk trio ongeveer het gemiddelde was van het eerste en derde;^[48] dit stond bekent als de Wet van Trio's.^[49] De Duitse chemicus Leopold Gmelin werkte met dit systeem, en tegen 1843 had hij tien trio's, drie groepen van vier en een groep van vijf geïdentificeerd. Jean-Baptiste Dumas publiceerde zijn werk in 1857 wat de relaties tussen verschillende groepen metalen beschrijft. Hoewel meerdere chemici relaties konden ontdekken tussen kleine groepen elementen, was er nog geen systeem wat ze allemaal kon bevatten.^[48]

In 1857 observeerde de Duitse chemicus Friedrich Kekulé dat koolstof vaak met vier andere atomen verbonden is. Methaan bijvoorbeeld bestaat uit één koolstofatoom en vier waterstofatomen. Dit concept werd bekent als valentie; verschillende elementen binden verschillende aantallen atomen.^[50]

In 1862 publiceerde de Franse geoloog Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois een vroege vorm van het periodiek systeem, wat hij de aardse helix, of schroef noemde. Hij was de eerste die de periodiciteit van de elementen opmerkte. Hij rangschikte de elementen in een spiraal op een cilinder volgens atoomgewicht, en toonde zo dat elementen met gelijkaardige eigenschappen met regelmatige tussenpozen lijken te verschijnen. Dit systeem bevatte enkele ionen en verbindingen samen met de elementen. Zijn werk gebruikte ook geologische termen in plaats van chemische, en bevatte geen schema; hierdoor kreeg het weinig aandacht tot het werk van Dmitri Mendelejev.^[51]

In 1864 publiceerde de Duitse chemicus Julius Lothar Meyer een tabel met 44 elementen, gerangschikt volgens valentie. De tabel toonde aan dat elementen met gelijkaardige eigenschappen vaak dezelfde valentie hebben.^[52] Tegelijkertijd publiceerde de Engelse chemicus William Odling een rangschikking van 57 elementen, geordend op atoomgewicht. Hoewel er onregelmatigheden en gebreken in zaten, merkte hij een periodiciteit op in het atoomgewicht van de elementen, en dat deze overeenkomstig waren met "hun normaal verkregen groeperingen."^[53] Odling speelde met het idee van een periodieke wet, maar volgde dit niet op.^[54] Hij stelde achteraf (in 1870) een valentie-gebaseerde classificatie voor.^[55]

De Engelse chemicus John Newlands schreef een reeks werkstukken van 1863 tot 1866, en merkte op dat wanneer de elementen op stijgend atoomgewicht worden geordend, gelijkaardige fysieke en chemische eigenschappen zich voordoen met intervallen van acht; hij vergeleek die periodiciteit met die van muzikale octaven.^[56]^[57] Deze zogenoemde Wet van Octaven werd echter bespot door Newlands' tijdgenoten, en de Chemical Society weigerde zijn werk te publiceren.^[58] Newlands kon toch een tabel van de elementen maken, en gebruikte het om het bestaan van onbekende elementen te voorspellen, zoals germanium.^[59] De Chemical Society erkende het belang van zijn ontdekkingen pas vijf jaar nadat ze het aan Mendelejev toeschreven.^[60]

In 1867 publiceerde de Deens-Amerikaanse chemicus Gustavus Hinrichs een spiraal periodiek systeem, gebaseerd op atoomgewichten en spectra, en chemische gelijkaardigheden. Het werk werd gezien als idiosyncratisch, opzichtig en ondoorgrondelijk waardoor het minder herkenbaar en minder geaccepteerd werd.^[61]^[62]

Mendelejev's Tabel

De Russische chemieprofessor Dmitri Mendelejev en de Duitse chemicus Julius Lothar Meyer publiceerden beide (onafhankelijk) hun periodieke systemen, in 1869 en 1870 respectievelijk.^[63] Mendelejev's systeem was zijn eerste gepubliceerde versie; dat van Meyer was een uitbreiding op zijn vorige systeem uit 1864.^[64] Zij maakten beide hun systemen door het opsommen van elementen in rijen en kolommen volgens atoomgewicht, met een nieuwe rij of kolom wanneer de eigenschappen zich begonnen te herhalen.^[65]

De erkenning en aanvaarding van Mendelejev's systeem kwam van twee beslissingen die hij maakte. De eerste was om leegtes in het systeem te houden, als het leek dat het element nog niet ontdekt was.^[66] Mendelejev was niet de eerste chemicus die dit deed, maar hij was de eerste waarvan aanvaardt wordt dat hij ze gebruikte om de eigenschappen van nog onbekende elementen, zoals gallium en germanium.^[67] De tweede beslissing was om soms de voorgestelde rangschikking van atoomgewicht te negeren en aangrenzende elementen te wisselen, zoals telluur en jodium, om ze zo beter te kunnen groeperen in chemische families. Later in 1913 stelde Henry Moseley de experimentele waarden van kernlading of atoomnummer van elk element vast, en toonde aan dat Mendelejev's ordening overeenkomt met toenemende atoomnummers.^[68]

Het belang van atoomnummers voor de organisatie van het periodiek systeem werd niet volledig erkend men beter het bestaan en de eigenschappen van protonen en neutronen begreep. Mendelejev's periodiek systeem gebruikte atoomgewicht om de elementen te organiseren, omdat die informatie vrij precies bepaald kon worden in die tijd. Atoomgewicht werkte in de meeste gevallen goed genoeg om een voorstelling te maken dat de eigenschappen van onbekende elementen preciezer kon voorspellen dan vorige methoden. De vervanging van atoomnummers, zodra ze begrepen werden, gaf een definitieve, geheel getal-gebaseerde reeks van de elementen, en Moseley voorspelde dat de enige onbekende elementen (in 1913) tussen aluminium (Z=13) en goud (Z=79) (in 1913) waren Z=43, 61, 72 en 75, die allemaal later werden ontdekt. De reeks atoomnummers wordt vandaag nog gebruikt, met nieuwe synthetische elementen die geproduceerd en bestudeerd worden.^[69]

Tweede versie en verdere ontwikkeling

Acht-kolom vorm van periodiek systeem, bijgewerkt met alle ontdekte elementen tot 2015

In 1871 publiceerde Mendelejev zijn periodiek systeem in een nieuwe vorm, met groepen gelijkaardige elementen gesorteerd in kolommen in plaats van rijen. Die kolommen, genummerd I tot VIII komen overeen met de oxidatietoestand van het element. Hij maakte ook gedetailleerde voorspellingen over de eigenschappen van nog onbekende elementen, maar die moeten bestaan.^[70] Deze gaten werden gevuld toen chemici meer natuurlijke elementen ontdekten.^[71] Er wordt vaak beweerd dat het laatst ontdekte natuurlijk element francium was (wat Mendelejev eka-caesium noemde) in 1939.^[72] Plutonium werd synthetisch geproduceerd in 1940, maar werd in zeer kleine hoeveelheden in de natuur gevonden in 1971.^[73]

De populaire^[74] opmaak van het periodiek systeem, ook de standaardvorm genoemd, wordt toegeschreven aan Horace Groves Deming. Deming, een Amerikaanse chemicus, publiceerde in 1923 een korte (Mendelejev stijl) en een medium (18 kolommen) vorm van het periodiek systeem.^[75]^{[n 6]} In 1928 Merck and Company bereidden een pamfletvorm van Deming's 18-kolom tabel, wat wijd verspreid werd in Amerikaanse scholen. Tegen de jaren 1930 verscheen Deming's tabel in handboeken en chemische encyclopedias. Het werd ook lang verspreid door Sargent-Welch Scientific Company.^[76]^[77]^[78]

Met de ontwikkeling van moderne kwantummechanische theorieën van elektron configuraties in atomen, werd het duidelijk dat elke periode in de tabel overeenkwam met het vullen van een elektronenschil. Grotere atomen hebben meer elektronensubschillen, dus hadden latere tabellen steeds meer periodes nodig.^[79]

In 1945 stelde de Amerikaanse wetenschapper Glenn Seaborg voor dat de actinides, alsook de lanthanides, een f-subschil vulden. Vroeger dacht men dat de actinides een vierde rij waren van het d-blok. Seaborg's collega's stelden voor om zo'n radicaal voorstel niet te publiceren, omdat het waarschijnlijk zijn carrière zou ruïneren. Seaborg vond destijds dat hij geen carrière had om te ruïneren, dus publiceerde hij het toch. Zijn voorstel bleek correct en hij won de Nobelprijs voor de chemie in 1951 voor zijn werk rond het synthetiseren van actinide elementen.^[80]^[81]^{[n 7]}

Hoewel kleine hoeveelheden van sommige transurane elementen te vinden zijn in de natuur,^[3] werden ze eerst ontdekt in een lab. Hun productie heeft het periodiek systeem sterk uitgebreid, beginnend met neptunium, gesynthetiseerd in 1939.^[82] Omdat veel transurane elementen zeer onstabiel zijn en snel bederven, zijn ze moeilijk op te sporen wanneer ze geproduceerd worden. Er zijn controverses geweest over concurrerende opeisingen voor ontdekkingen van nieuwe elementen, waardoor onafhankelijk onderzoek nodig was om te beslissen wie voorrang en dus naamrechten had. De recentst geaccepteerde en benoemde elementen zijn flerovium (element 114) en livermorium (element 116), beide benoemd op 31 mei 2012.^[83] In 2010 beweerde een Russisch-Amerikaanse samenwerking in Doebna, Oblast Moskou, Rusland dat ze zes atomen hadden gesynthetiseerd van ununseptium (element 117), wat het de recentste beweerde ontdekking maakt.^[84]

Op 30 december 2015 werden elementen 113, 115, 117 en 118 formeel erkend door de IUPAC, wat de zevende rij van het periodiek systeem voltooid.^[85] Officiële namen en symbolen voor elk van deze elementen, die de tijdelijke namen zullen vervangen zoals ununpentium (Uup) voor element 115, worden verwacht voor 2016.

Andere periodieke systemen

Gebruikelijke varianten

Type I—La, Ac onder Y

Er zijn drie gebruikelijke varianten op de gewone of 18-kolom vorm van het periodiek systeem. Ze verschillen in hun voorstelling van groep 3.^[86] In dit artikel zullen we naar de drie varianten verwijzen als type I, type II en type III.

Type I: Sc, Y La en Ac. Lanthaan en actinium zitten in de hoofdtabel, in groep 3, onder scandium en yttrium. De volgende 14 lanthanides en actinides staan beneden, om ruimte te sparen. Er zijn twee rijen van 14 elementen, de eerste begint met cerium en eindigt met lutetium, de lagere begint met thorium en eindigt met lawrencium. Deze variant komt het meest voor.^[87]^{[n 8]} Het benadrukt gelijkaardigheden in periodieke trends in groepen 1, 2 en 3, met het nadeel van discontinuïteiten in de periodieke trends tussen groepen 3 en 4 en het fragmenteren van de lanthanides en actinides.^{[n 9]}

Type II—Lu, Lr onder Y

Type II: Sc, Y, Lu en Lr. Lutetium en lawrencium zitten in de hoofdtabel, in groep 3, onder scandium en yttrium. De rijen van de voorafgaande 14 lanthanides en actinides beginnen met lanthaan en actinium en eindigen ytterbium en nobelium. Deze variant behoudt een f-blok met 14 kolommen terwijl de lanthanides en actinides gefragmenteerd worden. Het benadrukt de gelijkaardigheden in periodieke trends tussen groep 3 en de volgende groepen, met het nadeel van discontinuïteiten in de periodieke trends tussen groepen 2 en 3.^{[n 10]}

Type III—Markers onder Y

Type III: Sc, Y en markers. De twee posities onder scandium zijn onbezet of verwijzen op de een of andere manier naar de onderste buitenrijen. De onderstaande lanthanides en actinides beginnen met lanthaan en actinium en eindigen met lutetium en lawrencium, wat resulteert in twee rijen van 15 elementen. Deze variant benadrukt gelijkaardigheden in de chemie van de 15 lanthanides (La–Lu), met het nadeel van dubbelzinnigheid over welke twee elementen de twee groep 3 posities onder scandium en yttrium innemen, en kennelijk een f-blok van 15 kolommen (er kunnen maar 14 elementen in een rij van het f-blok zijn).^{[n 11]}

De drie varianten komen uit historische moeilijkheden van het plaatsen van de lanthanides in het periodiek systeem, en argumenten over waar de f-blok elementen beginnen en eindigen.^[88] Sommigen beweren dat zulke argumenten bewijzen dat "het een fout is het [periodiek] systeem in scherp begrensde blokken op te delen."^[89] Sommige versies van de type III tabel zijn ook bekritiseerd voor het impliceren dat alle 15 lanthanides één plaats bezetten onder yttrium,^{[n 12]} wat tegen het basisprincipe van één plaats, één element gaat.^[90]^{[n 13]} De controverse over welke elementen de groep 3 posities onder scandium en yttrium innemen wordt verder besproken in Open vragen en controverses.

De type II tabel, als veelgebruikte variant, wordt getoond in het overzicht van deze pagina. Vergeleken met de Type I variant "zijn er minder klaarblijkelijke uitzonderingen op de gewone opvulling van de 4f orbitalen onder de opvolgende leden van de reeks.^[91]^{[n 14]} Anders dan bij variant III, is er geen dubbelzinnigheid in de compositie van groep 3.

Andere indelingen

In de 100 jaar sinds Mendelejev zijn systeem eerst publiceerde in 1869 zijn er een geschatte 700 versies van het periodiek systeem gepubliceerd.^[92] Naast de vele rechthoekige variaties, zijn er ook andere formaten voor het periodiek systeem ontwikkelt, bijvoorbeeld^{[n 15]} een cirkel, kubus, cilinder, gebouw, spiraal, lemniscaat,^[93] octagonaal prisma, piramide, bol en driehoek. Zulke alternatieven worden vaak ontworpen om de chemische of fysische eigenschappen te benadrukken die niet even klaarblijkelijk zijn als in traditionele periodieke systemen.^[92]

Het modern periodiek systeem word soms uitgebreid tot het lange, of 32-kolom formaat, door de f-blok elementen in hun natuurlijke positie te plaatsen tussen de s- en d-blokken. In tegenstelling tot de 18-kolom versie zorgt deze indeling voor "geen verstoringen in de reeks stijgende atoomnummers."^[94] De relatie tussen het f-blok en de andere blokken van het periodiek systeem worden zo ook makkelijker te zien.^[95] Jensen beveelt een tabelvorm aan met 32 kolommen, omdat de lanthanides en actinides anders voor studenten als onbelangrijk worden gezien, die kunnen genegeerd worden.^[96] Ondanks deze voordelen van het 32-kolom formaat, wordt het meestal ontweken in boeken, omdat het veel te groot is voor een boekformaat.^[97]

Een populaire^[98] alternatieve structuur is dat van Theodor Benfey (1960). De elementen worden gerangschikt in een doorlopende spiraal, met waterstof in het centrum en de overgangsmetalen, lanthanides en actinides in schiereilanden.^[99]

De meeste periodieke systemen zijn 2-dimensionaal;^[3] maar 3-dimensionale systemen bestonden al sinds 1862 (wat het periodiek systeem van Mendelejev uit 1869 voorafgaat). Recentere voorbeelden zijn Courtines' Periodieke Classificatie (1925)^[100] Wringley's Lamina Systeem (1949),^[101] Giguère's Periodieke Helix (1965)^[102] en Dufour's Periodieke Boom (1996).^[103] Om nog verder te gaan, Stowe's Fysicus Periodieke Tabel (1989)^[104] wordt beschreven als 4-dimensionaal (drie ruimtelijke dimensies en één kleurdimensie).^[105]

De verschillende vormen van het periodiek systeem kan beschreven worden als "liegen" op een chemisch-fysiek continuüm.^[106] Richting het chemische uiteinde kan men bijvoorbeeld Rayner-Canham's "onhandelbare"^[107] Inorganische Chemicus' Periodiek Systeem (2002),^[108] wat trends en patronen, en ongewone chemische relaties en eigenschappen benadrukt. Aan het fysische uiteinde van het continuüm ligt Janet's Linkse-Stap Periodiek Systeem (1928). Het heeft een structuur met een dichtere band met de volgorde van het vullen van de elektronenschillen, en dus ook met kwantummechanica.^[109] Ergens in het midden van het continuüm ligt de alomtegenwoordige standaardvorm van het periodiek systeem. Het wordt beschouwd als beter in het vertonen van empirische trends in een fysische staat, elektrische en thermische conductiviteit, en oxidatiegetallen, en andere eigenschappen die makkelijk kunnen afgeleid worden uit traditionele technieken uit het chemisch laboratorium.^[110]

Janet linkse-stap periodiek systeem
1s																															H	He
2s																															Li	Be
2p 3s																									B	C	N	O	F	Ne	Na	Mg
3p 4s																									Al	Si	P	S	Cl	Ar	K	Ca
3d 4p 5s															Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr	Rb	Sr
4d 5p 6s															Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	I	Xe	Cs	Ba
4f 5d 6p 7s	La	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn	Fr	Ra
5f 6d 7p 8s	Ac	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No	Lr	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	113	Fl	115	Lv	117	118	119	120

	f-blok														d-blok										p-blok						s-blok
Dit periodiek systeem is congruenter met deze volgorde waarin elektronenschillen gevuld zijn, zoals getoond in de bijhorende reeks aan de linkse zijde (lees van boven naar beneden, links naar rechts).

Open vragen en controverses

Elementen met onbekende chemische eigenschappen

Hoewel alle elementen tot ununoctium ontdekt zijn, van alle elementen boven Hassium (element 108) hebben enkel copernicium (element 112) en flerovium (element 114) bekende chemische eigenschappen. De andere elementen kunnen zich mogelijk anders gedragen dan wat met extrapolatie voorspelt wordt, vanwege relativistische effecten; bijvoorbeeld, er wordt voorspeld dat flerovium enkele edelgas-achtige eigenschappen vertoont, maar het wordt momenteel in de koolstofgroep geplaatst.^[111] Recentere experimenten tonen echter aan dat flerovium zich chemisch als lood gedraagt, zoals verwacht van zijn plaats in het periodiek systeem.^[112]

Verdere uitbreidingen van het periodiek systeem

Het is onduidelijk of nieuwe elementen het patroon van het huidige periodiek systeem zullen blijven volgen in periode 8, of verdere aanpassing nodig zal zijn. Seaborg verwachtte dat periode 8 de rest van het systeem precies zou volgen, zodat er een nieuw s-blok zou komen voor elementen 119 en 120, en een g-blok voor de volgende 18 elementen, en 30 extra nieuwe elementen voor de f-, d- en p-blokken.^[113] Recenter hebben fysici zoals Pekka Pyykkö getheoretiseerd dat deze extra elementen de Madelung regel, wat voorspelt hoe elektronenschillen worden opgevuld en dus het uitzicht van het periodiek systeem beïnvloedt, niet volgen.^[114]

Element met hoogst mogelijk atoomnummer

Het aantal mogelijke elementen is niet gekend. Een zeer vroege suggestie van Elliot Adams in 1911, gebaseerd op rangschikking van elementen in elke periode, was dat elementen met een atoomgewicht groter dan 256± (wat tussen elementen 99 en 100 zou liggen in het moderne systeem) niet bestonden.^[115] Een hogere, recentere schatting zegt dat het periodiek systeem binnenkort zal eindigen na het stabiliteitseiland,^[116] wat verwacht wordt rond element 126, omdat de uitbreiding van de periodieke en nuclide systemen beperkt wordt door de driplijnen van protonen en neutronen.^[117] Andere voorspellingen van het einde van het periodiek systeem zijn element 128 door John Emsley,^[3] element 137 door Richard Feynman,^[118] en element 155 door Albert Khazan.^[3]^{[n 16]}

Atoommodel van Bohr

Het atoommodel van Bohr vertoont moeilijkheden voor atoomnummers groter dan 137, omdat zulke atomen 1s elektronen zouden hebben met een grotere snelheid dan licht.^[119] Het onrelativistische Bohr model is dus niet precies wanner het toegepast word op zulke elementen.

Relativistische Dirac vergelijking

De relativistische Dirac vergelijking vertoont moeilijkheden voor atomen met meer dan 137 protonen. Voor zulke elementen is de golffunctie van het Dirac grondniveau ritmisch in plaats van gebonden, en zijn er geen gaten tussen de positieve en negatieve energiespectra, zoals bij de Klein paradox.^[120] Preciezere berekeningen die rekening houden met de eindige grootte van de kern tonen aan dat de bindingsenergie eerst de limiet voor elementen overstijgt bij meer dan 173 protonen. Voor zwaardere elementen, als de binnenste orbitaal niet gevuld is, zal het elektrisch veld van de kern een elektron uit de vacuüm trekken, wat resulteert in het spontaan uitstoten van een positron;^[121] maar dit gebeurt niet als de binnenste orbitaal gevuld word, dus is element 173 niet noodzakelijk het einde van het periodiek systeem.^[122]

Plaatsen van waterstof en helium

Volgens normale elektronenconfiguratie staan waterstof en helium in groepen 1 en 2, boven lithium en beryllium.^[24] Maar zulke plaatsing wordt zelden gebruikt buiten de context van elektronenconfiguratie: toen de edelgassen eerst ontdekt werden rond 1900, werden ze "groep 0" genoemd, omdat er toen nog geen chemische reactiviteit bekend was in die elementen, en helium werd bovenaan deze groep geplaatst, omdat het ook chemisch inert was. Toen de groep van formeel nummer veranderde, bleven veel auteurs toch helium boven neon plaatsen, in groep 18; deze notatie wordt ook gebruikt in de moderne IUPAC tabel.^[123]

De chemische eigenschappen van waterstof zijn niet gelijkaardig aan die van de alkalimetalen in groep 1, dus wordt waterstof soms ergens andere geplaatst: het populairste alternatief is groep 17; onder andere vanwege de strikt univalente, grotendeels niet-metallische chemie van waterstof, vergelijkbaar met dat van fluor (wat normaal gezien bovenaan groep 17 staat). Soms wordt waterstof in twee groepen tegelijkertijd geplaatst, om te duiden op de eigenschappen die waterstof deelt met zowel de alkalimetalen en de halogenen.^[124] Een ander voorstel is boven koolstof in groep 14, omdat het zo past in de trends van stijgend ionisatiepotentiaal en elektronenaffiniteit.^[125] Waterstof word ook soms apart van de rest van het periodiek systeem geplaatst, omdat de algemene eigenschappen van waterstof niet perfect passen in enige groep: in tegenstelling tot waterstof tonen de andere groep 1 elementen metallisch gedrag; de groep 17 elementen vormen in het algemeen zouten; de andere groepen tonen wat multivalente chemie. Het andere periode 1 element, helium, word soms ook apart getoond.^[126] Helium heeft enkel twee valentie-elektronen, terwijl de rest van de edelgassen er acht hebben (hoewel de buitengewone inertie van helium vergelijkbaar is met dat neon en argon^[127]).

Groepen van de overgangsmetalen

De IUPAC definitie van een overgangsmetaal als een element wiens atoom een incomplete d-subschil heeft, of waaruit kationen met een incomplete d-subschil kunnen voortkomen.^[128] Met deze definitie zijn alle elementen in groepen 3-11 overgangsmetalen. Dit betekent dat, volgens de IUPAC, groep 12 geen overgangsmetalen bevat, waaronder zink, cadmium en kwik.

Sommige chemici zien de d-blok elementen en overgangsmetalen als één en dezelfde, en zien groep 12 dus wel als deel van de overgangsmetalen. In dit geval worden de elementen van groep 12 beschouwd als speciale gevallen, waar de d-elektronen normaal geen deel uitmaken van chemische bindingen. De recente ontdekking dat kwik zijn d-elektronen kan binden tot kwik(IV) fluoride heeft sommigen overtuigt dat kwik als overgangsmetaal beschouwd kan worden.^[129] Anderen, waaronder Jensen,^[130] beredeneren dat de formatie van een binding als kwikfluoride enkel kan ontstaan onder zeer abnormale condities. Hierdoor kan kwik niet als overgangsmetaal beschouwd worden met een redelijke interpretatie van de definitie.^[130]

Nog andere chemici vinden dat groep 3 niet tot de overgangsmetalen behoord, omdat die elementen geen ionen met een gedeeltelijk gevulde d-schil vormen en dus geen karakteristieke eigenschappen van overgangsmetalen vertonen.^[131] In dit geval worden groepen 4-11 als overgangsmetalen beschouwd.

Periodes 6 en 7 in groep 3

Hoewel scandium en yttrium altijd de eerste twee elementen van groep 3 zijn, is er onenigheid over de andere twee plaatsen. Deze zijn oftewel lanthaan en actinium, of lutetium en lawrencium. Fysische en chemische argumenten zijn gegeven voor die laatste,^[132]^[133] maar niet iedereen is overtuigd.^[90] De meeste chemici zijn zich niet bewust van deze controverse.^[134]

Lanthaan en actinium worden traditioneel als de twee lagere leden van groep 3.^[135]^[136] Men heeft voorgesteld dat deze opmaak opkwam in 1940, toen periodieke systemen gebaseerd op elektronenconfiguratie het concept van de genuanceerde elektron. De configuraties van cesium, barium en lanthaan zijn [Xe]6s¹, [Xe]6s² en [Xe]5d¹ 6s². Lanthaan heeft dus een 5d differentiërend elektron, wat het het eerste lid van het d-blok in groep 3 voor periode 6.^[137] Een consequente reeks elektronenconfiguraties wordt zo zichtbaar in groep 3: scandium [Ar]3d¹⁴s², yttrium [Kr]4d¹⁵s² en lanthaan [Xe]5d¹⁶s². In periode 6 kreeg ytterbium een elektronenconfiguratie van [Xe]4f¹³5d¹6s² en lutetium [Xe]4f¹⁴5d¹6s², wat resulteert in een 4f differentiërend elektron voor lutetium, wat het het laatste lid van periode 6 maakt.^[137] Matthias^[138] beschrijft de plaatsing van lanthaan onder yttrium als "een fout in het periodiek systeem – helaas bevorderd door Sargent-Welch...en...iedereen kopieerde hen." Lavelle^[139] argumenteerde voor het behoud van lanthaan onder yttrium aangezien meerdere bekende handboeken periodieke systemen in deze versie gebruikten.

In andere systemen zijn lutetium en lawrencium de overblijvende groep 3 leden.^[140] Vroege technieken voor het scheiden van scandium, yttrium en lutetium waren gebaseerd op het feit dat deze elementen samenhoorden in de zogenaamde "yttrium-groep", terwijl lanthaan en actinium in de "cerium groep" hoorden.^[137] Daarom werd niet lanthaan, maar lutetium ondergebracht in groep 3 door sommige chemici in de jaren 1920 en 1930.^{[n 17]} Later spectroscopisch werk vond dat de elektronenconfiguratie van ytterbium eigenlijk [Xe]4f¹⁴6s² was. Dit betekent dat ytterbium en lutetium –de configuratie van de tweede is [Xe]4f¹⁴5d¹6s²– beide 14 f-elektronen hebben, wat voor een differentiërend d-elektron zorgt, in plaats van een f-elektron voor lutetium, waardoor het een even goede kandidaat is als [Xe]5d¹6s² lutetium voor de groep 3 positie onder yttrium.^[137] Meerdere fysici in de jaren 1950 en 1960 kozen voor lutetium, door de gelijkaardigheid met de fysische eigenschappen van lanthaan.^[137] Deze schikking, waar lanthaan het eerste lid van het f-blok is, wordt tegengewerkt door sommige auteurs omdat lanthaan geen f-elektronen heeft. Op deze zorgen werd geantwoord dat dit niet erg is, gezien andere abnormaliteiten in het systeem – bijvoorbeeld thorium heeft geen f-elektronen, maar is toch deel van het f-blok.^[141] Lawrencium, met een elektronenconfiguratie [Rn]5f¹⁴7s²7p¹, is ook een abnormaliteit, of die nu in het f-blok of het d-blok, omdat de enige mogelijke p-blok positie al is ingenomen door ununtrium, met een voorspelde elektronenconfiguratie [Rn]5f¹⁴6d¹⁰7s²7p¹.^[142]

De 32-kolom versie van het periodiek systeem, waar lanthanides en actinides binnen het systeem worden geplaatst, is een voorgestelde oplossing op dit probleem.^{[n 18]} Oftewel lutetium en lawrencium of lanthaan en actinium kunnen onder scandium en yttrium geplaatst worden. Scerri^[90]^[143] verkeist de eerste optie, omdat de tweede optie het d-blok fragmenteert. Aan de andere kant geeft de tweede optie een betere opmaak voor de chemie van Sc, Y, La en Ac die gelijkaardig zijn aan de aardalkalimetalen van groep 2,^[144] en de s-blok metalen in het algemeen,^[145]^[146] maar weinig gelijkenissen met ware overgangsmetalen^[147] (hoewel Sc, Y, La en Ac fysisch dichter staan bij overgangsmetalen).^[148]^{[n 19]}

Optimale vorm

De vele vormen van het periodieke systeem stellen de vraag of er een optimale vorm is van het systeem. Men denkt dat het antwoord afhankelijk is van of de chemische periodiciteit onder de elementen een onderliggende waarheid bevat, als vast deel van het universum, of het een product is subjectieve interpretatie, gebaseerd op de omstandigheden en voornemens van mensen. Een objectieve basis voor chemische periodiciteit zou de vragen over de plaatsing van waterstof en helium en de compositie van groep 3 oplossen. Als zulke onderliggende waarheid bestaat, is het nog niet ontdekt. Ondertussen kunnen de vele periodieke systemen als variaties gezien worden op chemische periodiciteit, die elk andere aspecten, eigenschappen, perspectieven en relaties tussen de elementen benadrukken.^{[n 20]} De alomtegenwoordigheid van het standaard periodiek systeem komt mogelijk doordat deze opmaak een goede balans van de constructie en belang van kenmerken heeft, alsook zijn uitbeelding van de atomische volgorde en periodieke trends.^[54]^[149]

Zie ook

Notities

↑ De elementen die origineel door synthesis ontdekt werden en later in de natuur zijn technetium (Z=43), promethium (61), astaat (85), neptunium (93), and plutonium (94).
↑ Een nulde element (neutronium) (d.i. een stof die compleet uit neutronen bestaat), word in enkele alternatieve voorstellingen opgenomen, zoals in het Chemische sterrenstelsel.
↑ Er is een tegenstrijdigheid en enkele onregelmatigheden in deze conventie. Zo wordt helium als deel van het p-blok beschouwt, maar is werkelijk een s-blok element, en de d-schil in the d-blok is werkelijk pas gevuld tegen de tijd dat groep 11 bereikt is, in plaats van groep 12.
↑ De edelgassen, astaat, francium, en alle elementen zwaarder dan americium werden weggelaten omdat er geen data voor hen bestaat.
↑ Ook al is fluor het meest elektronegatieve elementen in de Pauling schaal, neon is het meest elektronegatieve element in andere schalen, zoals de Allen schaal.
↑ Een voorganger van Deming's 18-kolom tabel kan gevonden worden op Adams' 16-kolom Periodieke Tabel in 1911. Adams laat de zeldzame aarden en de 'radioactieve elementen' (i.e. de actinides) uit het hoofdlichaam van zijn tabel en toont hen 'enkel gedekt om ruimte te sparen' (zeldzame aarden tussen Ba en eka-Yt; radioactieve elementen tussen eka-Te and eka-I). Zie: Elliot Q. A. (1911). 'A modification of the periodic table'. Journal of the American Chemical Society. 33(5): 684–688 (687).
↑ Een tweede extra lange rij in het periodiek systeem, om bekende en onbekende elementen met een atoomgewicht groter dan dat van bismut (thorium, protactinium and uranium, bijvoorbeeld) in te groeperen, werd al voorgesteld sinds 1892. De meeste onderzoekers vonden echter dat deze elementen gelijkaardig waren aan de derde reeks overgangselementen, hafnium, tantaal and wolfraam. Het bestaan van een tweede interne overgangsreeks, in de vorm van de actinides, werd niet geaccepteerd tot gelijkheden met de elektronenstructuren van de lanthanides bevestigd werden. Zie: van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier. p. 315–316, ISBN 0-444-40776-6.
↑ Clark en White bundelden hun algemene chemische tekstbundels om trends in dekblad periodieke systemen van 1948 tot 2008. Uit 35 teksten vonden ze 11 type I; negen type II; en negen type III. Over de laatste 20 jaar van hun metingen lag het aantal op negen type I; negen type II and twee type III. Zie: Clark R. W. & White G. D. (2008). 'The flyleaf periodic table'. Journal of Chemical Education. 85(4): 497.
↑ Voor voorbeelden van de type I tabel, zie Atkins et al. (2006). Shriver & Atkins Inorganic Chemistry (4th ed.). Oxford: Oxford University Press • Myers et al. (2004). Holt Chemistry. Orlando: Holt, Rinehart & Winston • Chang R. (2000). Essential Chemistry (2nd ed.). Boston: McGraw-Hill
↑ Voor voorbeelden van de type II tabel zie Rayner-Canham G. & Overton T. (2013). Descriptive Inorganic Chemistry (6th ed.). New York: W. H. Freeman and Company • Brown et al. (2009). Chemistry: The Central Science (11th ed.). Upper Saddle River, New Jersey: Pearson Education • Moore et al. (1978). Chemistry. Tokyo: McGraw-Hill Kogakusha
↑ Voor voorbeelden van de type III tabel zie Housecroft C. E. & Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Harlow: Pearson Education • Halliday et al. (2005). Fundamentals of Physics (7th ed.). Hoboken, NewJersey: John Wiley & Sons • Nebergall et. al. (1980). General Chemistry (6th ed.). Lexington: D. C. Heath and Company
↑
Lange vorm van het periodiek systeem, als resultaat van de toewijzing van de lanthanides en actinides in Groep 3, onder scandium and yttrium. Beschreven door Jensen (zie bijhorende notitie) als "verouderd" en een interpretatie dat een moderne inorganische chemicus niet zou aanbevelen, tenzij "ze alle contact zijn verloren tussen de onderliggende stelling van hun periodiek systeem en de feiten van de chemie."

Jensen schrijft: "De twee plaatsen onder scandium en yttrium…bevatten oftewel de atoomnummers 57–71 en 89–103 of de symbolen La–Lu en Ac–Lr, respectievelijk, en duiden zo aan dat alle 30 van de elementen aan de onderkant toebehoren aan enkel die twee plaatsen. Om zulke tabel uit te breiden tot een 32 kolom tabel zou het nodig zijn om de plaatsen uit te rekken voor scandium and yttrium zodat ze alle 15 kolommen omvatten."
↑ Habashi probeerde te dit voorkomen objection by placing the 15 lanthanides in a 15-storey high rise tower rising up from the periodic table position below yttrium. See: Habashi F. (2015). 'Een Nieuwe Kijk op het Periodiek Systeem'. European Chemical Bulletin 4(1): 1–7 (see p. 5).

↑ Voor Sc-Y-La-Ac en Sc-Y-Lu-Lr periodieke systemen, vergelijken de volgende twee tabellen de geïdealiseerde aantallen van f elektronen voor periode 6 en 7 elementen in het f-blok met hun echte aantallen of f elektronen. Er zijn 20 onregelmatigheden in de eerste tabel vergeleken met 9 in de tweede.

TABEL 1: Sc-Y-La-Ac periodiek systeem

Periode 6	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu
Geïdealiseerde f-elektronen	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14
Echt aantal	1	3	4	5	6	7	7	9	10	11	12	13	14	14
Periode 7	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No	Lr
Echt aantal	0	2	3	4	6	7	7	9	10	11	12	13	14	14

TABEL 2: Sc-Y-Lu-Lr periodiek systeem f-blok toont elektron configuraties (lichtgrijze tint = overeenstemming met geïdealiseerd aantal f elektronen; donkergrijze tint = onregelmatigheid)

Periode 6	La	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb
Geïdealiseerde f-elektronen	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14
Echt aantal	0	1	3	4	5	6	7	7	9	10	11	12	13	14
Periode 7	Ac	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No
Echt aantal	0	0	2	3	4	6	7	7	9	10	11	12	13	14

Voor geïdealiseerde f-elektron aantallen in Tabel 1 zie: Newell, S. B. (1977). Chemistry: An Introduction. Boston: Little, Brown and Company, p. 196. Voor Tabel 2 zie: Brown et al. (2009). Chemistry: The Central Science (11^ed.). Upper Saddle River, New Jersey: Pearson Education, pp. 207, 208–210. In beide gevallen zijn de aantallen consequent met een ideaal grondniveau configuratie voor f-blok elementen van [Edelgas](n–2)f ^xns² waar n = het periode nummer en x = een geheel getal van 1 tot 14. Zie: Rouvray D. H. (2015). 'The Surprising Periodic Table: Ten Remarkable Facts'. In B. Hargittai & I. Hargittai (eds). Culture of Chemistry: The Best Articles on the Human Side of 20th-Century Chemistry from the Archives of the Chemical Intelligencer. New York: Springer Science+Business Media, pp. 183–193 (190).

↑ Zie The Internet database of periodic tables voor afbeeldingen van dit soort varianten.
↑ Karol (2002, p. 63) beweert dat zwaartekrachtseffecten belangrijk zouden worden wanneer atoomnummers astronomisch groot worden, en zo andere fenomenen van super-massieve kern onstabiliteit overstijgen, en dat neutronensterren (met atoomnummers tot 10²¹) kunnen gezien worden als voorstellingen van de zwaarste bekende elementen in het universum. See: Karol P. J. (2002). "The Mendeleev–Seaborg periodic table: Through Z = 1138 and beyond". Journal of Chemical Education 79 (1): 60–63.
↑ Het fenomeen van verschillende groepen werd veroorzaakt door stijgende basiciteit met stijgende straal, en is geen fundamentele reden om dat Lu, en niet La, onder Y te plaatsen. Dus, onder de Groep 2 aardalkalimetalen, behoort Mg (minder basisch) in de "oplosbare groep" en Ca, Sr en Ba (meer basisch) komen voor in de "ammoniumcarbonaat groep". Toch worden Mg, Ca, Sr en Ba routinematig in Groep 2 van het periodiek systeem geplaatst. See: Moeller et al. (1989). Chemistry with Inorganic Qualitative Analysis (3rd ed.). SanDiego: Harcourt Brace Jovanovich, pp. 955–956, 958.
↑ Clark vindt dat, "de pedagogische discussie over enige ongefragmenteerde lang-formaat systeem [32-kolom] zal duidelijker gezien worden als een zoektocht naar symmetrie en orde in de natuur dan de verkorte [18-kolom] versies." See: Clark R. W. (2008). "Author of 'The Flyleaf Periodic Table' Responds" Journal of Chemical Education 85 (11): 1493.
↑ Mazurs, in zijn survey van 100 jaar periodieke systemen, waaronder 46 vormen met La onder Y, en 43 met Lu onder Y. Zie: Mazurs, E. G. (1974). Graphic Representations of the Periodic System during One Hundred Years. 2nd ed. Alabama: University of Alabama Press.
↑ Scerri, een van de voornaamste autoriteiten van de geschiedenis van het periodiek systeem (Sella 2013), prefereerde het concept van een optimale vorm van het periodiek systeem maar is recent veranderd van positie en steunt nu de een aantal verschillende periodieke systemen. Zie: Sella A. (2013). 'An elementary history lesson'. New Scientist. 2929, 13 August: 51, accessed 4 September 2013; and Scerri, E. (2013). 'Is there an optimal periodic table and other bigger questions in the philosophy of science'. 9 August, accessed 4 September 2013.

Appendix

↑ Scerri 2007
↑ Chemistry: Four elements added to periodic table. BBC News.
↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f Emsley, J. (2011). Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements, New. Oxford University Press, New York, NY. ISBN 978-0-19-960563-7.
↑ Greenwood & Earnshaw, pp. 24–27
↑ Gray, p. 6
↑ Discovery and Assignment of Elements with Atomic Numbers 113, 115, 117 and 118. IUPAC (2015-12-30)
↑ Koppenol, W. H. (2002). Naming of New Elements (IUPAC Recommendations 2002) (PDF). Pure and Applied Chemistry 74 (5): 787–791. DOI: 10.1351/pac200274050787.
↑ Silva, Robert J. (2006). The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements, 3rd. Springer Science+Business Media, Dordrecht, The Netherlands, "Fermium, Mendelevium, Nobelium and Lawrencium". ISBN 1-4020-3555-1.
↑ Scerri 2007, p. 24
↑ Messler, R. W. (2010). The essence of materials for engineers. Jones & Bartlett Publishers, Sudbury, MA, p. 32. ISBN 0-7637-7833-8.
↑ Bagnall, K. W. (1967). Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry. American Chemical Society. DOI:10.1021/ba-1967-0071, 1–12. ISBN 0-8412-0072-6.
↑ Day, M. C., Jr., Selbin, J. (1969). Theoretical inorganic chemistry, 2nd. Nostrand-Rienhold Book Corporation, New York, p. 103. ISBN 0-7637-7833-8.
↑ Holman, J., Hill, G. C. (2000). Chemistry in context, 5th. Nelson Thornes, Walton-on-Thames, p. 40. ISBN 0-17-448276-0.
↑ ^a ^b Leigh, G. J. (1990). Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science. ISBN 0-632-02494-1.
↑ Fluck, E. (1988). New Notations in the Periodic Table. Pure Appl. Chem. 60 (3): 431–436 (IUPAC). DOI: 10.1351/pac198860030431. Geraadpleegd op 24 March 2012.
↑ ^a ^b Moore, p. 111
↑ ^a ^b ^c Greenwood & Earnshaw, p. 30
↑ Fluck, E. (1988). New Notations in the Periodic Table. Pure Appl. Chem. 60 (3): 431–436 (IUPAC). DOI: 10.1351/pac198860030431. Geraadpleegd op 24 March 2012.
↑ Leigh, G. J. (1990). Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science. ISBN 0-632-02494-1.
↑ IUPAC, nomenclature of innorganic chemistry (2005). Geraadpleegd op 3 juni 2013.
↑ Stoker, S. H. (2007). General, organic, and biological chemistry. Houghton Mifflin, New York, p. 68. ISBN 978-0-618-73063-6.
↑ Mascetta, J. (2003). Chemistry The Easy Way, 4th. Hauppauge, New York, p. 50. ISBN 978-0-7641-1978-1.
↑ Kotz, J., Treichel, P., Townsend, John (2009). Chemistry and Chemical Reactivity, Volume 2, 7th. Thomson Brooks/Cole, Belmont, p. 324. ISBN 978-0-495-38712-1.
↑ ^a ^b Gray, p. 12
↑ Jones, C. (2002). d- and f-block chemistry. J. Wiley & Sons, New York, p. 2. ISBN 978-0-471-22476-1.
↑ Silberberg, M. S. (2006). Chemistry: The molecular nature of matter and change, 4th. McGraw-Hill, New York, p. 536. ISBN 0-07-111658-3.
↑ Manson, S. S., Halford, G. R. (2006). Fatigue and durability of structural materials. ASM International, Materials Park, Ohio, p. 376. ISBN 0-87170-825-6.
↑ Bullinger, H-J. (2009). Technology guide: Principles, applications, trends. Springer-Verlag, Berlin, p. 8. ISBN 978-3-540-88545-0.
↑ Jones, B. W. (2010). Pluto: Sentinel of the outer solar system. Cambridge University Press, Cambridge, 169–71. ISBN 978-0-521-19436-5.
↑ Hinrichs, G. D. (1869). On the classification and the atomic weights of the so-called chemical elements, with particular reference to Stas's determinations. Proceedings of the American Association for the Advancement of Science 18 (5): 112–124.
↑ ^a ^b Myers, R. (2003). The basics of chemistry. Greenwood Publishing Group, Westport, CT, 61–67. ISBN 0-313-31664-3.
↑ ^a ^b Chang, R. (2002). Chemistry, 7. McGraw-Hill, New York, 289–310; 340–42. ISBN 0-07-112072-6.
↑ Greenwood & Earnshaw, p. 27
↑ ^a ^b Jolly, W. L. (1991). Modern Inorganic Chemistry, 2nd. McGraw-Hill, p. 22. ISBN 978-0-07-112651-9.
↑ ^a ^b ^c Greenwood & Earnshaw, p. 28
↑ IUPAC, Compendium of Chemical Terminology 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version: (2006-) "Electronegativity"
↑ 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.
↑ Allred, A. L. (1960). Electronegativity values from thermochemical data. Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry 17 (3–4): 215–221 (Northwestern University). DOI: 10.1016/0022-1902(61)80142-5. Geraadpleegd op 11 June 2012.
↑ Huheey, Keiter & Keiter, p. 42
↑ Siekierski, S., Burgess, J. (2002). Concise chemistry of the elements. Horwood Publishing, Chichester, 35‒36. ISBN 1-898563-71-3.
↑ ^a ^b Chang, pp. 307–309
↑ Huheey, Keiter & Keiter, pp. 42, 880–81
↑ Yoder, C. H., Suydam, F. H., Snavely, F. A. (1975). Chemistry, 2nd. Harcourt Brace Jovanovich, p. 58. ISBN 0-15-506465-7.
↑ Huheey, Keiter & Keiter, pp. 880–85
↑ Sacks, O (2009). Uncle Tungsten: Memories of a chemical boyhood. Alfred A. Knopf, New York, 191, 194. ISBN 0-375-70404-3.
↑ Gray, p. 9
↑ Siegfried, R. (2002). From elements to atoms a history of chemical composition. Library of Congress Cataloging-in-Publication Data, Philadelphia, Pennsylvania, p. 92. ISBN 0-87169-924-9.
↑ ^a ^b Ball, p. 100
↑ Horvitz, L. (2002). Eureka!: Scientific Breakthroughs That Changed The World. John Wiley, New York, p. 43. ISBN 978-0-471-23341-1.
↑ van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Elsevier, Amsterdam, p. 19. ISBN 0-444-40776-6.
↑ Alexandre-Emile Bélguier de Chancourtois (1820-1886). Annales des Mines history page. Geraadpleegd op 18 september 2014.
↑ Venable, pp. 85–86; 97
↑ Odling, W. (2002). On the proportional numbers of the elements. Quarterly Journal of Science 1: 642–648 (643).
↑ ^a ^b Scerri, E. (2011). The periodic table: A very short introduction. Oxford University Press, Oxford. ISBN 978-0-19-958249-5.
↑ Kaji, M. (2004). The periodic table: Into the 21st Century. Research Studies Press, "Discovery of the periodic law: Mendeleev and other researchers on element classification in the 1860s", 91–122 (95). ISBN 0-86380-292-3.
↑ Newlands, J. A. R. (20 August 1864). On Relations Among the Equivalents. Chemical News 10: 94–95.
↑ Newlands, J. A. R. (18 August 1865). On the Law of Octaves. Chemical News 12.
↑ Bryson, B. (2004). A Short History of Nearly Everything. Black Swan, 141–142. ISBN 978-0-552-15174-0.
↑ Scerri 2007, p. 306
↑ Brock, W. H., Knight, D. M. (1965). The Atomic Debates: 'Memorable and Interesting Evenings in the Life of the Chemical Society'. Isis 56 (1): 5–25 (The University of Chicago Press). DOI: 10.1086/349922.
↑ Scerri 2007, pp. 87, 92
↑ Kauffman, G. B. (March 1969). American forerunners of the periodic law. Journal of Chemical Education 46 (3): 128–135 (132). DOI: 10.1021/ed046p128.
↑ Mendelejew, D. (1869). Über die Beziehungen der Eigenschaften zu den Atomgewichten der Elemente. Zeitschrift für Chemie: 405–406.
↑ Venable, pp. 96–97; 100–102
↑ Ball, pp. 100–102
↑ Pullman, B. (1998). The Atom in the History of Human Thought, Translated by Axel Reisinger. Oxford University Press, p. 227. ISBN 0-19-515040-6.
↑ Ball, p. 105
↑ Atkins, P. W. (1995). The Periodic Kingdom. HarperCollins Publishers, Inc., p. 87. ISBN 0-465-07265-8.
↑ 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.
↑ Scerri 2007, p. 112
↑ Kaji, M. (2002). D.I. Mendeleev's Concept of Chemical Elements and the Principle of Chemistry. Bull. Hist. Chem. 27 (1): 4–16 (Tokyo Institute of Technology). Geraadpleegd op 11 June 2012.
↑ Francium (Atomic Number 87), the Last Discovered Natural Element. The Chemical Educator (25 september 2005). Geraadpleegd op 26 March 2007.
↑ 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.
↑ Gray, p. 12
↑ Deming, H. G. (1923). General chemistry: An elementary survey. J. Wiley & Sons, New York, 160, 165.
↑ Abraham, M, Coshow, D, Fix, W. Periodicity:A source book module, version 1.0. Chemsource, Inc., New York, p. 3.
↑ Emsley, J (7 March 1985). Mendeleyev's dream table. New Scientist: 32–36(36).
↑ Fluck, E (1988). New notations in the period table. Pure & Applied Chemistry 60 (3): 431–436 (432). DOI: 10.1351/pac198860030431.
↑ Ball, p. 111
↑ Scerri 2007, pp. 270‒71
↑ Masterton, W. L., Hurley, C. N., Neth, E. J.. Chemistry: Principles and reactions, 7th. Brooks/Cole Cengage Learning, Belmont, CA, p. 173. ISBN 1-111-42710-0.
↑ Ball, p. 123
↑ Barber, R. C., Karol, P. J, Nakahara, Hiromichi, Vardaci, Emanuele, Vogt, E. W. (2011). Discovery of the elements with atomic numbers greater than or equal to 113 (IUPAC Technical Report). Pure Appl. Chem. 83 (7). DOI: 10.1351/PAC-REP-10-05-01.
↑ (ru) Experiment on sythesis of the 117th element is to be continued. JINR (2012).
↑ Periodic table's seventh row finally filled as four new elements are added. The Guardian (3 January 2015). Geraadpleegd op 4 January 2015.
↑ Clark, R.W., White, G.D. (2008). The Flyleaf Periodic Table. Journal of Chemical Education 85 (4). DOI: 10.1021/ed085p497.
↑ Myers, R.T., Oldham, K.B., S., Tocci (2004). Holt Chemistry. Holt, Rinehart and Winston, Orlando, p. 130. ISBN 0-03-066463-2.
↑ Thyssen, P., Binnemans, K (2011). Accommodation of the Rare Earths in the Periodic Table: A Historical Analysis. Elsevier, Amsterdam, 1–94. ISBN 978-0-444-53590-0.
↑ Stewart, P.J. (2008). The Flyleaf Table: An Alternative. Journal of Chemical Education 85 (11). DOI: 10.1021/ed085p1490.
↑ ^a ^b ^c Scerri, E. (2012). Mendeleev's Periodic Table Is Finally Completed and What To Do about Group 3?. Chemistry International 34 (4).
↑ Brown, T. L., LeMay Jr, H. E, Bursten, B. E. (2009). Chemistry: The Central Science, 11. Pearson Education, Upper Saddle River, New Jersey, 207, 208–210. ISBN 9780132358484.
↑ ^a ^b Scerri 2007, p. 20
↑ Weird Words of Science: Lemniscate Elemental Landscapes. Fields of Science. fieldofscience.com (22 March 2009). Geraadpleegd op 4 January 2016.
↑ Scerri, E.. A Tale of 7 Eelements. Oxford University Press, Oxford. ISBN 978-0-19-539131-2.
↑ Newell, S. B.. Chemistry: An introduction. Little, Brown and Company, Boston, p. 196. ISBN 978-0-19-539131-2.
↑ Jensen, W. B. (1982). Classification, Symmetry and the Periodic Table. Computers & Mathematics with Applications 12B (1/2): 487–510(498). DOI: 10.1016/0898-1221(86)90167-7.
↑ Leach, M. R.. Concerning electronegativity as a basic elemental property and why the periodic table is usually represented in its medium form. Foundations of Chemistry 15 (1): 13–29. DOI: 10.1007/s10698-012-9151-3.
↑ Emsely, J, Sharp, R (21 June 2010). The periodic table: Top of the charts. The Independent.
↑ Seaborg, G. (1964). Plutonium: The Ornery Element. Chemistry 37 (6).
↑ Mark R. Leach, 1925 Courtines' Periodic Classification. Geraadpleegd op 16 October 2012.
↑ Mark R. Leach, 1949 Wringley's Lamina System. Geraadpleegd op 16 October 2012.
↑ Mazurs, E.G. (1974). Graphical Representations of the Periodic System During One Hundred Years. University of Alabama Press, Alabama, p. 111. ISBN 978-0-8173-3200-6.
↑ Mark R. Leach, 1996 Dufour's Periodic Tree. Geraadpleegd op 16 October 2012.
↑ Mark R. Leach, 1989 Physicist's Periodic Table by Timothy Stowe. Geraadpleegd op 16 October 2012.
↑ Bradley, D. (20 July 2011). At last, a definitive periodic table?. ChemViews Magazine. DOI: 10.1002/chemv.201000107.
↑ Scerri 2007, pp. 285‒86
↑ Scerri 2007, p. 285
↑ Mark R. Leach, 2002 Inorganic Chemist's Periodic Table. Geraadpleegd op 16 October 2012.
↑ Scerri, E. (2008). The role of triads in the evolution of the periodic table: Past and present. Journal of Chemical Education 85 (4): 585–89 (see p.589). DOI: 10.1021/ed085p585.
↑ Bent, H. A., Weinhold, F (2007). Supporting information: News from the periodic table: An introduction to "Periodicity symbols, tables, and models for higher-order valency and donor–acceptor kinships". Journal of Chemical Education 84 (7): 3–4. DOI: 10.1021/ed084p1145.
↑ Schändel, M (2003). The Chemistry of Superheavy Elements. Kluwer Academic Publishers, Dordrecht, p. 277. ISBN 1-4020-1250-0.
↑ Scerri 2011, pp. 142–143
↑ Frazier, K. (1978). Superheavy Elements. Science News 113 (15): 236–238. DOI: 10.2307/3963006.
↑ Pyykkö, P. (2011). A suggested periodic table up to Z ≤ 172, based on Dirac–Fock calculations on atoms and ions. Physical Chemistry Chemical Physics 13 (1): 161–168. PMID 20967377. DOI: 10.1039/c0cp01575j.
↑ Elliot, Q. A. (1911). A modification of the periodic table. Journal of the American Chemical Society 33 (5): 684–688 (688). DOI: 10.1021/ja02218a004.
↑ transuranium element (chemical element). Encyclopædia Britannica (c. 2006). Geraadpleegd op 16 March 2010.
↑ Cwiok, S., Heenen, P.-H., Nazarewicz, W. (2005). Shape coexistence and triaxiality in the superheavy nuclei. Nature 433 (7027): 705–9. PMID 15716943. DOI: 10.1038/nature03336.
↑ Ball, P. 2010, Column: The crucible in Chemistry World, November, Royal Society of Chemistry
↑ Eisberg, R., Resnick, R. (1985). Quantum Physics of Atoms, Molecules, Solids, Nuclei and Particles. Wiley.
↑ Bjorken, J. D., Drell, S. D. (1964). Relativistic Quantum Mechanics. McGraw-Hill.
↑ Greiner, W., Schramm, S. (2008). American Journal of Physics 76: 509. , and references therein.
↑ Ball, P., Would Element 137 Really Spell the End of the Periodic Table? Philip Ball Examines the Evidence. Royal Society of Chemistry (November 2010). Geraadpleegd op 30 september 2012.
↑ IUPAC, IUPAC Periodic Table of the Elements. iupac.org. IUPAC (1 mei 2013). Geraadpleegd op 20 september 2015.
↑ Seaborg, G. (1945). The chemical and radioactive properties of the heavy elements. Chemical English Newspaper 23 (23): 2190–2193.
↑ Cronyn, M. W. (August 2003). The Proper Place for Hydrogen in the Periodic Table. Journal of Chemical Education 80 (8): 947–951. DOI: 10.1021/ed080p947.
↑ Greenwood & Earnshaw, throughout the book
↑ Lewars, Errol G. (5 december 2008). Modeling Marvels: Computational Anticipation of Novel Molecules. Springer Science & Business Media, 69–71. ISBN 9781402069734.
↑ IUPAC, Compendium of Chemical Terminology 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version: (2006-) "Transition Element"
↑ Xuefang, W., Andrews, L., Riedel, S., Kaupp, M (2007). Mercury Is a Transition Metal: The First Experimental Evidence for HgF₄. Angew. Chem. Int. Ed. 46 (44): 8371–8375. PMID 17899620. DOI: 10.1002/anie.200703710.
↑ ^a ^b Jensen, W. B. (2008). Is Mercury Now a Transition Element?. J. Chem. Educ. 85 (9): 1182–1183. DOI: 10.1021/ed085p1182.
↑ Rayner-Canham, G, Overton, T. Descriptive inorganic chemistry, 4th. W H Freeman, New York, 484–485. ISBN 0-7167-8963-9.
↑ Thyssen, P., Binnemanns, K. (2011). Handbook on the Physics and Chemistry of Rare Earths. Elsevier, Amsterdam, "1: Accommodation of the rare earths in the periodic table: A historical analysis", 80–81. ISBN 978-0-444-53590-0.
↑ Keeler, J., Wothers, P. (2014). Chemical Structure and Reactivity: An Integrated Approach. Oxford University, Oxford, p. 259. ISBN 978-0-19-9604135.
↑ Exotic atom struggles to find its place in the periodic table. Nature News (8 april 2015). Geraadpleegd op 20 september 2015.
↑ Emsley, J. (2011). Nature's Building Blocks, new. Oxford University, Oxford, p. 651. ISBN 978-0-19-960563-7.
↑ See, for example: Periodic Table. Royal Society of Chemistry. Geraadpleegd op 20 september 2015.
↑ ^a ^b ^c ^d ^e William B. Jensen (1982). The Positions of Lanthanum (Actinium) and Lutetium (Lawrencium) in the Periodic Table. J. Chem. Educ. 59 (8): 634–636. DOI: 10.1021/ed059p634.
↑ Matthias, B. T. (1969). Superconductivity, Proceedings of the Advanced Summer Study Institute, McGill University, Montreal. Gordon and Breach, Science Publishers, New York, "Systematics of Super Conductivity", 225–294 (249).
↑ Lavelle, L. (2009). Response to Misapplying the periodic law. Journal of Chemical Education 86 (10): 1187. DOI: 10.1021/ed086p118.
↑ See, for example: Brown, T. L., LeMay Jr., H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J. (2009). Chemistry: The Central Science, 11th. Pearson Education, Upper Saddle River, New Jersey, endpapers. ISBN 0-13-235848-4.
↑ Five ideas in chemical education that must die - part five. educationinchemistryblog. Royal Society of Chemistry (2015). Geraadpleegd op 19 september 2015. "It is high time that the idea of group 3 consisting of Sc, Y, La and Ac is abandoned"
↑ Some Comments on the Position of Lawrencium in the Periodic Table (2015). Geraadpleegd op 20 september 2015.
↑ Scerri, E., Five ideas in chemical education that must die - part five. educationinchemistryblog. Royal Society of Chemistry (15 september 2015). Geraadpleegd op 27 October 2015.
↑ Steele, D.. The Chemistry of the Metallic Elements. Pergamon Press, Oxford, 59–60.
↑ Phillips, C.S.G., Williams, R.J.P. (1966). Inorganic Chemistry. Oxford University Press, Oxford, 4, 48, 55.
↑ Kneen, W.R., Rogers, M.J.W. (1972). Chemistry: Facts, Patterns, and Principles. Addison-Wesley, London, p. 501.
↑ Greenwood, N.N., Earnshaw, A. Chemistry of the Elements, 2nd. Elsevier Science Ltd., Oxford, pp. 946. ISBN 0-7506-3365-4.
↑ Greenwood, N.N., Earnshaw, A. Chemistry of the Elements, 2nd. Elsevier Science Ltd., Oxford, 947–948. ISBN 0-7506-3365-4.
↑ Francl, M. (May 2009). Table manners. Nature Chemistry 1 (2): 97–98. PMID 21378810. DOI: 10.1038/nchem.183.

Bibliografie

Ball, P. (2002). The Ingredients: A Guided Tour of the Elements. Oxford University Press, Oxford. ISBN 0-19-284100-9.
Chang, R. (2002). Chemistry, 7th. McGraw-Hill Higher Education, New York. ISBN 978-0-19-284100-1.
Gray, T. (2009). The Elements: A Visual Exploration of Every Known Atom in the Universe. Black Dog & Leventhal Publishers, New York. ISBN 978-1-57912-814-2.
Greenwood, N. N., Earnshaw, A. (1984). Chemistry of the Elements. Pergamon Press, Oxford. ISBN 0-08-022057-6.
Huheey, J. E., Keiter, EA, Keiter, RL. Principles of structure and reactivity, 4th. Harper Collins College Publishers, New York. ISBN 0-06-042995-X.
Moore, J. (2003). Chemistry For Dummies. Wiley Publications, New York, p. 111. ISBN 978-0-7645-5430-8.
Scerri, E. (2007). The periodic table: Its story and its significance. Oxford University Press, Oxford. ISBN 0-19-530573-6.
Scerri, E. (2011). The periodic table: A very short introduction. Oxford University Press, Oxford. ISBN 978-0-19-958249-5.
Venable, F. P. (1896). The Development of the Periodic Law. Chemical Publishing Company, Easton, Pennsylvania.

Externe links

Overzichtelijk Periodiek Systeem der Elementen
Periodic Table of Videos - een video over elk element
M. Dayah, Dynamic Periodic Table. Geraadpleegd op 14 mei 2012.
Brady Haran, The Periodic Table of Videos. University of Nottingham. Geraadpleegd op 14 mei 2012.
Mark Winter, WebElements: the periodic table on the web. University of Sheffield. Geraadpleegd op 14 mei 2012.
Mark R. Leach, The INTERNET Database of Periodic Tables. Geraadpleegd op 14 mei 2012.

[3] De elementen die origineel door synthesis ontdekt werden en later in de natuur zijn technetium (Z=43), promethium (61), astaat (85), neptunium (93), and plutonium (94).

[5] Een nulde element (neutronium) (d.i. een stof die compleet uit neutronen bestaat), word in enkele alternatieve voorstellingen opgenomen, zoals in het Chemische sterrenstelsel.

[27] Er is een tegenstrijdigheid en enkele onregelmatigheden in deze conventie. Zo wordt helium als deel van het p-blok beschouwt, maar is werkelijk een s-blok element, en de d-schil in the d-blok is werkelijk pas gevuld tegen de tijd dat groep 11 bereikt is, in plaats van groep 12.

[36] De edelgassen, astaat, francium, en alle elementen zwaarder dan americium werden weggelaten omdat er geen data voor hen bestaat.

[42] Ook al is fluor het meest elektronegatieve elementen in de Pauling schaal, neon is het meest elektronegatieve element in andere schalen, zoals de Allen schaal.

[81] Een voorganger van Deming's 18-kolom tabel kan gevonden worden op Adams' 16-kolom Periodieke Tabel in 1911. Adams laat de zeldzame aarden en de 'radioactieve elementen' (i.e. de actinides) uit het hoofdlichaam van zijn tabel en toont hen 'enkel gedekt om ruimte te sparen' (zeldzame aarden tussen Ba en eka-Yt; radioactieve elementen tussen eka-Te and eka-I). Zie: Elliot Q. A. (1911). 'A modification of the periodic table'. Journal of the American Chemical Society. 33(5): 684–688 (687).

[88] Een tweede extra lange rij in het periodiek systeem, om bekende en onbekende elementen met een atoomgewicht groter dan dat van bismut (thorium, protactinium and uranium, bijvoorbeeld) in te groeperen, werd al voorgesteld sinds 1892. De meeste onderzoekers vonden echter dat deze elementen gelijkaardig waren aan de derde reeks overgangselementen, hafnium, tantaal and wolfraam. Het bestaan van een tweede interne overgangsreeks, in de vorm van de actinides, werd niet geaccepteerd tot gelijkheden met de elektronenstructuren van de lanthanides bevestigd werden. Zie: van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier. p. 315–316, ISBN 0-444-40776-6.

[95] Clark en White bundelden hun algemene chemische tekstbundels om trends in dekblad periodieke systemen van 1948 tot 2008. Uit 35 teksten vonden ze 11 type I; negen type II; en negen type III. Over de laatste 20 jaar van hun metingen lag het aantal op negen type I; negen type II and twee type III. Zie: Clark R. W. & White G. D. (2008). 'The flyleaf periodic table'. Journal of Chemical Education. 85(4): 497.

[96] Voor voorbeelden van de type I tabel, zie Atkins et al. (2006). Shriver & Atkins Inorganic Chemistry (4th ed.). Oxford: Oxford University Press • Myers et al. (2004). Holt Chemistry. Orlando: Holt, Rinehart & Winston • Chang R. (2000). Essential Chemistry (2nd ed.). Boston: McGraw-Hill

[97] Voor voorbeelden van de type II tabel zie Rayner-Canham G. & Overton T. (2013). Descriptive Inorganic Chemistry (6th ed.). New York: W. H. Freeman and Company • Brown et al. (2009). Chemistry: The Central Science (11th ed.). Upper Saddle River, New Jersey: Pearson Education • Moore et al. (1978). Chemistry. Tokyo: McGraw-Hill Kogakusha

[98] Voor voorbeelden van de type III tabel zie Housecroft C. E. & Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Harlow: Pearson Education • Halliday et al. (2005). Fundamentals of Physics (7th ed.). Hoboken, NewJersey: John Wiley & Sons • Nebergall et. al. (1980). General Chemistry (6th ed.). Lexington: D. C. Heath and Company

[101] 
Lange vorm van het periodiek systeem, als resultaat van de toewijzing van de lanthanides en actinides in Groep 3, onder scandium and yttrium. Beschreven door Jensen (zie bijhorende notitie) als "verouderd" en een interpretatie dat een moderne inorganische chemicus niet zou aanbevelen, tenzij "ze alle contact zijn verloren tussen de onderliggende stelling van hun periodiek systeem en de feiten van de chemie."

Jensen schrijft: "De twee plaatsen onder scandium en yttrium…bevatten oftewel de atoomnummers 57–71 en 89–103 of de symbolen La–Lu en Ac–Lr, respectievelijk, en duiden zo aan dat alle 30 van de elementen aan de onderkant toebehoren aan enkel die twee plaatsen. Om zulke tabel uit te breiden tot een 32 kolom tabel zou het nodig zijn om de plaatsen uit te rekken voor scandium and yttrium zodat ze alle 15 kolommen omvatten."

[103] Habashi probeerde te dit voorkomen objection by placing the 15 lanthanides in a 15-storey high rise tower rising up from the periodic table position below yttrium. See: Habashi F. (2015). 'Een Nieuwe Kijk op het Periodiek Systeem'. European Chemical Bulletin 4(1): 1–7 (see p. 5).

[105] Voor Sc-Y-La-Ac en Sc-Y-Lu-Lr periodieke systemen, vergelijken de volgende twee tabellen de geïdealiseerde aantallen van f elektronen voor periode 6 en 7 elementen in het f-blok met hun echte aantallen of f elektronen. Er zijn 20 onregelmatigheden in de eerste tabel vergeleken met 9 in de tweede.

TABEL 1: Sc-Y-La-Ac periodiek systeem

Periode 6 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

Geïdealiseerde f-elektronen 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Echt aantal 1 3 4 5 6 7 7 9 10 11 12 13 14 14

Periode 7 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Echt aantal 0 2 3 4 6 7 7 9 10 11 12 13 14 14

TABEL 2: Sc-Y-Lu-Lr periodiek systeem f-blok toont elektron configuraties (lichtgrijze tint = overeenstemming met geïdealiseerd aantal f elektronen; donkergrijze tint = onregelmatigheid)

Periode 6 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb

Geïdealiseerde f-elektronen 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Echt aantal 0 1 3 4 5 6 7 7 9 10 11 12 13 14

Periode 7 Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

Echt aantal 0 0 2 3 4 6 7 7 9 10 11 12 13 14

Voor geïdealiseerde f-elektron aantallen in Tabel 1 zie: Newell, S. B. (1977). Chemistry: An Introduction. Boston: Little, Brown and Company, p. 196. Voor Tabel 2 zie: Brown et al. (2009). Chemistry: The Central Science (11^ed.). Upper Saddle River, New Jersey: Pearson Education, pp. 207, 208–210. In beide gevallen zijn de aantallen consequent met een ideaal grondniveau configuratie voor f-blok elementen van [Edelgas](n–2)f ^xns² waar n = het periode nummer en x = een geheel getal van 1 tot 14. Zie: Rouvray D. H. (2015). 'The Surprising Periodic Table: Ten Remarkable Facts'. In B. Hargittai & I. Hargittai (eds). Culture of Chemistry: The Best Articles on the Human Side of 20th-Century Chemistry from the Archives of the Chemical Intelligencer. New York: Springer Science+Business Media, pp. 183–193 (190).

[107] Zie The Internet database of periodic tables voor afbeeldingen van dit soort varianten.

[134] Karol (2002, p. 63) beweert dat zwaartekrachtseffecten belangrijk zouden worden wanneer atoomnummers astronomisch groot worden, en zo andere fenomenen van super-massieve kern onstabiliteit overstijgen, en dat neutronensterren (met atoomnummers tot 10²¹) kunnen gezien worden als voorstellingen van de zwaarste bekende elementen in het universum. See: Karol P. J. (2002). "The Mendeleev–Seaborg periodic table: Through Z = 1138 and beyond". Journal of Chemical Education 79 (1): 60–63.

[157] Het fenomeen van verschillende groepen werd veroorzaakt door stijgende basiciteit met stijgende straal, en is geen fundamentele reden om dat Lu, en niet La, onder Y te plaatsen. Dus, onder de Groep 2 aardalkalimetalen, behoort Mg (minder basisch) in de "oplosbare groep" en Ca, Sr en Ba (meer basisch) komen voor in de "ammoniumcarbonaat groep". Toch worden Mg, Ca, Sr en Ba routinematig in Groep 2 van het periodiek systeem geplaatst. See: Moeller et al. (1989). Chemistry with Inorganic Qualitative Analysis (3rd ed.). SanDiego: Harcourt Brace Jovanovich, pp. 955–956, 958.

[160] Clark vindt dat, "de pedagogische discussie over enige ongefragmenteerde lang-formaat systeem [32-kolom] zal duidelijker gezien worden als een zoektocht naar symmetrie en orde in de natuur dan de verkorte [18-kolom] versies." See: Clark R. W. (2008). "Author of 'The Flyleaf Periodic Table' Responds" Journal of Chemical Education 85 (11): 1493.

[167] Mazurs, in zijn survey van 100 jaar periodieke systemen, waaronder 46 vormen met La onder Y, en 43 met Lu onder Y. Zie: Mazurs, E. G. (1974). Graphic Representations of the Periodic System during One Hundred Years. 2nd ed. Alabama: University of Alabama Press.

[168] Scerri, een van de voornaamste autoriteiten van de geschiedenis van het periodiek systeem (Sella 2013), prefereerde het concept van een optimale vorm van het periodiek systeem maar is recent veranderd van positie en steunt nu de een aantal verschillende periodieke systemen. Zie: Sella A. (2013). 'An elementary history lesson'. New Scientist. 2929, 13 August: 51, accessed 4 September 2013; and Scerri, E. (2013). 'Is there an optimal periodic table and other bigger questions in the philosophy of science'. 9 August, accessed 4 September 2013.

[1] Scerri 2007

[2] Chemistry: Four elements added to periodic table. BBC News.

[emsley-4] ↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f Emsley, J. (2011). Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements, New. Oxford University Press, New York, NY. ISBN 978-0-19-960563-7.

[Greenwood-6] Greenwood & Earnshaw, pp. 24–27

[7] Gray, p. 6

[8] Discovery and Assignment of Elements with Atomic Numbers 113, 115, 117 and 118. IUPAC (2015-12-30)

[9] Koppenol, W. H. (2002). Naming of New Elements (IUPAC Recommendations 2002) (PDF). Pure and Applied Chemistry 74 (5): 787–791. DOI: 10.1351/pac200274050787.

[10] Silva, Robert J. (2006). The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements, 3rd. Springer Science+Business Media, Dordrecht, The Netherlands, "Fermium, Mendelevium, Nobelium and Lawrencium". ISBN 1-4020-3555-1.

[11] Scerri 2007, p. 24

[12] Messler, R. W. (2010). The essence of materials for engineers. Jones & Bartlett Publishers, Sudbury, MA, p. 32. ISBN 0-7637-7833-8.

[13] Bagnall, K. W. (1967). Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry. American Chemical Society. DOI:10.1021/ba-1967-0071, 1–12. ISBN 0-8412-0072-6.

[14] Day, M. C., Jr., Selbin, J. (1969). Theoretical inorganic chemistry, 2nd. Nostrand-Rienhold Book Corporation, New York, p. 103. ISBN 0-7637-7833-8.

[15] Holman, J., Hill, G. C. (2000). Chemistry in context, 5th. Nelson Thornes, Walton-on-Thames, p. 40. ISBN 0-17-448276-0.

[IUPAC-16] Leigh, G. J. (1990). Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science. ISBN 0-632-02494-1.

[17] Fluck, E. (1988). New Notations in the Periodic Table. Pure Appl. Chem. 60 (3): 431–436 (IUPAC). DOI: 10.1351/pac198860030431. Geraadpleegd op 24 March 2012.

[For_Dummies-18] Moore, p. 111

[Greenwood30-19] Greenwood & Earnshaw, p. 30

[Fluck_1988-20] Fluck, E. (1988). New Notations in the Periodic Table. Pure Appl. Chem. 60 (3): 431–436 (IUPAC). DOI: 10.1351/pac198860030431. Geraadpleegd op 24 March 2012.

[21] Leigh, G. J. (1990). Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science. ISBN 0-632-02494-1.

[22] IUPAC, nomenclature of innorganic chemistry (2005). Geraadpleegd op 3 juni 2013.

[23] Stoker, S. H. (2007). General, organic, and biological chemistry. Houghton Mifflin, New York, p. 68. ISBN 978-0-618-73063-6.

[24] Mascetta, J. (2003). Chemistry The Easy Way, 4th. Hauppauge, New York, p. 50. ISBN 978-0-7641-1978-1.

[25] Kotz, J., Treichel, P., Townsend, John (2009). Chemistry and Chemical Reactivity, Volume 2, 7th. Thomson Brooks/Cole, Belmont, p. 324. ISBN 978-0-495-38712-1.

[Gray12-26] Gray, p. 12

[28] Jones, C. (2002). d- and f-block chemistry. J. Wiley & Sons, New York, p. 2. ISBN 978-0-471-22476-1.

[29] Silberberg, M. S. (2006). Chemistry: The molecular nature of matter and change, 4th. McGraw-Hill, New York, p. 536. ISBN 0-07-111658-3.

[30] Manson, S. S., Halford, G. R. (2006). Fatigue and durability of structural materials. ASM International, Materials Park, Ohio, p. 376. ISBN 0-87170-825-6.

[31] Bullinger, H-J. (2009). Technology guide: Principles, applications, trends. Springer-Verlag, Berlin, p. 8. ISBN 978-3-540-88545-0.

[32] Jones, B. W. (2010). Pluto: Sentinel of the outer solar system. Cambridge University Press, Cambridge, 169–71. ISBN 978-0-521-19436-5.

[33] Hinrichs, G. D. (1869). On the classification and the atomic weights of the so-called chemical elements, with particular reference to Stas's determinations. Proceedings of the American Association for the Advancement of Science 18 (5): 112–124.

[Myers-34] Myers, R. (2003). The basics of chemistry. Greenwood Publishing Group, Westport, CT, 61–67. ISBN 0-313-31664-3.

[chang2-35] Chang, R. (2002). Chemistry, 7. McGraw-Hill, New York, 289–310; 340–42. ISBN 0-07-112072-6.

[Greenwood27-37] Greenwood & Earnshaw, p. 27

[Jolly_contract-38] Jolly, W. L. (1991). Modern Inorganic Chemistry, 2nd. McGraw-Hill, p. 22. ISBN 978-0-07-112651-9.

[Greenwood28-39] Greenwood & Earnshaw, p. 28

[definition-40] IUPAC, Compendium of Chemical Terminology 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version: (2006-) "Electronegativity"

[paulingJACS-41] 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.

[43] Allred, A. L. (1960). Electronegativity values from thermochemical data. Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry 17 (3–4): 215–221 (Northwestern University). DOI: 10.1016/0022-1902(61)80142-5. Geraadpleegd op 11 June 2012.

[44] Huheey, Keiter & Keiter, p. 42

[45] Siekierski, S., Burgess, J. (2002). Concise chemistry of the elements. Horwood Publishing, Chichester, 35‒36. ISBN 1-898563-71-3.

[chang-46] Chang, pp. 307–309

[47] Huheey, Keiter & Keiter, pp. 42, 880–81

[48] Yoder, C. H., Suydam, F. H., Snavely, F. A. (1975). Chemistry, 2nd. Harcourt Brace Jovanovich, p. 58. ISBN 0-15-506465-7.

[49] Huheey, Keiter & Keiter, pp. 880–85

[50] Sacks, O (2009). Uncle Tungsten: Memories of a chemical boyhood. Alfred A. Knopf, New York, 191, 194. ISBN 0-375-70404-3.

[51] Gray, p. 9

[52] Siegfried, R. (2002). From elements to atoms a history of chemical composition. Library of Congress Cataloging-in-Publication Data, Philadelphia, Pennsylvania, p. 92. ISBN 0-87169-924-9.

[Ball100-53] Ball, p. 100

[54] Horvitz, L. (2002). Eureka!: Scientific Breakthroughs That Changed The World. John Wiley, New York, p. 43. ISBN 978-0-471-23341-1.

[55] van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Elsevier, Amsterdam, p. 19. ISBN 0-444-40776-6.

[56] Alexandre-Emile Bélguier de Chancourtois (1820-1886). Annales des Mines history page. Geraadpleegd op 18 september 2014.

[57] Venable, pp. 85–86; 97

[58] Odling, W. (2002). On the proportional numbers of the elements. Quarterly Journal of Science 1: 642–648 (643).

[Scerri_2011-59] Scerri, E. (2011). The periodic table: A very short introduction. Oxford University Press, Oxford. ISBN 978-0-19-958249-5.

[60] Kaji, M. (2004). The periodic table: Into the 21st Century. Research Studies Press, "Discovery of the periodic law: Mendeleev and other researchers on element classification in the 1860s", 91–122 (95). ISBN 0-86380-292-3.

[61] Newlands, J. A. R. (20 August 1864). On Relations Among the Equivalents. Chemical News 10: 94–95.

[62] Newlands, J. A. R. (18 August 1865). On the Law of Octaves. Chemical News 12.

[63] Bryson, B. (2004). A Short History of Nearly Everything. Black Swan, 141–142. ISBN 978-0-552-15174-0.

[64] Scerri 2007, p. 306

[65] Brock, W. H., Knight, D. M. (1965). The Atomic Debates: 'Memorable and Interesting Evenings in the Life of the Chemical Society'. Isis 56 (1): 5–25 (The University of Chicago Press). DOI: 10.1086/349922.

[66] Scerri 2007, pp. 87, 92

[67] Kauffman, G. B. (March 1969). American forerunners of the periodic law. Journal of Chemical Education 46 (3): 128–135 (132). DOI: 10.1021/ed046p128.

[68] Mendelejew, D. (1869). Über die Beziehungen der Eigenschaften zu den Atomgewichten der Elemente. Zeitschrift für Chemie: 405–406.

[69] Venable, pp. 96–97; 100–102

[70] Ball, pp. 100–102

[71] Pullman, B. (1998). The Atom in the History of Human Thought, Translated by Axel Reisinger. Oxford University Press, p. 227. ISBN 0-19-515040-6.

[72] Ball, p. 105

[73] Atkins, P. W. (1995). The Periodic Kingdom. HarperCollins Publishers, Inc., p. 87. ISBN 0-465-07265-8.

[74] 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.

[75] Scerri 2007, p. 112

[76] Kaji, M. (2002). D.I. Mendeleev's Concept of Chemical Elements and the Principle of Chemistry. Bull. Hist. Chem. 27 (1): 4–16 (Tokyo Institute of Technology). Geraadpleegd op 11 June 2012.

[77] Francium (Atomic Number 87), the Last Discovered Natural Element. The Chemical Educator (25 september 2005). Geraadpleegd op 26 March 2007.

[78] 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.

[79] Gray, p. 12

[80] Deming, H. G. (1923). General chemistry: An elementary survey. J. Wiley & Sons, New York, 160, 165.

[82] Abraham, M, Coshow, D, Fix, W. Periodicity:A source book module, version 1.0. Chemsource, Inc., New York, p. 3.

[83] Emsley, J (7 March 1985). Mendeleyev's dream table. New Scientist: 32–36(36).

[84] Fluck, E (1988). New notations in the period table. Pure & Applied Chemistry 60 (3): 431–436 (432). DOI: 10.1351/pac198860030431.

[85] Ball, p. 111

[86] Scerri 2007, pp. 270‒71

[87] Masterton, W. L., Hurley, C. N., Neth, E. J.. Chemistry: Principles and reactions, 7th. Brooks/Cole Cengage Learning, Belmont, CA, p. 173. ISBN 1-111-42710-0.

[89] Ball, p. 123

[90] Barber, R. C., Karol, P. J, Nakahara, Hiromichi, Vardaci, Emanuele, Vogt, E. W. (2011). Discovery of the elements with atomic numbers greater than or equal to 113 (IUPAC Technical Report). Pure Appl. Chem. 83 (7). DOI: 10.1351/PAC-REP-10-05-01.

[E117-91] (ru) Experiment on sythesis of the 117th element is to be continued. JINR (2012).

[92] Periodic table's seventh row finally filled as four new elements are added. The Guardian (3 January 2015). Geraadpleegd op 4 January 2015.

[fly-93] Clark, R.W., White, G.D. (2008). The Flyleaf Periodic Table. Journal of Chemical Education 85 (4). DOI: 10.1021/ed085p497.

[94] Myers, R.T., Oldham, K.B., S., Tocci (2004). Holt Chemistry. Holt, Rinehart and Winston, Orlando, p. 130. ISBN 0-03-066463-2.

[99] Thyssen, P., Binnemans, K (2011). Accommodation of the Rare Earths in the Periodic Table: A Historical Analysis. Elsevier, Amsterdam, 1–94. ISBN 978-0-444-53590-0.

[100] Stewart, P.J. (2008). The Flyleaf Table: An Alternative. Journal of Chemical Education 85 (11). DOI: 10.1021/ed085p1490.

[finally-102] Scerri, E. (2012). Mendeleev's Periodic Table Is Finally Completed and What To Do about Group 3?. Chemistry International 34 (4).

[104] Brown, T. L., LeMay Jr, H. E, Bursten, B. E. (2009). Chemistry: The Central Science, 11. Pearson Education, Upper Saddle River, New Jersey, 207, 208–210. ISBN 9780132358484.

[Scerri20-106] Scerri 2007, p. 20

[108] Weird Words of Science: Lemniscate Elemental Landscapes. Fields of Science. fieldofscience.com (22 March 2009). Geraadpleegd op 4 January 2016.

[109] Scerri, E.. A Tale of 7 Eelements. Oxford University Press, Oxford. ISBN 978-0-19-539131-2.

[110] Newell, S. B.. Chemistry: An introduction. Little, Brown and Company, Boston, p. 196. ISBN 978-0-19-539131-2.

[111] Jensen, W. B. (1982). Classification, Symmetry and the Periodic Table. Computers & Mathematics with Applications 12B (1/2): 487–510(498). DOI: 10.1016/0898-1221(86)90167-7.

[112] Leach, M. R.. Concerning electronegativity as a basic elemental property and why the periodic table is usually represented in its medium form. Foundations of Chemistry 15 (1): 13–29. DOI: 10.1007/s10698-012-9151-3.

[113] Emsely, J, Sharp, R (21 June 2010). The periodic table: Top of the charts. The Independent.

[114] Seaborg, G. (1964). Plutonium: The Ornery Element. Chemistry 37 (6).

[115] Mark R. Leach, 1925 Courtines' Periodic Classification. Geraadpleegd op 16 October 2012.

[116] Mark R. Leach, 1949 Wringley's Lamina System. Geraadpleegd op 16 October 2012.

[117] Mazurs, E.G. (1974). Graphical Representations of the Periodic System During One Hundred Years. University of Alabama Press, Alabama, p. 111. ISBN 978-0-8173-3200-6.

[118] Mark R. Leach, 1996 Dufour's Periodic Tree. Geraadpleegd op 16 October 2012.

[119] Mark R. Leach, 1989 Physicist's Periodic Table by Timothy Stowe. Geraadpleegd op 16 October 2012.

[120] Bradley, D. (20 July 2011). At last, a definitive periodic table?. ChemViews Magazine. DOI: 10.1002/chemv.201000107.

[121] Scerri 2007, pp. 285‒86

[122] Scerri 2007, p. 285

[123] Mark R. Leach, 2002 Inorganic Chemist's Periodic Table. Geraadpleegd op 16 October 2012.

[124] Scerri, E. (2008). The role of triads in the evolution of the periodic table: Past and present. Journal of Chemical Education 85 (4): 585–89 (see p.589). DOI: 10.1021/ed085p585.

[125] Bent, H. A., Weinhold, F (2007). Supporting information: News from the periodic table: An introduction to "Periodicity symbols, tables, and models for higher-order valency and donor–acceptor kinships". Journal of Chemical Education 84 (7): 3–4. DOI: 10.1021/ed084p1145.

[126] Schändel, M (2003). The Chemistry of Superheavy Elements. Kluwer Academic Publishers, Dordrecht, p. 277. ISBN 1-4020-1250-0.

[127] Scerri 2011, pp. 142–143

[128] Frazier, K. (1978). Superheavy Elements. Science News 113 (15): 236–238. DOI: 10.2307/3963006.

[129] Pyykkö, P. (2011). A suggested periodic table up to Z ≤ 172, based on Dirac–Fock calculations on atoms and ions. Physical Chemistry Chemical Physics 13 (1): 161–168. PMID 20967377. DOI: 10.1039/c0cp01575j.

[130] Elliot, Q. A. (1911). A modification of the periodic table. Journal of the American Chemical Society 33 (5): 684–688 (688). DOI: 10.1021/ja02218a004.

[EB-131] transuranium element (chemical element). Encyclopædia Britannica (c. 2006). Geraadpleegd op 16 March 2010.

[132] Cwiok, S., Heenen, P.-H., Nazarewicz, W. (2005). Shape coexistence and triaxiality in the superheavy nuclei. Nature 433 (7027): 705–9. PMID 15716943. DOI: 10.1038/nature03336.

[133] Ball, P. 2010, Column: The crucible in Chemistry World, November, Royal Society of Chemistry

[135] Eisberg, R., Resnick, R. (1985). Quantum Physics of Atoms, Molecules, Solids, Nuclei and Particles. Wiley.

[136] Bjorken, J. D., Drell, S. D. (1964). Relativistic Quantum Mechanics. McGraw-Hill.

[137] Greiner, W., Schramm, S. (2008). American Journal of Physics 76: 509. , and references therein.

[rscend-138] Ball, P., Would Element 137 Really Spell the End of the Periodic Table? Philip Ball Examines the Evidence. Royal Society of Chemistry (November 2010). Geraadpleegd op 30 september 2012.

[139] IUPAC, IUPAC Periodic Table of the Elements. iupac.org. IUPAC (1 mei 2013). Geraadpleegd op 20 september 2015.

[140] Seaborg, G. (1945). The chemical and radioactive properties of the heavy elements. Chemical English Newspaper 23 (23): 2190–2193.

[hydrogen-141] Cronyn, M. W. (August 2003). The Proper Place for Hydrogen in the Periodic Table. Journal of Chemical Education 80 (8): 947–951. DOI: 10.1021/ed080p947.

[142] Greenwood & Earnshaw, throughout the book

[143] Lewars, Errol G. (5 december 2008). Modeling Marvels: Computational Anticipation of Novel Molecules. Springer Science & Business Media, 69–71. ISBN 9781402069734.

[ReferenceA-144] IUPAC, Compendium of Chemical Terminology 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version: (2006-) "Transition Element"

[145] Xuefang, W., Andrews, L., Riedel, S., Kaupp, M (2007). Mercury Is a Transition Metal: The First Experimental Evidence for HgF₄. Angew. Chem. Int. Ed. 46 (44): 8371–8375. PMID 17899620. DOI: 10.1002/anie.200703710.

[Jensen2008-146] Jensen, W. B. (2008). Is Mercury Now a Transition Element?. J. Chem. Educ. 85 (9): 1182–1183. DOI: 10.1021/ed085p1182.

[147] Rayner-Canham, G, Overton, T. Descriptive inorganic chemistry, 4th. W H Freeman, New York, 484–485. ISBN 0-7167-8963-9.

[148] Thyssen, P., Binnemanns, K. (2011). Handbook on the Physics and Chemistry of Rare Earths. Elsevier, Amsterdam, "1: Accommodation of the rare earths in the periodic table: A historical analysis", 80–81. ISBN 978-0-444-53590-0.

[149] Keeler, J., Wothers, P. (2014). Chemical Structure and Reactivity: An Integrated Approach. Oxford University, Oxford, p. 259. ISBN 978-0-19-9604135.

[150] Exotic atom struggles to find its place in the periodic table. Nature News (8 april 2015). Geraadpleegd op 20 september 2015.

[151] Emsley, J. (2011). Nature's Building Blocks, new. Oxford University, Oxford, p. 651. ISBN 978-0-19-960563-7.

[152] See, for example: Periodic Table. Royal Society of Chemistry. Geraadpleegd op 20 september 2015.

[Jensen1982-153] William B. Jensen (1982). The Positions of Lanthanum (Actinium) and Lutetium (Lawrencium) in the Periodic Table. J. Chem. Educ. 59 (8): 634–636. DOI: 10.1021/ed059p634.

[154] Matthias, B. T. (1969). Superconductivity, Proceedings of the Advanced Summer Study Institute, McGill University, Montreal. Gordon and Breach, Science Publishers, New York, "Systematics of Super Conductivity", 225–294 (249).

[155] Lavelle, L. (2009). Response to Misapplying the periodic law. Journal of Chemical Education 86 (10): 1187. DOI: 10.1021/ed086p118.

[156] See, for example: Brown, T. L., LeMay Jr., H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J. (2009). Chemistry: The Central Science, 11th. Pearson Education, Upper Saddle River, New Jersey, endpapers. ISBN 0-13-235848-4.

[158] Five ideas in chemical education that must die - part five. educationinchemistryblog. Royal Society of Chemistry (2015). Geraadpleegd op 19 september 2015. "It is high time that the idea of group 3 consisting of Sc, Y, La and Ac is abandoned"

[Jensen2015-159] Some Comments on the Position of Lawrencium in the Periodic Table (2015). Geraadpleegd op 20 september 2015.

[161] Scerri, E., Five ideas in chemical education that must die - part five. educationinchemistryblog. Royal Society of Chemistry (15 september 2015). Geraadpleegd op 27 October 2015.

[162] Steele, D.. The Chemistry of the Metallic Elements. Pergamon Press, Oxford, 59–60.

[163] Phillips, C.S.G., Williams, R.J.P. (1966). Inorganic Chemistry. Oxford University Press, Oxford, 4, 48, 55.

[164] Kneen, W.R., Rogers, M.J.W. (1972). Chemistry: Facts, Patterns, and Principles. Addison-Wesley, London, p. 501.

[165] Greenwood, N.N., Earnshaw, A. Chemistry of the Elements, 2nd. Elsevier Science Ltd., Oxford, pp. 946. ISBN 0-7506-3365-4.

[166] Greenwood, N.N., Earnshaw, A. Chemistry of the Elements, 2nd. Elsevier Science Ltd., Oxford, 947–948. ISBN 0-7506-3365-4.

[169] Francl, M. (May 2009). Table manners. Nature Chemistry 1 (2): 97–98. PMID 21378810. DOI: 10.1038/nchem.183.

[1]

[2]

[n 1]

[3]

[n 2]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]

[15]

[16]

[17]

[18]

[19]

[20]

[21]

[22]

[23]

[24]

[n 3]

[25]

[26]

[27]

[28]

[29]

[30]

[31]

[32]

[n 4]

[33]

[34]

[35]

[36]

[37]

[n 5]

[38]

[39]

[40]

[41]

[42]

[43]

[44]

[45]

[46]

[47]

[48]

[49]

[50]

[51]

[52]

[53]

[54]

[55]

[56]

[57]

[58]

[59]

[60]

[61]

[62]

[63]

[64]

[65]

[66]

[67]

[68]

[69]

[70]

[71]

[72]

[73]

[74]

[75]

[n 6]

[76]

[77]

[78]

[79]

[80]

[81]

[n 7]

[82]

[83]

[84]

[85]

[86]

[87]

[n 8]

[n 9]

[n 10]

[n 11]

[88]

[89]

Periodiek systeem:	standaard · alternatief · elektronenconfiguratie · ezelsbruggetje eerste 20 elementen · geschiedenis
Isotopentabel:	op element (compleet / in delen) · op atoommassa
Zie ook:	lijst van chemische elementen · abundantie