اولین دانشمندی که عناصر را طبقه بندی کرد مندلیف روسی بود.
مندلیف به تغییرات خواص عناصر توجه نمود.
او با بیان قانون تناوبی جدول خود را عرضه کرد.
مندلیف در تنظیم جدول دو اصل را رعایت کرد.
1- اصل تشابه خواص عناصر (قرار گرفتن عناصر با خاصیت های مشابه در زیر هم در یک ستون)
2- افزایش تدریجی جرم اتمی عناصر در ردیف های کنار هم (تغییر تدریجی خواص)
مندلیف عناصر شناخته شده زمان خود را در چند ردیف (دوره تناوب) براساس افزایش جرم اتمی از چپ به راست منظم نمود.
به گونه ای که عناصر با خواص مشابه زیر یکدیگر در یک ستون قرار بگیرند.
این کار باعث شد خانه های خالی متعددی از عناصر که در زمان مندلیف کشف نشده بود پیش بینی شود در نتیجه قدم بزرگ در راه کشف این عناصر توسط محققین برداشته شود.
ایراد جدول مندلیف: چند مورد بی نظمی دیده می شد و آن این بود که برای رعایت اصول تشابه مجبور شد عناصر سنگین تر را قبل از عناصر سبک تر قرار دهد.
قانون تناوبی مندلیف: اگر عنصرها به ترتیب افزایش جرم اتمی در کنار هم در ردیف قرار گیرند خواص فیزیکی و شیمیایی آنها به طور تناوبی تکرار می شود.
بعد ها موزلی با کشف عدد اتمی تعداد پروتون های هسته نشان داد که عدد اتمی معیار مناسب تری برای تنظیم عناصر در جدول تناوبی است.
بر همین اساس موزلی معیار تنظیم عناصر در جدول را تغییر داد.
به طور که در جدول تناوبی امروزی عناصر بر مبنای عدد اتمی (نه جرم اتمی) تنظیم شده اند.
قانون تناوبی جدول امروزی: براساس کار موزلی قانون تناوبی عناصر هر گاه عناصر را براساس افزایش عدد اتمی در کنار یکدیگر قرار دهیم خواص فیزیکی و شیمیایی آنها به طور تناوبی تکرار می شود.
سه مورد بی نظمی جدول تناوبی مندلیف:
در جدول پیشنهادی مندلیف نیکل بعد از کبالت و ید نیز بعد از تلور آمده است.
(لازم به ذکر است که آرگون و پتاسیم هم جزء این بی نظمی ها قرار می گیرد اما باید دانست که در زمان مندلیف هنوز گازهای نجیب کشف نشده بود.) مندلیف نه (9 ) مورد خواص و محل عنصر را پیش بینی کرد که هشت مورد آن درست بود.
سه مورد آن به ترتیب اکا سیلسیم (همان ژرمانیم) اکابور (همان اسکاندیم) اکاآلومینیم (همان گالیم) بودند.
جدول تناوبی عناصر: جدول دارای 18 گروه و 7 دوره می باشد.
در دوره اول تا ششم به ترتیب عنصر وجود دارد.
دوره هفتم که ناقص است و امروزه شامل 23 عنصر می باشد.
البته در جدول کتاب 109 عنصر ارائه شده اما طبق آخرین خبر اینترنتی جدول دارای 118 عنصر می باشد گروه: عناصری که در یک ستون در زیر هم قرار دارد و مشابهت خواص دارند.
دوره: عناصری که در یک ردیف افقی در کنار هم قرار دارند و خواص آنها به طور تدریجی تغییر می کند.
شماره دوره تعداد لایه ها اصلی و شماره گروه تعداد الکترون های لایه آخر یا لایه ظرفیت و شماره خانه تعداد کل الکترون ها یا پروتون ها را نشان می دهد.
جدول دارای 8 گروه اصلی (A) و 10 گروه فرعی (B) می باشد.
(البته 10 گروه (ستون) به 8 گروه فرعی (B) تقسیم شده است.
از یک دیدگاه می توان عناصر جدول را به دسته های فلز و نافلز و شبه فلز و گاز نجیب تقسیم کرد.
فلز: عناصری که در لایه آخر (لایه ظرفیت) کمتر از سه الکترون دارند.
تمایل به از دست دادن الکترون دارند.
بیش از 80% عناصر جدول فلز هستند که به جزء جیوه همگی جامدند و ویژگی های مشترک زیر دارند.
رسانای خوب گرما و برق هستند.
سطح براق دارند.
قابلیت چکش خواری و شکل پذیری دارند.
نافلز: عناصری که در لایه ظرفیت بیشتر از چهار الکترون (پنج ـ شش ـ هفت) دارند.
تمایل به گرفتن الکترون دارند.
بیشتر به حالت گاز هستند (بجزء برم) و آن نافلزاتی که جامدند ویژگی های زیر را داراست.
رسانای خوبی برای گرما و برق نیستند.
سطح براق ندارند.
شکننده بوده و قابلیت چکش خواری و مفتول شدن ندارند.
شبه فلز: این عناصر برخی خواص فلزی و برخی خواص نافلزی را دارا می باشد.
در جدول تناوبی نوار پلکانی را به خود اختصاص داده است.
(شش عنصر ) گاز نجیب: عناصری هستند که به دلیل آرایش الکترونی خاص (لایه ظرفیت آنها پر و پایدار است.) و واکنش پذیری بسیار کمی دارند.
جدول تناوبی امروزی عنصرها: متداول ترین شکل جدول تناوبی در حال حاضر توسط شیمیدان ها مورد استفاده قرار می گیرد براساس قانون تناوبی عنصرها استوار است.
بر طبق این قانون هر گاه عنصرها را براساس افزایش عدد اتمی در کنار یک دیگر قرار دهیم خواص فیزیکی و شیمیایی آن ها به صورت تناوبی تکرار می شود.
مهمترین نکته در جدول تناوبی تشابه آرایش الکترونی عنصرهای یک خانواده در بسیاری از گروه های این جدول است.
بنابراین با نگاهی به این جدول تناوبی متوجه می شویم که خواص شیمیایی عنصرهای همگروه به این دلیل مشابهند که آرایش الکترونی آن ها به یکدیگر شبیه است.
پس مکان خاصی را در جدول تناوبی به خود اختصاص می دهد.
جدول 2 آرایش الکترونی برخی از عنصرهای تناوب های دوم و سوم معرفی گروههای جدول تناوبی: گروه (فلزهای قلیایی) IA گروه 2 (فلزهای قلیایی خاکی) IIA گروه های 3 تا 2 (عناصر واسطه) (I-VIII)B گروه های 13 تا 18 IIIA-VIIIA هیدروژن خانواده تک عنصری 1ـ ویژگی های گروه فلزهای قلیایی: IA همگی فلزهایی نرم و با چاقو بریده می شوند (بجزء لیتیم) و بسیار واکنش پذیرند و به همین علت در طبیعت بصورت آزاد یافت نمی شود.
از بالا به پایین در این گروه بر شدت واکنش پذیری آنها افزوده می گردد.
سطح براق آن ها به سرعت با اکسیژن هوا وارد واکنش شده و تیره می گردد.
همگی با آب سرد واکنش نشان می دهند.
در زیر نفت نگهداری می شود تا از اکسیژن هوا و رطوبت محافظت شود.
محلول آنها در آب خاصیت قلیایی از خود نشان می دهد بنابراین می تواند چربی ها را در خود حل کند.
فرمول اکسید فلزهای این گروه M2O می باشد.
این فلزهای فعال با آب محلول بازی (قلیایی) تولید می کند.
همگی آرایش الکترونی ns1 [گاز نجیب] دارند و لایه ظرفیت آن ها ns1 است و تمایل دارند الکترون لایه آخر خود از دست بدهند تا به آرایش گاز نجیب پیش از خود برسند.
در این گروه از بالا به پایین چگالی و شعاع اتمی و شعاع یونی افزایش نقطه ذوب و جوش و انرژی نخستین یونش کاهش می یابد.
اولین جهش بزرگ انرژی این عناصر در IE2 آن ها اتفاق می افتد.
این فلزات بدلیل واکنش‌پذیری زیاد بطور آزاد در طبیعت یافت نمی‌شوند و معمولا بصورت ترکیب با سایر عناصر هستند.
منبع اصلی سدیم ، هالیت یا Nacl است که بصورت محلول در آب دریا یا بصورت رسوب در بستر دریا یافت می‌شود.
پتاسیم بصورت فراوان در اکثر معادن بصورت کانی سیلویت (Kcl) یافت می‌شود و همچنین از آب دریا هم استخراج می‌گردد.
فلزات قلیایی بسیار واکنش‌پذیر هستند و آنها را نمی‌توان با جانشین کردن سایر فلزات بصورت آزاد تهیه کرد.
فلزات قلیایی بصورت فلز آزاد را می‌توان از الکترولیز نمکهای مذاب آنها تهیه کرد.
خواص فیزیکی فلزات قلیایی از چند جهت با بقیه فلزات تفاوت دارند.
آنها نرم بوده و دارای نقطه ذوب و نقطه جوش پایین هستند.
دانسیته پایینی دارند، بطوریکه دانسیته K و Na و Li از دانسیته آب پایین‌تر است.
آنتالپی استاندارد ذوب و تبخیر کمتری دارند.
به علت داشتن فقط یک الکترون در لایه ظرفیت معمولا پیوندهای فلزی ضعیفی ایجاد می‌کنند.
این فلزات وقتی در معرض شعله قرار می‌گیرند، رنگ آن را تغییر می‌دهند.
وقتی عنصری در مقابل شعله قرار می‌گیرد، حرارت شعله انرژی کافی برای برانگیختن الکترون لایه ظرفیت را به لایه‌های بالاتر فراهم میکند..
خواص شیمیایی فلزات قلیایی عامل کاهنده قوی هستند.
پتانسیل الکترود منفی آنها نشانگر میل شدید آنها برای از دست دادن الکترون در تبدیل به کاتیون در محلول است.
آنها می‌توانند اکسیژن ، کلر ، آمونیاک و هیدروژن را احیا کنند.
در اثر واکنش با اکسیژن هوا اکسید شده و تیره می‌شوند.
بنابراین در زیر نفت نگهداری می‌شوند.
بعلت واکنش با آب و تولید هیدروژن و هیدروکسید قلیایی نمی‌توان آنها را زیر آب نگهداری کرد.
واکنش با آب از بالا به پایین ، به شدت واکنش با آب افزوده می‌شود.
لیتیم به آرامی با آب واکنش داده و حبابهای هیدروژن آزاد میکند.
سدیم بشدت و همراه با مشتعل شدن با آب واکنش نشان داده و با شعله نارنجی می‌سوزد.
پتاسیم در اثر برخورد با آب به شدت مشتعل شده و با شعله بنفش می‌سوزد.
سزیم در آب ته نشین شده و به سرعت تولید هیدروژن میکند.
آزاد کردن هیدروژن همراه با ایجاد امواج ضربه‌ای شدید است که می‌تواند باعث شکستن محفظه شیشه‌ای شود.
Na در آمونیاک حل شده و ایجاد محلول آبی تیره میکند که بعنوان عامل کاهنده در واکنشها استفاده می‌شود.
در غلظتهای بالا رنگ محلول برنزی شده و جریان الکتریکی را همانند فلز هدایت میکند.
چند مورد غیر عادی در شیمی Li دیده می‌شود.
کوچک بودن اندازه کاتیون Li در نشان دادن خاصیت کووالانسی در برخی ترکیبات و ایجاد پیوند دیاگونالی با منیزیم از آن جمله است.
اکسیدها فلزات قلیایی در اثر واکنش با اکسیژن هوا ترکیب جامد یونی به فرمول تولید می‌کنند.
هر چند که Na غیر از این ، ترکیب پروکسید ( ) بعنوان فراورده عمده و پتاسیم هم سوپر اکسید ( ) را بطور عمده تولید میکند.
هیدروکسیدها هیدروکسید فلزات قلیایی ، جامدات یونی به فرم کریستالی در رنگ سفید و فرمول MOH است.
قابل حل در آب هستند و همه بجز LiOH آبدار می‌شوند.
محلول آبی آنها باز قوی است.
اسیدها را خنثی کرده و نمک تولید می‌کنند.
حالت اکسایش این فلزات حالت اکسایش 0 و 1+ دارند.
تمام ترکیبات شناخته شده آنها بر پایه +M است.
اولین انرژی یونش آنها پایین است، زیرا الکترون آخرین لایه به خوبی الکترونهای لایه داخلی توسط جاذبه هسته محافظت نمی‌شود، بنابراین آسان تر برداشته می‌شود.
انرژی دومین یونش بالا است، زیرا الکترون بعدی از لایه کامل برداشته می‌شود.
همچنین بوسیله هسته ، بخوبی جذب می شود .
انرژی یونیزاسیون از بالا به پایین با افزایش عدد اتمی و افزایش تعداد لایه‌ها بعلت دور شدن الکترون ظرفیت از هسته کاهش می‌یابد.
اطلاعات صنعتی هیدروکسید ، کلرید و کربنات سدیم ، از جمله ترکیبات شیمیایی مهم صنعتی هستند.
هیدروکسید سدیم از الکترولیز آب شور اشباع شده در پیل با کاتد فولادی و آند تیتانیوم تولید می‌شود.
کربنات سدیم با فرآیند سالوی تهیه می‌شود.
در این فرآیند کلرید سدیم قابل حل در آب به بی‌کربنات سدیم نامحلول تبدیل شده و بعد از صاف کردن و حرارت دادن به کربنات سدیم تبدیل می‌شود.
به هر حال محصول اصلی در این فرآیند کلرید کلسیم است و فرآیند رسوبگیری و حرارت و تهیه کربنات سدیم به کارخانه بستگی دارد.
فرایند سالوی رفته رفته جای خود را به تهیه کربنات سدیم از جداسازی و تلخیص کربنات سدیم موجود به معادن می‌دهد.
گروه فلزهای قلیایی خاکی : IIA این گروه سخت و چگال تر از گروه اول هستند و واکنش پذیری کمتری نسبت به گروه اول دارند.
با این وجود در طبیعت بصورت آزاد یافت نمی شود.
با آب محلول قلیایی می دهد.
(بجزء برلیم) فرمول اکسید آن ها MO است.
از بالا به پایین فعالیت شیمیایی آن ها بیشتر می شود.
همگی آرایش الکترونی ns2 [گاز نجیب] دارند و لایه ظرفیت آن ns2 است و تمایل دارند که این الکترون های ظرفیتی را از دست بدهند تا به آرایش گاز نجیب برسند.
(البته تمایل کمتر این عناصر برای واکنش برای این است که برای رسیدن به آرایش گاز نجیب باید دو الکترون از دست بدهد.) در این گروه از بالا به پایین چگالی و شعاع اتمی و شعاع یونی افزایش و نقطه ذوب و جوش و انرژی نخستین یونش کاهش می یابد.
اولین جهش بزرگ این عناصر در IE3 آن ها اتفاق می افتد.
واژه خاکی برای این مطلب بوده که بسیاری از ترکیب های این عناصر در آب حل نمی شوند و در خاک باقی می مانند.
در توضیح چگال تر بودن گروه دوم می توان گفت که جرم این فلزات بیشتر شده حجم نیز کوچک تر شده (هر چه از سمت چپ جدول به سمت راست برویم شعاع اتم کوچک تر شده در نتیجه حجم اتم کوچک تر می شود.) بنابراین چگالی زیاد می شود.
در گروه اول و دوم جدول نیز هر چه از بالا به پایین بیاییم عناصر چگالتر می شوند زیرا با افزایش حجم اتم جرم اتم نیز زیاد می شود.
(اما نه چندان زیاد) در توضیح افزایش شعاع در هر دو گروه (همچنین در هر گروه دیگر از جدول) می توان گفت شعاع به دو دلیل زیاد می شود: 1ـ در هر گروه از بالا به پایین به ازای هر تناوب یک لایه الکترونی به تعداد لایه الکترونی افزوده می شود.
پس با زیاد شدن تعداد لایه شعاع اتم زیاد می شود.
2ـ دلیل دوم با افزایش عدد اتمی در یک گروه تعداد اوربیتال های پر شده بین هسته و لایه ی الکترونی بیرونی اتم افزایش می یابد وجود الکترون