Periyodik tablo

Periyodik tablo ya da periyodik cetvel, kimyasal elementlerin sınıflandırılması için geliştirilmiş tablodur. Bu tablo bilinen bütün elementlerin artan atom numaralarına (buna proton sayısı da denir) göre sıralanışıdır. Periyodik cetvelden önce de bu yönde çalışmalar yapılmış olmakla birlikte, mucidi genelde Dmitri Mendeleyev kabul edilir. 1869'da Mendeleyev atomları artan atom ağırlığına göre sıraladığında belli özelliklerin tekrarlandığını fark etti. Özellikleri tekrarlanan elementleri alt alta yerleştirdi ve buna grup adını verdi.

 Yapısı 

küçükresim|Bazı hidrojen benzeri atomik yörüngelerin, yoğunluk ve faz olasılıklarını gösteren bir çizim (g yörüngeleri ve ötesi gösterilmemiştir)
Bir atom çekirdeğindeki proton sayısı, o atomun farklı özelliklere sahip olmasına yol açar. Çekirdeğinde farklı proton sayısına sahip olan atomlar, farklı elementlerin ortaya çıkmasına yol açar. Çekirdekteki proton sayıları, her bir elementin atom numarasına (Z) denk gelir. Elementlerin belli bir düzene göre sıralandığı ve sınıflandırılmasıyla periyodik tablo oluşur. Her bir element, bir ya da iki harften oluşan birer simgeye sahiptir. Çekirdeklerindeki nötronlar, atomların kimyasal özelliklerini etkilemezken kütlesini değiştirirler. Proton sayısı aynı, nötron sayısı farklı atomlar, aynı elementin izotopudur. Doğada oluşan elementler genellikle, her birinin farklı bolluğa sahip olmasından ötürü farklı izotoplarının karışımı şeklinde görülür.

Standart periyodik tabloda elementler, atom numarası az olandan çok olana doğru sıralanır. Periyot olarak adlandırılan yatay sıraların her biri, yeni bir elektron kabuğunun ilk elektronuna sahip olmasıyla başlar. Grup olarak adlandırılan sütunlar, atomların elektron dağılımlarına göre belirlenir ve belli bir kabukta aynı sayıda elektrona sahip elementler, aynı grupta yer alır. Benzer kimyasal özelliklere sahip elementler genellikle aynı grupta yer alsa da, bazı periyotlardaki elementler benzer özellikler gösterir. Elementlerin, değerlik yörüngelerinin türüne göre gruplandığı periyodik tablo kısımları ise blok olarak adlandırılır.

Keşfedilen 118 elementten ilk 94'ü, Dünya'da doğal olarak mevcuttur. 95 atom numaralı amerikyum ile 118 atom numaralı oganesson arasındaki kalan 24 element, yalnızca laboratuvarlarda sentezlenen yapay elementlerdir. Doğada meydana gelen 94 elementten 83'ü ilksel, 11'i ise yalnızca ilksel elementlerin bozunma zincirinde ortaya çıkar. Bu 11 elementten teknesyum (43. element), prometyum (61. element), astatin (85. element), neptünyum (93. element) ve plütonyum (94. element); doğada bulunmalarından önce laboratuvarda sentezlenmiş ve bunların daha sonra doğada var oldukları tespit edilmiştir. Aynştaynyumdan (99. element) ağır elementlerin hiçbiri ile astatin (85. element), makroskopik niceliklerde saf hâlde gözlemlenmemişken fransiyum (87. element) ise yalnızca mikroskobik niceliklerde yalnızca ışık yayan hâliyle fotoğraflanmıştır. Doğal elementlerin sekizinin kararlı birer, birinin (bizmut) neredeyse kararlı (evrenin yaşından bir milyardan fazla kata tekabül eden 2,01×1019 yıllık yarı ömre sahip) bir izotopu vardır. Toryum ile uranyumun da, Dünya'nın yaşıyla kıyaslanabilecek yarı ömürlere sahip izotopları bulunur. Kararlı elementlere ek olarak bizmut, toryum ve uranyum, Dünya'nın oluşumundan beri var olan 83 ilksel elementtir.

 Grup adları ve numaraları 
Periyodik cetveldeki gruplar, soldan başlayarak 1'den 18'e kadar numaralandırılmıştır. F blokundaki gruplar, numaralandırmaya dahil edilmemiştir. Gruplar, aynı zamanda ilk elementlerinin adıyla da anılır.

Gruplar, daha önceleri Roma rakamlarıyla adlandırılıyordu. Amerika Birleşik Devletleri'nde, s ya da p blokunda yer alan gruplar için Roma rakamlarından sonra "A", d blokunda yer alanlar için de "B" harfi ekleniyordu. Avrupa'da ise 1'den 7'ye kadar olan gruplarda "A", 11'den 17'ye kadar olan gruplarda "B" kullanılıyordu. Her iki sistemde de 8, 9 ve 10. gruplar tek bir grup olarak kabul edilerek VIII şeklinde numaralandırılmıştı. 1988'de, IUPAC tarafından günümüzde kullanılan grup numaralandırma sisteminin kabul edilmesiyle birlikte önceki kullanımlar terk edildi.

 Kullanım biçimleri 
32 sütun

18 columns
Periyodik tablo, daha az yer kaplamasından ötürü genelde f blok elementlerinin olması gerektiği yerden kesilip tablonun ana gövdesinin altına yerleştirildiği bir biçimde gösterilir. Bu sayede sütun sayısı 32'den 18'e iner. F blokunun ana gövdeye dahil olduğu kullanım biçimi, 32 sütunlu ya da uzun biçim; bu blokun ana gövdenin altına yerleştirildiği biçim ise 18 sütunlu ya da orta-uzun biçim olarak adlandırılır. Her iki biçim de doğru olup bilimsel açıdan herhangi bir fark olduğu anlamı taşımaz.

 Elektron dağılımları 

Periyodik tablo, elementlerin özellikleri ile atom yapılarının, atom numaralarının birer periyodik fonksiyonu olduğunu söyleyen periyodik kanunun grafiksel bir gösterimidir. Elementlerin periyodik tablodaki konumları, elektron dağılımlarına göre belirlenir Bu dağılımlardaki periyodik tekrarlar, elementlerin periyodik tabloda gözlemlenen eğilimlerini belirler.

ℓ = 0 1 2 3 4 5 6 Kabuk kapasitesi (2n2) Yörünge s p d f g h i n = 1 1s 2 n = 2 2s 2p 8 n = 3 3s 3p 3d 18 n = 4 4s 4p 4d 4f 32 n = 5 5s 5p 5d 5f 5g 50 n = 6 6s 6p 6d 6f 6g 6h 72 n = 7 7s 7p 7d 7f 7g 7h 7i 98 Alt kabuk kapasitesi (4ℓ+2) 2 6 10 14 18 22 26
Atomik yörünge, elektronun atomun çevresindeki belirli bir bölgede bulunma olasılığını tanımlar. Elektronların enerjileri kuantumlanmıştır ve bundan ötürü yalnızca belirli enerji değerlerini alabilirler. Bununla birlikte Pauli dışarlama ilkesine gereğince farklı elektronlar her zaman farklı kuantum durumlarında bulunmak zorundadır. Bu durum, elektronun alabileceği olası durumların, kabuk adı verilen enerji seviyelerine göre sınıflandırılabilmesini sağlar. Her kabuk, bir ya da birden fazla yörünge içeren alt kabuklara ayrılır. Her yörünge, genellikle "yukarı" ya da "aşağı" olarak adlandırılan ve spin adı verilen bir nicelikle ayırt edilen en fazla iki elektron barındırabilir. Soğuk, yani temel durumda bulunan bir atomda elektronlar, toplam enerjilerini en aza indirecek biçimde, mümkün olan en düşük enerjili yörüngeleri dolduracak şekilde düzenlenirler. Sadece en dıştaki elektronlar, yani değerlik elektronlar, çekirdekten kurtularak diğer atomlarla reaksiyona girebilecek enerjiye sahiptir. Diğer elektronlar ise çekirdek elektronları olarak adlandırılır.

Keşfedilmiş en yüksek atom numaralı element olan oganessonun ilk yedi kabuğu doludur. Elementlerin ilk kabukları bir yörünge, küre şeklindeki bir s yörüngesi içerir. Bu yörünge birinci kabukta bulunduğu için 1s yörüngesi olarak adlandırılır ve en fazla iki elektron barındırabilir. İkinci kabukta da 2s olarak adlandırılan bir s yörüngesinin yanı sıra üç adet dambıl biçimli 2p yörüngesi vardır. Bundan ötürü ikinci kabukta en fazla sekiz elektron bulunabilir (2×1 + 2×3 = 8). Bir 3s, üç 3p ve beş 3d yörüngesi içeren üçüncü kabuğun bulundurabileceği en fazla elektron sayısı 18'dir (2×1 + 2×3 + 2×5 = 18). Dördüncü kabukta bir 4s, üç 4p, beş 4d ve yedi 4f yörüngesi bulunur, dolayısıyla bu kabuğun toplam elektron kapasitesi 32'dir (2×1 + 2×3 + 2×5 + 2×7 = 32). Daha yüksek sayıdaki kabuklar bu düzeni sürdürerek daha fazla türde yörünge içerse de bilinen elementlerin temel durumlarında bu yörüngeler dolu değildir.

Alt kabuk türleri kuantum sayıları ile tanımlanır. Bir atomdaki bir yörüngeyi tam olarak tanımlamak için; baş kuantum sayısı (n), açısal momentum kuantum sayısı (ℓ), yörüngesel manyetik kuantum sayısı mℓ ve spin manyetik kuantum sayısı ms olmak üzere dört kuantum sayısı kullanılır.

 Alt kabukların dolma düzeni 
küçükresim|Aufbau ilkesine göre alt kabukların ideal dolma düzeni
Alt kabukların dolma düzeni genellikle Aufbau ilkesine uygun olarak şu şekilde gerçekleşir:
1s ≪ 2s < 2p ≪ 3s < 3p ≪ 4s < 3d < 4p ≪ 5s < 4d < 5p ≪ 6s < 4f < 5d < 6p ≪ 7s < 5f < 6d < 7p ≪ ...

Buradaki ≪ işareti, "çok daha küçük" anlamına gelir ve "küçüktür" anlamındaki < işaretinden farklıdır. Yani elektronlar, yörüngelere artan n + ℓ değerine göre yerleşirler. Eğer iki yörüngenin n + ℓ değeri aynıysa, n değeri daha küçük olan yörünge önce dolar. Genel olarak, aynı n + ℓ değerine sahip yörüngelerin enerjileri birbirine yakın olsa da, s yörüngeleri (ℓ = 0 iken) için kuantum etkileri bu yörüngelerin enerjisini biraz yükseltir ve onları bir sonraki n + ℓ grubuna yaklaştırır. Bundan ötürü periyodik tablodaki her bir satır, genellikle yeni bir s yörüngesinin dolmasıyla, yani yeni bir kabuğa geçilmesiyle başlar. Dolayısıyla, ilk satır dışındaki her periyot uzunluğu iki kez tekrarlanır:
2, 8, 8, 18, 18, 32, 32, ...

D yörüngeleri devreye girdiğinde enerji düzeyleri arasındaki üst üste binmeler oldukça yakın hâle gelir. Bu durumda alt kabuklardaki elektron düzeni, atom numarası ve atomun yüküne bağlı olarak değişiklik gösterebilir.

Bu yaklaşım sayesinde, en basit atomdan başlayarak atom numarasına göre tek tek ilerlenerek periyodik tablo oluşturulur. Hidrojen atomunda var olan tek elektron, en düşük enerjili yörünge olan 1s yörüngesine yerleşmek zorundadır. Bu elektron dağılımı 1s1 şeklinde gösterilir. Buradaki üstyazı (1), alt kabuktaki elektron sayısını gösterir. İki elektron içeren helyumda ikinci elektron da 1s yörüngesine yerleşir. Bu durumda birinci kabuk tamamen dolar ve elementin elektron dağılımı 1s2 şeklinde gösterilir.

Üçüncü element olan lityumun birinci kabuğu tamamen doludur. Bu nedenle lityum atomundaki üçüncü elektron 2s yörüngesinde yer alır ve 1s2 2s1 dağılımını oluşturur. 2s elektronu, 1s alt kabuğu artık çekirdeğe çok sıkı bağlı olduğundan ve diğer atomlarla yapılacak kimyasal bağlara katılamayacağından dolayı lityumun tek değerlik elektronudur. Bu tür kabuklar çekirdek kabuğu olarak adlandırılır. 1s alt kabuğu, lityumdan sonraki tüm elementlerde çekirdek kabuğudur. 2s alt kabuğu, 1s2 2s2 elektron dağılımına sahip bir sonraki element olan berilyum ile tamamen dolar. Sonraki elementler ise 2p alt kabuğunu doldurmaya başlar. 1s2 2s2 2p1 elektron dağılımlı bordaki yeni elektron 2p yörüngesine yerleşirken 1s2 2s2 2p2 dağılımlı karbon ikinci bir 2p yönergesini öndoldurur. 1s2 2s2 2p3 dağılımlı azotun üç 2p yörüngesinin her birinde birer elektron bulunur. Bu durum, aynı tür yörüngelerin her birinin önce tek bir elektron barındırması, ardından da ikinci elektronun eklenmesini söyleyen Hund kuralları ile açıklanır. 1s2 2s2 2p4 dağılımına sahip oksijen, 1s2 2s2 2p5 dağılımına sahip flor ve 1s2 2s2 2p6 dağılımına sahip neon ise daha önce tek tek doldurulmuş 2p yörüngelerini sırasıyla tamamlar ve bunlardan neon, ikinci kabuğu tamamen doldurur.

11. element olan sodyumdan itibaren elementlerin ikinci kabukları tamamen dolu olduğundan bu elementlerdeki ikinci kabuklar da çekirdek kabuğu hâline gelir. On birinci elektronun üçüncü kabuktaki 3s yörüngesine yerleşmesiyle sodyumun elektron dağılımı 1s2 2s2 2p6 3s1 şeklinde olur. Bu dağılım kısaca [Ne] 3s1 şeklinde de gösterilebilir. Buradaki [Ne], neonun elektron dağılımını ifade eder. Magnezyum ([Ne] 3s2) ile birlikte 3s yörüngesi tamamen dolar. Alüminyumda ([Ne] 3s2 3p1) dolmaya başlayan 3p yörüngesi, argon ([Ne] 3s2 3p6) ile birlikte tamamen dolar. Bu durum, sodyumdan argona kadar olan elementlerin dış kabuk yapılarının, lityumdan neona kadar olanlarınkine benzer bir seri oluşturur. Bu benzerlik, periyodik tablonun gösterdiği kimyasal özelliklerin periyodikliğinin temelidir. Bu bağlamda, belirli fakat değişen aralıklarla artan atom numaralarında, elementlerin kimyasal özellikleri benzer şekilde tekrar eder.

 Farklı gösterimleri 
 1. periyot 
Modern periyodik tablonun görünümü standart olsa da, 1. periyot elementleri hidrojen ile helyumun konumları arasında bazı farklı görüşler öne sürülür. Elektron dağılımları sırasıyla s1 ve s2 şeklinde olan bu elementlerden hidrojenin 1. gruba, helyumun ise 2. gruba konulduğu bir kullanım önerilir. Hidrojenin 1. gruba konulduğu kullanım standart olmakla birlikte, helyum neredeyse her zaman 18. gruba yerleştirilir. Buradaki görüş farklılığı, elementlerin periyodik tabloya yerleştirilirken hangi kimyasal ya da elektriksel özelliklerinin baz alınması gerektiğine yönelik görüş farklılıklarından kaynaklanır.

1. gruptaki metaller gibi hidrojenin de en dış kabuğunda bir elektron bulunurGray, s. 12 ve reaksiyona girdiklerinde genellikle tek elektronu da kaybeder. Bazı özellikleri metallerinkine benzeyen hidrojen, bazı metalleri tuzlarından ayırabilir. Sıcaklık ve basınç için standart koşullarda, reaktif katı metal hâlindeki alkali metallerden farklı olarak, iki atomlu ametal bir gaz hâlindedir. Bu durumun yanı sıra elektron alarak hidrür oluşturması -H+ iyonuna kıyasla H- oluşturması daha nadir gözükse de- hidrojeni, aynı davranışı gösteren halojenlerin özelliklerine daha yakın hâle getirir. Bununla birlikte, en hafif iki halojen olan flor ile klor, hidrojene benzer bir şekilde, standart sıcaklık ve basınçta gaz hâlindedir.  Hidrojen, ne güçlü bir yükseltgen ne de güçlü bir indirgen olup suyla da reaksiyona girmez. Bu özelliklerinden ötürü element, hem alkali metallere hem de halojenlere benzer özellikler taşır ve her iki gruba da girmeye tam anlamıyla uygun değildir. Elektronuna göre genellikle 1. grupta gösterilirken, görece nadir kaynaklarda 17. grupta, bazılarında hem 1. hem 17. grupta, bazılarında ise tüm gruplardan ayrı bir şekilde gösterilir.

Helyum, elektron yapısıyla uyumsuz bir şekilde periyodik tabloda konumlanan tek elementtir. En dış kabuğunda iki elektron olmasına rağmen, sekizer elektronun olduğu 18. grupta yer alır ve bu gruptaki diğer elementlerin aksine bir p bloku değil s bloku elementidir. Standart koşullarda reaktif olmaması ve en dış kabuğunun dolu olmasından ötürü 18. gruptaki diğer elementlerle benzerlik gösterir. Bununla birlikte 2. gruptaki elementlerin tamamı reaktiftir. Bu nedenlerden ötürü neredeyse tüm kaynaklar tarafından, özelliklerinin en çok benzediği 18. grupta gösterilir. Bununla birlikte katı helyumun altıgen sıkı istifli bir yapıda kristalleşmesi, 2. gruptaki berilyum ve magnezyumla benzerlik gösterirken 18. gruptaki hiçbir elementte bu durum görülmez. Diğer yandan helyum, neondan daha fazla reaktiftir ve berilyum bileşiğinin analoğu (HeO)(LiF)2 oluşturur (ancak bu bileşiğin neon analoğu yoktur). Bunlardan ötürü element, zaman zaman 2. grupta gösterilir Helyumun 2. grupta yer almasına yönelik bir teklif 1988 yılında IUPAC tarafından reddedilmiştir.

Periyodik tablodaki birinci sıra anomalisinden ötürü de helyumun 2. grupta yer alması gerektiğine yönelik görüşler de vardır. Bu anomali, daha yüksek düzeydeki benzer yörüngelerin aksine, aynı türden daha küçük bir yörüngeden gelen elektronlar arası itme kuvvetine maruz kalmamasından ötürü herhangi bir türden birinci yörüngenin olağandışı derecede küçük olmasından kaynaklanır. Bu durum, her bloktaki birinci sıra elementlerinin, bulundukları gruplarda kendine özgü türde anomaliler sergileme eğiliminde olan olağandışı küçük atomlara sahip olmasına yol açar. Helyumun yeniden konumlandırılmasını savunanlar, helyumun 2. gruba yerleştirildiğinde bu anomalileri gösterse de 18. grupta yer aldığında bu durumun yaşanmadığını kaydeder. Öte yandan, helyumun bulunduğu konumdan kaldırılması hâlinde 18. grubun ilk elementi olacak neon bu anomalileri sergiler. Bu durumda helyum ile berilyum arasındaki ilişki, hidrojen ile lityum arasındaki ilişkiye benzetilir ve bu konumlandırma çok daha yaygın biçimde kabul görür. Örneğin, yörünge boyutlarındaki bu eğilimden dolayı ana grubun birinci ve ikinci elementleri arasında atom yarıçapı açısından görülen fark, 1. ve 13-17. gruplarda belirgindir. Neon ile argon ve helyum ile berilyum arasında rastlanılan benzer fark, helyum ile neon arasında görülmez. Bu durum, soy gazların kaynama noktaları ile sudaki çözünürlüklerini de benzer biçimde etkiler. Örneğin helyum, neona çok yakın değerler gösterirken bir grubun ilk iki elementi arasındaki büyük fark yalnızca neon ile argon arasında gözlemlenir. Helyumu 2. gruba taşımak, bu eğilimi 2. ve 18. gruplarda da tutarlı hâle getirir ve böylece helyum 2. grubun ilk elementi, neon ise 18. grubun ilk elementi olur. Bu durumda her iki element de bir grubun kainosimetrik ilk elementi olmanın karakteristik özelliklerini sergiler. Bununla birlikte helyumun 18. gruptaki konumu, aşırı tepkisizliği nedeniyle neredeyse evrensel olarak kabul görür. Bunların yanı sıra bazı kaynaklar, hidrojen ile helyumu tüm grupların dışında ayrı bir şekilde gösterir.

 3. grup 

{Periyodik tablo (mikro)|biçem=Sc, Y, La, Ac|işaretle=Sc, Y, La, Ac|başlık=3. grup: Sc, Y, La, Ac 15px|Yanlış|altyazı=3. grubun yanlış gösterimi}}
Periyodik tabloya yer veren kaynakların bazılarında f blokunun bir element yana kaydırılmasıyla lantan ve aktinyum, 3. grupta yer alan d blok elementi olarak kalır ve Ce-Lu ile Th-Lr arasındaki elementler f blokunu oluşturur. Bu durumda d bloku, f bloku tarafından iki parçaya bölünür. Modern elektron dağılımı ölçümlerine göre lutesyum ile lavrensiyumun 3. grupta gösterilip La-Yb ile Ac-No arasının f blokunda olması daha tutarlıdır.

İteryumun 4f kabuğunun tamamen dolu olmasından dolayı Lev Landau ile Yevgeni Lifşitz tarafından 1948'de, lutesyumun f bloku elementi olarak gruplandırılması hatalı bulunmuştu. 1963'te Jun Kondō, lantanın düşük sıcaklıktaki süper iletkenliğinin, 4f kabuğundaki etkinliği gösterdiğini tespit etti. 1965'te David C. Hamilton bu gözlemi, elementin periyodik tablodaki konumuyla ilişkilendirerek f blokunun La-Yb ve Ac-No elementlerinden oluşması gerektiği fikrini öne attı. O zamandan beri bu görüş; fiziksel, kimyasal ve elektronik kanıtlarla desteklendi. Bu görüş 1982'de William B. Jensen tarafından tekrar gündeme getirilirken lutesyum ve lavrensiyumun yeniden 3. gruba eklenmesi, 1988 (1-18 grup numaralarının da önerildiği) ve 2021 tarihli IUPAC raporlarıyla da desteklendi.

3. grupta itriyumun altındaki boşlukların boş bırakıldığı üçüncü bir periyodik tablo gösterimi de bulunur. Örneğin, IUPAC'ın web sitesinde yer alan periyodik tablo bu şekildedir. Ancak bu durum, f blokunun genişliğini 15 elemente çıkarmasına (La-Lu ve Ac-Lr) karşın, bir f alt kabuğuna 14 elektron sığabileceği gerçeğiyle çeliştiği için kuantum mekaniğiyle tutarsızlık yaratır. Ayrıca, bu biçimde hangi elementlerin 3. gruba dahil edildiği konusunda kaynaklarda farklılıklar mevcuttur. 2021 tarihli IUPAC raporu, 15 element genişliğindeki f bloklarının, süper ağır elementlerin özellikleri üzerine çalışan göreli kuantum mekaniği dalı üzerine çalışmalar gerçekleştiren bazı araştırmacılar tarafından desteklendiğini belirtmiş olsa da projenin görüşü, bu tür ilgiye özgü yaklaşımların periyodik tablonun "genel kimya ve bilim topluluğuna" sunuluş biçimini etkilememesi gerektiği yönündeydi. Süper ağır elementler üzerine çalışmalar sürdüren diğer araştırmacılar daha sonra bu durumu "f blokundaki 15. öğe, f bloku yerleşiminin yerini göstermek için boş bırakılan d blokundaki ilk öğeyi temsil eder" ifadeleriyle açıklar. Bu açıklamaya göre 15. öğeler olan lutesyum ve lavrensiyum, hâlâ d bloku elementleri olup 3. grupta yer alırlar. IUPAC yayınları da periyodik tabloyu 32 sütuna genişlettiğinde lutesyum ve lavrensiyumu 3. gruba ve itriyumun altına yerleştirir.

 Periyodik eğilimler 

Periyodik tabloda soldan sağa ya da yukarıdan aşağı gidildikçe düzenli değişen birtakım özellikler vardır.

 Atom yarıçapı 
küçükresim|upright=1.35|sol|Atom yarıçapının atom numarasına göre değşimi

Atomların büyüklüğü ölçülürken Van der Waals yarıçapı dikkate alınır. Çekirdekle dış katmanlarda bulunan elektronlar arasındaki çekim kuvveti ne kadar büyük olursa atom yarıçapı da o kadar küçük olur. Örneğin ikinci periyot elementlerinden lityumun son katman elektronu 3 protonla çekilirken, florunki 9 proton tarafından çekilir. Bu yüzden soldan sağa gidildikçe yarıçap azalır.

Yukarıdan aşağı gidildikçe dış katman elektronları çekirdekten daha uzakta bulunur. Atom yarıçapı artar.

 İyonlaşma enerjisi 
küçükresim|upright=1.6|sağ|İyonlaşma enerjilerinin, atom numarası ile değişimini gösteren grafik

Gaz halde bulunan bir atomdan bir elektron koparmak için gereken enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. Soldan sağa gidildikçe çekirdekle son katman elektronları arasındaki çekim kuvveti artacağından iyonlaştırmak için daha fazla enerjiye gerek vardır. O yüzden soldan sağa gidildikçe düzenli olarak artış beklenir ancak 2A ve 5A elementlerinin küresel simetrik özelliğinden dolayı sıralamada yerleri farklıdır.

 1A<3A<2A<4A<6A<5A<7A<8A

Bir elektronu uzaklaştırmak için gereken enerji, elektronun çekirdekten uzaklığına bağlıdır. Bu sebeple yukarıdan aşağı inildikçe atom yarıçapı arttığından iyonlaşma enerjisi azalır.

 Elektronegatiflik 
küçükresim|sağ|upright=1.35|Yukarıdan aşağı inildikçe azalan elektronegatiflik
Elektronegatiflik, bir atomun kimyasal bağdaki elektronları kendine doğru çekme yeteneğinin bir ölçüsüdür. Doğrudan bir ölçümü yoktur, ancak iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisinin aritmetik ortalaması olarak düşünülebilir.Greenwood & Earnshaw, s. 27

Soldan sağa doğru iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi arttığından elektronegatiflik artar. Yukarıdan aşağı ise azalır.

 Diğer özellikler 
Bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe;

 Proton, nötron sayıları ve kütle numarası artar.
 Atom numarası artar.
 Değerlik elektron sayısı artar.
 Elektron alma isteği (ametallik) artar.
 Yörünge sayısı değişmez.
 Atom hacmi ve çapı azalır.

Bir grupta yukarıdan aşağıya inildikçe;

 Proton, nötron sayıları ve kütle numarası artar.
 Atom numarası artar.
 Değerlik elektron sayısı değişmez (Bu nedenle aynı gruptaki elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir).
 Elektron verme isteği (metalik karakter) artar.
 Yörünge sayısı artar.
 Atom hacmi ve çapı artar.

 Tarihi 

 İlk dönemler 
Elementlerin sınıflandırmasına yönelik ilk girişimi 1817'de Johann Wolfgang Döbereiner gerçekleştirdi. 1829'da Döbereiner, bazı elementleri, birtakım benzer özelliklerine göre üçlü gruplara ayırdı. Bu sisteme göre brom, iyot ve klor; kalsiyum, strontiyum ve baryum; lityum, sodyum ve potasyum ile kükürt, selenyum ve tellürden ibaret üçlü gruplar oluşturulmuştu. Günümüzde bu gruplar, sırasıyla halojenler, toprak alkali metaller, alkali metaller ve kalkojenlerin parçasıdır. İlerleyen dönemde Döbereiner'ın çalışmalarına çeşitli kimyagerler tarafından devam edilerek bazı elementlerin birtakım özellikleri arasında daha fazla ilişki tespit edilse de tüm elementlerin sistematik bir şekilde yer aldığı bir düzen ortaya çıkarılamadı.

küçükresim|upright=1.5|John Newlands'in 1866 tarihli element tablosu
John Newlands, Şubat 1863'te elementlerin tekrarlanan özellikleri üzerine bir makale yayımladı. 1864 tarihli makalesinde ise Newlands, elementlerin atom ağırlıklarına göre sıralanırlarsa, ardışık sayılara sahip olanlar sıklıkla ya aynı gruba aitti ya da farklı gruplarda benzer konumlarda bulunuyordu. Bilinen elementleri toplamda yedi adet sekizli gruba ayıran Newlands, bu gruplardaki elementlerin benzer davranışlar gösterdiğini tespit etmişti. Ancak bu gruplandırma, yalnızca belli başlı elementler için geçerliyken kalan birçok element için doğru değildi.

Lothar Meyer, elementlerin bazı fiziksel ve kimyasal özelliklerinin periyodik aralıklarla tekrarlandığını tespit etti. Meyer'e göre, atom ağırlıkları ile atom hacimleri birbirine dikey olacak şekilde sıralandığında, birtakım maksimum ve minimumların yer aldığı eğride, en elektropozitif elementler bu eğirinin zirvelerinde yer alıyordu. 1864'te yayımlanan kitabında yer alan periyodik tablonun ilk sürümlerinden birinde 28 element, değerliklerine göre altı gruba ayrılmıştı. Bu sayede elementler ilk kez değerliklerine göre gruplandırılmıştı. 1868'de, tablosunu gözden geçirse de bu yeni sürüm, ancak 1895'teki ölümünün ardından bir taslak olarak yayımlanabildi.

 Mendeleyev'in çalışmaları 
17 Şubat 1869'da Dmitri Mendeleyev, elementleri atom ağırlıklarına göre sıralamaya ve kıyaslamaya başladı. Tekrarlanan özelliklerine göre alt alta sıralayarak ilk iki periyodu yedişer, sonraki üç periyodu ise on yedişer element içeren bir tablo hazırladı. Mayıs 1869'da yayımlanan bu çalışmada bazı yerler, henüz keşfedilmemiş elementler olduğunu düşünülerek boş bırakmıştı. 1871'deki bir makalesinde Mendeleyev, tablosunun güncellenmiş bir sürümünün yanı sıra henüz bilinmeyen bazı elementlere dair öngörülerine yer verdi.

1875'te Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran, Mendeleyev'in öngörülerinden habersiz bir şekilde gerçekleştirdiği çalışmalar sonucunda galyum olarak adlandırdığı elementi izole ederek özelliklerini belirlemeye başladı. De Boisbaudran'ın makalesini inceleyen Mendeleyev, kendisine bir mektup göndererek kendisinin öngördüğü eka alüminyum ile galyumun aynı element olduğunu belirtti. De Boisbaudran da bu iddiayı doğruladı. 1879'da Lars Fredrik Nilson, skandiyum adını verdiği ve Mendeleyev'in tablosunda eko bor olarak yer alan elementi keşfetti. Germanyum olarak adlandırılan eka silisyum 1886'da, Clemens Winkler tarafından keşfedildi. Galyum, skandiyum ve germanyumun özellikleri, Mendeleyev'in öngörüleriyle uyuşuyordu.

1895 yılında John William Strutt, yeni bir soy gaz (argon) keşfettiğini bildirdi. Bu element periyodik tabloda bilinen hiçbir yere oturtulamadı. 1898 yılında William Ramsay bu elementin klor ile potasyum arasında bir yere konulabileceğini önerdi. Helyum da aynı grubun bir üyesi olarak düşünüldü. Bu grup elementlerinin değerliklerinin sıfır olması nedeniyle sıfır grubu olarak adlandırıldı.
küçükresim|Mendeleyev'in An Attempt Towards a Chemical Conception of the Ether kitabındaki periyodik tablo
Mendeleyev'in periyodik tablosu her ne kadar elementlerin periyodik özelliklerini gösterse de neden özelliklerin tekrarlandığı konusunda herhangi bir bilgi vermemektedir.

 Atom numarası 
1913'te Antonius van den Broek, elementlerin periyodik tablodaki konumlarının çekirdek yüküne göre belirlendiğini gözlemledi. Ernest Rutherford, bu yükü "atom numarası" olarak adlandırdı. Van den Broek'in bu makalesinde ayrıca, elementlerin elektron sayılarına göre düzenlendiği ilk periyodik tablonun bir gösterimi de yer alıyordu.

Henry Moseley, X ışını spektroskopisini kullanarak van den Broek'in öne sürdüğü görüşü deneysel olarak ispatladı. Moseley, alüminyum ile altın arasındaki elementlerin tamamının çekirdek yükünü tespit ederek Mendeleyev'in sıralamasının aslında elementlerin çekirdek yüklerine göre olduğunu belirledi. Bir elementin çekirdek yükünün, proton sayısına eşit olduğunu tespit ederek bu değeri atom numarası (Z) olarak adlandırdı. Atom numarasının keşfiyle, atom ağırlığı ile kimyasal özellikler arasındaki tutarsızlıklar giderildi. Moseley'in ölümünün ardından kendisinin çalışmalarını devam ettiren Manne Siegbahn, o güne kadar keşfedilen en yüksek atom numarasına (92) sahip element uranyuma kadar olan elementlerin atom numaralarını tespit etti. Moseley ve Siegbahn'ın araştırmalarına dayanılarak 43, 61, 72, 75, 85 ve 87 atom numarasına sahip elementler keşfedilmeyi bekliyordu. 75 atom numaralı element aslında Masataka Ogawa tarafından 1908'de bulunmuş ve "nipponyum" olarak adlandırılmıştı ancak bu elementin atom numarasını hatalı bir şekilde 43 olarak tespit etmişti. 1925'te Walter Noddack, Ida Tacke ve Otto Berg, Ogawa'nın çalışmalarından bağımsız bir şekilde bu elementi yeniden keşfederek renyum olarak adlandırdı.

İlksel radyoaktif elementler olan toryum ve uranyumun bozunma zincirlerinde, atom ağırlıkları farklı olsa da aynı kimyasal özellikler taşıyan birçok yeni elementin var olduğu anlaşıldı. 1913'te Frederick Soddy, aynı kimyasal elementin farklı biçimleri olduğunu belirttiği bu durumu tanımlamak için "izotop" terimini ortaya attı. Bu ayrıca, daha düşük atom numarasına sahip olmasına rağmen tellürün doğal izotoplarının iyodun izotoplarına göre daha ağır olanlarda yoğunlaşması gibi tutarsızlıkları da açıkladı.

 Elektron kabukları 
Niels Bohr, Max Planck'ın kuantumlanma fikrinden yola çıkarak elektronların enerji seviyelerinin kuantumlandığını ve yalnızca belirli bir kararlı enerji durumlarına sahip oldukları sonucuna vardı. Elementlerin elektron dağılımları ile periyodik olarak tekrarlanan özellikleri arasında bir bağ kuran Bohr, 1913 yılındaki makalesinde elementlerin kimyasal özelliklerinin iç elektronlar tarafından belirlendiğini tespit etti. "Halka" olarak adlandırdığı elektron kabuklarını bulmyş ve bunların her birinde en fazla sekiz elektronun olabileceğini belirlemişti. Aynı yıl, bir kuantum atomuna dayanak ilk elektron periyodik tablosunu oluşturdu.

Bohr'un teorisindeki kimyasal özellikleri sistematik bir biçimde geliştiren ve düzelten ilk kişi, 1914 ve 1916 yıllarındaki çalışmalarıyla Walther Kossel oldu. Kossel, dış kabuğa elektronların eklenmesiyle periyodik tablodaki yeni elementlerin oluşturabileceğini öne sürmüştü.

1919'daki bir makalesinde Irving Langmuir, "hücre" olarak adlandırdığı yörüngelerin varlığından bahsederek bunların sekizer elektron barındırdığını ve günümüzde kabuk olarak adlandırılan "eşit aralıklı katmanlarla" düzenlendiğini belirtti. Bununla birlikte, ilk kabuğun iki elektrondan ibaret olduğunu ifade etmişti. 1921'de Charles Bury, bir kabuktaki sekiz ve on sekiz elektronun kararlı dizimler meydana getirdiğini ve geçiş elementlerindeki elektron dağılımlarının, dış kabuklarındaki değerlik elektrona bağlı olduğunu öne sürdü. Bu makalesiyle Bury, geçiş metalleri için "geçiş" tanımını kullanan ilk kişi olmuştu. Bohr'un teorisi, Georges Urbain'in seltiyum adını verdiği bir nadir toprak elementi olan 72. elementi keşfettiğini duyurmasıyla kanıtlansa da Bury ve Bohr, 72. elementin bir nadir toprak elementi olamayacağını ve zirkonyumun homoloğu olması gerektiğini öngörmüştü. Dirk Coster ile Georg von Hevesy, zirkonyum cehverlerinde yaptıkları araştırmalar sonucunda 72. elementi bularak hafniyum adını verdi. Urbain'in elde ettiği elementin ise saflaştırılmış lutesyum (71. element) olduğu belirlendi. Bu bağlamda, keşfedilen son kararlı elementler hafniyum ile renyum olmuştu.

Wolfgang Pauli, Bohr'un elektron dağılımlarına dair çalışmalarını devam ettirerek 1923'te, iki elektronun aynı dört kuantum numarasına sahip olmayacağını işaret eden bir ilke tanımladı. Bu sayede, her bir kabuğun içerebileceği elektron sayılarına karşılık gelen periyodik tablodaki periyotların uzunlukları (2, 8, 18 ve 32) belirlenmiş oldu. 1925'te Friedrich Hund, modern olanlara yakın elektron dağılımlarını tespit etti. Bu çalışmaların ardından periyodiklik, elementlerin değerlikleri yerine kimyasal olarak etkin ya da değerlik elektron sayısına göre sıralanmaya başladı. Elementlerin elektron dağılımlarını tanımlayan Aufbau ilkesi ilk olarak 1926'da Erwin Madelung tarafından gözlemlense de, ilk olarak Vladimir Karapetoff tarafından 1930'da yayımlandı. 1961'de Vsevolod Kleçkovski, yörüngelerin artan n + ℓ düzeninde dolduklarını öngören Madelung kuralının ilk kısmını ortaya attı. Bu kuralın tamamı 1971'de Yuri N. Demkov and Valentin N. Ostrovski tarafından tanımlandı.

küçükresim|upright=1.4|Alfred Werner'in 1905 tarihli periyodik tablosu
Kuantum teorisi; geçiş metalleri ve lantanitlerin, ana gruplar arasında yer alan geçiş niteliğindeki ayrı gruplar oluşturduğunu netleştirse de, daha önceleri bazı kimyagerler de benzer gösterimlerin olduğu tablolar önermişti. Henry Bassett 1892'de, Julius Thomsen 1895'te, Alfred Werner ise 1905'te benzer önerilerde bulunmuştu. Werner'in önerisi, Brauner'in asteroidal hipotezinin yerini aldı.

Lantanitlerin kesin konumu ve dolayısıyla 3. grubun yapısı hakkında, elektron dağılımları başlangıçta yanlış ölçüldüğü için onlarca yıl farklı görüşler ortaya atıldı. Kimyasal gerekçelere dayanarak Bassett, Werner ve Bury, skandiyum ve itriyumu; lantan yerine lutesyumla birlikte grupladılar (Bassett ile Werner, lutesyum henüz keşfedilmediği için itriyumun altını boş bırakmıştı). 1927'de Hund, lantanit atomlarının hâkim üç değerlikli olmalarından ötürü tümünün [Xe]4f0-145d16s2 dağılımına sahip olduğunu varsaydı. Daha sonraları, elementlerin kimyası ile elektron dağılımı arasındaki ilişkinin bundan daha karmaşık olduğu bilinir.

 Yapay elementler 
1936 itibarıyla, hidrojen ile uranyum arasındaki tanımlanmamış dört element; 43, 61, 85 ve 87 atom numaralarına sahip olan elementler kalmıştı. 1937'te Emilio Segrè ve Carlo Perrier, önceki elementlerin aksine doğada keşfedilmeden, nükleer reaksiyonlarla sentezlenen ilk element olan 43. elementi elde ederek elemente teknesyum adını verdi. 87. element olan fransiyum, 1939'da Marguerite Perey tarafından keşfedildiğinde, doğada bulunan son element olmuştu. 85. (astatin) ve 61. (prometyum) elementler de sırasıyla 1940 ve 1945 yıllarında yapay olarak sentezlendi. Tamamı yapay olarak sentezlenen uranyum ötesi elementlerden ilki olan 93 atom numaralı neptünyum, Edwin McMillan ve Philip Abelson tarafından 1940'ta, uranyum atomlarının nötron bombardımanına maruz bırakılmasıyla keşfedildi. Glenn T. Seaborg ile ekibi, Lawrence Berkeley Ulusal Laboratuvarında gerçekleştirdiği çalışmalarla 1941'de plütonyumla başlayan süreçte uranyum ötesi element keşiflerine devam etti ve sanılanın aksine, aktinyumdan sonraki elementlerin geçiş metallerinden çok lantanitlere benzer olduğunu saptayarak bunları aktinit olarak adlandırdı. Bu görüşü daha önceleri Henry Bassett (1892), Alfred Werner (1905) ve Charles Janet (1928) bu düşünceyi daha önceleri dile getirdiyse de fikirleri genel bir kabul görmemişti. 1955'e gelindiğinde, 101. element olan mendelevyuma kadar olan elementlerin tamamı sentezlenmişti.

1960'lar ve 1970'lerde, 102 ile 106 atom numaraları arasındaki elementlerin keşifleri ve adlandırmaları konusunda, Lawrence Berkeley Ulusal Laboratuvarı ile Ortak Nükleer Araştırma Enstitüsü arasında birtakım çekişmeler yaşandı. Bu elementler, aktinitlerin hafif iyonlarla bombardımana uğratılması sonucu sentezlenmişti. Uluslararası Temel ve Uygulamalı Kimya Birliği (IUPAC) ile Uluslararası Temel ve Uygulamalı Fizik Birliği (IUPAP) ortaklığında 1985 yılında kurulan Fermiyum Ötesi Çalışma Grubu (TWG), element keşifleri için bazı kriterler belirleyerek bunları 1991'de yayımladı. Bu elementlerin adları, 1997 yılında belirlendi.

Fermiyum Ötesi Çalışma Grubu'nun kriterleri, Lawrence Berkeley Ulusal Laboratuvarı ile Ortak Nükleer Araştırma Enstitüsünün yanı sıra GSI Helmholtz Ağır İyon Araştırma Merkezi ve RIKEN'in sonraki dönemde keşfettiğini duyurduğu elementler için belirleyici oldu. Kriterlere uyduğu belirlenen keşiflerle ilgili olarak kâşiflerin element için ad sunmaları istendi. 2016 itibarıyla, 118. elemente kadar bu durum devam ederek periyodik tablonun ilk yedi sırası tamamlandı. Yuri Oganesyan'ın Ortak Nükleer Araştırma Enstitüsünde geliştirdiği soğuk füzyon (kurşun ve bizmutun ağır iyonlarla bombalanması) yöntemiyle, 1981-2004 yılları arasında 107 ile 112 arasındaki elementler GSI Helmholtz Ağır İyon Araştırma Merkezinde, 113. element RIKEN'de keşfedildi. Oganesyan'ın başında bulunduğu Ortak Nükleer Araştırma Enstitüsü ekibi 1998-2010 yılları arasında, 114 ile 118 arasındaki elementleri sıcak füzyon (aktinitlerin, kalsiyum iyonlarıyla bombalanması) yöntemiyle keşfetti.

 Grup, periyot ve bloklar 
 Grup 

Dış katman elektron dağılımı aynı olan elementlerin oluşturduğu birliğe grup denir. Gruplar periyodik tablodaki sütunlardır. Aynı gruptaki elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir.

Gruplar iki şekilde adlandırılır. Birincisi IUPAC'ın önerdiği 1'den 18'e kadar olan sayılardır. İkincisi ise daha sık kullanılan harf (A, B) ve rakamlardan oluşan adlandırmadır.

+ Grupların özel isimleri (IUPAC'a göre) Grup İsmi 1 alkali metal 2 toprak alkali metal 13 bor grubu 14 karbon grubu 15 azot grubu 16 kalkojen 17 halojen 18 soygaz

 Periyot 

Periyodik tablodaki satırlara periyot denir. Toplam yedi periyot vardır. Altıncı periyot 32 elemente sahip uzun bir periyottur, bu periyodun 14 elementi aşağıya taşınmıştır. Bunlara lantanit denir. Aynı şey yedinci periyot için de geçerlidir. Yedinci periyottan ayrılan bölümlere ise aktinit denir. (Periyodik tablonun altında bulunan 2 periyot şeklinde olan yer)

 Blok 

küçükresim|Son yörüngelerine göre elementler
Elementler (hidrojen ve helyum dışında) değerlik yörüngelerine göre s, p, d ve f olmak üzere dört ana bloğa ayrılır. s ve p ana grup, d ve f yan grup olarak bilinir.


 Notlar 

 Kaynakça 
Genel



Özel

 Dış bağlantılar 
 Dinamik Periyodik Tablo
 Periyodik Tablo (TÜBİTAK)


Kategori:Sınıflandırma sistemleri
Kategori:Dmitri Mendeleyev
Kategori:Rus icatları