payamvha/North_RAG huggingface dataset:
خود دست می‌کشد. هیچ ملکوت و جهانی پس از مرگ برای کامپیوترهای خراب وجود ندارد. اینها داستانی زیبا است برای کسانی که از تاریکی می‌ترسند! فعالیت‌های سیاسی. هاوکینگ در سال ۱۹۶۸ در کنار طارق علی و ونسا ردگریو در تظاهرات علیه جنگ ویتنام در لندن شرکت کرد. هاوکینگ در مهٔ ۲۰۱۳ با تصمیم به عدم شرکت در همایش سالانه "فردای پیش رو" که هر ساله به میزبانی شیمون پرز در اورشلیم برگزار می‌شود به جمع کمپین تحریم‌کنندگان علمی اسرائیل پیوست. وی در سال ۲۰۱۴ خواستار پایان دادن به جنگ داخلی سوریه شد: «ما باید از هوش انسانی‌مان
به جنگ داخلی سوریه شد: «ما باید از هوش انسانی‌مان برای پایان دادن به این جنگ بهره ببریم. منِ پدر، وقتی رنج کشیدن بچه‌های سوری را می‌بینم، با خود می‌گویم: دیگر بس است.» وی در ۳۰ می ۲۰۱۵ گفت دونالد ترامپ نامزد نهایی جمهوری‌خواهان یک عوام فریب است که همیشه به فکر منافع خودش است. او گفت هیچ استدلالی برای موفقیت‌های وی ندارد. وی از رای‌دهندگان انگلیسی خواست تا در همه‌پرسی ۲۳ ژوئن برای ابقای کشورشان در اتحادیه اروپا رأی دهند. وی اهمیت ماندن انگلیس در اتحادیه اروپا را به دلایل امنیتی و اقتصادی محدود نکرد و تأکید
را به دلایل امنیتی و اقتصادی محدود نکرد و تأکید کرد که این امر برای پیشبرد پژوهش‌های علمی انگلیس اهمیت بسیاری دارد. وی افزود: روزهایی که می‌توانستیم روی پای خودمان و در برابر دنیا بایستیم به اتمام رسیده است. باید برای امنیت و تجارت‌مان جزء اتحادیه گروهی از ملت‌ها باشیم. اجتماعی. نظر در مورد حق پایان دادن داوطلبانه به زندگی برای بیماران لاعلاج. استیون هاوکینگ در رابطه با حق پایان دادن داوطلبانه به زندگی برای بیماران لاعلاج معتقد است: البته او اضافه می‌کند که باید شرایطی وجود داشته باشد که تضمین شود زندگی
که باید شرایطی وجود داشته باشد که تضمین شود زندگی کسی برخلاف خواستهٔ خودش گرفته نشود. منابع. The Official Website: http://www.hawking.org.uk Ward, David. "Hawking targets child readers", Guardian Unlimited Books, 14 June 2006.
جدول تناوبی عنصرهای شیمیایی یا جدول دوره‌ای عنصرهای شیمیایی یا جدول مِندِلیُف ، نمایش جدولی عنصرهای شیمیایی بر پایهٔ عدد اتمی، آرایش الکترونی و ویژگی‌های شیمیایی آن‌ها است. ترتیب جایگیری عنصرها در این جدول از عدد اتمی (شمار پروتون‌ها) کمتر به سوی عدد اتمی بالاتر است. شکل استاندارد این جدول است؛ عنصرهای اصلی در بالا و دو ردیف کوچک‌تر از عنصرها در پایین جای دارد. می‌توان این جدول را به چهار مستطیل شکست، این چهار بلوک مستطیلی عبارتند از: بلوک اس در سمت چپ، بلوک پی در راست، بلوک دی (فلزات واسطه) در وسط و بلوک
پی در راست، بلوک دی (فلزات واسطه) در وسط و بلوک اف (فلزات واسطهٔ داخلی) در پایین. ردیف‌های این جدول، دوره و ستون‌های آن، گروه‌های جدول تناوبی نام دارند. همچنین گاهی برخی از این گروه‌ها نام‌های ویژه‌ای دارند. برای نمونه گروه هالوژن‌ها و گازهای نجیب از آن جمله‌اند. هدف از ساخت جدول تناوبی، چه به شکل مستطیلی و چه به شکل‌های دیگر، بررسی بهتر ویژگی‌های شیمیایی عنصرها بوده است. این جدول، کاربرد زیادی در دانش شیمی و پردازش رفتار عنصرها دارد. جدول تناوبی با نام دیمیتری مندلیف شناخته شده است، با اینکه پیشروان دیگری
مندلیف شناخته شده است، با اینکه پیشروان دیگری پیش از او وجود داشته‌اند. او جدولی مشابه جدول تناوبی امروزی را در سال ۱۸۶۹ منتشر کرد. این، نخستین جدولی بود که به این گستردگی مرتب شده بود. مندلیف این جدول را تهیه کرد تا ویژگی‌های دوره‌ای آنچه که بعدها «عنصر» نام گرفت را بهتر نشان دهد. وی توانسته بود برخی ویژگی‌های عنصرهایی که هنوز کشف نشده بود را پیش‌بینی کند و جای آن‌ها را خالی گذاشته بود. کم‌کم با پیشرفت دانش، عنصرهای تازه‌ای شناسایی شد و جای خالی عنصرها در جدول پُر شد. با شناسایی عنصرهای نو و گسترش
در جدول پُر شد. با شناسایی عنصرهای نو و گسترش شبیه‌سازی‌های نظری دربارهٔ رفتار شیمیایی مواد، جدول آن روز مندلیف بسیار گسترده‌تر شده است. همهٔ عنصرهای شیمیایی از عدد اتمی ۱ (هیدروژن) تا ۱۱۸ (اوگانسون) شناسایی یا ساخته شده‌اند. دانشمندان هنوز به دنبال ساخت عنصرهای پس از اوگانسون هستند و البته این پرسش را پیش رو دارند که عنصرهای تازه‌تر چگونه جدول را اصلاح خواهند کرد. همچنین ایزوتوپ‌های پرتوزای بسیاری هم در آزمایشگاه ساخته شده است. ظاهر. همهٔ نسخه‌های جدول تناوبی تنها دربردارندهٔ عنصرهای شیمیایی هستند و
تناوبی تنها دربردارندهٔ عنصرهای شیمیایی هستند و مخلوط، ترکیب یا ذرهٔ زیراتمی در آن‌ها جایی ندارد. هر عنصر شیمیایی یک عدد اتمی یکتا دارد و این عدد برابر با شمار پروتون‌ها در هستهٔ اتم آن عنصر است. اتم‌های گوناگون یک عنصر می‌توانند شمار نوترون‌های متفاوتی داشته باشند. در این حالت به آن‌ها ایزوتوپ گفته می‌شود. برای نمونه کربن سه ایزوتوپ طبیعی دارد. همهٔ ایزوتوپ‌های کربن ۶ پروتون، و بیشتر آن‌ها ۶ نوترون دارند؛ اما یک درصد آن‌ها ۷ نوترون و شمار بسیار کمتری از آن‌ها ۸ نوترون دارند. ایزوتوپ‌ها در جدول تناوبی به
۸ نوترون دارند. ایزوتوپ‌ها در جدول تناوبی به صورت جداگانه، نمایش داده نمی‌شوند؛ بلکه میانگین آن‌ها به عنوان جرم اتمی در زیر عنصر درج می‌شود. برای عنصرهایی که هیچ ایزوتوپ پایداری ندارند، جرم اتمی پایدارترین یا متداول‌ترین ایزوتوپ آن‌ها درون پرانتز نوشته می‌شود. در جدول تناوبی استاندارد عنصرها به ترتیب عدد اتمی (شمار پروتون‌ها در هسته)، به صورت صعودی مرتب شده‌اند. هر ردیف تازه در جدول، که یک دوره یا تناوب نامیده می‌شود، با افزوده شدن نخستین الکترون به یک لایهٔ الکترونی تازه آغاز می‌شود. عنصرهایی که در یک
الکترونی تازه آغاز می‌شود. عنصرهایی که در یک ستون جدول (گروه) جای گرفته‌اند، همگی در لایهٔ آخر الکترونی خود دارای تعداد الکترون‌های برابر هستند؛ به عبارت دیگر آرایش الکترونی لایهٔ آخر آن‌ها یکسان است. مانند اکسیژن و سلنیم که هر دو در یک ستون هستند و هر دو چهار الکترون در لایهٔ بیرونی آرایش الکترونی خود یعنی تراز "p" دارند. عنصرهایی که ویژگی‌های شیمیایی مشابه دارند، معمولاً در یک گروه از جدول قرار می‌گیرند. اما در بلوک "f" عنصرهایی که در یک دوره هستند نیز ویژگی‌های مشابهی را نشان می‌دهند. در نتیجه به آسانی
مشابهی را نشان می‌دهند. در نتیجه به آسانی می‌توان ویژگی‌های شیمیایی یک عنصر را با آگاهی از عنصرهای پیرامونی‌اش پیش‌بینی کرد. تا سال ۲۰۱۵، جدول تناوبی ۱۱۸ عنصر داشته است که ۱۱۴ عنصر به صورت رسمی از سوی اتحادیه بین‌المللی شیمی محض و کاربردی پذیرفته و نامگذاری شده‌اند. ۹۸ عنصر از مجموع ۱۱۸ عنصر در طبیعت یافت می‌شوند و از آن میان، ۸۴ مورد، عنصرهای پایدار یا دارای نیم‌عمر بیش از سن زمین هستند. در حالی که ۱۴ عنصر باقی‌مانده نیم‌عمر کوتاهی دارند یا به عبارت دیگر پرتوزا هستند. در حال حاضر، این عنصرها تنها بر اثر
پرتوزا هستند. در حال حاضر، این عنصرها تنها بر اثر انجام واکنش هسته‌ای در عنصرهای دیگر به وجود می‌آیند و فراوانی ناچیزی دارند. تمام عنصرهای با عدد اتمی ۹۹ تا ۱۱۲ (که مابین اینشتینیم و کوپرنیسیم قرار دارند) و نیز دو عنصر فلروویوم و لیورموریوم، در طبیعت پدید نیامده‌اند، بلکه در آزمایشگاه ساخته شده‌اند. سپس آیوپاک آن‌ها را به‌طور رسمی پذیرفته است. گزارش شده که عنصرهای ۱۱۳، ۱۱۵، ۱۱۷ و ۱۱۸ هم در آزمایشگاه ساخته شده‌اند، اما هنوز آیوپاک آن‌ها را تأیید نکرده است. برای همین، این عنصرها هنوز بر پایهٔ عدد اتمی‌شان
برای همین، این عنصرها هنوز بر پایهٔ عدد اتمی‌شان شناخته می‌شوند. تاکنون عنصری سنگین‌تر از کالیفرنیم (عنصر ۹۸) در طبیعت به صورت خالص در اندازهٔ قابل مشاهده، پیدا نشده است. تا سال ۲۰۱۸ هنوز عنصری با عدد اتمی بزرگتر از ۱۱۸ ساخته نشده است. روش دسته‌بندی. عنصرها در جدول تناوبی به صورت افقی (چپ به راست) در گروه‌های ۱ تا ۱۸ و به صورت عمودی (بالا به پایین) در دوره‌های ۱ تا ۷ دسته‌بندی می‌شوند. هم‌چنین دسته‌بندی دیگری بر اساس لایهٔ الکترونی در حال پر شدن وجود دارد که بر اساس آن، عنصرها در بلوک‌های "s" و "p" و "d" و
بر اساس آن، عنصرها در بلوک‌های "s" و "p" و "d" و "f" قرار می‌گیرند. گروه. یک "گروه" یا "خانواده"، یک ستون عمودی از جدول تناوبی است. عنصرهای یک گروه معمولاً ویژگی‌های نزدیک به هم بیشتری نسبت به عنصرهای یک دوره یا بلوک دارند. دانش مکانیک کوانتوم که دربارهٔ ساختار اتمی پژوهش می‌کند، نشان می‌دهد که چون عنصرهای موجود در یک گروه همگی از آرایش الکترونی یکسانی در لایهٔ آخر الکترونی برخوردارند؛ بنابراین ویژگی‌های شیمیایی مشابهی از خود نشان می‌دهند و هرچه عدد اتمی آن‌ها بالاتر می‌رود، این مشابهت‌ها افزایش پیدا
آن‌ها بالاتر می‌رود، این مشابهت‌ها افزایش پیدا می‌کند. با این حال گاهی در بلوک d و f همانندی‌های عنصرهای یک دوره به اندازهٔ همانندی‌ها در یک گروه مهم هستند. به همانندی (شباهت) در یک دوره، "همانندی افقی" و در یک گروه، "همانندی عمودی" گفته می‌شود. بر اساس یک قرارداد جهانی، گروه‌ها از ۱ تا ۱۸ شماره‌گذاری شده‌اند که گروه شمارهٔ یک را نخستین گروه از چپ (فلزهای قلیایی) و آخرین گروه را گروه نخست از راست (گازهای نجیب) در نظر گرفته‌اند. در گذشته، شمارهٔ گروه‌ها را با عددهای رومی نشان می‌دادند. همچنین در آمریکا برای
عددهای رومی نشان می‌دادند. همچنین در آمریکا برای گروه‌های بلوک اس و پی یک حرف A و برای عنصرهای بلوک دی یک حرف B در کنار شمارهٔ رومی گروه می‌گذاشتند. برای نمونه گروه چهار به صورت IVB و گروه چهاردهم (یا عنصرهای گروه کربن) به صورت IVA نمایش داده می‌شد. در اروپا هم همین روش به کار می‌رفت، با این تفاوت که حرف A برای گروه‌های پیش از گروه ۱۰ و حرف B برای عنصرهای گروه ۱۰ و گروه‌های پس از آن بکار می‌رفت. در سال ۱۹۸۸ آیوپاک سامانهٔ نام‌گذاری تازه‌ای را پیشنهاد کرد و روش‌های پیشین همگی فراموش شد. ویژگی‌های عنصرهای یک
پیشین همگی فراموش شد. ویژگی‌های عنصرهای یک گروه مانند شعاع اتمی، انرژی یونش و الکترون‌دوستی مشابه یکدیگر هستند. از بالا به پایین، شعاع اتمی عنصرها افزایش می‌یابد، در نتیجه الکترون‌های لایهٔ آخر در فاصلهٔ دورتری از هسته جای می‌گیرند، چون ترازهای انرژی بیشتری پُر شده‌اند. از بالا به پایین، انرژی یونش کاهش می‌یابد. چون الکترون‌ها کمتر به هسته پیوند خورده‌اند و آسان‌تر می‌توان آن‌ها را جدا کرد. با تحلیل مشابه، از بالا به پایین الکترون‌دوستی عنصرها کاهش می‌یابد. چون فاصلهٔ میان الکترون‌های لایهٔ آخر و هسته
چون فاصلهٔ میان الکترون‌های لایهٔ آخر و هسته افزایش می‌یابد. البته در این میان استثناهایی هم وجود دارد. برای نمونه در گروه ۱۱ الکترون‌دوستی از بالا به پایین افزایش می‌یابد. دوره. یک "دوره" در جدول تناوبی، یک ردیف افقی از این جدول است. با اینکه عنصرها در یک گروه همانندی‌های بسیاری دارند، اما بخش‌هایی از دوره‌ها هستند که از اهمیتی بیش از گروه‌ها برخوردارند. مانند بلوک F، جایی که لانتانیدها و آکتینیدها دو مجموعهٔ افقی از عنصرهای جدول را می‌سازند. عنصرها در یک دوره همانندی‌هایی از لحاظ شعاع اتمی، انرژی یونش،
دوره همانندی‌هایی از لحاظ شعاع اتمی، انرژی یونش، الکترون‌دوستی و الکترون‌خواهی (مقدار انرژی آزاد شده هنگامی که یک الکترون به یک مولکول یا اتم خنثی افزوده می‌شود) از خود نشان می‌دهند. در یک دوره از چپ به راست، شعاع اتمی کاهش می‌یابد. این پدیده، به این دلیل است که با افزایش عدد اتمی در یک دوره، شمار لایه‌های الکترونی ثابت است، اما شمار پروتون‌ها افزایش می‌یابد. برای همین الکترون‌ها بیشتر به سوی هسته کشیده می‌شوند. کاهش شعاع اتمی باعث افزایش انرژی یونش می‌شود (از چپ به راست). هرچه پیوندها در یک عنصر محکم‌تر
(از چپ به راست). هرچه پیوندها در یک عنصر محکم‌تر باشد، انرژی بیشتری هم برای جداسازی یک الکترون نیاز است. الکترون‌دوستی مانند انرژی یونش رفتار می‌کند و از چپ به راست افزایش می‌یابد. چون کشش هسته بر روی الکترون‌ها افزایش می‌یابد. همچنین مقدار الکترون‌خواهی هم در طول یک دوره اندکی تغییر می‌کند. فلزها (عنصرهای سمت چپ دوره) معمولاً نسبت به نافلزها (سمت راست دوره) الکترون‌خواهی پایین‌تری دارند. این قانون برای گازهای نجیب برقرار نیست. بلوک. چون لایهٔ آخر الکترونی از اهمیت ویژه‌ای برخوردار است، جدول تناوبی به
از اهمیت ویژه‌ای برخوردار است، جدول تناوبی به بخش‌هایی وابسته به این لایه‌های الکترونی تقسیم شده است. به هر یک از این بخش‌ها یک بلوک می‌گویند. بلوک اس دربردارندهٔ دو گروه نخست جدول (فلزهای قلیایی و قلیایی خاکی) و دو عنصر هیدروژن و هلیم است. بلوک پی دربردارندهٔ شش گروه آخر جدول، گروه‌های ۱۳ تا ۱۸ آیوپاک (۳A تا ۸A در نامگذاری آمریکایی) است. همهٔ شبه‌فلزات و نافلزها در این بلوک جای می‌گیرند. بلوک دی دربردارندهٔ گروه‌های ۳ تا ۱۲ آیوپاک (۳B تا ۸B در نامگذاری آمریکایی) و همهٔ فلزات واسطه است. بلوک اف که بیشتر در
و همهٔ فلزات واسطه است. بلوک اف که بیشتر در پایین بدنهٔ اصلی جدول جای می‌گیرد دربردارندهٔ لانتانیدها و اکتینیدها است. دیگر قراردادها. در نمایش جدول تناوبی، لانتانیدها و اکتینیدها بیشتر به صورت دو ردیف اضافی در زیر بدنهٔ اصلی جدول گذاشته می‌شوند. همچنین در این نمایش، دو تک‌خانه از بدنهٔ اصلی جدول به یکی از عنصرهای این دو مجموعه اختصاص داده می‌شود. برای نمونه، یکی از عنصرهای لانتانیوم یا لوتسیم (برای لانتانیدها) و اکتینیم یا لارنسیم (برای اکتینیدها) را برمی‌گزینند و آن‌ها را به ترتیب در یک تک‌خانه میان باریم
و آن‌ها را به ترتیب در یک تک‌خانه میان باریم و هافنیم، و رادیم و رادرفوردیم می‌گذارند. در دیگر جدول‌ها، دو مجموعهٔ لانتانیدها و اکتینیدها به صورت دو ردیف (دوره) در میانهٔ بدنهٔ اصلی جدول جای داده می‌شود. در برخی جدول‌ها یک خط جداکنندهٔ فلزها از نافلزها هم گنجانده می‌شود. همچنین ممکن است در یک جدول دسته‌های گوناگونی از عنصرها به صورت برجسته‌تری نمایان شوند. برای نمونه می‌توان به فلزهای واسطه، فلزات پس واسطه و شبه‌فلزها اشاره کرد. همچنین بسته به کاربرد جدول، ممکن است گروه‌های ویژه‌ای از عنصرها مانند فلزهای
ممکن است گروه‌های ویژه‌ای از عنصرها مانند فلزهای دیرگداز و فلزهای کم‌یاب که خود زیرگروه فلزهای واسطه هستند، به صورت پررنگ‌تر نمایش داده شوند. ویژگی‌های تناوبی. آرایش الکترونی. آرایش الکترونی عنصرهای جدول، الگویی تکرار شونده دارند. الکترون‌ها در هر عنصر، مجموعه‌ای از لایه‌های الکترونی را پُر می‌کند. هر لایهٔ الکترونی از یک یا چند زیرلایه ساخته شده است که به آن‌ها لایه‌های s و p و d و f و g گفته می‌شود. هر چه عدد اتمی یک عنصر افزایش یابد، لایه‌ها و زیرلایه‌های الکترونی بیشتری در آن عنصر پُر می‌شود. این
الکترونی بیشتری در آن عنصر پُر می‌شود. این لایه‌ها بر پایهٔ اصل آفبا یا قانون تراز انرژی پر می‌شوند (همانند نموداری که کشیده شده است). برای نمونه، آرایش الکترونی نئون با عدد اتمی ۱۰ عبارت است از: که دو الکترون در لایهٔ نخست و هشت الکترون در لایهٔ دوم (دو تا در زیرلایهٔ s و شش تا در زیرلایهٔ p) جای می‌گیرد. برای نمونه، فلزهای قلیایی و عنصر هیدروژن، همگی تنها یک الکترون در لایهٔ اس دارند. ویژگی‌های یک عنصر بیشتر به آرایش الکترونی آن عنصر وابسته است. در نتیجه، چون آرایش الکترونی عنصرها در جدول از نظم روشنی
چون آرایش الکترونی عنصرها در جدول از نظم روشنی پیروی می‌کند، می‌توان برخی رفتارهای فیزیکی و شیمیایی عنصرها در جدول را پیش‌بینی کرد. در نمودار سمت راست، به برخی از این رفتارها اشاره شده است. پیش از آنکه نیلز بور نظریه خود پیرامون آرایش الکترونی را مطرح کند، از روی این ویژگی پله‌کانی عنصرها، جای برخی از عنصرها در جدول پیش‌بینی شده بود. شعاع اتمی. اندازه‌گیری شعاع اتمی یک اتم به صورت مجزا امکان‌پذیر نیست؛ ولی می‌توان با اندازه‌گیری فاصلهٔ میان هسته‌های دو اتم که با هم پیوند دارند، شعاع اتمی آن‌ها را به دست
که با هم پیوند دارند، شعاع اتمی آن‌ها را به دست آورد. برای نمونه، هنگامی که دو اتم یک عنصر با یکدیگر پیوند دارند، شعاع اتمی هر یک از آن‌ها نصف طول پیوند دو اتم است. هرچند که این مقدار در پیوندهای مختلف، اندکی متفاوت است؛ ولی می‌توان یک میانگین را برای شعاع اتمی در نظر گرفت. به‌طور کلی، با حرکت به سمت چپ و پایین جدول تناوبی، شعاع اتمی افزایش می‌یابد. این تغییر شعاع اتمی و در کنار آن تغییر در ویژگی‌های فیزیکی و شیمیایی عنصرها را می‌توان با کمک نظریه‌های اتمی دربارهٔ لایه‌های الکترونی توضیح داد. این تغییرها
دربارهٔ لایه‌های الکترونی توضیح داد. این تغییرها شاهدی بر درستی نظریهٔ کوانتوم است. عنصرهای واسطه از الگوی کلی تغییرات شعاع اتمی پیروی نمی‌کنند. در آغاز پر شدن لایهٔ "d" شعاع اتمی کاهش می‌یابد که نرخ آن از نرخ کاهش عنصرهای گروه ۲ نسبت به گروه ۱ بسیار کمتر است؛ ولی در اتم‌های انتهایی، روند افزایشی وجود دارد. انرژی یونش. نخستین انرژی یونش، انرژی لازم برای جدا کردن سست‌ترین الکترون از یک اتم خنثی در حالت گازی است. دومین انرژی یونش، انرژی مورد نیاز برای جدا کردن دومین الکترون از یک اتم است. انرژی‌های یونش
کردن دومین الکترون از یک اتم است. انرژی‌های یونش مراتب بالاتر نیز به همین ترتیب تعریف می‌شوند. برای یک اتم مشخص، با افزایش درجهٔ یونش، انرژی‌های یونش متعاقب هم افزایش می‌یابند. بر الکترون‌های لایه‌های نزدیک‌تر به هسته، نیروی جاذبهٔ الکترواستاتیک بیشتری اعمال می‌شود؛ بنابراین انرژی مورد نیاز برای جداسازی آن‌ها نیز بیشتر است. انرژی یونش با حرکت به سمت بالا و راست جدول تناوبی، افزایش می‌یابد. در هر دورهٔ جدول، دو پرش بزرگ دیده می‌شود. یک پرش در گذر از گاز نجیب به فلز قلیایی بعدی است. پرش دوم که کوچکتر است،
به فلز قلیایی بعدی است. پرش دوم که کوچکتر است، پیش از گروه ۱۳ رخ می‌دهد. در هر دو حالت، ابتدا آخرین لایهٔ آرایش الکترونی پر شده و سپس الکترون بعدی در لایهٔ جدید قرار می‌گیرد؛ بنابراین انرژی مورد نیاز برای جدا کردن آن، بسیار کمتر خواهد بود. چنین رخدادی در انرژی‌های یونش متوالی یک عنصر نیز مشاهده می‌شود. هنگامی که همهٔ الکترون‌های یک لایه جدا شوند، انرژی یونش بعدی به شدت افزایش می‌یابد. الکترونگاتیوی. الکترونگاتیوی، تمایل یک اتم به جذب الکترون است که به دو عامل عدد اتمی و فاصلهٔ الکترون‌های لایهٔ آخر آن اتم
عدد اتمی و فاصلهٔ الکترون‌های لایهٔ آخر آن اتم با هسته وابسته است. این ویژگی در سال ۱۹۳۲ توسط لینوس پاولینگ پیشنهاد شد. الکترونگاتیوی با حرکت به سمت بالا و راست جدول تناوبی، افزایش می‌یابد. فلوئور بیشترین و سزیم کمترین میزان الکترونگاتیوی را در میان عنصرهایی که در طبیعت یافت می‌شوند، دارا هستند. استثناهایی در تغییرات تناوبی الکترونگاتیوی مشاهده می‌شوند. الکترونگاتیوی عنصرهای گروه ۱۳ و ۱۴ در دورهٔ چهارم بیشتر از دورهٔ سوم است که دلیل آن، پر شدن لایهٔ "d" (که درونی‌تر است) و کمتر شدن شعاع اتمی است. استثنای
درونی‌تر است) و کمتر شدن شعاع اتمی است. استثنای دیگر، بالا بودن غیرعادی الکترونگاتیوی سرب در مقایسه با عنصرهای پیرامونش است که به نظر می‌رسد به دلیل اشکال در تحلیل داده‌ها باشد. روش‌های محاسباتی دیگر، متفاوت با آنچه مورد استفاده پاولینگ بوده، نشان می‌دهند که این عنصرها دارای رفتار دوره‌ای طبیعی هستند. تفاوت الکترونگاتیوی میان دو اتم که پیوندی را تشکیل می‌دهند، میزان خصلت یونی آن پیوند را نشان می‌دهد. هرچه این تفاوت بیشتر باشد، پیوند دو اتم قطبی‌تر است. برای نمونه، در پیوند میان نافلزها که تفاوت
است. برای نمونه، در پیوند میان نافلزها که تفاوت الکترونگاتیوی اندک است، پیوند کووالانسی با قطبیت کم یا غیر قطبی است؛ ولی پیوند میان یک فلز و یک نافلز به دلیل تفاوت قابل توجه الکترونگاتیوی دو اتم، از نوع پیوند یونی است. معیار الکترونگاتیوی چندان دقیق نیست؛ زیرا دو اتم ممکن است به شکل‌های گوناگونی با یکدیگر پیوند داشته‌باشند. (برای نمونه الکترونگاتیوی فسفر در دو ترکیب PF3 و PF5 با یکدیگر متفاوت است) الکترون‌خواهی. الکترون‌خواهی، انرژی واکنش افزوده شدن یک الکترون به یک اتم در حالت گازی و تبدیل اتم خنثی به یون
به یک اتم در حالت گازی و تبدیل اتم خنثی به یون منفی است. برای بیشتر عنصرها، این فرایند با آزاد شدن انرژی همراه است و در نتیجه، مقدار الکترون‌خواهی برای نخستین الکترون، مقداری منفی است. تنها الکترون‌خواهی فلزات قلیایی خاکی (گروه ۲)، گروه‌های ۷ و ۱۲ و گازهای نجیب (گروه ۱۸) مثبت است. (در واقع، برای این عنصرها مقدار تجربی الکترون‌خواهی اندازه‌گیری نشده است) دلیل این رخداد، پر بودن (مانند گروه ۲، ۱۲ و ۱۸) یا نیمه‌پر بودن آخرین لایهٔ آرایش الکترونی این عنصرها (مانند گروه ۷) است. الکترون‌خواهی عنصرهای گروه ۱۵ نیز
گروه ۷) است. الکترون‌خواهی عنصرهای گروه ۱۵ نیز به دلیل نیمه‌پر بودن لایهٔ "p" کمتر از گروه‌های مجاور است. در هر دوره، بیشترین الکترون‌خواهی منفی مربوط به گروه هالوژن‌ها است. کلر بیشترین مقدار الکترون‌خواهی را در میان عنصرهای جدول تناوبی دارد. پیشینه. نخستین تلاش‌ها. در سال ۱۷۸۹ آنتوان لاووازیه فهرستی از ۳۳ عنصر شیمیایی را منتشر کرد. او این عنصرها را زیر نام‌های گازی، فلزی، نافلزی و خاکی دسته‌بندی کرده بود. سپس در دههٔ ۱۷۹۰ یرمیا بنیامین ریشتر جدول وزن معادل را تهیه کرد. به این منظور، مقدار وزنی اسیدهایی که
را تهیه کرد. به این منظور، مقدار وزنی اسیدهایی که با یک مقدار مشخص باز ترکیب می‌شدند و نیز مقدار فلزهایی که با مقدار مشخصی اسید ترکیب می‌شدند را اندازه‌گیری کرد. در سال ۱۸۲۹ یوهان ولفگنگ دوبرآینر دریافت که بسیاری از عنصرها را می‌توان بسته به ویژگی‌های شیمیایی آنها، در دسته‌های سه‌تایی بخش‌بندی کرد. برای نمونه لیتیم، سدیم و پتاسیم را با هم در دستهٔ فلزهای واکنش‌پذیر نرم گذاشت. همچنین او متوجه شد که وقتی عنصرها را به ترتیب وزن اتمی دسته‌بندی می‌کند، وزن عنصر دوم (میانی) تقریباً برابر است با میانگین وزن عنصر
دوم (میانی) تقریباً برابر است با میانگین وزن عنصر پیش و پس از خود (عنصر اول و سوم). این پدیده به نام قانون سه‌تایی یا سه‌تایی دوبرآینر شناخته شد. شیمیدان آلمانی لئوپولد گملین با همین روش ادامه داد و تا سال ۱۸۴۳ توانست ده دستهٔ سه‌تایی، سه دستهٔ چهارتایی و یک دستهٔ پنج‌تایی را شناسایی کند. در سال ۱۸۵۷ ژان باتیست آندره دوما توانست ارتباط‌هایی میان دسته‌های گوناگون فلزها به دست آورد. تا این دوره شیمی‌دانان گوناگون توانسته بودند ارتباط‌های گوناگونی میان دسته‌های کوچک عنصرها به دست آورند؛ اما هیچ‌یک جدول کلی
کوچک عنصرها به دست آورند؛ اما هیچ‌یک جدول کلی ارائه نکرده‌بودند. در ۱۸۵۸ شیمیدان آلمانی فریدریش آگوست ککوله مشاهده کرد که کربن همواره با چهار اتم پیرامون خود پیوند برقرار می‌کند. برای نمونه در متان یک کربن با چهار هیدروژن پیرامون خود پیوند خورده است. این مفهوم کم‌کم با نام والانس یا الکترون‌های ظرفیت شناخته شد. منظور از والانس یک اتم، تعداد اتم‌هایی است که با آن اتم پیوند می‌خورند. در ۱۸۶۲ یک زمین‌شناس فرانسوی به نام الکساندر-امیل بگویه دو شانکورتوآ یک نمای اولیه از جدول تناوبی را منتشر کرد و نام آن را
اولیه از جدول تناوبی را منتشر کرد و نام آن را «مارپیچ خاکی» یا «مارپیچ» گذاشت. او نخستین کسی بود که متوجه ویژگی‌های تناوبی عنصرها شد و آن‌ها را به ترتیب عدد اتمی از کمتر به بیشتر در یک استوانهٔ مارپیچ مرتب کرد. همچنین او نشان داد که عنصرهایی که ویژگی‌های مانند هم دارند در فاصله‌ای ثابت از هم قرار دارند (شمار عنصرهای میان آن‌ها همیشه ثابت است). جدول او برخی یون‌ها و ترکیب‌ها را هم دربرداشت. مقاله‌ای که او دربارهٔ جدول خود منتشر کرد، بیش از دانش شیمی، به مطالب مربوط به زمین‌شناسی پرداخته بود. برای همین تا
مربوط به زمین‌شناسی پرداخته بود. برای همین تا پیش از جدول دیمیتری مندلیف توجه کمی را به خود جلب کرد. در ۱۸۶۴ شیمی‌دان آلمانی، جولیوس لوتار میر جدولی ساخته‌شده از ۴۴ عنصر را بر پایهٔ الکترون‌های لایهٔ ظرفیت (والانس) ارائه کرد. این جدول نشان می‌داد که عنصرهایی که ویژگی‌های مانند هم دارند، معمولاً الکترون‌های ظرفیت برابر هم دارند. هم‌زمان شیمیدان انگلیسی، ویلیام آدلینگ هم جدولی ساخته‌شده از ۵۷ عنصر منتشر کرد. جدول آدلینگ بر پایهٔ وزن اتمی بود که چندین جای خالی و نکتهٔ غیرمعمول در آن دیده می‌شد. او متوجه مفهوم
و نکتهٔ غیرمعمول در آن دیده می‌شد. او متوجه مفهوم تناوبی بودن جرم اتمی در میان عنصرها و مسئلهٔ گروه‌بندی عنصرها در جدول شده بود اما هرگز پیگیر ادامهٔ آن نشد. او در ۱۸۷۰ عنصرها را برپایهٔ الکترون‌های لایهٔ ظرفیت (والانس) مرتب کرد و به عنوان جدول پیشنهادی خود ارائه کرد. شیمی‌دان انگلیسی جان نیولندز از سال ۱۸۶۳ تا ۱۸۶۶ مجموعه مقالاتی را منتشر کرد. او در این مقاله‌ها توضیح می‌داد که هنگامی که عنصرها به ترتیب از عدد اتمی کمتر به بیشتر مرتب شوند در دسته‌های هشت‌تایی ویژگی‌های فیزیکی و شیمیایی مشابهی را تکرار
ویژگی‌های فیزیکی و شیمیایی مشابهی را تکرار می‌کنند. او این تناوب و تکرار هشت‌تایی را به هشتگان‌های موسیقی همانند کرد. قانون هشتگان‌های نیولندز از سوی همکارانش احمقانه دانسته شد و جامعهٔ شیمی حاضر به انتشار کار او نشد. برخلاف این برخورد، نیولندز داده‌های جدول هشتایی خود را جمع‌آوری کرد و از آن برای پیش‌بینی عنصرهای ناشناخته مانند ژرمانیم بهره برد. جامعهٔ شیمی پنج سال پس از آنکه جدول تناوبی مندلیف به جهان معرفی شد، به کار نیولندز بها داد. در سال ۱۸۶۷ یک شیمیدان زادهٔ دانمارک به نام گوستاووس هینریشس یک جدول
زادهٔ دانمارک به نام گوستاووس هینریشس یک جدول تناوبی مارپیچ پیشنهاد کرد. این جدول برپایهٔ طیف اتمی، وزن و شباهت‌های شیمیایی بود. جدول او به عنوان کاری «منحصربه‌فرد»، «درخور توجه» و البته «تودرتو و پیچیده» دانسته شد. چنین توصیفاتی مانع از شناسایی و پذیرش عمومی جدول او شد. جدول مندلیف. استاد روس شیمی، دیمیتری مندلیف و شیمی‌دان آلمانی، ژولیوس لوتار میر، هر یک به صورت مستقل جدولی را به ترتیب در سال‌های ۱۸۶۹ و ۱۸۷۰ منتشر کردند. جدول مندلیف، نخستین نسخه از کار او بود؛ درحالی که جدولی که میر منتشر کرد، نسخهٔ
او بود؛ درحالی که جدولی که میر منتشر کرد، نسخهٔ گسترش یافتهٔ جدول پیشین او بود که در سال ۱۸۶۴ منتشر کرده بود. هر دو نفر، عنصرها را در ردیف‌ها و ستون‌ها به ترتیب وزن اتمی فهرست کرده بودند. در هر دو جدول در آغاز یک ستون یا ردیف، ویژگی‌های عنصرها به صورت مرتب تکرار می‌شد. مندلیف در این جدول دو انتخاب مهم انجام داده بود که باعث شد تا جدول او مورد پذیرش عمومی قرار گیرد: نخست اینکه جای عنصرهایی را که هنوز شناسایی نشده بود، خالی گذاشته بود. مندلیف نخستین شیمی‌دانی نبود که چنین کرده بود، اما نخستین کسی بود که با
نبود که چنین کرده بود، اما نخستین کسی بود که با توجه به ردپایی که از جدول داشت، جای عنصرها را پیش‌بینی کرده بود. عنصرهایی مانند گالیم و ژرمانیم عنصرهایی بودند که بعداً شناسایی شدند. انتخاب دوم مندلیف در جای‌گذاری و دسته‌بندی عنصرها بود، او گاهی ویژگی وزن اتمی را نادیده گرفته بود و به جای آن، عنصرها را با توجه به ویژگی‌های شیمیایی جای‌گذاری کرده بود. عنصرهایی مانند تلوریم و ید از این دست بودند. بعدها با پیشرفت علم معلوم شد که مندلیف نادانسته عنصرها را به ترتیب افزایش عدد اتمی و بار هسته مرتب کرده بود. اهمیت
افزایش عدد اتمی و بار هسته مرتب کرده بود. اهمیت عدد اتمی در جای‌گذاری عنصرها در جدول تناوبی نادیده گرفته می‌شد تا این‌که وجود و ویژگی‌های پروتون و نوترون در هسته شناسایی شد. گسترش در آینده. مندلیف در سال ۱۸۷۱ جدول خود را به روز کرد و جزئیات بیشتری از عنصرهایی که جای آن‌ها را پیش‌بینی می‌کرد، ارائه داد. او باور داشت که این عنصرها وجود دارند، اما هنوز شناسایی نشده‌اند. با گذر زمان و شناسایی عنصرهایی که به صورت طبیعی یافت می‌شوند، جاهای خالی کم‌کم پر شد. باور عمومی چنین است که آخرین عنصر شناسایی شده‌ای که به
عمومی چنین است که آخرین عنصر شناسایی شده‌ای که به صورت طبیعی پدید می‌آید، فرانسیم است که در سال ۱۹۳۹ شناسایی شد. مندلیف این عنصر را «اکا-سزیم» (اکا به معنی همانند) نامیده بود. پس از آن، در سال ۱۹۴۰ عنصر پلوتونیم به صورت آزمایشگاهی تولید شد؛ اما در سال ۱۹۷۱ دانشمندان به این نتیجه رسیدند که این عنصر به صورت طبیعی ساخته می‌شود. جدول تناوبی پرکاربرد امروزی که به نام جدول تناوبی استاندارد یا جدول تناوبی متداول نیز شناخته می‌شود، جدولی است که به شیمی‌دان آمریکایی هوراس گرووز دمینگ نسبت داده می‌شود. دمینگ در ۱۹۲۳