راهنمای کامل جدول تناوبی عناصر یا جدول مندلیف به همراه دانلود

جدول تناوبی یا همان جدول مندلیف پایه و اساس علم شیمی به حساب می آید. عناصر پایه و اساس جدول تناوبی می باشند. این جدول به نام ابداع کننده روسی اولیه آن جدول مندلیف نیز خیلی از اوقات شناخته می شود. جدول امروز شامل حدود یکصد و هیجده عنصر است که با توجه به افزایش عدد اتمی منظم مرتب در جدول تناوبی بر اساس خواص شیمیایی قرار گرفته اند که به همین دلیل نیز به آن جدول تناوبی اطلاق می شود.

در این مقاله علاوه بر ارایه یک نسخه باکیفت جدول تناوبی PDF مطابق با کتاب درسی شیمی ۱ پایه دهم، دوره دوم متوسطه، به بررسی تاریخچه کشف و ویژگی های شیمیایی گروه های مختلف این جدول، ساختار جدول تناوبی عناصر، چگونگی طبقه بندی عناصر و روندهای تناوبی نیز پرداخته می شود.

فهرست مطالب این نوشته

۱. تاریخچه جدول تناوبی

     ۲. آنتوان لاوازیه

     ۳. شاهکار مندلیف

     ۴. دلیل شهرت جدول مندلیف

     ۵. پیدایش جدول تناوبی کنونی

۶. قانون تناوبی چیست؟

۷. ساختار جدول تناوبی عناصر

     ۸. طبقه بندی عناصر در جدول مندلیف

     ۹.  روندهای تناوبی در جدول مندلیف

۱۰. تعریف اصطلاحات مهم در جدول تناوبی

۱۱. دانلود جدول تناوبی pdf

تاریخچه جدول تناوبی

زمانی که ارسطو فیلسوف بزرگ یونانی در ۳۰۰۰ سال پیش از میلاد مسیح، نظریه خود (نظریه چهار عنصری) مبنی بر اینکه همه مواد از چهار عنصر آب، باد، خاک و آتش درست شده اند را مطرح کرد، زمان شکوفه زدن تئوری عناصر بود. به بیان دیگر، جرقه شروع مطالعه بر روی خواص مواد از همین زمان آغاز شد. کیمیاگری به اسم برند هیننگ در سال ۱۶۴۸ در میان تحقیقات خود برای یافتن سنگ کیمیا، اولین عنصر را کشف کرد که سنگی سفید و درخشان بود. او نام این عنصر را فسفر گذاشت.

آنتوان لاووازیه

لاوازیه نهستین فردی بود که ده ها عنصر را بر اساس خواص و ویژگی های آن ها طبقه بندی کرد. در طبقه بندی لاوازیه، عناصر در چهار گروه گازها، فلزات، غیرفلزات و عناصر زمین قرار گرفتند. دسته بندی لاوازیه را می توان به عنوان موثرترین گام در فعالیت مرتبط با عناصر توسط دانشمندان دیگر دانست.

در سال ۱۸۲۹ یوهان دوبرینر به کشف جالبی رسید. او وقتی سه عنصر لیتیم، سدیم و پتاسیم را بر اساس خصوصیات مشابه در یک گروه جای داد متوجه شد می تواند با مقایسه عنصرهای کناری به خواص عنصر میانی برسد.

در ادامه جان نیوزلندی کسی بود که عناصر را بر طبق شباهت در جرم اتمی به هفت گروه با نام قانون اکتاها دسته بندی کرد.

شاهکار مندلیف

دیمیتری مندلیف (Dmitri Mendeleev) کسی است که در تنظیم جدول تناوبی و به طور کلی در علم شیمی منحصر به فرد است. او هر عنصر و خواص مربوط به آن را بر روی کارت هایی نوشت و همه ی این کارت ها را به دفعات مختلف با توجه به خصوصیات مختلفشان به حالت های گوناگونی در کنار یکدیگر قرار داد.
مندلیف، سرانجام به این قانون مهم رسید، عناصر بر اساس افزایش جرم اتمی به گروه های مشخصی تقسیم می شوند. در این گروه بندی در هر ستون خصوصیات شیمیایی عنصرها یکسان است و هر سطر عنصرها بر اساس افزایش جرم اتمی مرتب شده اند.
مندلیف قانون تناوب خود را اولین بار در سال ۱۸۶۹ به انجمن شیمی- فیزیک پترزبورگ ارایه کرد. این دانشمند بزرگ در ادامه بیست سال بر روی شاهکار خود کار کرد.

دلیل شهرت جدول مندلیف

علت اصلی شهرت جدول مندلیف این بود که این جدول همه عناصر حتی عناصری که تا آن زمان کشف نشده بودند را نیز در خود جای می داد. گالیم اولین عنصری بود که در جدول مندلیف جای خالی داشت و او نام این عنصر را اکا آلومینیم یعنی شبیه آلومینیم گذاشته بود. پس از کشف عنصر گالیوم، این عنصر در جایگاه خود قرار گرفت و با « اکا آلومینیم» جایگزین شد. عناصر دیگری نیز مثل اسکاندیم و ژرمانیوم پس از کشف شدن در سال های بعد، در خانه های خالی در نظر گرفته شده در جدول مندلیف قرار گرفتند. تنها گازهای نجیب بودند که مندلیف حتی وجود آن ها را پیش بینی نکرده بود اما این گازها خیلی منطقی بعد از کشفشان در سال های ۱۸۹۸-۱۸۹۲ جای خود را در جدول او پیدا کردند.

نکته دیگر اینکه برای مندلیف چیدن عناصر در یک گروه بر اساس خصوصیات شیمیایی یکسان به طبقه بندی آن ها بر طبق افزایش جرم اتمی ارجحیت داشت. این نظر مندلیف در قرار دادن تلوریم و ید بر خلاف جرم اتمیشان در جدول او کاملا مشهود است.

پیدایش جدول تناوبی کنونی

۴۰ سال پس از کشف مندلیف، جدول تناوبی یکبار دیگر دچار شوک جدیدی شد و این بار هنری موزلی بود که با انجام آزمایشات روی طیف پرتو ایکس عناصر توانست عدد اتمی آن ها را بدست آورد. موزلی با کشف این موضوع که هر عنصر عدد اتمی خاص خود را دارد جدول مندلیف را به جای افزایش عدد جرمی بر حسب افزایش عدد اتمی برای تمامی عناصر کشف شده تا آن زمان مرتب کرد. در جدول موزلی نیز جای خالی برای عناصر کشف نشده وجود داشت و عدد اتمی، وزن اتمی و خصوصیات دیگر آن ها با توجه به هم گروه های خودشان مشخص می شد. ساختار جدول موزلی به شکل امروزی جدول تناوبی بسیار نزدیک است.

قانون تناوبی چیست؟

مندلیف به این نتیجه مهم رسید که در جدول تناوبی با توجه به روند افزایشی جرم اتمی خصوصیات قابل اندازه گیری عناصر تحت تاثیر این روند نخواهد بود و این خواص به صورت متناوب گاهی افزایش و گاهی کاهش می یابد. قانون تناوبی یعنی خواص شیمیایی عناصر در جدول مندلیفی که براساس افزایش عدد اتمی مرتب شده است به طور تناوبی تکرار می شود.

ساختارجدول تناوبی عناصر

جدول تناوبی شامل ۷ ردیف (تناوب) و ۱۸ گروه (ستون) است. عناصر تشکیل دهنده هر گروه دارای خواص مشابه هستند. برای مثال: هالوژن ها که عناصر گروه هفتم هستند تقریبا دارای یک رفتار شیمیایی هستند و همچنین عناصری که در یک ردیف قرار داند تعداد الکترون های ظرفیت (لایه آخر) یکسان دارند. اولین عنصر هر دوره یک فلز قلیایی و آخرین عنصر آن یک گاز نجیب است.

تعداد پروتون های هر عنصر عدد اتمی آن است. هیدروژن به عنوان اولین عنصر جدول تناوبی عدد اتمی یک را دارد. سنگینی عناصر با عدد اتمی آن ها تعریف می شود. عنصر سنگین تر به معنای بالا بودن تعداد پروتون های هسته آن عنصر است. پلوتونیم با عدد اتمی ۹۴ یکی از این عناصر است که در طبیعت وجود دارد اما اورانیم که از عناصر سنگین دیگر است باید در محیط آزمایشگاه و از برخورد هسته عناصر باهم بدست آید.

طبقه بندی عناصر در جدول مندلیف

عناصر نماینده

عناصر نماینده یا گروه A عناصری هستند که در آخرین لایه الکترونی خود اوربیتال s یا p آن ها در حال پر شدن از الکترون است. برخی از این عناصر فلز و برخی نافلز هستند و خصوصیات دیامغناطیسی و پارامغناطیسی در آن ها متفاوت است اما ترکیباتشان بی رنگ و دیامغناطیس هستند. خواص شیمیایی این عناصر تحت تاثیر الکترون های ظرفیت آن ها (همان ویژگی های متشابه در یک گروه) است. در کل خصوصیات شیمیایی این گروه بسیار متفاوت و استثنائات زیادی وجود دارد که از قوانین پیروی نمی کند.

عناصر گروه اول (فلزات قلیایی)

به عناصر گروه اول جدول تناوبی فلزات قلیایی می گویند که هیروژن اولین عنصر این گروه است که به علت داشتن خواص متفاوت جز دسته این فلزات قرار نمی گیرد. این فلزات نرم بوده و چگالی پایینی دارند. نقطه ذوب و نقطه جوش این گروه پایین بوده و فقط یک الکترون در لایه ظرفیت خود دارند، پس به راحتی این الکترون برای رساندن عنصر خود به حالت پایدار در واکنش های شیمیایی شرکت می کند و شدت واکنش پذیری آن ها با حرکت از بالا به پایین گروه افزایش می یابد چون بر تعداد لایه های الکترونی افزوده شده و بار موثر هسته کاهش می یابد. فلزات قلیایی آنتالپی استاندارد ذوب و تبخیر کمی دارند. این فلزات شامل لیتیم، سدیم، پتاسیم، روبیدیوم، سزیم و فرانسیم می باشد.

عناصر گروه دوم (فلزات قلیایی خاکی)

به عناصر گروه دوم از جدول تناوبی فلزات قلیایی خاکی می گویند. شدت واکنش پذیری آن ها از فلزات قلیایی کمتر است اما مانند آن ها از بالا به پایین جدول به دلیل افزایش تعداد لایه های الکترونی افزایش می یابد. شش عنصر این گروه شامل بریلیوم، منیزیم، کلسیم، استرانسیوم، باریم و رادیوم است. عنصر رادیوم در این گروه رادیواکتیو است.

عناصر واسطه

به عناصر واسطه عناصر گروه B گفته می شود که اوربیتال d لایه ماقبل آخر در این گروه در حال پر شدن می باشد. ده گروه از جدول مندلیف که از گروه ۳ تا ۱۲ از آن را اشغال می کنند عناصر واسطه هستند که همگی فلز هستند و خاصیت انعطاف پذیری دارند. دربین آن ها جیوه تنها فلز مایع است. به جز روی، کادمیم و جیوه بقیه ای فلزات نقاط ذوب و جوش چگالی بالایی دارند.

عناصر واسطه داخلی

دو ردیف از عناصر که در قسمت پایین جدول تناوبی هستند عناصر واسطه داخلی اند. جایگاه اصلی این عناصر در واقع در دوره های ششم و هفتم در خانه لانتان و اکتنیم است اما بدلیل کمی جا در این دو خانه بصورت جداگانه در پایین جدول اما با ارجاع به این دو خانه قرار می گیرند. ۱۴عنصری که بعد از لانتان قرار می گیرد سری لانتانیدها و عناصری که به دنبال اکتنیم قرار می گیرد سری اکتنیدها نامیده می شود. در این عناصر اوربیتال  f  در حال پر شدن است که در لانتانیدها لایه ۴f و در اکتنیدها لایه ۵f در حال پرشدن می باشد.

لانتانیدها شامل عناصر با عدد اتمی ۵۷ تا ۷۱ هستند و اکتنیدها هم عناصری که عدد اتمی از ۹۰ تا ۱۰۳ را دارند. تمام عناصر واسطه داخلی فلز و خاصیت پارا مغناطیسی دارند. اما ترکیبات این دسته پارا مغناطیس و رنگین هستند.

هالوژنها

هالوژن ها گروه ۱۷ از جدول تناوبی را به خود اختصاص دادند. هالوژن ها هیچ وقت به حالت آزاد در طبیعت یافت نمی شوند آن ها به صورت مولکول های دو اتمی وجود دارند. البته برخی از این عناصر هنوز ناشناخته هستند. چون هالوژن ها فقط به یک الکترون احتیاج دارند تا به آرایش پایدار (اوکتت) برسند به همین دلیل واکنش پذیری بسیار بالایی دارند و می توانند با عناصر دیگر ترکیب شوند و ترکیبات خورنده ایجاد کنند. اما قدرت واکنش پذیری آن ها از بالا به پایین کاهش می یابد. این عناصر شامل فلوئور، کلر، برم، ید و استاتین هستند. فلوئور و کلر به صورت گازند اما برم مایع و ید به حالت جامد هست.

گازهای نجیب

جایگاه گازهای نجیب در جدول تناوبی آخرین گروه (گروه صفر) است. چون این گروه از نظر آرایش الکترونی در حالت پایدار هشتایی هستند بنابراین از نظر شیمیایی غیر فعال هستند و هیچ میل ترکیبی با عناصر دیگر ندارند و به آن ها گازهای بی اثر هم گفته می شود. گازهای بی اثر بصورت تک اتمی یافت می شوند. از نظر الکترونگاتیوی قدرت کمی دارند اما بیشترین انرژی یونش را در هر دوره به خود اختصاص می دهند. همگی به شکل گاز هستند و نقاط ذوب کمی دارند. از بین این عناصر رادون و اوگانسون رادیواکتیو هستند. به جز هلیم که دو الکترون دارد بقیه این عناصر در لایه ظرفیت خود ۸ الکترون دارند.

روندهای تناوبی در جدول تناوبی یا مندلیف

چگونگی تغییر شعاع اتمی

دریک گروه از جدول تناوبی با افزایش عدد اتمی، وقتی از یک ردیف به ردیف دیگر وارد می شویم، یک لایه به لایه های الکترونی هر عنصر اضافه می شود، یعنی شعاع اتمی افزایش می یابد.

اما در یک دوره از جدول شعاع اتمی از چپ به راست با کاهش مواجه است زیرا تعداد لایه های الکترونی که ثابت هستند اما بار موثر هسته بر الکترون های لایه ظرفیت زیاد شده، همین موضوع باعث کاهش شعاع اتمی می شود.

چگونگی تغییر انرژی یونش

 تغيير انرژی يونش در يک گروه از جدول تناوبی

انرژی یونش به معنای میزان انرژی لازم برای جدا کردن یک الکترون از یک اتم و تبدیل آن به کاتیون است. در هرگروه از جدول تناوبی با حرکت از بالا به پایین جدول بر تعداد لایه های الکترونی یعنی شعاع اتمی افزوده می شود. بعبارتی فاصله الکترون لایه ظرفیت از مرکز هسته زیاد شده، اثر پوششی الکترون های درونی افزایش می یابد، پس جا کردن الکترون از لایه آخر راخت تر انجام می شود و انرژی کمتری صرف می شود. پس نتیجه می گیریم انرژی یونش در یک ستون از جدول از بالا به پایین کاهش می یابد.

تغيير انرژی يونش در يک دوره از جدول تناوبی

همان طور که گفته شد در یک دوره از جدول تناوبی تعداد لایه های الکترونی است ولی چون عدد اتمی افزایش پیدا می کند، نیروی جاذبه هسته و به نسبت آن بار موثر هسته افزایش می یابد و الکترون های ظرفیت را بیشتر به سمت خود می کشد، ولی فاصله لایه ظرفیت از مرکز هسته کاهش می یابد، برای جدا کردن الکترون از لایه آخر به انرژی بیشتری مورد نیاز است. پس از چپ به راست در جدول تناوبی انرژی یونش افزایش می یابد.

 چگونگی تغییر الکترونگاتیوی

میزان تمایل اتم به جذب الکترون ظرفیت به سمت هسته خود را الکترونگاتیوی می گویند. هر چه شعاع اتمی کاهش یابد الکترونگاتیوی افزایش می یابد، همچنین هرچه بر تعداد الکترون های ظرفیت افزوده شود الکترونگاتیویته زیاد می شود. بر این روال در جدول تناوبی در یک دوره از چپ به راست الکترونگاتیوی افزایش و در یک گروه از بالا به پایین الکترونگاتیوی کاهش می یابد. در جدول فلزات کمترین الکترونگاتیوی و نافلزات الکترونگاتیوی بیشتری دارند. پس الکترونگاتیوترین عنصر در گوشه بالای سمت راست جدول و برعکس عنصر با کمترین الکترونگاتیوی در گوشه پایین جدول است.

چگونگی تغییر انرژی الکترونخواهی

انرژی الکترون خواهی مقدار انرژی آزاد شده افزودن یک الکترون از اتم خنثی در فاز گازی و تبدیل آن به یک یون منفی است. با توجه به تعریف انرژی آزاد شده در حین انجام واکنش های شیمیایی می توان گفت علامت انرژی الکترون خواهی همیشه منفی است. چون در نافلزات تعداد الکترون های لایه ظرفیت نزدیک به آرایش هشتایی است الکترون خواهی بیشتری نسبت به فلزات که الکترون های والانس کمتری دارند. به عنوان مثال هالوژن ها بیشترین انرژی الکترون خواهی (با مقدار منفی) را در جدول دارند. در این گروه فلوئور رفتار غیر عادی از خود نشان می دهد.

بنابراین در جدول تناوبی تناوبی در یک دوره از چپ به راست الکترون خواهی افزایش و در یک گروه از بالا به پایین کاهش می یابد.

چگونگی تغییر خاصیت فلزی در جدول تناوبی

به میزان میل اتم به از دست دادن الکترون و تشکیل یک کاتیون، خاصیت فلزی می گویند. همانطور که قبلا نیز گفته شد شعاع اتمی در یک گروه از بالا به پایین زیاد می شود همان دلیل بر افزایش خاصیت فلزی است و اما در یک تناوب خاصیت فلزی از چپ به راست کاهش می یابد.

چگونگی تغییر نقطه ذوب در جدول تناوبی

نقطه ذوب یعنی دمایی که در آن دما یک ماده از حالت جامد به حالت مایع در می‌آید. هر چه پیوند بین اتم‌ها قوی‌تر باشد، انرژی لازم برای شکستن پیوند بیشتر و نقطه ذوب بالاتر می رود. در جدول تناوبی قانون تناوبی منظمی برای نقطه ذوب وجود ندارد ولی در کل فلزات نقاط ذوب بالایی دارند و نقطه ذوب نافلزات پایین است.

تعریف برخی اصطلاحات مهم در جدول تناوبی

در این قسمت به بررسی برخی از اصلاحات مهم در جدول مندلیف مثل عدد اتمی (A)، نماد شیمیایی، عدد جرمی (Z) می پردازیم.

عدد اتمی ( A )

به تعداد پروتون های هسته هر اتم عدد اتمی آن می گویند. مثلا عدد اتمی هلیم دو است چون دو پروتون دارد، سدیم با عدد اتمی سه، دارای سه پروتون است. به همین نسبت عدد اتمی هر عنصر با تعداد پروتون های آن برابر است. در علامت اختصاری هر عنصر عدد اتمی در قسمت پایین، در سمت چپ نشان شیمیایی نوشته می شود. در یک اتم خنثی تعداد پروتون های یک اتم (عدد اتمی) با تعداد الکترون های آن برابر است.

نماد شیمیایی

هر عنصر با یک نماد شیمیایی مشخص می شود. اکثر نمادهای شیمیایی از نام انگلیسی آنها گرفته شده است. این نمادها شامل یک، دو و یا سه حرف هستند. به عنوان مثال نماد شیمیایی هیدروژن H و نماد شیمیایی هلیم He می باشد.

عدد جرمی ( Z )

مجموع تعداد پروتون ها و نوترون های هسته یک اتم را عدد جرمی آن اتم می گویند. عددی صحیح می باشد که مجموع تعداد پروتون ها و نوترون های هسته یک اتم را مشخص می کند. از اختلاف عدد جرمی و عدد اتمی یک عنصر تعداد نوترون های آن به دست می آید.

عدد جرمی وقتی اهمیت پیدا می کند که ایزوتوپ تعریف می شود. چون برخی عناصر ایزوتوپ های مختلف دارند به عبارتی دیگر ایزوتوپ های مختلف یک عنصر عدد جرمی متفاوتی دارند. مثلا هیدروژن دارای سه ایزوتوپ با اعداد جرمی یک، دو و سه است. دو ایزوتوپ پریتیم ( ایزوتوپ یک ) و دوتریم ( ایزوتوپ دو ) هسته های پایداری دارند اما ایزوتوپ سه هیدروژن (تریتیم) دارای هسته رادیواکتیو می باشد.

دانلود جدول تناوبی pdf

با کلیک بر روی لینک های پایین می توانید نسخه با کیفیت جدول تناوبی عناصر را با به دو صورت عکس (JPG) و PDF دانلود نمایید.

• دانلود جدول تناوبی PDF (دانلود نسخه PDF جدول تناوبی عناصر (جدول مندلیف) | مطابق با کتاب درسی شیمی ۱ پایه دهم، دوره دوم متوسطه)
• دانلود عکس جدول مندلیف با کیفیت بالا