UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW: HISTORIA, BUDOWA, PIERWIASTKI - CHEMIA - 2025

Układ okresowy pierwiastków jest narzędziem, które pozwala zapoznać się z właściwościami chemicznymi 118 znanych dotychczas pierwiastków. Jest to niezbędne przy wykonywaniu obliczeń stechiometrycznych, przewidywaniu właściwości fizycznych pierwiastka, ich klasyfikowaniu i znajdowaniu właściwości okresowych wśród nich wszystkich.

Atomy stają się cięższe, ponieważ ich jądra dodają protony i neutrony, którym muszą towarzyszyć nowe elektrony; w przeciwnym razie elektroobojętność nie byłaby możliwa. Zatem niektóre atomy są bardzo lekkie, jak wodór, a inne super ciężkie, jak oganeson.

Komu zawdzięcza się takie serce w chemii? Do naukowca Dmitrija Mendelejewa, który w 1869 r. (Prawie 150 lat temu) opublikował po dekadzie teoretycznych studiów i eksperymentów pierwszy układ okresowy, próbując uporządkować 62 znane wówczas pierwiastki.

Aby to zrobić, Mendeleev oparł się na właściwościach chemicznych, podczas gdy równolegle Lothar Meyer opublikował inny układ okresowy uporządkowany zgodnie z właściwościami fizycznymi pierwiastków.

Początkowo w tabeli znajdowały się „puste przestrzenie”, których elementy w tamtych latach nie były znane. Jednak Mendelejew był w stanie przewidzieć kilka jego właściwości ze znaczną dokładnością. Niektóre z tych pierwiastków to: german (który nazwał eka-krzemem) i gal (eka-glin).

Pierwsze tablice okresowe uporządkowały pierwiastki według ich mas atomowych. To uporządkowanie ujawniło pewną okresowość (powtarzalność i podobieństwo) we właściwościach chemicznych pierwiastków; jednak elementy przejściowe nie zgadzały się z tą kolejnością, podobnie jak gazy szlachetne.

Z tego powodu konieczne było uporządkowanie pierwiastków pod kątem liczby atomowej (liczby protonów), a nie masy atomowej. Stąd, wraz z ciężką pracą i wkładem wielu autorów, układ okresowy Mendelejewa został udoskonalony i uzupełniony.

Historia układu okresowego

Elementy

Stosowanie pierwiastków jako podstawy do opisu środowiska (a dokładniej przyrody) było stosowane od czasów starożytnych. Jednak wtedy określano je jako fazy i stany skupienia, a nie w taki sposób, w jaki od średniowiecza.

Starożytni Grecy wierzyli, że planeta, którą zamieszkujemy, składa się z czterech podstawowych elementów: ognia, ziemi, wody i powietrza.

Z drugiej strony, w starożytnych Chinach liczba elementów wynosiła pięć i, w przeciwieństwie do Greków, wykluczały one powietrze i zawierały metal i drewno.

Pierwszego naukowego odkrycia dokonał w 1669 roku niemiecki Henning Brand, który odkrył fosfor; na ten dzień wszystkie kolejne pozycje zostały zapisane.

Warto wyjaśnić, że niektóre pierwiastki, takie jak złoto i miedź, były znane już przed pojawieniem się fosforu; różnica polega na tym, że nigdy ich nie zarejestrowano.

Symbologia

Alchemicy (przodkowie dzisiejszych chemików) nadali elementom nazwy w odniesieniu do konstelacji, ich odkrywców i miejsc, w których zostały odkryte.

W 1808 roku Dalton zaproponował serię rysunków (symboli) reprezentujących elementy. Później ten system notacji został zastąpiony przez Jhon Berzelius (używany do tej pory), ponieważ model Daltona stał się bardziej skomplikowany wraz z pojawieniem się nowych elementów.

Ewolucja schematu

Pierwsze próby stworzenia mapy porządkującej informacje o pierwiastkach chemicznych pojawiły się w XIX wieku wraz z triadami Döbereinera (1817).

Z biegiem lat odkryto nowe elementy, dające początek nowym modelom organizacyjnym, aż do obecnie stosowanego.

Śruba telluryczna Chancourtois (1862)

Alexandré-Émile Béguyer de Chancourtois zaprojektował papierową helisę przedstawiającą wykres spirali (śruba telluryczna).

W tym systemie pierwiastki są uporządkowane rosnąco w odniesieniu do ich mas atomowych. Podobne elementy są wyrównane w pionie.

Octaves of Newlands (1865)

Kontynuując prace Döbereinera, Brytyjczyk John Alexander Reina Newlands uporządkował pierwiastki chemiczne w rosnącej kolejności według mas atomowych, zauważając, że co siedem pierwiastków ma podobieństwa we właściwościach (nie obejmuje wodoru).

Stół Mendelejewa (1869)

Mendelejew uporządkował pierwiastki chemiczne w kolejności rosnącej pod względem masy atomowej, umieszczając w tej samej kolumnie te, które miały podobne właściwości. Pozostawił luki w swoim modelu układu okresowego, przewidując pojawienie się w przyszłości nowych pierwiastków (oprócz przewidywania właściwości, które powinien mieć).

Gazy szlachetne nie pojawiają się na stole Mendelejewa, ponieważ nie zostały jeszcze odkryte. Ponadto Mendeleiv nie rozważał wodoru.

Układ okresowy Moseleya (obecny układ okresowy) - 1913

Henry Gwyn Jeffreys Moseley zaproponował uporządkowanie pierwiastków chemicznych w układzie okresowym według ich liczby atomowej; to znaczy na podstawie liczby protonów.

Moseley ogłosił „Prawo okresowe” w 1913 roku: „Kiedy pierwiastki są uporządkowane według ich liczb atomowych, ich właściwości fizyczne i chemiczne wykazują okresowe trendy”.

W ten sposób każdy poziomy wiersz lub okres przedstawia jeden typ relacji, a każda kolumna lub grupa przedstawia inny.

Jak to jest zorganizowane? (Struktura i organizacja)

Widać, że pastele układu okresowego mają kilka kolorów. Każdy kolor kojarzy pierwiastki o podobnych właściwościach chemicznych. Istnieją pomarańczowe, żółte, niebieskie, fioletowe kolumny; zielone kwadraty i przekątna zielonego jabłka.

Zwróć uwagę, że komórki w środkowych kolumnach są szarawe, więc wszystkie te elementy muszą mieć coś wspólnego, a mianowicie, że są metalami przejściowymi z półpełnymi orbitaliami d.

W ten sam sposób elementy fioletowych kwadratów, chociaż przechodzą z substancji gazowych, od czerwonawej cieczy do stałej czarno-fioletowej (jod) i srebrnoszarej (astat), to ich właściwości chemiczne sprawiają, że są kongenerami. Te właściwości są regulowane przez struktury elektronowe jego atomów.

Organizacja i struktura układu okresowego nie jest dowolna, ale przestrzega szeregu okresowych właściwości i wzorów wartości określonych dla pierwiastków. Na przykład, jeśli metaliczny charakter zmniejsza się od lewej do prawej strony stołu, nie można oczekiwać metalowego elementu w prawym górnym rogu.

Okresy

Elementy są ułożone w rzędy lub okresy w zależności od poziomu energii ich orbitali. Przed okresem 4, kiedy pierwiastki następowały po sobie w rosnącym porządku masy atomowej, stwierdzono, że dla każdych ośmiu z nich powtarzały się właściwości chemiczne (prawo oktaw Johna Newlandsa).

Metale przejściowe odlewano z innymi niemetalicznymi pierwiastkami, takimi jak siarka i fosfor. Z tego powodu wprowadzenie fizyki kwantowej i konfiguracji elektronów było kluczowe dla zrozumienia współczesnych układów okresowych.

Orbitale powłoki energetycznej zapełniają się elektronami (oraz jądrem protonów i neutronów), gdy porusza się ona przez okres. Ta warstwa energii idzie w parze z rozmiarem lub promieniem atomowym; dlatego pozycje w górnych okresach są mniejsze niż te poniżej.

H i On są na pierwszym (okresowym) poziomie energii; pierwszy rząd szarawych kwadratów w czwartym okresie; i rząd pomarańczowych kwadratów w szóstym okresie. Zauważ, że chociaż ten ostatni wydaje się być w rzekomym dziewiątym okresie, w rzeczywistości należy do szóstego, zaraz po żółtym polu Ba.

Grupy

Przechodząc przez okres okazuje się, że wzrasta masa, liczba protonów i elektronów. W tej samej kolumnie lub grupie, chociaż masa i protony różnią się, liczba elektronów w powłoce walencyjnej jest taka sama.

Na przykład w pierwszej kolumnie lub grupie H ma pojedynczy elektron na orbicie 1s ¹ , podobnie jak Li (2s ¹ ), sód (3s ¹ ), potas (4s ¹ ) i tak dalej, aż francium (7s ¹ ). Liczba 1 oznacza, że ​​pierwiastki te prawie nie mają elektronu walencyjnego, a zatem należą do grupy 1 (IA). Każda pozycja jest w różnych okresach.

Nie licząc wodoru w zielonej ramce, pierwiastki poniżej znajdują się w pomarańczowych ramkach i nazywane są metalami alkalicznymi. Jeszcze jedno pole po prawej w dowolnym okresie to grupa lub kolumna 2; to znaczy, że jego elementy mają dwa elektrony walencyjne.

Ale gdy idziemy o krok dalej w prawo, bez znajomości orbitali d, dochodzi się do grupy boru (B) lub grupy 13 (IIIA); zamiast grupy 3 (IIIB) lub skandu (Sc). Biorąc pod uwagę wypełnienie orbitali d, przechodzimy przez okresy szarawych kwadratów: metale przejściowe.

Liczby protonowe a elektrony walencyjne

Podczas badania układu okresowego może powstać pomyłka między liczbą atomową Z lub liczbą wszystkich protonów w jądrze a liczbą elektronów walencyjnych. Na przykład węgiel ma Z = 6, to znaczy ma sześć protonów, a zatem sześć elektronów (w przeciwnym razie nie mógłby być atomem naładowanym obojętnie).

Ale z tych sześciu elektronów cztery mają wartościowość . Z tego powodu jego konfiguracja elektronowa to 2s ² 2p ² . oznacza dwa elektrony 1s ² zamkniętej powłoki i teoretycznie nie uczestniczą one w tworzeniu wiązań chemicznych.

Ponadto, ponieważ węgiel ma cztery elektrony walencyjne, „dogodnie” znajduje się w grupie 14 (IVA) układu okresowego.

Pierwiastki poniżej węgla (Si, Ge, Sn, Pb i Fl) mają wyższe liczby atomowe (i masy atomowe); ale wszystkie mają wspólne cztery elektrony walencyjne. Jest to klucz do zrozumienia, dlaczego przedmiot należy do jednej grupy, a nie do innej.

Elementy układu okresowego

Bloki

Jak już wyjaśniono, grupy 1 i 2 charakteryzują się tym, że mają jeden lub dwa elektrony na orbitali s. Orbitale te mają geometrię sferyczną, a gdy ktoś schodzi przez którąkolwiek z tych grup, pierwiastki zyskują warstwy, które zwiększają rozmiar ich atomów.

Ponieważ wykazują silne tendencje w swoich właściwościach chemicznych i sposobach reagowania, pierwiastki te są zorganizowane jako blok s. Dlatego metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych należą do tego bloku. Elektroniczna konfiguracja elementów tego bloku to ns (1s, 2s itd.).

Chociaż pierwiastek helu znajduje się w prawym górnym rogu tabeli, jego konfiguracja elektroniczna to 1s ² i dlatego należy do tego bloku.

Blok p

W przeciwieństwie do bloku s, elementy tego bloku całkowicie wypełniły orbitale s, podczas gdy ich orbitale p nadal są wypełnione elektronami. Konfiguracje elektroniczne elementów należących do tego bloku są typu ns ² np ^1-6 (orbitale p mogą mieć do wypełnienia jeden lub do sześciu elektronów).

Więc gdzie w układzie okresowym znajduje się ten blok? Po prawej: zielone, fioletowe i niebieskie kwadraty; czyli pierwiastki niemetaliczne i metale ciężkie, takie jak bizmut (Bi) i ołów (Pb).

Zaczynając od boru, z konfiguracją elektroniczną ns ² np ¹ , węgiel po jego prawej stronie dodaje kolejny elektron: 2s ² 2p ² . Następnie konfiguracje elektronowe pozostałych elementów okresu 2 bloku p to: 2s ² 2p ³ (azot), 2s ² 2p ⁴ (tlen), 2s ² 2p ⁵ (fluor) i 2s ² 2p ⁶ (neon).

Jeśli zejdziesz do niższych okresów, będziesz miał poziom energii 3: 3s ² 3p ^1-6 i tak dalej, aż do końca bloku p.

Zauważ, że najważniejszą rzeczą w tym bloku jest to, że od okresu 4 jego elementy mają całkowicie wypełnione orbitale d (niebieskie pola po prawej). W skrócie: blok s znajduje się po lewej stronie układu okresowego, a blok p po prawej.

Reprezentatywne elementy

Jakie są reprezentatywne elementy? Są to takie, które z jednej strony łatwo tracą elektrony, az drugiej pozyskują je, aby uzupełnić oktet walencyjny. Innymi słowy: są to elementy bloków s i p.

Ich grupy różniły się od pozostałych literą A na końcu. Tak więc było osiem grup: od IA do VIIIA. Ale obecnie system numeracji używany w nowoczesnych układach okresowych jest arabski, od 1 do 18, w tym metale przejściowe.

Z tego powodu grupa boru może być IIIA lub 13 (3 + 10); grupa węglowa, VAT lub 14; i gazów szlachetnych, ostatni po prawej stronie tabeli, VIIIA lub 18.

Metale przejściowe

Metale przejściowe to wszystkie elementy szarawych kwadratów. W ich okresach ich orbitale d są wypełnione, które są pięć i dlatego mogą mieć dziesięć elektronów. Ponieważ muszą mieć dziesięć elektronów, aby wypełnić te orbitale, musi być dziesięć grup lub kolumn.

Każda z tych grup w starym systemie numeracji została oznaczona cyframi rzymskimi i literą B na końcu. Pierwsza grupa, skand, to IIIB (3), żelazo, kobalt i nikiel VIIIB o bardzo podobnych reaktywnościach (8, 9 i 10) oraz cynk IIB (12).

Jak widać, dużo łatwiej jest rozpoznać grupy po liczbach arabskich niż za pomocą cyfr rzymskich.

Metale przejściowe wewnętrzne

Począwszy od okresu 6 układu okresowego, orbitale f stają się dostępne energetycznie. Muszą one być wypełnione najpierw niż orbitale d; dlatego jego elementy są zwykle rozstawione, aby stół nie był zbyt długi.

Ostatnie dwa okresy, pomarańczowy i szary, to wewnętrzne metale przejściowe, zwane także lantanowcami (ziemami rzadkimi) i aktynowcami. Istnieje siedem orbitali f, które potrzebują do wypełnienia czternastu elektronów, a zatem musi być czternaście grup.

Jeśli te grupy zostaną dodane do układu okresowego, będzie ich łącznie 32 (18 + 14) i będzie „długa” wersja:

Źródło: Sandbh, z Wikimedia Commons

Jasnoróżowy rząd odnosi się do lantanowców, a ciemnoróżowy do aktynoidów. Lantan, La z Z = 57, aktyn, Ac z Z = 89 i cały blok f należą do tej samej grupy co skand. Czemu? Ponieważ skand ma nd ¹ orbital , który jest obecny w pozostałych lantanoidach i aktynoidach.

La i Ac mają konfiguracje walencyjne 5d ¹ 6s ² i 6d ¹ 7s ² . Kiedy przechodzisz w prawo przez oba rzędy, orbitale 4f i 5f zaczynają się wypełniać. Po napełnieniu dojdziesz do elementów lutetium, Lu i laurencio, Lr.

Metale i niemetale

Pozostawiając ciasto układu okresowego, wygodniej jest uciec się do tego na górnym obrazie, nawet w jego wydłużonej formie. W tej chwili zdecydowana większość wymienionych pierwiastków to metale.

W temperaturze pokojowej wszystkie metale są substancjami stałymi (z wyjątkiem rtęci, która jest ciekła) o srebrzysto-szarym kolorze (z wyjątkiem miedzi i złota). Ponadto są zwykle twarde i błyszczące; chociaż te z bloków są miękkie i kruche. Pierwiastki te charakteryzują się łatwością utraty elektronów i tworzenia kationów M ⁺ .

W przypadku lantanoidów tracą one trzy elektrony 5d ¹ 6s ^2, aby stać się trójwartościowymi kationami M ³⁺ (takimi jak La ³⁺ ). Z kolei cer jest zdolny do utraty czterech elektronów (Ce ⁴⁺ ).

Z drugiej strony pierwiastki niemetalowe stanowią najmniejszą część układu okresowego. Są to gazy lub ciała stałe z kowalencyjnie połączonymi atomami (takimi jak siarka i fosfor). Wszystkie znajdują się w bloku p; a dokładniej w jego górnej części, ponieważ zejście do niższych okresów zwiększa metaliczny charakter (Bi, Pb, Po).

Ponadto niemetale zamiast tracić elektrony, zyskujesz je. W ten sposób tworzą aniony X ^- z różnymi ładunkami ujemnymi: -1 dla halogenów (grupa 17) i -2 dla chalkogenów (grupa 16, ta dla tlenu).

Rodziny metaliczne

W przypadku metali istnieje wewnętrzna klasyfikacja, aby odróżnić je od siebie:

- Metale z grupy 1 są alkaliczne

-Grupa 2, metale ziem alkalicznych (pan Becambara)

-Grupa 3 (IIIB) rodzina skandów. Ta rodzina składa się ze skandu, głowy grupy, itru Y, lantanu, aktynu i wszystkich lantanoidów i aktynoidów.

-Grupa 4 (IVB), rodzina tytanu: Ti, Zr (cyrkon), Hf (hafn) i Rf (rutherford). Ile mają elektronów walencyjnych? Odpowiedź jest w twojej grupie.

-Grupa 5 (VB), rodzina wanadu. Grupa 6 (VIB), rodzina chromu. I tak dalej, aż do rodziny cynków, grupy 12 (IIB).

Metaloidy

Metaliczny charakter rośnie od prawej do lewej i od góry do dołu. Ale jaka jest granica między tymi dwoma typami pierwiastków chemicznych? Ta granica składa się z pierwiastków znanych jako metaloidy, które mają cechy zarówno metali, jak i niemetali.

Metaloidy można zobaczyć w układzie okresowym w „drabinie”, która zaczyna się od boru, a kończy na pierwiastku radioaktywnym w postaci astatu. Te elementy to:

-B: bor

-Silicon: tak

-Ge: german

-Jak: arsen

-Sb: antymon

-Te: tellur

-W: astat

Każdy z tych siedmiu pierwiastków wykazuje pośrednie właściwości, które różnią się w zależności od środowiska chemicznego lub temperatury. Jedną z tych właściwości jest półprzewodnictwo, to znaczy metaloidy są półprzewodnikami.

Gazy

W warunkach ziemskich pierwiastki gazowe to lekkie niemetale, takie jak azot, tlen i fluor. Do tej klasyfikacji zalicza się również chlor, wodór i gazy szlachetne. Ze wszystkich najbardziej emblematycznymi są gazy szlachetne, ze względu na ich niską skłonność do reagowania i zachowywania się jak wolne atomy.

Te ostatnie znajdują się w grupie 18 układu okresowego i są to:

-Helio, He

-Neon, Ne

-Argon, Ar

-krypton, Kr

-Xenon, Xe

-Radon, Rn

- A najnowszy ze wszystkich, syntetyczny oganeson gazu szlachetnego, Og.

Wszystkie gazy szlachetne mają wspólną konfigurację walencyjną ns ² np ⁶ ; to znaczy mają cały oktet walencyjny.

Stany skupienia pierwiastków w innych temperaturach

Pierwiastki są w stanie stałym, ciekłym lub gazowym w zależności od temperatury i siły ich interakcji. Gdyby temperatura Ziemi spadła do około zera absolutnego (0K), wszystkie elementy zamarzłyby; z wyjątkiem helu, który by się kondensował.

W tej ekstremalnej temperaturze reszta gazów miałaby postać lodu.

Z drugiej strony, gdyby temperatura wynosiła około 6000 K, „wszystkie” pierwiastki byłyby w stanie gazowym. W tych warunkach można było dosłownie zobaczyć chmury złota, srebra, ołowiu i innych metali.

Zastosowania i aplikacje

Sam układ okresowy zawsze był i zawsze będzie narzędziem konsultowania symboli, mas atomowych, struktur i innych właściwości pierwiastków. Jest niezwykle przydatny przy wykonywaniu obliczeń stechiometrycznych, które są na porządku dziennym w wielu zadaniach w laboratorium i poza nim.

Nie tylko to, ale także układ okresowy pozwala porównać elementy tej samej grupy lub okresu. W ten sposób można przewidzieć, jak będą wyglądały określone związki pierwiastków.

Przewidywanie wzorów tlenków

Na przykład w przypadku tlenków metali alkalicznych, ponieważ mają one pojedynczy elektron walencyjny, a zatem wartościowość +1, oczekuje się, że wzór ich tlenków będzie typu M ₂ O. Jest to weryfikowane za pomocą tlenku wodoru, wody, H ₂ O. Również z tlenkami sodu, Na ₂ O i potasu, K ₂ O.

Dla pozostałych grup ich tlenki muszą mieć wzór ogólny M ₂ O _n , gdzie n jest równe numerowi grupy (jeśli pierwiastek pochodzi z bloku p, oblicz n-10). Tak więc węgiel należący do grupy 14 tworzy CO ₂ (C ₂ O _4/2 ); siarka, z grupy 16, SO ₃ (S ₂ O _6/2 ); i azot z grupy 15, N ₂ O ₅ .

Nie dotyczy to jednak metali przejściowych. Dzieje się tak, ponieważ żelazo, mimo że należy do grupy 8, nie może stracić 8 elektronów, ale 2 lub 3. Dlatego zamiast zapamiętywać wzory, ważniejsze jest zwrócenie uwagi na wartościowości każdego pierwiastka.

Wartości elementów

Tabele okresowe (niektóre) pokazują możliwe wartościowości dla każdego elementu. Wiedząc o nich, można z góry oszacować nazewnictwo związku i jego wzór chemiczny. Wartościowości, jak wspomniano powyżej, są związane z numerem grupy; chociaż nie dotyczy wszystkich grup.

Wartości zależą bardziej od struktury elektronowej atomów i od tego, które elektrony mogą faktycznie zyskać lub stracić.

Znając liczbę elektronów walencyjnych, możesz również zacząć od struktury Lewisa związku na podstawie tych informacji. Dlatego układ okresowy pozwala studentom i profesjonalistom szkicować struktury i zrobić miejsce dla badania możliwych geometrii i struktur molekularnych.

Cyfrowe układy okresowe

Dzisiejsza technologia pozwoliła układom okresowym być bardziej wszechstronnymi i dostarczać więcej informacji dostępnych dla każdego. Kilka z nich zawiera uderzające ilustracje każdego elementu, a także krótkie podsumowanie jego głównych zastosowań.

Sposób, w jaki z nimi współpracujesz, przyspiesza ich zrozumienie i naukę. Układ okresowy powinien być przyjemnym dla oka narzędziem, łatwym do zbadania, a najskuteczniejszą metodą poznania jego pierwiastków chemicznych jest przechodzenie przez niego z okresów na grupy.

Znaczenie układu okresowego

Obecnie układ okresowy jest najważniejszym narzędziem porządkującym w chemii ze względu na szczegółowe relacje jego pierwiastków. Jego zastosowanie jest niezbędne zarówno dla studentów i nauczycieli, jak i dla naukowców i wielu profesjonalistów zajmujących się dziedziną chemii i inżynierii.

Wystarczy spojrzeć na układ okresowy, aby szybko i skutecznie uzyskać ogromną ilość i informacje, takie jak:

- Lit (Li), beryl (Be) i bor (B) przewodzą prąd.

- Lit jest metalem alkalicznym, beryl jest metalem ziem alkalicznych, a bor jest metalem niemetalicznym.

- Lit jest najlepszym przewodnikiem z trzech wymienionych, za nim plasuje się beryl i na koniec bor (półprzewodnik).

Tak więc, umieszczając te pierwiastki w układzie okresowym, można natychmiast stwierdzić ich tendencję do przewodnictwa elektrycznego.

Bibliografia

1. Scerri, E. (2007). Układ okresowy: jego historia i znaczenie. Oxford New York: Oxford University Press.
2. Scerri, E. (2011). Układ okresowy: bardzo krótkie wprowadzenie. Oxford New York: Oxford University Press.
3. Moore, J. (2003). Chemia dla manekinów. Nowy Jork, NY: Wiley Pub.
4. Venable, FP. (1896). Rozwój prawa okresowego. Easton, Pensylwania: Chemical Publishing Company.
5. Ball, P. (2002). Składniki: wycieczka z przewodnikiem po elementach. Oxford New York: Oxford University Press.
6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemia. (8th ed.). CENGAGE Learning.
7. Królewskie Towarzystwo Chemii. (2018). Układ okresowy. Odzyskany z: rsc.org
8. Richard C. Banks. (Styczeń 2001). Tabela okresowa. Odzyskany z: chemistry.boisestate.edu
9. Fizyka 2000. (nd). Pochodzenie układu okresowego. Odzyskany z: physics.bk.psu.edu
10. King K. & Nazarewicz W. (7 czerwca 2018). Czy istnieje koniec układu okresowego? Odzyskany z: msutoday.msu.edu
11. Dr Doug Stewart. (2018). Tabela okresowa. Źródło: chemicool.com
12. Mendez A. (16 kwietnia 2010). Układ okresowy Mendelejewa. Odzyskany z: quimica.laguia2000.com