Periodni sistem elemenata

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigaciju, pretragu

Periodni sistem elemenata (kraće periodni sistem, skraćenica PSE) predstavlja prikaz svih poznatih hemijskih elemenata, poredanih po rastućem atomskom broju i elektronskoj konfiguraciji.[1] Elementi su postavljeni tako da su oni sa sličnim hemijskim osobinama svrstani zajedno, u istu glavnu i sporednu, a pored podjele po grupama, postoji i podjela po periodama. Periodne sisteme, gotovo identične, nezavisno jedan od drugog razvili su 1869. godine ruski hemičar Dmitrij Ivanovič Mendeljejev (1834-1907), a samo nekoliko mjeseci kasnije i njemački hemičar Lothar Meyer (1830–1895). Periodni sistem ima i historijsku vrijednost za predviđanje otkrića novih elemenata i njihovih osobina. Danas on služi isključivo samo kao pregled.

Periodni sistem elemenata[uredi | uredi izvor]

Sljedeća slika prikazuje periodni sistem elemenata u proširenom obliku, koji je danas poznat.

  • Perioda se smatra horizontalni red ili ćelija tabele
  • Grupe su uspravni redovi tabele.
  • Pojam ljuske se odnosi na model ljuski u atomskoj fizici.

Za svaki element je naveden atomski broj i hemijski simbol. Elementi koji pripadaju istoj hemijskoj seriji ili hemijskoj grupi hemijski su slični.

Grupa → 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
↓ Perioda
1 1
H

2
He
2 3
Li
4
Be

5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3 11
Na
12
Mg

13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4 19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5 37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6 55
Cs
56
Ba
*
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7 87
Fr
88
Ra
**
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Nh
114
Fl
115
Mc
116
Lv
117
Ts
118
Og

* Lantanoidi   57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
** Aktinoidi   89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr



Hemijske serije elemenata
Alkalni metali 2 Zemnoalkalni metali 2 Lantanoidi 1,2 Aktinoidi 1,2 Prelazni metali 2
Slabi metali 2 Polumetali Nemetali Halogeni elementi 3 Plemeniti plinovi 3
 
1) Aktinoidi i lantanoidi zajedno nose naziv "Rijetki zemni metali"
2) Alkalni metali, zemnoalkalni metali, prelazni metali, aktinoidi, lantanoidi, i metali p-bloka zajedno nose naziv metali
3) Halogeni elementi i plemeniti plinovi su nemetali



Stanje pri normalnom pritisku i sobnoj temperaturi[uredi izvor]

Prirodne osobine[uredi izvor]

      sa čvrstim okvirom imaju stabilne izotope starije od Zemlje (Primordijalni elementi)
      sa iscrtkanim okvirom nastaju prirodno iz drugih elemenata, i nemaju izotope koji se mogu uporediti sa starošću Zemlje1
      sa istačkanim okvirom su sintetički elementi
      bez okvira nisu otkriveni
1) neki se mogu pronaći u radioaktivnim talasima

Osnovne karakteristike[uredi | uredi izvor]

Raspored atoma u periodnom sistemu u potpunosti se objašnjava elektronskom konfiguracijom.

Teoretske postavke[uredi | uredi izvor]

Izgradnja atoma:

  • Svaki atom se sastoji iz atomskom jezgra i elektronskog omotača (oblaka).
  • Svako atomsko jezgro sadrži pozitivno naelektrisane protone (najmanje jedan, a do danas poznato do 118). Broj protona u jezgru naziva se atomski broj te ujedno služi i kao redni broj za određeni atom nekog elementa.
  • Svako atomsko jezgro okruženo je elektronskim omotačem. Ako on sadrži tačno onoliki broj (negativno naelektrisanih) elektrona, koliko pripadajuće jezgro sadrži protona, kaže se da se atom nalazi u električki neutralnom stanju, pošto su električki suprotna naelektrisanja protona i elektrona u atomu jednaka.
  • Periodni sistem odnosi se samo na atome koji su u električki neutralnom, elementarnom, stanju.
  • Elektroni u atomu mogu se nalaziti samo na takvim putanjama, na kojim imaju određenu udaljenost od atomskog jezgra. Za takve udaljenosti putanja elektrona koristi se pojam elektronska ljuska. U svakoj od njih ima mjesta za tačno određeni broj elektrona.

Neutroni:

  • Svako atomsko jezgro, osim izotopa vodika 1H, osim protona sadrži i električki neutralne neutrone. Za prikaz i sistematizaciju elemenata u periodnom sistemu broj neutrona ne igra nikakvu ulogu. Oni su predstavljeni samo na "mapi nuklida" kao i u detaljnim opisima za svaki nuklid na spisku izotopa.

Atomska masa:

  • Za atomsku masu (ranije nazvana atomska težina) jedino je važna masa protona i neutrona, jer je masa elektrona neuporedivo manja i daje vrlo mali udio ukupnoj atomskoj masi. Atomska masa se vrlo često navodi u prikazima periodnog sistema elemenata, ali za njegov prikaz odnosno raspored elemenata u njemu također ne igra nikakvu ulogu.

Elektronska konfiguracija[uredi | uredi izvor]

Detaljni prikaz periodnog sistema sa raspodjelom elektrona po ljuskama

Elektronska ljuska najbliža jezgru, zvana k-ljuska, ima najviše dva elektrona, pa prema tome postoje samo dva hemijska elementa čiji atomi imaju isključivo samo ovu ljusku. To su elementi sa rednim brojem 1 (vodik) i 2 (helij). Oni u pregledu periodnog sistema zauzimaju gornji, prvi red (koji se naziva i 1. perioda).

Atomi elementa koji slijedi nakon prva dva (litij, redni broj 3), imaju po tri protona i tri elektrona. Međutim, treći elektron nalazi se usamljen u elektronskoj ljusci iznad k-ljuske, koja se naziva l-ljuska. Ta druga ljuska ima prostora za najviše osam elektrona. Nakon litija, postoji sedam drugih elemenata (sa ukupno četiri do deset protona i isto toliko elektrona) koji zajedno sa litijem sačinjavaju drugi red periodnog sistema odnosno 2. periodu. Atomi elementa sa rednim brojem 11 (natrij) imaju po još jednu dodatnu ljusku, koja je iznad l-ljuske a u kojoj kruži jedan elektron. U toj trećoj elektronskoj ljusci, zvanoj m-ljuska, opet ima "mjesta" za ukupno osam elektrona.[N 1] U skladu s tim, nakon natrija postoji još sedam elemenata sve do rednog broja 18 (argon) u trećem "redu" periodnog sistema. To su elementi 3. periode.

Elektroni koji se nalaze u ljusci najudaljenijoj od atomske jezgre nazivaju se vanjski ili valentni elektroni. Oni igraju važnu ulogu u građenju mnogih hemijskih spojeva iz atoma različitih ili istih elemenata. Broj valentnih elektrona kod elemenata u nekom "redu" (periode) uvijek raste s lijeva na desno kod prve tri periode. Kod atoma vodika i helija postoji jedan odnosno oba elektrona u elektronskoj ljusci su ujedno i vanjski (valentni). Kod atoma elemenata iz druge i treće periode, vanjski elektroni se nalaze u l- odnosno m-ljusci, tako da naprimjer litij i natrij imaju po jedan, dok neon i argon po osam vanjskih elektrona.

Ako se uporede osobine elemenata čiji atomi imaju isti broj valentnih elektrona, može se primijetiti veliki broj sličnosti i podudarnosti. Ove sličnosti naročito dolaze do izražaja kroz poredak elemenata u periodnom sistemu. Elementi koji imaju samo jedan od mogućih osam valentnih elektrona u svojoj vanjskoj ljusci nalaze se na prvim mjestima svoje periode. Na osnovu tako poredanih elemenata proizilazi prva kolona u periodnom sistemu koja se naziva prva glavna grupa, a koja obuhvata elemente poznate pod pojmom alkalni metali. Elementi koji u svojoj vanjskoj ljusci imaju po sedam valentnih elektrona nalaze se na pretposljednjem mjestu u svojoj periodi. Iz tog rasporeda elemenata proizilazi kolona periodnog sistema koja se naziva sedma glavna grupa, a koja obuhvata elemente pozante pod pojmom halogeni elementi. Elementi koji u vanjskoj ljusci imaju po osam elektrona, odnosno koji imaju u potpunosti popunjenu vanjsku ljusku, nalaze se na posljednjem mjestu u svojoj periodu, u takozvanoj osmoj glavnoj grupi te se nazivaju plemeniti plinovi. Također i za elemente ostalih glavnih grupa postoje opći nazivi, naprimjer zemnoalkalni metali za elemente druge glavne grupe i halkogeni elementi za one elemente koji se nalaze u šestoj glavnoj grupi periodnog sistema.

Afinitet prema elektronu u zavisnosti od atomskog broja

Ovakav raspored elemenata po glavnim grupama vrijedi za prve tri periode ali se prekida od četvrte periode pa nadalje. U četvrtoj i petoj periodi također se nalaze atomi sa valentnim elektronima kao i kod drugog elementa u njima (redni brojevi 19 (kalij) i 20 (kalcij, odnosno 37 (rubidij) i 38 (stroncij)) samo u vanjskoj ljusci, tj. N- i O-ljusci, ali je u skladu s njihovim rednim brojevima kod deset sljedećih elemenata (redni brojevi 21 do 30 odnosno 39 do 48) dodatno popunjena pretposljednja vanjska ljuska. Oni u toj ljusci (M- odnosno N-ljuska)[N 2] imaju "dodatne" kapacitete za najviše deset elektrona, među kojim najmanje jedan može služiti kao valentni elektron, dok se u N- odnosno O-ljusci mogu nalaziti najviše dva elektrona. Kolone periodnog sistema koje sačinjavaju elementi u 6. i 7. periodi nazivaju se sporedne grupe. Zbog posebnosti rasporeda elektrona u obje vanjske ljuske, blok elemenata sporednih grupa ne počinje sa prvom nego s trećom sporednom grupom koja slijedi nakon druge glavne grupe, a prva i druga sporedna grupa ne postoje, te sadrže svaka po tri elementa u svakoj periodi. Kod elemenata sporednih grupa radi se isključivo o metalima, tačnije takozvanim prelaznim metalima. Kod svih elemenata koji se nalaze u posljednjoj sporednoj grupi 4. i 5. periode, elementi koji slijede u glavnim grupama imaju već popunjene M- i N-ljuske sa 18 elektrona. Za razliku od ovih prelaznih elemenata, a posmatrajući prema rastućem rednom broju, krajnja vanjska ljuska kod elemenata glavnih grupa od 3. do posljednje može biti popunjena sa najviše osam elektrona.

U šestoj i sedmoj periodi slijede elementi, poredani također prema rastućem atomskom broju, koji pripadaju blokovima sporednih grupa (nakon elemenata 57 (lantan) i 89 (aktinij) sa po 14 elemenata u bloku (redni brojevi od 58 do 71 odnosno od 90 do 103). Kod ovih elemenata, treća ljuska posmatrano s "vanjske" strane od jezgre popunjava se elektronima, tj. N- odnosno O-ljuska,[N 3] gdje ima "mjesta" za najviše 14 elektrona, dok se u pretposljednjoj ljusci (ljuske O odnosno P) može nalaziti najviše osam eleketrona, dok u posljednjoj (vanjskoj) ljusci (P odnosno Q-ljuska) ima mjesta za najviše dva elektrona. Pošto je kod ovih 28 elemenata najveći dio razlika u građi atoma i elektronskoj konfiguraciji ograničen na treću vanjsku ljusku, njihove fizičke i hemijske osobine su u velikoj mjeri slične. Iz tog razloga svi ovi elementi se nalaze u trećoj sporednoj grupi, te su poredani također prema rastućem atomskom broju. Opći naziv im je lantanoidi (elementi u 6. periodi) i aktinoidi (7. perioda), a ime su dobili prema prvom elementu u njihovoj sporednoj grupi. Kod svih elemenata koji slijede nakon posljednjeg aktinoida i lantanoida u sljedećim sporednim i glavnim grupama, N i O ljuske su već popunjene sa 32 elektrona. Iz tog razloga kod elemenata sporednih grupa sa rastućim atomskim brojevima pretposljednja ljuska je popunjena sa najviše 18 elektrona, dok je kod elemenata u glavnim grupama u 6. i 7. periodi posljednja (vanjska) ljuska popunjena sa najviše osam elektrona.

Dodatne informacije[uredi | uredi izvor]

Periodni sistem sa unesenim podacima o tačkama topljenja, ključanja, atomskim masama, simbolima, atomskim brojevima i gustoćama elemenata

Neke osobine elemenata mogu se pronaći prema odgovarajućem mjestu i području periodnog sistema na kojem se taj element nalazi ili se mogu predvidjeti ako je poznato mjesto elementa u PSE:

Radioaktivni elementi[uredi | uredi izvor]

Kao dodatni podaci koje se mogu naći u periodnom sistemu, a koji nemaju veze sa elektronskom konfiguracijom elemenata niti s njihovom pozicijom u periodnom sistemu, su oznake za radioaktivne elemente.

Element 82 (olovo) je posljednji element sa najvišim atomskim brojem u PSE koji postoji u stabilnom stanju, odnosno koji ima barem jedan neradioaktivan, stabilan izotop (Pb-208).[2][3] Svi ostali elementi sa atomskim brojevima od 83 i višim su, bez izuzetka, radioaktivni pa samim tim i nestabilni. Međutim, element 83 (bizmut) je posebni, granični slučaj čiji jedan izotop ima ekstremno dugo vrijeme poluraspada, pa se u nekim izvorima[3] smatra i stabilnim. Također i među 82 stabilna elementa postoje dva elementa koji su radioaktivni i nestabilni. To su elementi 43 (tehnecij) i 61 (prometij), tako da zapravo ostaje 80 stabilnih elemenata koji se mogu naći u prirodi. Svi ostali poznati elementi su radioaktivni.

Od radioaktivnih elemenata, samo su bizmut, torij i uranij prisutni u prirodi u većim količinama, a ti elementi imaju vremena poluraspada reda veličine starosti Zemlje ili duže. Svi ostali radioaktivni elementi, osim jednog izotopa plutonija, bilo da nastaju kao međuproizvod raspada u toku jednog od tri prirodna lanca radioaktivnog raspada poput radija ili nastaju u rijetkim prirodnim nuklearnim reaktorima odnosno putem spontanog raspada uranija i torija. Elementi sa atomskim brojevima većim od 94 mogu se dobiti samo vještačkim putem u laboratorijama, iako oni također mogu nastati sintezom elemenata prilikom supernovi, ali zbog vrlo kratkih vremena poluraspada do danas nisu nađeni njihovi tragovi u prirodi. Posljednji do danas sintetizirani element je oganeson sa atomskim brojem 118, a čije vrijeme poluraspada iznosi 0,89 ms.

Položaj vodika i helija[uredi | uredi izvor]

Slijepo slijedeći elektronsku konfiguraciju, vodik (konfiguracije 1s1) i helij (1s2) trebali bi se smjestiti u grupe 1 i 2, iznad litija ([He]2s1) i berilija ([He]2s2).[4] Međutim, takav prikaz se izuzetno rijetko koristi izvan konteksta elektronske konfiguracije: kad su plemeniti gasovi (tada poznati kao inertni gasovi) prvi put otkriveni početkom 20. vijeka, bili su postavljeni u grupu "0" (nula) čime se naglašavalo da do tog vremena nije bila poznata niti jedna reakcija ovih elemenata, a helij se stoga postavljen na vrh ove grupe, jer je također ekstremno hemijski inertan kao i ostali elementi te grupe. Kada je formalno "promijenjen" broj ove grupe, mnogi autori su i dalje nastavili prikazivati helij direktno iznad neona u grupu 18, a kao primjer takvog prikaza je i trenutni prikaz periodnog sistema kojeg zastupa IUPAC.[5]

Hemijske osobine vodikaa nisu uopće slične osobinama koje imaju alkalni metali, a koji se nalaze prikazani u grupi 1, pa se na osnovu toga vodik ponekad stavlja na druga mjesta u PSE: jedna od najčešćih alternativa je grupa 17;[6] a jedan od osnovnih činilaca za to je strogo jednovalentna, pretežno nemetalna hemija vodika, a slična fluoru (elementu koji se obično stavlja na vrh grupe 17) koji je također strogo jednovalentan nemetalnog karaktera. Ipak, ponekad da bi se pokazala osobina vodika da istovremeno ima određene osobine alkalnih metala i halogenih elemenata, istovremeno se prikazuje u dvije pomenute kolone.[7] Drugi prijedlog je njegovo stavljanje iznad ugljika u grupi 14. Ako se postavi na to mjesto, onda vrlo dobro odgovara trendu povećanja potencijalnih vrijednosti ionizacije te vrijednosti afiniteta prema elektronu, te nije tako daleko ni od trenda rastuće elektronegativnosti, uprkos činjenici da vodik ne može pokazati četverovalentne osobine težih elemenata 14. grupe.[8] Na kraju, vodik se ponekad postavlja izvan svih postojećih grupa; a na osnovu toga kako se njegove opće osobine značajno razlikuju od svih drugih elemenata: za razliku od vodika, svi drugi elementi grupe 1 imaju ekstremno izražene metalne osobine; dok su elementi 17. grupe obično soli (stoga i naziv "halogeni"); a elementi svih drugih grupa pokazuju određenu viševalentnu hemiju. Drugi element prve periode, helij, također se ponekad prikazuje izvan svih drugih grupa. Osobina koja razlikuje helij od ostalih plemenitih gasova (čak i pored njegove izuzetne intertnosti, vrlo bliske internosti neona i argona[9]) jeste njegova zatvorena elektronska ljuska, jer helij ima samo dva elektrona u svojoj krajnjoj vanjskoj elektronskoj orbitali, dok svi ostali plemeniti gasovi imaju osam takvih elektrona.

Historija[uredi | uredi izvor]

Vremensko određivanje otkrića pojedinih hemijskih elemenata koji su bili poznati još u prahistoriji ili u antici nije u potpunosti tačno niti je moguće to precizno odrediti, pa se u mnogim izvorima podaci mogu razlikovati i za više vijekova. Tačnije datiranje otkrića moguće je tek od početka 18. vijeka. Do tada bilo je poznato i opisano dvanaest metala: željezo, bakar, olovo, bizmut, arsen, cink, kalaj, antimon, platina, srebro, živa i zlato te tri nemetala: ugljik, sumpor i fosfor.

Većina elemenata otkrivena je u 19. vijeku i naučno opisana i istražena. Početkom 20. vijeka ostalo je nepoznato i neotkriveno još samo deset prirodnih elemenata. Osim njih, tokom 20. vijeka i kasnije otkrivani su samo elementi koje je inače vrlo teško dobiti, vrlo često i radioaktivni. Mnogi od njih ne nalaze se uopće u prirodi, kao proizvod vještačkih procesa koji se odvijaju u nuklearnim reaktorima. Naprimjer, u decembru 1994. dobijena su dva vještačka elementa darmštatij (eka-platina) i rendgenij (eka-zlato).

Izvorni periodni sistem je stvoren kad se još nije znao sastav atoma: ako se elementi slože po atomskoj masi, a zatim se neke druge osobine stave uz atomsku masu, javlja se periodno kretanje tih osobina kao funkcija atomske mase. Prvi je to primijetio njemački hemičar Johann Wolfgang Döbereiner, koji je 1829. zapazio određeni broj trijada sličnih elemenata:[10]

Neke trijade
Element Atomska masa Gustoća
hlor 35,5 0,00156 g/cm3
brom 79,9 0,00312 g/cm3
jod 126,9 0,00495 g/cm3
kalcij 40,1 1,55 g/cm3
stroncij 87,6 2,6 g/cm3
barij 137 3,5 g/cm3

Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois je 1862. razvio trodimenzionalnu shemu, pri čemu je elemente poredao po rastućoj atomskoj masi u obliku zavrtnja na jednom cilindru (nazvan telurski zavrtanj).[11] Zatim je engleski hemičar John Alexander Reina Newlands 1865. otkrio da se elementi slične vrste pojavljuju u intervalima od osam elemenata, što je uporedio s muzičkom oktavom,[12] ali su njegovi savremenici ismijali njegov zakon oktava. Napokon, 1869. godine Nijemac Lothar Meyer i Rus Dmitrij Ivanovič Mendeljejev gotovo su istovremeno napravili prvi periodni sistem, gdje su elementi bili složeni po masi.

Mendeljejev je uz to složio par elemenata izvan striktnog poretka po masi jer su se tako bolje slagali s osobinama susjednih elemenata, ispravio je greške u vrijednostima više atomskih masa, te je predvidio postojanje i osobine nekoliko elemenata koji su otkriveni tek kasnije. Mendeljejevu je kasnije priznato da je otkrio elektronsku strukturu elemenata krajem 19. i početkom 20. vijeka. Osim njega, naučnici Heinrich Adolph Baumhauer i Julius Quaglio[13] pokušali su periodni sistem predstaviti u spiralnom obliku. U 20. vijeku otkrivena je struktura i građa atoma, pa je periodičnost objašnjena strukturom elektronskih ljusaka.

Alternativni periodni sistemi[uredi | uredi izvor]

Oblik periodnog sistema kojeg je razvio Mendeljejev je danas najšire prihvaćeni. Međutim, postojala su i još uvijek postoje druga rješenja i prijedlozi za alternativni prikaz hemijskih elemenata prema njihovim osobinama.

Skraćeni periodni sistem ne predstavlja alternativni sistem, ali ipak ima znatno drugačiji izgled, gdje su glavne i sporedne grupe izmiješane jedne s drugim.


Napomene[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Ne popunjava se u potpunosti sa 18 elektrona, koliki joj je "kapacitet", već se nakon osmog elektrona popunjava sljedeća ljuska
  2. ^ kod elemenata 4. periode samo M-ljuska, a kod elemenata 5. periode također i M-ljuska
  3. ^ kod elemenata 6. periode samo N-ljuska, kod onih u 7. periodi također i O-ljuska

Također pogledajte[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Članak "Periodic table of the elements" u enciklopediji Britannici, pristupljeno 30. juna 2017.
  2. ^ Keith Welch, Radialogical Controls Group: Questions and Answers, pristupljeno 30. juna 2017.
  3. ^ a b John Walker: Barely Radioactive Elements, fourmilab.ch, pristupljeno 30. juna 2017.
  4. ^ Gray, T. (2009). The Elements: A Visual Exploration of Every Known Atom in the Universe, New York: Black Dog & Leventhal Publishers. ISBN 978-1-57912-814-2 str. 12
  5. ^ IUPAC (1. 5. 2013). "IUPAC Periodic Table of the Elements". iupac.org. IUPAC. Pristupljeno 1. 7. 2017. 
  6. ^ Scerri E. (2012). "Some comments on the recently proposed periodic table featuring elements ordered by their subshells". Journal of Biological Physics and Chemistry 12 (2): 69–70. 
  7. ^ Seaborg G. (1945). "The chemical and radioactive properties of the heavy elements". Chemical English Newspaper 23 (23): 2190–2193. 
  8. ^ Cronyn M. W. (1. 8. 2003). "The Proper Place for Hydrogen in the Periodic Table". Journal of Chemical Education 80 (8): 947–951. Bibcode:2003JChEd..80..947C. doi:10.1021/ed080p947. 
  9. ^ Errol G. Lewars (5. 12. 2008). Modeling Marvels: Computational Anticipation of Novel Molecules. Springer Science & Business Media. str. 69–71. ISBN 978-1-4020-6973-4. 
  10. ^ Döbereiner, J. W. (1829), Versuch zu einer Gruppirung der elementaren Stoffe nach ihrer Analogie, Ann. Phys., 91: 301–307. doi:10.1002/andp.18290910217
  11. ^ AEB De Chancourtois (1862): Mémoire sur un classement naturel des corps simples ou radicaux appelé vis tellurique, Compt. Rendus Academie des Sciences (Pariz)
  12. ^ Newlands, J. A. R. (1865). On the law of octaves, Chem. News, 12, str. 83.
  13. ^ Renatus, E. (1983). Julius Quaglio (1833–1899) und die Geschichte des Periodensystems Chemie in unserer Zeit, 17(3), str. 96-102 doi:10.1002/ciuz.19830170305

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]