Періодична система хімічних елементів

Впорядковане за зростанням атома́рного номеру розташування елементів у вигляді таблиці. У комірках періодичної таблиці розміщено інформацію, яка включає символ елементу та атома́рного номеру, крім того з назвою національною мовою та атома́рною масою ізотопів елементу. Порядковий номер елементу при цьому відповідає позитивному заряду атома́рого ядра, а номер періоду відповідає максимальному головному квантовому числу n. Ряд елементів, які відповідають однаковому максимальному головному квантовому числу n, становлять період.

Такі горизонтальні ряди, розташовані певним чином один над одним, утворюють вертикальні стовпці елементів, що називаються групами, в яких хімічні та фізичні властивості елементів закономірно змінюються за вертикаллю.

Запропоновані різні формальні представлення періодичної системи елементів. Найпопулярнішим із запропонованих є зображення у вигляді трьох таблиць:  коро́ткої, до́вгої та ду́же до́вгої.

У періодичній таблиці елементів, що представлена у короткому вигляді, довгі періоди розділені на два горизонтальних рядки. Короткі періоди і розділені періоди розташовані один під одним. Вертикальні стовпчики становлять групи. Кожна група має дві підгрупи, - головну та побічну, а номер групи збігається з кількістю електронів на зовнішньому електронному шарі в атомах елементів перших двох періодів. Елементи головної групи мають однакову кількість вале́нтних електронів і подібні хімічні властивості, які закономірно посилюються чи послаблюються згори до низу в межах ко́жної групи.

У періодичній таблиці елементів, що називають довгою, періоди послідо́вно розташовуються один під одним, утворюючи вертикальні групи, яких налічується вісімна́дцять. Кожна група характеризується однаковим числом електронів на верхніх заповнюваних орбіталях. У кожній такій групі хімічні і фізичні властивості елементів змінюються закономірно за вертикаллю. Групи утворюють блоки (s, p, d, f), які відповідають заповненню верхніх s-, p-, d- та f- електронних орбіталей.

Сучасне формулювання періодичного закону звучить так: властивості елементів перебувають у періодичній залежності від заряду їхніх атомних ядер.

Заряд ядра (Z) дорівнює атома́рному (порядковому) номеру елемента у системі. Елементи, що розташовані за зростанням ядерного заряду (Z), від гідрогену, або водоро́ду (H), ге́лію (He), літію (Li) та інших, - утворюють сім (7) періодів. Періодом є сукупність елементів, що починається лужними металами та закінчується інертними газами. Виключенням є перший період, що складається з двох неметалів:  гідрогену, або водоро́ду (Н) та ге́лію (Не). У дру́гому та третьому періодах налічують по вісім елементів, у четвертому та п'я́тому, відповідно, - по вісімна́дцять, у шостому - тридцять два́. Вертикальні стовпчики є  групами елементів з подібними хімічними властивостями. Всередині груп властивості елементів також змінюються закономірно. Наприклад: у лужних металів від літію (Li) до ферруму, або заліза (Fr) зростає хімічна активність. Елементи з ядерним заря́дом (Z), визначений числами та такий, що дорівнює 58-71 та, відповідно 90-103, особливо схожі за своїми властивостями, утворюють два сімейства: лантаноїди та актиноїди. Періодичність властивостей елементів зумовлена періодичним повторенням конфігурації зовнішніх електронних оболонок атомів.

Перший перелік хімічних елементів склав у 1789 р. французький хімік Антуа́н Лора́н Лавуазьє. До цього списку увійшли 25 відомих елементів того́ часу. Першу таблицю відносних атома́рних мас, скла́дену з п'яти́ хімічних елементів (кисню (О) , азоту (N), вуглецю (C), сірки (S) та фосфору (F)) склав англійський вчений Джон Дальто́н у 1803 році.

До середини XIX сторіччя було відкрито 63 хімічних елементи, тому спроби знайти закономірності у цьому наборі робилися неодноразово. У 1829 році Йоганн Вольфганг Деберайнер опублікував знайдений ним «закон тріад»: атома́рна маса багатьох елементів близька до середнього арифметичного двох інших елементів, близького до початкового за хімічними властивостями (стронцій (Sr), кальцій (Ca) та барій (Ba); хлор (Cl), бром (Br), йод (I), та інші).^[3]

Таким чином, йому (Йогану Вольфгангу Дебера́йнеру), вдалося впорядкувати 30 із 63 відомих елементів того часу. Вертикальні тріади: лужні метали — літій (Li), натрій (Na), калій (K); лужноземельні метали — кальцій (Ca), стронцій (Cr), барій (Br); солеутво́рюючі елементи — хлор (Cl), бром (Br), йод (I); та утво́рюючі кисневі сполу́ки — сульфур, або сірка (S), селе́н (Se), теллу́р (Te). Во́день, або карбо́н (С), оксиге́н, або ки́сень (О), нітроге́н, або азот (N), розглядалися ним як ізольовані елементи. Елементи пла́тинової групи було зґруповано у дві тріади: платина (Pt), іридій (Ir), о́смій (Os), палла́дій (Pd), ро́дій (Rh) та плюра́н (?). Існування плюра́ну було пізніше заперечено. Таким чином Йога́нн Вольфга́нг Дебера́йнер закладає ґрунтовну ознаку для відкриття періодичного закону, а са́ме: — впливу на означені закономірності атома́рної маси.

Роботи Деберайнера із систематизації елементів спочатку не привернули до себе уваги. У 1840 році, Леопольд Ґме́лін, розширив список елементів та ви́явив, що характер класифікації елеме́нтів за властивостями набагато складніший, ніж поділ на тріади. Проте закон тріад Деберайнера підготував ґрунт для систематизації елементів, що пізніше завершилося утворенням визначення Періодичного закону.

Олекса́ндр Еміль Беґ'є де Шанкуртуа́ відомий як хімік тим, що у 1862 році запропонував систематизацію хімічних елементів, засновану на закономірних змінах атома́рних мас у так звану «Земну спіраль» (фр. vis tellurique) або «циліндр Бегуйе». Запропонована ним система базувалася на визначених у 1858 році італійським хіміком Станіслао Канніццаро правильних масах хімічних елементів. Систематизація Еміля Шанкуртуа являла собою розвиток подібних диференційних систем Жан-Батіста Анрі Дюма́ та Ма́кса Йо́зефа фон Петтенко́фера, які намагалися знайти співвідношення серед елеме́нтів, подібні до тих, що виявляються в гомологічних рядах органічних сполук, і відзначили, що атома́рні ваги́ деяких елементів відрізняються один від одного на величину, кратну вісімці (8)

Еміль Шанкуртуа́ наніс на бічну поверхню циліндра, розміченого на 16 частин, лінію під кутом 45°, на якій наніс кра́пки, що відповідають атома́рним масам елементів. Таким чином елементи, атомарні маси є кра́тними шістна́дцяти, розташовувалися на одній вертикалі. При цьому крапки, що відповідають подібним за властивостями елементам часто виявляються на одній вертикалі.

Систематизація Эміля Шанкуртуа стала істотним кроком, порівняно до наявних систем того часу, проте його робота спочатку залишилася практично непоміченою. Інтерес до неї виник тільки після відкриття періодичного закону. Эміль Шанкуртуа був одним з перших учених, які відзначили періодичність властивостей елементів, його гвинтовий графік дійсно фіксує закономірні відносини між атомарними масами елементів.

У 1864 році свій варіант періодичної системи запропонував хімік і музикант Джон Александр Рейна Ньюлендс^[5]. За запропонованим ним правилом «Всі елементи при впорядкуванні їх за атома́рною масою повторюють хімічні властивості періодично у кожній восьмій позиції». Тому він називає цю періодичну зміну "Закон октав". За часів Александра Ньюлендса інертні гази не були відомими.

У цьому ж десятиріччі з'явилося ще декілька спроб систематизації хімічних елементів; ближче всього до остаточного варіанту у 1864 підійшов Лотар Юліус Маєр (1830—1895). У своїй книзі «Сучасні теорії хімії та їх значення для хімічної статики» (нім. "Die modernen Theorien der Chemie und ihre Bedeutung für die chemische Statik") він впорядковує відомі на той час елементи за значеннями їх відносної атома́рної маси у таблицю. У наступному виданні книги 1870 року з'являється вдосконалена таблиця періодичної системи елементів^[6].

Мєндєлєєв опублікував свою першу схему періодичної таблиці у 1869 році у статті «Співвідношення властивостей з атома́рною вагою елементів» у журналі Російського хімічного товариства; ще раніше, у лютому 1869 року, наукове повідомлення про відкриття було ним розіслано провідним хімікам світу.

Написавши на картках основні властивості кожного елементу, яких того часу було відомо шістдесят три, з яких один,  Дідим (Di) — виявився згодом сумішшю двох знову відкритих елементів празеодиму (Pr) та неодиму (Nd). Дмитро Іванович почав багаторазово переставляти ці картки́, складати з них ряди схожих за властивостями елементів, зіставляти ряди один з іншим. Підсумком роботи став відправлений у 1869 році до наукових установ Російської Імпе́рії та інших країн перший варіант системи під на́звою «Досвід системи елементів, заснованої на їхній атома́рній вазі і хімічних подібностях», у якому елементи були розставлені у дев'ятнадцятьох горизонтальних рядах подібних елементів, які стали прао́бразами груп сучасної системи та у шістьох вертикальних стовпчиках - прао́бразах майбутніх періодів. У 1870 році Дмитро́ Іванович у «Основах хімії» публікує другий варіант системи під на́звою «Природна система елементів", яка має більш зви́чний для нас вигляд: горизонтальні стовпчики елементів-аналогів перетворилися у вісім вертикально розташованих груп; шість вертикальних стовпчиків першого варіанту перетворилися у періоди, що розпочиналися лужними металами і закінчувалися галогенами. Кожен період був розбитий на два ряди, та елементи різних хімічних рядів, що увійшли до групи, утворили хімічні підгрупи.

Сутність відкриття видатно́го вче́ного полягала у тому, що при зроста́нні атомарної маси хімічних елементів їх властивості змінюються не статично, а періодично. Після певної кількості різних за властивостями елементів, розташованих за зростанням атома́ної ваги, властивості починають повторюватися. Наприклад: натрій (Na) схожий з калійєм (K), фтор (F) схожий з хлор (Cl), а золото (Au)схоже зі сріблом (Ag) та міддю (Cu). Зрозуміло, що властивості не є повністю повторними, бо до них додаються певні зміни. Відмінністю роботи Дмитра Івановича від робіт його попередників було те, що основа для класифікації елементів у нього була не одна, а дві: атома́рна маса та хімічна схо́жість. Для того, щоб періодичність повністю дотримувалася, вче́ним були зроблені дуже сміливі кроки: він виправив атома́рні маси деяких елементів, а саме: берилію (Ве), індію (In), урану (U), торію (Th), церію (Ce), титану (Ti), ітрію(Y), кілька елементів розмістив у своїй системі всупереч прийнятим у той час уявленням про їх схожість із іншими хімічними елеме́нтами, наприклад: талій (Tl), що вважався лужним металом, він помістив у третю групу згідно із його фактичною максимальною валентністю, залишивши у таблиці порожні клітини, де повинні були розміститися не відкриті елементи. У 1871 році на основі цих робіт Дмитро Іванович сформулював періодичний закон, формулювання якого з часом було деталізовано.

Наукова достовірність періодичного закону отримала підтвердження дуже скоро: у 1875–1886 роках були відкриті галій, або екоалюміній (Ga), скандій , або екабор (Sc) і германій, або екасіліцій (Ge), за́для яких Мєндєлєєв, користуючись періодичною системою, передбачив не тільки можливість їх існування, але й, з разючою точністю, цілий ряд фізичних і хімічних властивостей.

У 1882 Лондонське королівське товариство присудило золоті медалі Деві з формулюванням «За відкриття періодичних співвідношень атома́рних ваг» спільно Мєндєлєєву та Маєру.

У 1913 році Генрі Мозлі (H.G.J. Moseley) встановив залежність частоти та довжини хвилі серій характеристичного рентгенівського випромінювання від атомного номера хімічного елемента (Закон Мозлі). Цим законом підтверджено та відкориговано порядок розташування елементів у Періодичній системі елементів та передбачено достеменно невідомі на той час елементи, наприклад, елементи з номерами 43 та 61. Таким чином, на основі своїх дослідів Мозлі розташовував Аргон (Z=18) перед Калієм (Z=19), хоча Аргон має більшу атомну масу, ніж Калій. Це добре співвідносилося з хімічними властивостями цих елементів. Подібним чином Мозлі також розташовував у Періодичній системі елементів Кобальт перед Нікелем і пояснив, чому Телур має займати місце перед Йодом при меншій атомній масі Йоду.

Американський фізик Ґленн Теодор Сіборґ у 1942 році входив до команди Мангеттенського проєкту під керівництвом італійського фізика Енріко Фермі. Він відповідав за ізоляцію плутонію, який він синтезував і охарактеризував в лютому 1941 року, з уранової матриці, де він утворювався в результаті ядерної реакції. Саме під час цієї роботи Сіборґ вивчив хімію цих елементів. Він визначив і їхнє положення в періодичній таблиці. Доти Уран був поміщений у групі під Вольфрамом, а Плутоній під Осмієм, що не відображало їхніх властивостей.

У 1944 році йому вдалося синтезувати та охарактеризувати Америцій і Кюрій (елементи 95 і 96), що дозволило формалізувати поняття актиноїдів, тобто нової серії хімічних елементів зі спеціальними властивостями, сформованої з елементів від 89 до 103 і розташованої нижче від лантаноїдів у періодичній таблиці елементів. Сіборґ також припустив існування суперактиноїдів, серію елементів з номерами від 121 по 153, розташованих під актиноїдами.

Отже, таблиця періодичної системи елементів, що використовується зараз, перероблена Ґленном Теодором Сіборґом в 1945 р.

На початку XX століття з відкриттям будови атома було встановлено, що періодичність зміни властивостей елементів визначається не атомною масою, а зарядом ядра, що дорівнює атомному номеру і числу електронів, розподіл яких за електронними оболонками визначає його хімічні властивості.

Подальший розвиток періодичної системи пов'язаний із заповненням порожніх клітин таблиці Періодичної системи елементів, у якій поміщалися все нові й нові елементи: благородні гази, природні і штучно отримані радіоактивні елементи. У 2010 з синтезом 117 елементу, сьомий період періодичної системи був завершений, проте проблема нижньої межі таблиці Періодичної системи елементів у світлі передбачень Сіборґа залишається однією з найважливіших у сучасній теоретичній хімії. Хоча ядра атомів нових елементів, що їх поволі продовжують синтезувати фізики^[7], стають все менш стабільними, не виключена поява серед елементів із більшим атомним номером стійких магічних ядер.

Найпоширенішими з усіх є 3 форми таблиці Періодичної системи елементів: «коротка» (короткоперіодна), «довга» (довгоперіодна) і «наддовга». У «наддовгому» варіанті кожен період займає рівно один рядок. У «довгому» варіанті лантаноїди та актиноїди винесені із загальної таблиці, роблячи її компактнішою. У «короткій» формі запису, на додаток до цього, четвертий і наступні періоди займають по 2 рядки; символи елементів головних і побічних підгруп вирівнюються щодо різних країв клітин.

Нижче наведено довгий варіант, затверджений Міжнародним союзом теоретичної і прикладної хімії (IUPAC) як основний.

Деякі властивості окремих елементів чи їхніх груп можна передбачити за їхнім місцем у періодичній системі:

• Маса — збільшується зверху до низу і зліва направо (Винятки: Ar перед K, Te перед I, Co перед Ni, Th перед Pa)
• Атомний радіус — збільшується зверху до низу і зменшується зліва направо (в елементах головних груп)
• Електронегативність — зменшується зверху до низу і збільшується зліва направо (виняток Інертні гази)
• Енергія іонізації — зменшується зверху до низу і збільшується зліва направо
• Металевий характер елемента — збільшується зверху до низу і зменшується зліва направо
• Основність оксидів — зростає зверху до низу і зменшується зліва направо

Елемент № 82 (Свинець) є останнім елементом, у якого існують стабільні нерадіоактивні ізотопи. Усі ізотопи елементів з порядковими номерами 83 і більше є радіоактивні і нестабільні. При цьому Бісмут (№ 83) перебуває на межі і має ізотопи з дуже довгим періодом напіврозпаду. Проте між 1 та 82 елементами відомі два винятки: № 43 (Технецій) та 61 (Прометій). Отже, залишається лише 80 природних стабільних елементів. З радіоактивних елементів у відносно великих кількостях в природі зустрічаються Бісмут, Торій та Уран, оскільки мають період напіврозпаду великої тривалості. Інші радіоактивні (за виключенням одного ізотопу Плутонію) елементи є лише продуктами радіоактивного розпаду Урану чи Торію. Елементи з порядковим номером понад 94 можна добути (синтезувати при ядерній реакції) лише штучно.

На основі періодичності властивостей у періодичній системі елементи формують у групи, періоди або блоки.

Група — один із стовпців періодичної таблиці. Для груп, зазвичай, характерними є краще виражені періодичні тенденції, ніж для періодів чи блоків. Сучасні квантово-механічні теорії структури атома пояснюють групову спільність тим, що елементи в межах однієї групи зазвичай мають однакові електронні конфігурації на своїх валентних оболонках^[9]. Відповідно, елементи, які належать до однієї і тієї ж групи, традиційно мають схожі хімічні властивості і демонструють явну закономірність у зміні властивостей у міру збільшення атомного номера^[10]. Втім, у деяких областях таблиці, наприклад — в d-блоці та f-блоці, схожості по горизонталі можуть бути настільки ж важливими або навіть більшою мірою виражені, ніж вертикальні^[11][12][13].

Згідно з міжнародною системою присвоєння назв групам даються номери від 1 до 18 у напрямі зліва направо — від лужних металів до благородних (інертних) газів^[14]. Раніше для їх ідентифікації використовувались римські числа. В американській практиці після римського числа ставилась також літера A (якщо група розташовується в s-блоці чи p-блоці) або B (якщо група перебуває в d-блоці). Ці ідентифікатори перебувають у відповідності до сучасних числових позначень — наприклад, елементам групи 4 відповідає позначення IVB, а тим, що тепер відомі як група 14 — IVA. Схожа система використовувалась і в Європі, за тим винятком, що літера А стосувалась груп до десятої, а В — до решти груп з десятої і вище. Групи 8, 9 та 10, крім того, часто розглядались як одна потрійна група з ідентифікатором VIII. У 1988 році вступила в дію нова система нотації IUPAC, а попередні іменування груп вийшли з ужитку^[15].

Деяким з цих груп були присвоєні тривіальні, несистематичні назви (наприклад, «лужноземельні метали», «галогени» тощо). Групи з третьої до чотирнадцятої, включно, таких імен не мають, і їх ідентифікують або за номером, або за назвою першого представника («титанова», «кобальтовая» і т. д.), оскільки вони демонструють меншою мірою ступінь схожості між собою чи відповідність вертикальним закономірностям^[14].

Елементи, що належать до однієї групи, зазвичай, демонструють певні тенденції по атомному радіусу, енергії іонізації та електронегативності. За напрямом згори донизу в рамках групи радіус атома зростає (чим більше у нього заповнених енергетичних рівнів, тим далі від ядра розташовуються валентні електрони), а енергія іонізації зменшується (зв'язки в атомі слабшають, а, значить, вилучити електрон стає простіше), як і електронегативність (що, у свою чергу, також обумовлене зростанням відстані між валентними електронами і ядром)^[16]. Трапляються, між іншим, і виключення з цих закономірностей — наприклад, в групі 11 за напрямом згори донизу електронегативність зростає^[17].

Період відповідає рядку періодичної таблиці. Хоча для груп, як вказувалось вище, характерними є суттєвіші тенденції і закономірності, є також області, де горизонтальний напрям є значимішим і показовішим, ніж вертикальний — наприклад, це стосується f-блоку, де лантаноїди і актиноїди утворюють дві важливі горизонтальні послідовності елементів^[18].

В рамках періоду елементи демонструють певні закономірності у всіх трьох згаданих вище аспектах (атомний радіус, енергія іонізації та електронегативність), а також у спорідненості до електрона. У напрямі зліва направо атомний радіус зазвичай скорочується (в силу того, що у кожного наступного елемента зростає кількість заряджених часток, і електрони притягуються ближче до ядра^[19]), і паралельно з ним зростає енергія іонізації (чим сильніший зв'язок в атомі, тим більше енергії потрібно на вилучення електрона). Відповідним чином зростає і електронегативність^[16]. Що стосується енергії спорідненості до електрона, то метали у лівій частині таблиці характеризуються меншим значенням цього показника, а неметали в правій, відповідно, більшим — за виключенням благородних газів^[20].

У зв'язку з важливістю зовнішньої електронної оболонки атома різні області періодичної таблиці іноді описуються як блоки, що отримують назви відповідно до того, на якій оболонці перебуває останній електрон^[21]. S-блок містить перші дві групи (лужні і лужноземельні метали), а також водень і гелій; p-блок складається з останніх шести груп (з 13 до 18 за стандартом іменування IUPAC, або з IIIA до VIIIA за американською системою) і включає, окрім інших елементів, усі Напівметали (металоїди). D-блок — це групи з 3 до 12 (IUPAC), вони ж — з IIIB до IIB за американською системою, у які входять всі перехідні метали. F-блок, що виноситься зазвичай за межі таблиці, складається з лантаноїдів та актиноїдів^[22].

Періодична система стала важливою віхою у розвитку атомно-молекулярного вчення. Завдяки їй склалося сучасне поняття про хімічний елемент, були уточнені уявлення щодо простих речовин і сполук.

Розроблена у XIX ст. у рамках науки хімії, періодична таблиця виявилася готовою систематизацією типів атомів для нових розділів фізики, що отримали розвиток на початку XX ст. — фізики атома та фізики ядра. У ході досліджень атома методами фізики було встановлено, що порядковий номер елемента у періодичній таблиці (атомний номер) є мірою електричного заряду атомного ядра цього елемента, номер горизонтального ряду (періоду) у таблиці визначає кількість (частково) заповнених електронних оболонок атома, а номер вертикального ряду — квантову структуру зовнішньої оболонки, завдяки чому елементи цього ряду і зобов'язані подібністю своїх хімічних властивостей.

Поява періодичної системи відкрила нову наукову еру в історії хімії та ряді суміжних наук — замість розрізнених відомостей про елементи та сполуки з'явилася струнка система, на основі якої стало можливим узагальнювати, робити висновки, передбачати.

• Агафошин Н. П. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева. — М.: Просвещение, 1973. — 208 с.
• Евдокимов Ю., кандидат химич. наук. К истории периодического закона. Наука и жизнь, № 5 (2009), С. 12-15.
• Макареня А. А., Рысев Ю. В. Д. И. Менделеев. — М.: Просвещение, 1983. — 128 с.
• Макареня А. А., Трифонов Д. Н. Периодический закон Д. И. Менделеева. — М.: Просвещение, 1969. — 160 с.
• Eric R. Scerri. The Periodic Table: Its Story and Its Significance. — Нью-Йорк: Oxford Univercity Press, 2007. — 368 с. — ISBN 978-0-19-530573-9
• Глосарій термінів з хімії / уклад. Й. Опейда, О. Швайка ; Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Дон. : Вебер, 2008. — 738 с. — ISBN 978-966-335-206-0.

• (англ.) Динамічна Періодична система елементів. [Архівовано 16 березня 2016 у Wayback Machine.]
• (англ.) Пісня Тома Лерера — Елементи [Архівовано 29 липня 2013 у Wayback Machine.].
• Ланюк Є. 115-ий елемент // Збруч, 04.09.2013.
• (рос.) «Подлинной таблице Д. И. Менделеева сразу после его смерти сделали обрезание» [Архівовано 30 грудня 2014 у Wayback Machine.], глава из статьи В. Г. Родионова «Место и роль мирового эфира в истинной таблице Д. И. Менделеева», 21 декабря 2014.

• (англ.) The Wooden Periodic Table [Архівовано 3 червня 2015 у Wayback Machine.] — дерев'яна періодична таблиця елементів Теодора Грея.
• (англ.) The Periodic Table of Videos — University of Nottingham [Архівовано 4 березня 2016 у Wayback Machine.] — відео про хімічні елементи від Ноттінгемського університету.
• (англ.) WebElements [Архівовано 11 квітня 2016 у Wayback Machine.] — інформація про хімічні елементи з можливістю прослухати статті.
• (англ.) The Photographic Periodic Table of the Elements [Архівовано 9 грудня 2020 у Wayback Machine.] — колекція фотоматеріалів про хімічні елементи.
• (ісп.) Hi-Res Images of Chemical Elements [Архівовано 7 березня 2022 у Wayback Machine.] — колекція фотоматеріалів про хімічні елементи.
• * До таблиці Менделєєва додано чотири нових елементи [Архівовано 6 жовтня 2016 у Wayback Machine.]