Ο ατομικός αριθμός είναι ο αριθμός των πρωτονίων – θετικά φορτισμένα σωματίδια – στον πυρήνα ενός ατόμου ενός χημικού στοιχείου. Τα στοιχεία διακρίνονται μεταξύ τους από τον αριθμό αυτών των σωματιδίων που έχουν, και έτσι κάθε στοιχείο έχει τον δικό του μοναδικό ατομικό αριθμό. Οι χημικές ιδιότητες ενός στοιχείου καθορίζονται από τον αριθμό των ηλεκτρονίων του, αλλά σε ένα ουδέτερο άτομο, αυτός είναι ο ίδιος με τον αριθμό των πρωτονίων. Τα άτομα μπορούν, ωστόσο, να αποκτήσουν ή να χάσουν ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν αρνητικά ή θετικά φορτισμένα ιόντα, επομένως ο ατομικός αριθμός ορίζεται ως ο αριθμός των πρωτονίων, καθώς είναι πάντα ο ίδιος για ένα δεδομένο στοιχείο.
Ατομικός αριθμός, μαζικός αριθμός και ατομικό βάρος
Είναι δυνατό να συγχέουμε αυτές τις αξίες, αλλά είναι αρκετά διαφορετικές μεταξύ τους. Τα άτομα αποτελούνται από έναν πυρήνα που περιέχει θετικά φορτισμένα πρωτόνια και ηλεκτρικά ουδέτερα νετρόνια, με τα ηλεκτρόνια να περιστρέφονται γύρω από κάποια απόσταση. Τα πρωτόνια και τα νετρόνια είναι σχετικά βαριά και παρόμοια σε βάρος, αλλά τα ηλεκτρόνια είναι πολύ ελαφρύτερα και συμβάλλουν πολύ λίγο στο βάρος ενός ατόμου. Ο μαζικός αριθμός ενός ατόμου είναι ο αριθμός των πρωτονίων συν τον αριθμό των νετρονίων και είναι σχεδόν ίσος με το βάρος του ατόμου.
Ο αριθμός των νετρονίων σε ένα στοιχείο μπορεί να ποικίλλει. Οι μορφές ενός στοιχείου με διαφορετικούς αριθμούς νετρονίων είναι γνωστές ως ισότοπα. Για παράδειγμα, η πιο κοινή μορφή υδρογόνου έχει ένα πρωτόνιο και κανένα νετρόνιο, αλλά υπάρχουν δύο άλλα ισότοπα υδρογόνου, το δευτέριο και το τρίτιο, με ένα και δύο νετρόνια, αντίστοιχα. Τα φυσικά στοιχεία είναι συχνά μείγματα διαφορετικών ισοτόπων. Ο άνθρακας είναι ένα άλλο παράδειγμα, που αποτελείται από ισότοπα με αριθμούς μάζας 12, 13 και 14. Όλα αυτά έχουν έξι πρωτόνια, αλλά έχουν έξι, επτά και οκτώ νετρόνια, αντίστοιχα.
Αν και οι χημικοί του 19ου αιώνα είχαν δημιουργήσει καλές προσεγγίσεις των ατομικών βαρών των γνωστών στοιχείων, οι ακριβείς υπολογισμοί δεν είναι πάντα απλοί, λόγω της εμφάνισης διαφορετικών ισοτόπων σε ποικίλες αναλογίες. Συχνά, το ατομικό βάρος προσδιορίζεται ως μέσος όρος, με βάση τη σχετική αφθονία των ισοτόπων. Δεδομένου ότι ορισμένα ισότοπα είναι ασταθή, αλλάζουν με την πάροδο του χρόνου σε άλλα στοιχεία, τα ατομικά βάρη μπορεί να ποικίλλουν και μπορεί να αναπαρασταθούν ως εύρος και όχι ως ενιαία τιμή. Τα ισότοπα αντιπροσωπεύονται συνήθως με τον ατομικό αριθμό στο κάτω αριστερό μέρος του χημικού συμβόλου και τον αριθμό μάζας, ή το κατά προσέγγιση ατομικό βάρος, επάνω δεξιά. Για παράδειγμα, ο άνθρακας 13 θα εμφανίζεται ως 6C13.
Ο περιοδικός πίνακας
Στη δεκαετία του 1860, ο Ρώσος χημικός Dimitri Mendeleev εργάστηκε σε έναν πίνακα με τα στοιχεία που ήταν γνωστά εκείνη την εποχή, κατατάσσοντάς τα αρχικά με σειρά ατομικού βάρους και ταξινομώντας τα σε σειρές που ομαδοποιούσαν στοιχεία με παρόμοιες χημικές ιδιότητες μαζί. Είχε παρατηρηθεί προηγουμένως από άλλους χημικούς ότι οι ιδιότητες των στοιχείων, όταν ταξινομούνται κατά βάρος, έτειναν να επαναλαμβάνονται σε περισσότερο ή λιγότερο τακτικά διαστήματα. Για παράδειγμα, το λίθιο, το νάτριο και το κάλιο είναι όλα αντιδραστικά μέταλλα που συνδυάζονται με τα αμέταλλα με παρόμοιους τρόπους, ενώ το ήλιο, το νέο και το αργό είναι όλα εντελώς μη αντιδραστικά αέρια. Για το λόγο αυτό, η λίστα του Μεντελέεφ έγινε γνωστή ως περιοδικός πίνακας.
Το πρώτο προσχέδιο του Mendeleev λειτούργησε καλά, αλλά υπήρχαν μερικές ασυνέπειες. Για παράδειγμα, αναγραφόμενο κατά σειρά βάρους, το ιώδιο ήταν πριν από το τελλούριο. Το πρόβλημα ήταν ότι αυτό ομαδοποιούσε το ιώδιο με οξυγόνο, θείο και σελήνιο και το τελλούριο με φθόριο, χλώριο και βρώμιο. Σύμφωνα με τις χημικές τους ιδιότητες, θα έπρεπε να είχε συμβεί το αντίστροφο, οπότε πριν δημοσιεύσει τον πίνακα του το 1869, ο Mendeleev απλώς άλλαξε αυτά τα στοιχεία. Ωστόσο, μόλις στις αρχές του 20ου αιώνα αποκαλύφθηκε ο λόγος για αυτές τις ασυνέπειες.
Το 1913, ο φυσικός HGJ Moseley καθιέρωσε μια σχέση μεταξύ των μηκών κύματος των ακτίνων Χ που παράγονται από διαφορετικά στοιχεία και της αλληλουχίας τους στον περιοδικό πίνακα. Καθώς η δομή του ατόμου αποκαλύφθηκε από άλλα πειράματα εκείνη την εποχή, έγινε σαφές ότι αυτή η σχέση εξαρτιόταν από τον αριθμό των πρωτονίων στον πυρήνα ενός στοιχείου, με άλλα λόγια, τον ατομικό του αριθμό. Ο περιοδικός πίνακας θα μπορούσε στη συνέχεια να ταξινομηθεί με αυτόν τον αριθμό, βάζοντας τις παρατηρούμενες χημικές ιδιότητες των στοιχείων σε μια σωστή θεωρητική βάση. Οι περιστασιακές ασυνέπειες στον αρχικό πίνακα οφείλονταν στο γεγονός ότι οι διακυμάνσεις στον αριθμό των νετρονίων θα μπορούσαν μερικές φορές να έχουν ως αποτέλεσμα ένα στοιχείο να έχει μεγαλύτερο ατομικό βάρος από ένα άλλο στοιχείο με μεγαλύτερο ατομικό αριθμό.
Ο σύγχρονος περιοδικός πίνακας δείχνει τα στοιχεία σε κουτιά διατεταγμένα σε σειρές και στήλες, με τον ατομικό αριθμό να αυξάνεται κατά μήκος κάθε γραμμής. Κάθε στήλη ομαδοποιεί στοιχεία με παρόμοιες χημικές ιδιότητες. Οι στήλες καθορίζονται από τον αριθμό και τη διάταξη των ηλεκτρονίων στα άτομα, η οποία με τη σειρά της καθορίζεται από τον αριθμό των πρωτονίων. Κάθε κουτί περιέχει συνήθως το χημικό σύμβολο για το στοιχείο, με τον ατομικό αριθμό παραπάνω.