الخصائص الدورية للعناصر وخصائصها - كيمياء - 2026

و الخصائص الدورية للعناصر هي تلك التي تحدد السلوك الفيزيائية والكيميائية الخاصة بهم من وجهة نظر الذري، والذي المقادير، بالإضافة إلى العدد الذري، تسمح لتصنيف الذرات.

من بين جميع الخصائص ، تتميز هذه ، كما يشير اسمها ، بأنها دورية ؛ أي ، إذا تمت دراسة الجدول الدوري ، فسيكون من الممكن التصديق على أن مقاديره تخضع لاتجاه يتزامن ويتكرر مع ترتيب العناصر في فترات (صفوف) ومجموعات (أعمدة).

الدورية الجوهرية لجزء من عناصر الجدول الدوري. المصدر: غابرييل بوليفار.

على سبيل المثال ، إذا تم اجتياز فترة ما وتناقصت خاصية دورية في الحجم مع كل عنصر ، فسيحدث نفس الشيء في جميع الفترات. من ناحية أخرى ، إذا أدى النزول إلى مجموعة أو عمود ما إلى زيادة حجمه ، فيمكن توقع حدوث نفس الشيء للمجموعات الأخرى.

وهكذا ، تتكرر اختلافاته وتظهر ميلًا بسيطًا يتفق مع ترتيب العناصر بأعدادها الذرية. هذه الخصائص مسؤولة بشكل مباشر عن الطابع المعدني أو غير المعدني للعناصر ، فضلاً عن تفاعلاتها ، مما ساعد على تصنيفها بعمق أكبر.

إذا كانت هوية العناصر غير معروفة للحظة وتم اعتبارها "كرات" غريبة ، يمكن إعادة بناء الجدول الدوري (مع الكثير من العمل) باستخدام هذه الخصائص.

بهذه الطريقة ، ستكتسب المجالات المفترضة ألوانًا تسمح لها بالتمييز عن بعضها البعض في مجموعات (الصورة العلوية). بمعرفة خصائصها الإلكترونية ، يمكن تنظيمها في فترات ، وستكشف المجموعات عن تلك التي لديها نفس عدد إلكترونات التكافؤ.

التعلم والتفكير في الخصائص الدورية هو نفس معرفة سبب تفاعل العناصر بطريقة أو بأخرى ؛ هو معرفة سبب وجود العناصر المعدنية في مناطق معينة من الجدول ، والعناصر غير المعدنية في مناطق أخرى.

ما هي الخصائص الدورية وخصائصها

- راديو ذري

عند مراقبة المجالات في الصورة ، فإن أول شيء يمكن ملاحظته هو أنها ليست كلها بنفس الحجم. بعضها أكثر ضخامة من البعض الآخر. إذا نظرت عن كثب ، ستجد أن هذه الأحجام تختلف وفقًا للنمط: في فترة واحدة تتناقص من اليسار إلى اليمين ، وفي المجموعة تزداد من أعلى إلى أسفل.

يمكن أيضًا قول ما سبق بهذه الطريقة: يقل نصف القطر الذري باتجاه المجموعات أو الأعمدة على اليمين ، ويزيد في الفترات أو الصفوف السفلية. إذا كان الأمر كذلك ، فإن نصف القطر الذري هو الخاصية الدورية الأولى ، نظرًا لأن تبايناته تتبع نمطًا داخل العناصر.

الشحنة النووية مقابل الإلكترونات

ما سبب هذا النمط؟ في فترة ما ، تشغل إلكترونات الذرة نفس مستوى الطاقة ، والذي يرتبط بالمسافة التي تفصلها عن النواة. عندما ننتقل من مجموعة إلى أخرى (وهو نفس الانتقال خلال الفترة إلى اليمين) ، تضيف النواة كلاً من الإلكترونات والبروتونات ضمن نفس مستوى الطاقة.

لذلك ، لا تستطيع الإلكترونات أن تشغل مسافات أبعد من النواة ، مما يزيد شحنتها الموجبة لأن لديها المزيد من البروتونات. ونتيجة لذلك ، تتعرض الإلكترونات لقوة جذب أكبر تجاه النواة ، وتجذبها أكثر فأكثر مع زيادة عدد البروتونات.

هذا هو السبب في أن العناصر الموجودة في أقصى يمين الجدول الدوري (الأعمدة الصفراء والفيروزية) لها أصغر نصف قطر ذري.

من ناحية أخرى ، عندما "تقفز" من فترة إلى أخرى (وهو نفس القول بأنك تنزل من خلال مجموعة) ، فإن مستويات الطاقة الجديدة التي تم تمكينها تسمح للإلكترونات باحتلال مساحات أبعد من النواة. كونها أبعد ، النواة (مع المزيد من البروتونات) تجذبهم بقوة أقل ؛ وبالتالي يزداد نصف القطر الذري.

أنصاف الأقطار الأيونية

تتبع أنصاف الأقطار الأيونية نمطًا مشابهًا لأنصاف الأقطار الذرية ؛ ومع ذلك ، فإن هذه لا تعتمد كثيرًا على النواة ، ولكن على عدد أو عدد الإلكترونات التي تمتلكها الذرة فيما يتعلق بحالتها المحايدة.

تُظهر الكاتيونات (Na ⁺ ، Ca ²⁺ ، Al ³⁺ ، Be ²⁺ ، Fe ³⁺) شحنة موجبة لأنها فقدت إلكترونًا واحدًا أو أكثر ، وبالتالي فإن النواة تجذبهم بقوة أكبر نظرًا لوجود تنافر أقل. بينهم. النتيجة: الكاتيونات أصغر من الذرات التي اشتُقت منها.

وبالنسبة للأنيونات (O ^2- ، F ^- ، S ^2- ، I ^-) على العكس من ذلك ، فإنها تظهر شحنة سالبة لأن لديها إلكترونًا واحدًا أو أكثر في الزائدة ، مما يزيد من تنافرها مع بعضها البعض فوق الجاذبية التي تمارسها النواة. النتيجة: الأنيونات أكبر من الذرات التي اشتقت منها (الصورة أدناه).

تباين نصف القطر الأيوني فيما يتعلق بالذرة المحايدة. المصدر: غابرييل بوليفار.

من المقدر أن 2 - أنيون هو الأكبر على الإطلاق ، وأن الكاتيون 2+ هو الأصغر. يزداد نصف القطر عندما يتم شحن الذرة سلبًا ، ويتقلص عندما يتم شحنه بشكل إيجابي.

-كهرسلبية

عندما يكون للعناصر أنصاف أقطار ذرية صغيرة ، لا تنجذب إلكتروناتها بقوة شديدة فحسب ، بل تنجذب أيضًا الإلكترونات من الذرات المجاورة عندما تشكل رابطة كيميائية. يُعرف هذا الميل لجذب الإلكترونات من ذرات أخرى داخل المركب باسم الكهربية الكهربية.

فقط لأن الذرة صغيرة لا يعني أنها ستكون أكثر كهرسلبية. إذا كان الأمر كذلك ، فإن عنصري الهيليوم والهيدروجين سيكونان الذرات الأكثر كهربيًا. الهليوم ، بقدر ما أظهر العلم ، لا يشكل رابطة تساهمية من أي نوع ؛ والهيدروجين له بروتون واحد فقط في النواة.

عندما يكون نصف القطر الذري كبيرًا ، فإن النوى ليست قوية بما يكفي لجذب الإلكترونات من الذرات الأخرى ؛ لذلك ، فإن العناصر الأكثر كهرسلبية هي تلك التي لها نصف قطر ذري صغير وعدد أكبر من البروتونات.

مرة أخرى ، العناصر التي تحقق هذه الخصائص تمامًا هي العناصر غير المعدنية للكتلة p من الجدول الدوري ؛ هؤلاء هم أولئك الذين ينتمون إلى المجموعة 16 أو الأكسجين (O ، S ، Se ، Te ، Po) ، والمجموعة 17 أو الفلور (F ، Cl ، Br ، I ، At).

الاتجاه

وفقًا لكل ما قيل ، توجد معظم العناصر الكهربية خاصة في الزاوية اليمنى العليا من الجدول الدوري ؛ استخدام الفلور باعتباره العنصر الذي يتصدر قائمة أكثر العناصر كهرسلبية.

لماذا ا؟ بدون اللجوء إلى مقاييس الكهربية (Pauling ، Mulliken ، إلخ) ، الفلور ، على الرغم من أنه أكبر من النيون (الغاز النبيل في فترته) ، يمكن للأول تكوين روابط بينما لا يستطيع الأخير. أيضًا ، نظرًا لصغر حجمها ، تحتوي نواتها على العديد من البروتونات ، وحيث يوجد الفلور ، سيكون هناك عزم ثنائي القطب.

شخصية معدنية

إذا كان للعنصر نصف قطر ذري مقارنة بالعناصر الموجودة في نفس الفترة ، ولم يكن أيضًا كهربيًا جدًا ، فهو معدن ، وله طابع معدني مرتفع.

إذا عدنا إلى الصورة الرئيسية ، فإن المجالات ذات اللون الأحمر والأخضر ، مثل المجالات الرمادية ، تتوافق مع العناصر المعدنية. تتمتع المعادن بخصائص فريدة ، ومن هنا تبدأ الخصائص الدورية في التشابك مع الخصائص الفيزيائية والماكروسكوبية للمادة.

تتميز العناصر ذات الطابع المعدني العالي بذراتها الكبيرة نسبيًا ، ومن السهل أن تفقد الإلكترونات لأن النوى بالكاد تستطيع جذبها إليها.

نتيجة لذلك ، تتأكسد بسهولة أو تفقد الإلكترونات لتكوين الكاتيونات ، M ⁺ ؛ هذا لا يعني أن جميع الكاتيونات معدنية.

الاتجاه

في هذه المرحلة ، يمكنك التنبؤ بكيفية اختلاف الحرف المعدني في الجدول الدوري. إذا كان معروفًا أن المعادن لها أنصاف أقطار معدنية كبيرة ، وأنها أيضًا قليلة الكهرسلبية ، فيجب توقع أن العناصر الأثقل (الفترات السفلية) هي الأكثر فلزية ؛ وأخف العناصر (الفترات العلوية) ، أقلها معدنية.

أيضًا ، تقل الشخصية المعدنية كلما أصبح العنصر أكثر كهرسلبية. هذا يعني أنه خلال الفترات والمجموعات على يمين الجدول الدوري ، في فتراتهم العليا ، سيجدون العناصر المعدنية الأقل.

لذلك ، يزيد الحرف المعدني تنازليًا عبر مجموعة ، وينخفض ​​من اليسار إلى اليمين في نفس الفترة. من بين العناصر المعدنية التي لدينا: Na (الصوديوم) ، Li (الليثيوم) ، Mg (المغنيسيوم) ، Ba (الباريوم) ، Ag (الفضة) ، Au (الذهب) ، Po (البولونيوم) ، الرصاص (الرصاص) ، الكادميوم (الكادميوم) ، Al (الألومنيوم) ، إلخ.

- طاقة التأين

إذا كان للذرة نصف قطر ذري كبير ، فمن المتوقع أن النواة لن تحتفظ بالإلكترونات في الأصداف الخارجية المحاصرة بقوة كبيرة. وبالتالي ، فإن إزالتها من الذرة في الطور الغازي (فردي) لن تتطلب الكثير من الطاقة ؛ وهذا يعني أن طاقة التأين EI ضرورية لإزالة الإلكترون منها.

يكافئ الذكاء العاطفي أيضًا القول بأن الطاقة هي التي يجب توفيرها للتغلب على القوة الجاذبة لنواة ذرة أو أيون غازي على إلكترونها الخارجي. كلما صغر حجم الذرة وكلما زادت كهرسلبية ، انخفض ذرة EI ؛ هذا هو اتجاهك.

توضح المعادلة التالية مثالاً:

Na (g) => Na ⁺ (g) + e ^-

إن الذكاء العاطفي المطلوب لتحقيق ذلك ليس بهذه الروعة مقارنة بالتأين الثاني:

Na ⁺ (g) => Na ²⁺ (g) + e ^-

نظرًا لأن الشحنات الموجبة في Na ⁺ تسود والأيون أصغر من الذرة المحايدة. وبالتالي، فإن نواة نا ⁺ تجذب الإلكترونات بقوة أكبر بكثير، الأمر الذي يتطلب EI أكبر من ذلك بكثير.

- تقارب الكتروني

وأخيرًا ، هناك خاصية دورية للتقارب الإلكتروني. هذا هو الميل النشط لذرة عنصر في الطور الغازي لقبول الإلكترون. إذا كانت الذرة صغيرة ولها نواة ذات قوة جذب كبيرة ، فسيكون من السهل عليها قبول الإلكترون ، مكونًا أنيونًا ثابتًا.

كلما كان الأنيون أكثر استقرارًا فيما يتعلق بذرته المحايدة ، زاد تقارب الإلكترون. ومع ذلك ، فإن التنافر بين الإلكترونات نفسها يلعب دورًا أيضًا.

النيتروجين ، على سبيل المثال ، له تقارب إلكترون أعلى من الأكسجين. هذا لأن إلكتروناتها الثلاثة 2p غير متزاوجة وتتنافر مع بعضها البعض ويقل الإلكترون الوارد ؛ بينما في الأكسجين ، يوجد زوج من الإلكترونات المزدوجة يمارسان تنافرًا إلكترونيًا أكبر ؛ وفي الفلور يوجد زوجان.

ولهذا السبب يقال إن الاتجاه في التقارب الإلكتروني يطبيع من الفترة الثالثة من الجدول الدوري.

المراجع

1. رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (طبعة رابعة). ماك جراو هيل.
2. ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. (2008). كيمياء. (الطبعة الثامنة). سينجاج ليرنينج.
3. البروفيسور أورتيجا جراسييلا م. (1 أبريل 2014). الخصائص الدورية للعناصر. اللون ABC. تم الاسترجاع من: abc.com.py
4. الكيمياء LibreTexts. (7 يونيو 2017). الخصائص الدورية للعناصر. تم الاسترجاع من: chem.libretexts.org
5. هيلمنستين ، آن ماري ، دكتوراه. (02 يناير 2019). الخصائص الدورية للعناصر. تم الاسترجاع من: thinkco.com
6. توببر. (سادس). الخصائص الدورية للعناصر. تم الاسترجاع من: toppr.com /
7. الخصائص الدورية للعناصر: الرحلة عبر الطاولة هي رحلة عبر الكيمياء.. تم الاسترجاع من: cod.edu