الجدول الدوري للعناصر: التاريخ ، الهيكل ، العناصر - كيمياء - 2025

في الجدول الدوري للعناصر هو أداة تسمح استشارة الخواص الكيميائية للعناصر 118 معروفة حتى الآن. إنه ضروري عند إجراء الحسابات المتكافئة ، والتنبؤ بالخصائص الفيزيائية للعنصر ، وتصنيفها ، وإيجاد الخصائص الدورية بينها جميعًا.

تصبح الذرات أثقل عندما تضيف نواتها البروتونات والنيوترونات ، والتي يجب أن تكون مصحوبة أيضًا بإلكترونات جديدة ؛ وإلا فلن يكون الحياد الإلكتروني ممكنًا. وبالتالي ، فإن بعض الذرات خفيفة جدًا ، مثل الهيدروجين ، وبعض الذرات ثقيلة جدًا ، مثل الأوغانيسون.

لمن يدين مثل هذا القلب في الكيمياء؟ إلى العالم ديمتري مندليف ، الذي نشر في عام 1869 (قبل 150 عامًا تقريبًا) ، بعد عقد من الدراسات النظرية والتجارب ، أول جدول دوري في محاولة لتنظيم 62 عنصرًا معروفًا في ذلك الوقت.

للقيام بذلك ، اعتمد منديليف على الخصائص الكيميائية ، بينما في موازاة ذلك نشر لوثار ماير جدولًا دوريًا آخر تم تنظيمه وفقًا للخصائص الفيزيائية للعناصر.

في البداية ، احتوى الجدول على "مساحات فارغة" ، لم تكن عناصرها معروفة في تلك السنوات. ومع ذلك ، كان Mendeleyev قادرًا على التنبؤ بالعديد من خصائصه بدقة ملحوظة. بعض هذه العناصر هي: الجرمانيوم (الذي أسماه إيكا سيليكون) والجاليوم (إيكا-ألمنيوم).

رتبت الجداول الدورية الأولى العناصر وفقًا لكتلها الذرية. أظهر هذا الترتيب بعض التواتر (التكرار والتشابه) في الخواص الكيميائية للعناصر ؛ ومع ذلك ، لم تتفق عناصر الانتقال مع هذا الترتيب ، وكذلك الغازات النبيلة.

لهذا السبب ، كان من الضروري ترتيب العناصر مع الأخذ في الاعتبار العدد الذري (عدد البروتونات) ، بدلاً من الكتلة الذرية. من هنا ، جنبًا إلى جنب مع العمل الجاد ومساهمات العديد من المؤلفين ، تم تنقيح الجدول الدوري لمندلييف وإكماله.

تاريخ الجدول الدوري

عناصر

تم استخدام العناصر كأساس لوصف البيئة (بتعبير أدق ، الطبيعة) منذ العصور القديمة. ومع ذلك ، في ذلك الوقت تمت الإشارة إليهم على أنهم مراحل وحالات المادة ، وليس بالطريقة التي يشار إليها بها من العصور الوسطى.

كان لدى الإغريق القدماء الاعتقاد بأن الكوكب الذي نعيش فيه يتكون من أربعة عناصر أساسية: النار والأرض والماء والهواء.

من ناحية أخرى ، كان عدد العناصر في الصين القديمة خمسة ، وعلى عكس الإغريق ، استبعدت هذه العناصر الهواء وتضمنت المعادن والخشب.

تم اكتشاف أول اكتشاف علمي في عام 1669 بواسطة العلامة التجارية الألمانية Henning ، التي اكتشفت الفوسفور. اعتبارًا من ذلك التاريخ ، تم تسجيل جميع العناصر اللاحقة.

وتجدر الإشارة إلى أن بعض العناصر مثل الذهب والنحاس كانت معروفة بالفعل قبل الفسفور ؛ الفرق هو أنهم لم يتم تسجيلهم قط.

الترميز

أعطى الخيميائيون (أسلاف الكيميائيين اليوم) أسماء للعناصر فيما يتعلق بالأبراج ومكتشفوها والأماكن التي تم اكتشافها فيها.

في عام 1808 اقترح دالتون سلسلة من الرسومات (الرموز) لتمثيل العناصر. في وقت لاحق ، تم استبدال نظام الترميز هذا بنظام Jhon Berzelius (المستخدم حتى الآن) ، حيث أصبح نموذج دالتون أكثر تعقيدًا مع ظهور عناصر جديدة.

تطور المخطط

حدثت المحاولات الأولى لإنشاء خريطة تنظم معلومات العناصر الكيميائية في القرن التاسع عشر مع Döbereiner Triads (1817).

على مر السنين ، تم العثور على عناصر جديدة ، مما أدى إلى ظهور نماذج تنظيمية جديدة حتى الوصول إلى النموذج المستخدم حاليًا.

برغي تلوري من Chancourtois (1862)

صمم ألكسندر إميل بيغير دي تشانكورتوا لولبًا ورقيًا يعرض رسمًا بيانيًا للحلزونات (برغي تلوريك).

في هذا النظام ، يتم ترتيب العناصر بترتيب تصاعدي فيما يتعلق بأوزانها الذرية. يتم محاذاة العناصر المتشابهة رأسياً.

أوكتافيس نيولاندز (1865)

استمرارًا لعمل دوبرينر ، قام البريطاني جون ألكسندر رينا نيولاندز بترتيب العناصر الكيميائية بترتيب متزايد فيما يتعلق بالأوزان الذرية ، مشيرًا إلى أن كل سبعة عناصر لها أوجه تشابه في خصائصها (لا يتم تضمين الهيدروجين).

طاولة منديليف (1869)

قام منديليف بترتيب العناصر الكيميائية بترتيب تصاعدي فيما يتعلق بالوزن الذري ، ووضع العناصر التي كانت خصائصها متشابهة في نفس العمود. لقد ترك فجوات في نموذجه للجدول الدوري توقع ظهور عناصر جديدة في المستقبل (بالإضافة إلى التنبؤ بالخصائص التي يجب أن تحتوي عليها).

لا تظهر الغازات النبيلة في جدول مندليف ، حيث لم يتم اكتشافها بعد. علاوة على ذلك ، لم يفكر مندليف في الهيدروجين.

الجدول الدوري لموسلي (الجدول الدوري الحالي) - 1913

اقترح هنري جوين جيفريز موسلي ترتيب العناصر الكيميائية للجدول الدوري وفقًا لعددهم الذري ؛ أي بناءً على عدد البروتونات الخاصة بهم.

أعلن موزلي "القانون الدوري" في عام 1913: "عندما يتم ترتيب العناصر حسب أعدادها الذرية ، تظهر خصائصها الفيزيائية والكيميائية اتجاهات دورية".

وبالتالي ، يُظهر كل صف أفقي أو فترة نوعًا واحدًا من العلاقة ، ويظهر كل عمود أو مجموعة نوعًا آخر.

كيف يتم تنظيمها؟ (الهيكل والتنظيم)

يمكن ملاحظة أن باستيل الجدول الدوري له عدة ألوان. يربط كل لون العناصر بخصائص كيميائية متشابهة. هناك أعمدة برتقالية ، صفراء ، زرقاء ، أرجوانية ؛ المربعات الخضراء وقطر التفاح الأخضر.

لاحظ أن الخلايا الموجودة في الأعمدة الوسطى ذات لون رمادي ، لذلك يجب أن يكون لكل هذه العناصر شيء مشترك ، وهو أنها معادن انتقالية ذات مدارات d نصف ممتلئة.

وبنفس الطريقة ، فإن عناصر المربعات الأرجوانية ، على الرغم من أنها تنتقل من المواد الغازية ، من سائل محمر إلى أسود-أرجواني صلب (اليود) ورمادي فضي (أستاتين) ، فإن خواصها الكيميائية هي التي تجعلها متجانسة. تخضع هذه الخصائص للهياكل الإلكترونية لذراتها.

لا يعتبر تنظيم الجدول الدوري وهيكله تعسفيًا ، ولكنه يخضع لسلسلة من الخصائص الدورية وأنماط القيم المحددة للعناصر. على سبيل المثال ، إذا انخفض الحرف المعدني من يسار إلى يمين الجدول ، فلا يمكن توقع وجود عنصر معدني في الزاوية اليمنى العليا.

فترات

يتم ترتيب العناصر في صفوف أو فترات اعتمادًا على مستوى الطاقة في مداراتها. قبل الفترة الرابعة ، عندما نجحت العناصر في زيادة ترتيب الكتلة الذرية ، وجد أن الخواص الكيميائية تكرر نفسها لكل ثمانية منها (قانون الأوكتافات الخاص بجون نيولاندز).

تم صب المعادن الانتقالية بعناصر غير معدنية أخرى ، مثل الكبريت والفوسفور. لهذا السبب ، كان دخول فيزياء الكم وتكوينات الإلكترون أمرًا حيويًا لفهم الجداول الدورية الحديثة.

تمتلئ مدارات غلاف الطاقة بالإلكترونات (ونوى البروتونات والنيوترونات) أثناء تحركها خلال فترة. تسير طبقة الطاقة هذه جنبًا إلى جنب مع الحجم أو نصف القطر الذري ؛ لذلك ، العناصر الموجودة في الفترات العليا أصغر من العناصر الموجودة أدناه.

H وهو في مستوى الطاقة الأول (الفترة) ؛ الصف الأول من المربعات الرمادية ، في الفترة الرابعة ؛ وصف المربعات البرتقالية في الفترة السادسة. لاحظ أنه على الرغم من أن الأخير يبدو في الفترة التاسعة المفترضة ، إلا أنه ينتمي بالفعل إلى الفترة السادسة ، بعد المربع الأصفر لـ Ba.

مجموعات

خلال فترة وجد أن الكتلة وعدد البروتونات والإلكترونات تزداد. في نفس العمود أو المجموعة ، على الرغم من اختلاف الكتلة والبروتونات ، فإن عدد الإلكترونات في غلاف التكافؤ هو نفسه.

على سبيل المثال ، في العمود الأول أو المجموعة ، يحتوي H على إلكترون واحد في مدار 1s ¹ ، كما هو الحال مع Li (2s ¹) ، والصوديوم (3s ¹) ، والبوتاسيوم (4s ¹) وهكذا حتى فرانسيوم (7 ثانية ¹). يشير هذا الرقم 1 إلى أن هذه العناصر بالكاد تحتوي على إلكترون تكافؤ ، وبالتالي تنتمي إلى المجموعة 1 (IA). كل عنصر في فترات مختلفة.

بدون احتساب الهيدروجين ذي الصندوق الأخضر ، فإن العناصر الموجودة تحته مربعة باللون البرتقالي وتسمى المعادن القلوية. مربع آخر على اليمين في أي فترة ، هو المجموعة أو العمود 2 ؛ أي أن عناصرها لها إلكترونان تكافؤان.

ولكن عند الانتقال خطوة أخرى إلى اليمين ، دون معرفة المدارات d ، يصل المرء إلى مجموعة البورون (B) أو المجموعة 13 (IIIA) ؛ بدلاً من المجموعة 3 (IIIB) أو سكانديوم (Sc). مع الأخذ في الاعتبار ملء المدارات d ، يبدأ المرء في المرور بفترات المربعات الرمادية: المعادن الانتقالية.

أرقام البروتون مقابل إلكترونات التكافؤ

عند دراسة الجدول الدوري ، قد ينشأ التباس بين العدد الذري Z أو عدد البروتونات الكلية في النواة ، وعدد إلكترونات التكافؤ. على سبيل المثال ، يحتوي الكربون على Z = 6 ، أي أنه يحتوي على ستة بروتونات وبالتالي ستة إلكترونات (وإلا لا يمكن أن يكون ذرة مشحونة بشكل محايد).

لكن ، من بين تلك الإلكترونات الستة ، أربعة منها لها تكافؤ. لهذا السبب ، يكون تكوين الإلكترون الخاص به هو 2s ² 2p ². يشير إلى إلكترونين 1s ² من الغلاف المغلق ، ومن الناحية النظرية لا يشاركون في تكوين روابط كيميائية.

أيضًا ، نظرًا لأن الكربون يحتوي على أربعة إلكترونات تكافؤ ، فإنه يقع "بشكل ملائم" في المجموعة 14 (IVA) من الجدول الدوري.

العناصر الموجودة أسفل الكربون (Si ، Ge ، Sn ، Pb ، Fl) لها أعداد ذرية أعلى (وكتلات ذرية) ؛ لكن لديهم جميعًا إلكترونات التكافؤ الأربعة المشتركة. هذا هو المفتاح لفهم سبب انتماء عنصر ما إلى مجموعة وليس مجموعة أخرى.

عناصر الجدول الدوري

بلوك س

كما أوضحنا للتو ، تتميز المجموعتان 1 و 2 بوجود إلكترون واحد أو إلكترونين في المدارات s. هذه المدارات ذات هندسة كروية ، وعندما ينزل المرء عبر أي من هذه المجموعات ، تكتسب العناصر طبقات تزيد من حجم ذراتها.

نظرًا لأنها تقدم اتجاهات قوية في خصائصها الكيميائية وطرق تفاعلها ، يتم تنظيم هذه العناصر على أنها كتلة s. لذلك ، تنتمي الفلزات القلوية والأرضية القلوية إلى هذه الكتلة. التكوين الإلكتروني لعناصر هذه الكتلة هو ns (1s ، 2s ، إلخ).

على الرغم من أن عنصر الهيليوم موجود في الزاوية اليمنى العليا من الجدول ، إلا أن تكوينه الإلكتروني هو 1 ثانية ² وبالتالي ينتمي إلى هذه الكتلة.

بلوك ص

على عكس الكتلة s ، فإن عناصر هذه الكتلة قد ملأت مدارات s بالكامل ، بينما تستمر مداراتها p في الامتلاء بالإلكترونات. التكوينات الإلكترونية للعناصر التي تنتمي إلى هذه الكتلة هي من النوع ns ² np ^1-6 (يمكن أن تحتوي المدارات p على واحد أو ما يصل إلى ستة إلكترونات لملءها).

إذن ، أين تقع هذه الكتلة في الجدول الدوري؟ على اليمين: المربعات الخضراء والبنفسجية والزرقاء ؛ أي العناصر غير المعدنية والمعادن الثقيلة ، مثل البزموت (Bi) والرصاص (Pb).

بدءًا من البورون ، بالتكوين الإلكتروني ns ² np ¹ ، يضيف الكربون الموجود على يمينه إلكترونًا آخر: 2s ² 2p ². بعد ذلك ، تكوينات الإلكترون للعناصر الأخرى للفترة 2 من الكتلة p هي: 2s ² 2p ³ (نيتروجين) ، 2s ² 2p ⁴ (أكسجين) ، 2s ² 2p ⁵ (فلور) و 2s ² 2p ⁶ (نيون).

إذا نزلت إلى الفترات الدنيا ، فسيكون لديك مستوى الطاقة 3: 3s ² 3p ^1-6 ، وهكذا حتى نهاية الكتلة p.

لاحظ أن أهم شيء في هذه الكتلة هو أنه اعتبارًا من الفترة 4 ، تملأ عناصرها بالكامل مدارات d (المربعات الزرقاء على اليمين). باختصار: الكتلة s على يسار الجدول الدوري ، والكتلة p على اليمين.

العناصر التمثيلية

ما هي العناصر التمثيلية؟ هم أولئك الذين ، من ناحية ، يفقدون الإلكترونات بسهولة ، أو ، من ناحية أخرى ، يكتسبونها لإكمال ثماني بتات التكافؤ. بمعنى آخر: هم عناصر الكتل s و p.

تم تمييز مجموعاتهم عن المجموعات الأخرى بحرف A في النهاية. وهكذا ، كانت هناك ثماني مجموعات: من IA إلى VIIIA. لكن حاليًا ، نظام الترقيم المستخدم في الجداول الدورية الحديثة هو اللغة العربية ، من 1 إلى 18 ، بما في ذلك المعادن الانتقالية.

لهذا السبب يمكن أن تكون مجموعة البورون IIIA ، أو 13 (3 + 10) ؛ مجموعة الكربون ، ضريبة القيمة المضافة أو 14 ؛ والغازات النبيلة ، الأخير على يمين الجدول ، VIIIA أو 18.

المعادن الانتقالية

المعادن الانتقالية هي كل عناصر المربعات الرمادية. طوال فتراتهم ، تمتلئ مداراتهم d ، وهي خمسة ، وبالتالي يمكن أن تحتوي على عشرة إلكترونات. نظرًا لأنه يجب أن يكون لديهم عشرة إلكترونات لملء هذه المدارات ، فيجب أن يكون هناك عشر مجموعات أو أعمدة.

تم تمييز كل مجموعة من هذه المجموعات في نظام الترقيم القديم بأرقام رومانية وحرف B في النهاية. المجموعة الأولى ، سكانديوم ، كانت IIIB (3) ، مجموعة الحديد ، الكوبالت والنيكل VIIIB لوجود تفاعلات متشابهة جدًا (8 ، 9 و 10) ، ومجموعة الزنك IIB (12).

كما يتضح ، من الأسهل بكثير التعرف على المجموعات بالأرقام العربية من استخدام الأرقام الرومانية.

المعادن الانتقالية الداخلية

اعتبارًا من الفترة 6 من الجدول الدوري ، أصبحت المدارات f متاحة بقوة. يجب ملء هذه أولاً من المدارات d ؛ وبالتالي يتم عادةً فصل عناصرها بحيث لا تطول الطاولة.

الفترتان الأخيرتان ، البرتقالي والرمادي ، هما معادن انتقالية داخلية ، وتسمى أيضًا اللانثانيدات (الأتربة النادرة) والأكتينيدات. هناك سبعة مدارات f ، والتي تحتاج إلى أربعة عشر إلكترونًا لملءها ، وبالتالي يجب أن يكون هناك أربعة عشر مجموعة.

إذا تمت إضافة هذه المجموعات إلى الجدول الدوري ، فسيكون هناك 32 في المجموع (18 + 14) وستكون هناك نسخة "طويلة":

المصدر: بقلم Sandbh ، من ويكيميديا ​​كومنز

يتوافق الصف الوردي الفاتح مع اللانثانيدات ، بينما يتوافق الصف الوردي الداكن مع الأكتينويد. اللانثانم ، La مع Z = 57 ، الأكتينيوم ، Ac مع Z = 89 ، وكل كتلة f تنتمي إلى نفس مجموعة سكانديوم. لماذا ا؟ لأن سكانديوم يحتوي على مداري رقم ¹ ، وهو موجود في بقية اللانثانويد والأكتينويد.

يحتوي La و Ac على تكوينات التكافؤ 5d ¹ 6s ² و 6d ¹ 7s ². أثناء انتقالك إلى اليمين عبر كلا الصفين ، تبدأ المدارات 4f و 5 f بالملء. بمجرد ملؤها ، يمكنك الوصول إلى عناصر lutetium و Lu و laurencio و Lr.

المعادن واللافلزات

إذا تركنا خلف كعكة الجدول الدوري ، فمن الأنسب اللجوء إلى الجدول الموجود في الصورة العليا ، حتى في شكله الممدود. في الوقت الحالي ، كانت الغالبية العظمى من العناصر المذكورة عبارة عن معادن.

في درجة حرارة الغرفة ، جميع المعادن عبارة عن مواد صلبة (باستثناء الزئبق السائل) بلون رمادي فضي (باستثناء النحاس والذهب). كما أنها عادة ما تكون صلبة ولامعة. على الرغم من أن تلك الكتل s ناعمة وهشة. تتميز هذه العناصر بسهولة فقدان الإلكترونات وتشكيل الكاتيونات M ⁺.

في حالة اللانثانيدات ، تفقد الإلكترونات الثلاثة 5d ¹ 6s ² لتصبح كاتيونات M ³⁺ ثلاثية التكافؤ (مثل La ³⁺). السيريوم ، من جانبه ، قادر على فقدان أربعة إلكترونات (Ce ⁴⁺).

من ناحية أخرى ، تشكل العناصر غير المعدنية الجزء الأقل من الجدول الدوري. إنها غازات أو مواد صلبة ذات ذرات مرتبطة تساهميًا (مثل الكبريت والفوسفور). تقع جميعها في بلوك p ؛ بتعبير أدق ، في الجزء العلوي منه ، حيث أن النزول إلى الفترات السفلية يزيد من الطابع المعدني (Bi ، Pb ، Po).

أيضًا ، اللافلزات بدلاً من فقدان الإلكترونات ، يمكنك اكتسابها. وبالتالي ، فإنها تشكل الأنيونات X ^- بشحنات سالبة مختلفة: -1 للهالوجينات (المجموعة 17) ، و -2 للكالكوجينات (المجموعة 16 ، الأكسجين).

العائلات المعدنية

يوجد داخل المعادن تصنيف داخلي لتمييزها عن بعضها البعض:

- معادن المجموعة 1 قلوية

- المجموعة 2 ، الفلزات الأرضية القلوية (السيد بيكامبارا)

-المجموعة 3 (IIIB) عائلة سكانديوم. تتكون هذه العائلة من سكانديوم ، رئيس المجموعة ، من الإيتريوم Y ، اللانثانم ، الأكتينيوم ، وجميع اللانثانويد والأكتينويد.

- المجموعة 4 (IVB) ، عائلة التيتانيوم: Ti ، Zr (زركونيوم) ، Hf (الهافنيوم) و Rf (رذرفورديوم). كم عدد إلكترونات التكافؤ لديهم؟ الجواب في مجموعتك.

- المجموعة 5 (VB) ، عائلة الفاناديوم. المجموعة 6 (VIB) ، عائلة الكروم. وهكذا حتى عائلة الزنك ، المجموعة 12 (IIB).

الفلزات

يزيد الحرف المعدني من اليمين إلى اليسار ومن أعلى إلى أسفل. ولكن ما هو الحد الفاصل بين هذين النوعين من العناصر الكيميائية؟ تتكون هذه الحدود من عناصر تعرف باسم أشباه الفلزات ، والتي لها خصائص كل من المعادن واللافلزات.

يمكن رؤية أشباه الفلزات على الجدول الدوري في "السلم" الذي يبدأ بالبورون وينتهي بالعنصر المشع أستاتين. هذه العناصر هي:

-ب: البورون

السيليكون: نعم

-Ge: الجرمانيوم

- كما: الزرنيخ

-Sb: الأنتيمون

-Te: التيلوريوم

-عند: أستاتين

يُظهر كل عنصر من هذه العناصر السبعة خصائص وسيطة ، والتي تختلف وفقًا للبيئة الكيميائية أو درجة الحرارة. إحدى هذه الخصائص هي أشباه الموصلات ، أي أن أشباه الفلزات هي أشباه موصلات.

غازات

في الظروف الأرضية ، تكون العناصر الغازية هي تلك العناصر غير المعدنية الخفيفة ، مثل النيتروجين والأكسجين والفلور. أيضا ، الكلور والهيدروجين والغازات النبيلة تقع ضمن هذا التصنيف. من بين كل منهم ، الغازات النبيلة الأكثر رمزية ، بسبب ميلها المنخفض للتفاعل والتصرف كذرات حرة.

تم العثور على الأخيرة في المجموعة 18 من الجدول الدوري وهي:

هيليو ، هو

-نيون ، ني

- أرجون ، أر

-كريبتون ، كر

-زينون ، Xe

رادون ، آكانيوز

-والأحدث على الإطلاق ، الغازات النبيلة الاصطناعية oganeson ، Og.

تشترك جميع الغازات النبيلة في تكوين التكافؤ ns ² np ⁶ ؛ أي أن لديهم ثماني بتات التكافؤ بأكمله.

حالات تجميع العناصر عند درجات حرارة أخرى

تكون العناصر صلبة أو سائلة أو غازية حسب درجة الحرارة وقوة تفاعلاتها. إذا بردت درجة حرارة الأرض إلى ما يقرب من الصفر المطلق (0 ك) ، فإن كل العناصر ستتجمد ؛ باستثناء الهيليوم الذي سيتكثف.

في هذه الدرجة القصوى من الغازات ستكون على شكل جليد.

في الطرف الآخر ، إذا كانت درجة الحرارة حوالي 6000 كلفن ، فإن "كل" العناصر ستكون في الحالة الغازية. في ظل هذه الظروف ، يمكنك أن ترى حرفيًا سحبًا من الذهب والفضة والرصاص والمعادن الأخرى.

الاستخدامات والتطبيقات

لطالما كان الجدول الدوري في حد ذاته وسيظل دائمًا أداة لاستشارة الرموز والكتل الذرية والهياكل والخصائص الأخرى للعناصر. إنه مفيد للغاية عند إجراء حسابات القياس المتكافئ ، والتي هي ترتيب اليوم في العديد من المهام داخل وخارج المختبر.

ليس ذلك فحسب ، بل يتيح لك الجدول الدوري أيضًا مقارنة عناصر المجموعة أو الفترة نفسها. وبالتالي ، يمكن للمرء أن يتنبأ بما ستكون عليه مركبات معينة من العناصر.

توقع صيغ الأكسيد

على سبيل المثال ، بالنسبة لأكاسيد الفلزات القلوية ، نظرًا لأنها تحتوي على إلكترون تكافؤ واحد ، وبالتالي تكافؤ +1 ، من المتوقع أن تكون صيغة أكاسيدها من النوع M ₂ O. يتم التحقق من ذلك باستخدام الأكسيد الهيدروجين ، الماء ، H ₂ O. أيضًا مع أكاسيد الصوديوم Na ₂ O ، والبوتاسيوم K ₂ O.

بالنسبة للمجموعات الأخرى ، يجب أن يكون لأكاسيدها الصيغة العامة M ₂ O _n ، حيث n يساوي رقم المجموعة (إذا كان العنصر من الكتلة p ، فاحسب n-10). وهكذا، والكربون، الذي ينتمي إلى مجموعة 14، يشكل CO ₂ (C ₂ O _4/2)؛ الكبريت ، من المجموعة 16 ، SO ₃ (S ₂ O _6/2) ؛ والنيتروجين ، من المجموعة 15 ، N ₂ O ₅.

ومع ذلك ، هذا لا ينطبق على المعادن الانتقالية. هذا لأن الحديد ، على الرغم من أنه ينتمي إلى المجموعة 8 ، لا يمكن أن يفقد 8 إلكترونات ولكن 2 أو 3. لذلك ، بدلاً من حفظ الصيغ ، من المهم الانتباه إلى تكافؤ كل عنصر.

تكافؤ العناصر

توضح الجداول الدورية (بعضها) التكافؤ المحتمل لكل عنصر. بمعرفة ذلك ، يمكن تقدير تسميات المركب وصيغته الكيميائية مسبقًا. التكافؤ ، كما ذكر أعلاه ، مرتبطة برقم المجموعة ؛ على الرغم من أنه لا ينطبق على جميع المجموعات.

تعتمد التكافؤات بشكل أكبر على التركيب الإلكتروني للذرات ، وعلى الإلكترونات التي يمكن أن تكسبها أو تخسرها.

من خلال معرفة عدد إلكترونات التكافؤ ، يمكنك أيضًا البدء ببنية لويس لمركب من هذه المعلومات. لذلك يسمح الجدول الدوري للطلاب والمهنيين برسم الهياكل وإفساح المجال لاستكشاف الأشكال الهندسية والتركيبات الجزيئية المحتملة.

الجداول الدورية الرقمية

سمحت التكنولوجيا اليوم للجداول الدورية بأن تكون أكثر تنوعًا وتوفر المزيد من المعلومات المتاحة للجميع. يقدم العديد منها رسومات توضيحية مذهلة لكل عنصر ، بالإضافة إلى ملخص موجز لاستخداماته الرئيسية.

الطريقة التي تتفاعل بها معهم تزيد من سرعة فهمهم ودراستهم. يجب أن يكون الجدول الدوري أداة ترضي العين وسهلة الاستكشاف ، والطريقة الأكثر فاعلية لمعرفة عناصرها الكيميائية هي المرور بها من فترات إلى مجموعات.

أهمية الجدول الدوري

اليوم ، يعد الجدول الدوري أهم أداة تنظيمية في الكيمياء بسبب العلاقات التفصيلية لعناصره. يعد استخدامه ضروريًا لكل من الطلاب والمعلمين وكذلك للباحثين والعديد من المهنيين المكرسين لفرع الكيمياء والهندسة.

بمجرد إلقاء نظرة على الجدول الدوري ، تحصل على كمية هائلة من المعلومات بسرعة وكفاءة ، مثل:

- الليثيوم (Li) والبريليوم (Be) والبورون (B) يوصلان الكهرباء.

- الليثيوم معدن قلوي ، والبريليوم معدن قلوي أرضي ، والبورون معدن غير فلزي.

- الليثيوم هو أفضل موصل للثلاثة المسماة ، يليه البريليوم وأخيراً البورون (أشباه الموصلات).

وبالتالي ، من خلال تحديد موقع هذه العناصر في الجدول الدوري ، يمكن استنتاج ميلها إلى التوصيل الكهربائي على الفور.

المراجع

1. سكري ، إي (2007). الجدول الدوري: قصته وأهميته. أكسفورد نيويورك: مطبعة جامعة أكسفورد.
2. سكري ، إي (2011). الجدول الدوري: مقدمة قصيرة جدا. أكسفورد نيويورك: مطبعة جامعة أكسفورد.
3. مور ، ج. (2003). كيمياء الدمى. نيويورك ، نيويورك: Wiley Pub.
4. مناسب ، FP. (1896). تطوير القانون الدوري. ايستون ، بنسلفانيا: شركة النشر الكيميائي.
5. بول ، ب. (2002). المكونات: جولة إرشادية للعناصر. أكسفورد نيويورك: مطبعة جامعة أكسفورد.
6. ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. كيمياء. (الطبعة الثامنة). سينجاج ليرنينج.
7. الجمعية الملكية للكيمياء. (2018). الجدول الدوري. تم الاسترجاع من: rsc.org
8. ريتشارد سي بانكس. (يناير 2001). الجدول الدوري. تم الاسترجاع من: chemistry.boisestate.edu
9. الفيزياء 2000. (بدون تاريخ). أصل الجدول الدوري. تم الاسترجاع من: physics.bk.psu.edu
10. King K. & Nazarewicz W. (7 يونيو 2018). هل هناك نهاية للجدول الدوري؟ تم الاسترجاع من: msutoday.msu.edu
11. دكتور دوج ستيوارت. (2018). الجدول الدوري. تم الاسترجاع من: chemicool.com
12. منديز أ. (16 أبريل 2010). الجدول الدوري لمندليف. تم الاسترجاع من: quimica.laguia2000.com