تصنيف العناصر وتدرج الخواص في الجدول الدوري قامت محاولات تصنيف العناصر لسهولة دراستها 1- محاولة برزيليوس. قسم برزيليوس العناصر إلي فلزات ولا فلزات 2- ثمانيات نيولاندز.اكتشاف الخاصية الدورية. 3- جدول مندليف والقانون الدوري عندما رتب مندليف العناصر ترتيبا تصاعدياً حسب أوزانها الذرية وجدان الخواص الفيزيائية والكيميائية تتكرر دورياً 4- جدول
موزلي (1913) أ) رتب موزلي العناصر ترتيباً تصاعدياً حسب أعدادها الذرية ب) عدل القانون الدوري ليصبح " إذا رتبت العناصر ترتيباً تصاعدياً حسب أعدادها الذرية فإن خواصها الفيزيائية والكيميائية تتكرر دورياً
5- الجدول الدوري الطويل ترتيب العناصر في الجدول يتفق مع مبدأ البناء التصاعدي (أي ملء مستويات الطاقة الفرعية)
1- يتكون الجدول من سبع دورات أفقية توجد 8 مجموعات رأسية تمثل عناصر المجموعة A توجد 10 مجموعات رأسية تمثل العناصر الانتقالية توجد مجموعة اللانثانيدات والاكتينيدات أسفل الجدول 2-تقسم عناصر الجدول الدوري إلي أربع فئات
أ)عناصر الفئة (S) وتشمل المجموعات A, 1A2 وتوزيعها الإلكتروني في مستوى الطاقة الأخير ns2, ns1 وتشغل يسار الجدول ب)عناصر الفئة(p) وتشمل المجموعات من A3 حتى A7 وأيضاً المجموعة صفر (الغازات الخاملة) وهي تشغل يمين الجدول وتوزيعها الإلكتروني في مستوى الطاقة الأخير من np1 حتى np6 ج) عناصر الفئة (d) وتشمل العناصر الانتقالية وتوزيعها الإلكتروني الأخير n-1d1 حتى n-1d10 د) عناصر الفئة f وتشمل اللانثانيدات وتوزيعها الأخير 4f1 حتى 4f14 والاكتينيدات وتوزيعها f1 5 حتىf14 5
1-
العناصر النبيلة (الغازات الخاملة) وهي عناصر المجموعة صفر -وتركيبها الإلكتروني الأخيرnp6 ns2 عدا
الهيليوم s21 وهي تتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة في كل منها 2-العناصر المثالية وهي عناصر الفئة S والفئة P ماعدا الغازات الخاملة وتتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة ما عدا المستوي الأخير 3-العناصر الانتقالية الرئيسية وهي عناصر الفئة d وتتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة ما عدا المستويين الآخرين 4-العناصر الانتقالية الداخلية وهي عناصر الفئة f وتتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة ما عدا المستويات الثلاثة الأخيرة. وهي تنقسم إلي اللانثانيدات ويتتابع فيها امتلاء المستوي الفرعي 4f والاكتينيدات ويتتابع فيها امتلاء المستوي الفرعي 5 f
تدرج الصفة في الجدول الدورى
" هو نصف المسافة بين مركزي ذرتين متماثلين في جزئ ثنائي الذرة طول الرابطة هو المسافة بين نواتي ذرتين متحدتين في الرابطة التساهمية (نصف القطر التساهمي أو هو المسافة بين مركزي الإيونين في الرابطة الأيونية ،ويسمي نصف القطر الأيونى. تدرج صفة نصف القطر في الجدول 1-في الدورات الأفقية : يقل نصف القطر كلما زاد العدد الذري (كلما اتجهنا يميناً) السبب كلما زادت شحنة النواة الموجبة زادت قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ ؛مما يسبب نقص قطر الذرة 2- في المجموعات الرأسية : يزداد نصف قطر الذرة كلما زاد العدد الذري السبب 1- إضافة مستوي طاقة جديد 2- تعمل المستويات الممتلئة على حجب تأثير النواة على الإلكترونات الخارجية فيقل التجاذب بينهما 3-زيادة قوة التنافر بين الإلكترونات ملاحظات 1- تقاس طول الرابطة بحيود الإلكترونات أو الأشعة السينية ووحدة القياس إنجستروم. 2- نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر الذرة (في الفلزات) السبب زيادة الشحنة الموجبة وبالتالي زيادة جذب النواة للإلكترونات. 3-نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر الذرة (في اللافلزات) السبب زيادة قوة التنافر بزيادة عدد الإلكترونات مثال محلول إذا كان طول الرابطة في جزئ الهيدروجين يساوي 0.6 إنجستروم وطول الرابطة في جزئ كلوريد الهيدروجين تساوي 1.29 إنجستروم أحسب نصف ذرة الكلور. الحـل نصف قطر ذرة الهيدروجين = طول الرابطة ÷2 == 0.6 ÷ 2 == 0.3 إنجستروم طول الرابطة = H- Cl 1.29 إنجستروم
طول الرابطة = نصف قطر الهيدروجين + نصف قطر الكلور نصف قطر ذرة الكلور == 1.29 - 0.3 == 0.99 إنجستروم
جهد التأين (طاقة التأين)
1- هو مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة ،وهي في الحالة الغازية X+ + è >------ طاقة تأين X + (إلكترون)(أيون موجب) (ذرة) 2- يعين جهد التأين بالقياسات الطيفية.
تدرج الخاصية في الجدول الدوري في الدورات الأفقية : تزداد قيم جهد التأين بزيادة العدد الذري. السبب نقص قطر الذرة وزيادة الشحنة الموجبة فتزداد قوي الجذب ،ويصعب فصل الإلكترون. في المجموعات الرأسية : يقل جهد التأين بزيادة العدد الذري السبب زيادة نصف قطر الذرة لزيادة عدد الأغلفة. · المستويات الممتلئة تعمل على حجب قوي جذب النواة للإلكترونات الخارجية فيسهل إزالتها. · زيادة التنافر بين الإلكترونات. ملاحظات 1- هناك جهد تأين أول وجهد تأين ثاني وثالث وهكذا ……. 2- جهد التأين الأول للغازات الخاملة كبير جداً إذ يصعب إزالة إلكترون من مستوي طاقة مكتمل 3- جهد التأين الثاني أعلي من جهد التأين الأول وذلك لزيادة شحنة النواة الموجبة أو قد يتسبب في كسر مستوي طاقة مكتمل.
السالبية الكهربية
1-وهي متوسط الميل الإلكتروني وجهد التأين للذرة 2-وتعرف السالبية الكهربية بأنها " قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية إليها " 3-تلعب السالبية الكهربية دوراً في تحديد نوع الرابطة بين ذرتين
4- تدرج الخاصية في الجدول الدوري أ) في الدورات الأفقية : تزداد السالبية الكهربية بزيادة العدد الذري والسبب نقص نصف الذرة وزيادة شحنة النواة وزيادة قوي الجذب
ب) في المجموعات الرأسية : تقل السالبية الكهربية بزيادة العدد الذري (أي كلما اتجهنا لأسفل) بسبب : - زيادة نصف قطر الذرة - تأثير حجب المستويات الممتلئة لقوي جذب النواة - زيادة التنافر بين الإلكترونات الميل الإلكتروني (القابلية الإلكترونية)
1-هو مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً طاقة X` + X + è ------>
2- تدرج الخواص في الجدول الدوري (أ) في الدورات الأفقية : يزيد الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذري السبب : صغر قطر الذرة وزيادة الشحنة الموجبة مما يزيد من قوة جذب الإلكترون فتزداد الطاقة المنطلقة شواذ بعض العناصر عن هذه القاعدة تكون الذرة أكثر استقراراً إذا كان مستوي الطاقة الفرعي ممتلئاً أو نصف ممتلئ. لذلك يشذ عن هذه القاعدة كل من العناصر الآتية البريليوم Be4 (1S2,2S2)لامتلاء مستوياته الفرعية النتروجين N7 (,P3 1S2,2S2) المستوي الفرعي 2P نصف ممتلئ النيون N10 (P6 1S2,2S2,) جميع المستويات الفرعية ممتلئة
(ب) في المجموعات الرأسية :
يقل الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذري (كلما اتجهنا لأسفل) ،والسبب : - زيادة مستويات الطاقة وزيادة نصف قطر الذرة -حجب المستويات الممتلئة لقوي جذب النواة - زيادة قوي التنافر بين الإلكترونات
شواذ عن هذه القاعدة رغم أن الكلور أسفل الفلور إلا أن ميله الإلكتروني أكبر والسبب في صغر الميل الإلكتروني للفلور هو صغر نصف قطر الفلور واحتوائه على 9 إلكترونات لذلك إضافة إلكترون جديد سوف يعاني من تنافر كبير ويصعب إضافة الإلكترون للذرة.
الخاصية الفلزية واللافلزية
هي عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها(الغلاف الأخير)بأقل من نصف سعته بالإلكترونات(أقل من 4 إلكترونات) مثل الصوديوم(2-8-1)والماغنسيوم(2-8-2)والألومنيوم(2-8-3) وهي عناصر تميل إلي فقد إلكترونات التكافؤ وتكون أيونات موجبة وهي تتميز بكبر نصف قطر الذرة وصغر ميلها الإلكتروني وجهد تأينها
- هي عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته بالإلكترونات مثل الفوسفور (2-8-5) - الأكسجين (2-6) - الكلور (2-8-7) -هي عناصر تتميز بصغر نصف قطر الذرة وكبر جهد التأين والسالبية الكهربية والميل الإلكتروني -ولذلك فهي عناصر كهروسالبة تميل إلي اكتساب إلكترونات وتكون أيونات سالبة -نظراً لصعوبة فصل إلكترونات التكافؤ فهي لا توصل التيار الكهربي
هي عناصر غلاف تكافؤها ممتلئ بحوالي نصف سعته هي عناصر له مظهر الفلزات ومعظم خواص اللافلزات وخواصها وسط بين الفلزات واللافلزات ،وتستخدم في موصلات الترانزستور والأجهزة الكهربائية
أ) في الدورات الأفقية بزيادة العدد الذري تقل الصفة الفلزية وتزداد الصفة اللافلزية ب) في المجموعة الرأسية تزداد الصفة الفلزية ،وتقل الصفة اللافلزية كلما هبطنا لأسفل
الخواص الحامضية والقاعدية
أ) الأكاسيد الحامضية : تذوب أكاسيد اللافلزات في الماء وتكون أحماضاً حمض كبريتوز SO2 + H2O ---> H2SO3 حمض كربونيك CO2 + H2O ------> H2CO3 حمض إرثوفوسفوريك P2O5 + 3H2O-----> 2H3PO4 لذلك تسمي الأكاسيد اللافلزية أكاسيد حامضية تتفاعل الأكاسيد الحامضية مع القلويات ،وتكون ملحاً وماء CO2 + 2NaOH ------> Na2CO3 + H2O
ب) الأكاسيد القاعدية : هي أكاسيد فلزات وهي تذوب في الماء وتكون القلويات Na2O + H2O -----> 2NaOH MgO + H2O ----> Mg(OH)2 تتفاعل الأكاسيد القاعدية مع الأحماض وتكون ملح وماء MgO + H2 SO4 ----> MgSO4+ H2O Na2O + 2HCl ---> 2NaCl + H2O
ج) الأكاسيد المترددة : هي أكاسيد تتفاعل مع الأحماض أو القلويات لتعطي ملحاً وماء مثل أكسيد الألومنيوم Sb2O3- ZnO - Al2O3 مثال : Al2O3 + 6HCl ----> 2AlCl3 + 3H2O ملح كلوريد الألومنيوم Al2O3 + 2NaOH ----> 2NaAlO2 + H2O ملح ميتاألومنيات الصوديوم
- تدرج الصفة في الجدول الدوري
أ) في الدورات الأفقية : بزيادة العدد الذري تقل الصفة القاعدية وتزداد الصفة الحامضية ،وتقع الأكاسيد المترددة في وسط الدورات.
2- في المجموعات الرأسية : تزداد كل من الصفة الحامضية والصفة القاعدية بزيادة العدد الذري (أي كلما هبطنا لاسفل) السبب : زيادة نصف قطر الذرة مع ثبات الشحنة يزيد من الخاصية القاعدية بينما تقل قوي جذب النواة ،فيسهل ترك الهيدروجين ،فتزيد الخاصية الحامضية.
أعداد التأكسد
1- التكافؤ : هو عدد ذرات الهيدروجين التي تتحد مع أو تحل محل ذرة واحدة من العنصر. أو هو عدد الإلكترونات المفردة الموجودة في غلاف التكافؤ. لاحظ أن الإلكترونات المفردة هي وحدها التي تدخل في تكوين الرابطة التساهميه
2-عدد التأكسد : هو عدد يمثل الشحنة الكهربية (موجبة أو سالبة) التي تبدو على الأيون أو الذرة في المركب ،سواء كان مركباً إيونياً أو تساهمياً.
3- عند حساب عدد التأكسد : أ) عدد تأكسد العنصر يساوي صفر ب) عدد تأكسد المجموعة الذرية يساوي الشحنة التي تحملها المجموعة جـ) مجموع أعداد التأكسد لعناصر المركب المتعادل تساوي صفراً
1.في المركبات الأيونية: - يكون عدد التأكسد مساوياً تكافؤ الأيون - وتكون إشارته موجبة للأيون الموجب - وتكون إشارته سالبة للأيون السالب
2.في المركبات التساهمية : في الجزئ المكون من ذرتين متشابهتين عدد التأكسد لكل منهما = صفر في الجزئ المكون من ذرتين مختلفتين يكون عدد التأكسد سالب للعنصر الأكثر سالبية كهربية والآخر موجب
د) التأكسد يعني زيادة الشحنة الموجبة؛أي زيادة عدد التأكسد الاختزال يعني نقص الشحنة الموجبة أي نقص عدد التأكسد أمثلة :
الهيدروجين : عدد التأكسد دائماً موجب 1 ما عدا هيدريدات الفلزات النشطة يكون سالب 1 (CaH2 - NaH) (الهيدريدات هي مركبات الهيدروجين مع عناصر المجموعة الأولي أو الثانية) مثال : عدد تأكسد الهيدروجين في HCl = +1 عدد تأكسد الهيدروجين في NaH = -1 لأن سالبية الهيدروجين أعلي من سالبيه الصوديوم
الأكسجين : عدد التأكسد للأكسجين دائماً تساوي سالب 2 ما عدا الحالات الآتية : 1- مع الفلور Of2 = +2 لأن سالبية الفلور أكبر من سالبية الأكسجين 2-مع البيروكسيدات تكون - 1 Na2O2 -H2O2 3-مع السوبرأكسيد تكون -1/2 مثل KO2
1- عدد التأكسد يساوي رقم المجموعة في العناصر من المجموعة A1 حتى 3A ،ويساوي رقم المجموعة -8 في المجموعات 4A حتى 7A مثال : اعداد تأكسد عناصر الدورة الثانية
نلاحظ أن أعلي عدد تأكسد لعنصر يساوي رقم مجموعته عدد تأكسد عناصر المجموعة صفر (الغازات الخاملة) يساوي صفر مثال : أوجد أعداد التأكسد للعناصر التي تحتها خط في المركبات الآتية : H2S - Na2O2 -HClO4 *- KH الإجابة: 2- = H2S
الكبريت -1=Na2O2
الأكسجين 7+ = HClO4
الكلور 1- = KH
الهيدروجين اذكر نوع التفاعل الآتي (أكسدة أم
اختزال) 1)FeCl2 ----> FeCl3 التفاعل أكسدة Fe == +2 ---> Fe == +3 2) Cr2O72- ----> Cr2O3 التفاعل اختزال Cr == +6 ---> Cr == +3
1- هي مركبات
الكربون والفلور والكلور مثل CF4- CCl2F2 2-اكتشف الفريونات الكيميائي توماس ميدجلي 3- تستخدم الفريونات في المبردات مثل الثلاجات وأجهزة التكييف 4- تسبب الفريونات تآكل طبقة الأوزون ،التي تحمي الأرض من الأشعة الضارة
← ملخــص :
1- تصنف العناصر لسهولة دراستها 2- من طرق التصنيف أ) جدول مند ليف وبني على تدريج الأوزان الذرية ب) جدول موزلي وبني على تدريج الأعداد الذرية
3-القانون الدوري (موزلي) : " إذا رتبت العناصر ترتيباً تصاعدياً حسب إعدادها الذرية فإن خواصها الفيزيائية والكيميائية تتكرر دورياً "
4- وصف الجدول الدوري الطويل : أ) بني الجدول على قاعدة البناء التدريجي ب) يتكون الجدول من سبع دورات أفقية و18 مجموعة رأسية جـ) يتكون الجدول من أربع فئات f - d - p - s د) تقسم العناصر إلي أربعة أنواع العناصر النبيلة - العناصر المثالية - العناصر الانتقالية الرئيسية والعناصر الانتقالية الداخلية
5- تدرج خواص العناصر في الجدول (1) نصف قطر الذرة : " هو نصف المسافة بين مركزي ذرتين متماثلتين في جزئ ثنائي الذرة " -طول الرابطة : هو المسافة بين نواتي ذرتين متحدتين -تدرج الصفة : أ- في الدورات الأفقية : يقل نصف القطر بزيادة العدد الذري والسبب زيادة قوي الجذب بسبب زيادة الشحنة الموجبة. ب- في المجموعات الرأسية : يزيد نصف القطر الذري بزيادة العدد الذري والسبب زيادة مستويات الطاقة - وتأثير الأغلفة المكتملة التي تقلل قوي الجذب للإلكترونات فيزيد التنافر. نلاحظ أن : أ- نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر الذرة بسبب زيادة الشحنة الموجبة وزيادة التجاذب. ب- نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر الذرة بسبب زيادة قوة التنافر بزيادة الشحنة السالبة.
(2) جهد التأين :
" هو مقدار الطاقة اللازمة لفصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة في الحالة الغازية " نلاحظ أن: أ) جهد التأين الثاني أكبر من جهد التأين الأول. ب) جهد تأين الغازات الخاملة كبير جداً لأنه يحتاج لكسر مستوي طاقة مكتمل. تدرج الصفة : في الدورات الأفقية : يزداد جهد التأين بزيادة العدد الذري. في المجموعات الرأسية : يقل جهد التأين بزيادة العدد الذري.
(3)الميل الإلكتروني :
" هو مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكترون" تدرج الصفة: أ) في الدورات الأفقية : يزيد الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذري لزيادة البرتونات ويشذ عن ذلك - البريليوم لأن مستوياته الفرعية ممتلئة فهو مستقر والنيتروجين لأن مستوياته الفرعية نصف ممتلئة فهو مستقر. -الغازات الخاملة لها ميل إلكتروني منخفض بسبب ملء مستويات الطاقة. ب) في المجموعات الرأسية : يقل الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذري ،ويشذ عن ذلك الفلوروالكلور - فالفلور له ميل إلكتروني اقل من الكلور بسبب صغر نصف قطره لذلك فإن إضافة إلكترون جديد يعاني من تنافر كبير.
(4)السالبية الكهربية :
" هي قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية نحوها" تدرج الصفة : أ)في الدورات الأفقية : تزداد السالبية الكهربية بزيادة العدد الذري بسبب زيادة البرتونات وزيادة قوي الجذب ب) في المجموعات الرأسية : تقل الصفة بزيادة العدد الذري بسبب زيادة نصف القطر وتأثير المستويات الممتلئة مما يقلل الجذب ويزيد التنافر
(5)الصفة الفلزية واللافلزية :
الفلزات : - وهي عناصر كهروموجبة - تفقد إلكترونات وتكون أيونات موجبة - جيده التوصيل للكهرباء والحرارة ولها درجات انصهار وغليان مرتفعة. اللافلزات : وهي عناصر تحتوي على أكثر من 4 إلكترونات في مستويات التكافؤ وهي عناصر كهروسالبة ،تكتسب إلكترونات وتكون أيونات سالبة رديئة التوصيل للكهرباء والحرارة لها درجات انصهار وغليان منخفضة أشباه الفلزات : وهي عناصر يمتلئ مستوي التكافؤ بنصف سعته تقريباً وخواصها وسط بين الفلزات واللافلزات وتستخدم في عمل أشباه الموصلات كما في الراديو والترانزستور ……… تدرج الصفة في الدورات: (أ)الأفقية تزداد الصفة اللافلزية وتقل الصفة الفلزية (ب)الرأسية : تقل الصفة اللافلزية وتزداد الصفة الفلزية أشباه الفلزات في منتصف الدورات تقريباً
(6)الخواص الحامضية والقاعدية :
الأكاسيد الحامضية : هي أكاسيد لافلزية - تذوب في الماء وتكون أحماض > H*2CO3 --- CO2 + H2*O SO3 + H2O ----> H2SO4 الأكاسيد القاعدية : هي أكاسيد فلزية - تذوب في الماء وتكون قلويات Na2O + H2O ----> 2 NaOH M*gO + H2O ----> Mg(OH)2 الأكاسيد المترددة : هي أكاسيد تتفاعل مع الأحماض أو مع القلويات ،وتعطي ملحاً وماء في كل حالة - مثل SnO - Sb2O3 - Al2O3 Al2O3 + 6 HCl ----> 2AlCl3 + 3 H2O Al2O3 + 2NaOH ----> 2NaAlO2 + H2O تدرج الصفة : (أ) في الدورات الأفقية : بزيادة العدد الذري تقل القاعدية وتزيد الصفة الحامضة (ب) في المجموعات الرأسية: تزداد كل من الصفة القاعدية والصفة الحامضية كلما هبطنا لأسفل (بزيادة العدد الذري).
(7)أعداد التأكسد :
عدد التأكسد " هو عدد يمثل الشحنة الكهربية، التي تبدو على الأيون أو الذرة في المركب " تدرج اعداد التأكسد عدد التأكسد يساوي رقم المجموعة حتى عناصر المجموعة3A ويساوي رقم المجموعة أو رقم المجموعة -8 في المجموعات من 4A حتى 7A عدد التأكسد للعنصر يساوي صفراً. مجموع أعداد التأكسد للمركب المتعادل يساوي صفراً. عدد التأكسد للأيون يساوي عدد شحناته التأكسد هي عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة الشحنة الموجبة (عدد التأكسد) الاختزال هي عملية اكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص عدد التأكسد
الفريونات : هي مركبات الكربون مع الفلور والكلور ،مثل CF4 - CCl2F2 اكتشف الفريونات العالم توماس ميدجلي. تستخدم الفريونات في أجهزة التبريد مثل الثلاجات وأجهزة التكييف. تسبب الفريونات تآكل طبقة
الأوزون ،التي تحمي الأرض من الأشعة الضارة.
