تصنيف العناصر
* 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 )
* وصف الجدول
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
* أنواع العناصر
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
* نصف قطر الذرة
" هو نصف المسافة بين مركزي ذرتين متماثلين في جزىء 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)
* تعريف الميل الإلكتروني
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 أضافه إلكترون جديد سوف يعاني من تنافر كبير ويصعب إضافة الإلكترون للذرة
الخاصية الفلزية واللافلزية
* الفلزات :
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
* اللافلزات :
- 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
* أشباه الفلزات :
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
* تدرج الخواص :
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
.
يتبع
