الجدول الدوري للعناصر

• ديمتري مينديليف
• قراءة الجدول الدوري
• كيف يتم ترتيب الجدول الدوري؟
• كيف يتم استخدام الجدول الدوري اليوم؟

الجدول الدوري ، ويسمى أيضًا الجدول الدوري للعناصر ، هو ترتيب منظم من 118 عنصرًا كيميائيًا معروفًا. يتم ترتيب العناصر الكيميائية من اليسار إلى اليمين ومن أعلى إلى أسفل بترتيب زيادة العدد الذري ، أو عدد البروتونات في ذرة نواة ، والتي تتزامن بشكل عام مع زيادة الكتلة الذرية.

تسمى الصفوف الأفقية في الجدول الدوري بالفترات ، حيث يشير رقم كل فترة إلى عدد المدارات للعناصر الموجودة في هذا الصف ، وفقًا لـ مختبر لوس ألاموس الوطني (يفتح في علامة تبويب جديدة). (تحتوي الذرات على بروتونات ونيوترونات في نواتها ، ويحيط بها إلكتروناتها مرتبة في مدارات ، حيث المدار الذري هو مصطلح رياضي يصف موقع الإلكترون وكذلك سلوكه الشبيه بالموجة.)

على سبيل المثال ، تتضمن الفترة 1 عناصر لها مدار ذري واحد حيث تدور الإلكترونات ؛ تحتوي الفترة 2 على مدارين ذريين ، بينما تحتوي الفترة 3 على ثلاثة مدارات وهكذا حتى الفترة 7. تمثل الأعمدة أو المجموعات في الجدول الدوري العناصر الذرية التي لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ أو تلك الإلكترونات الموجودة في الغلاف المداري الخارجي . على سبيل المثال ، تحتوي العناصر في المجموعة 8A (أو VIIIA) على مجموعة كاملة من ثمانية إلكترونات في المدار الأعلى طاقة ، وفقًا للكيميائي William Reusch ، على صفحته على الويب في جامعة ولاية ميتشيغان (يفتح في علامة تبويب جديدة). العناصر التي تشغل نفس العمود في الجدول الدوري (تسمى "المجموعة") لها تكوينات إلكترون تكافؤ متطابقة وبالتالي تتصرف بطريقة مماثلة كيميائيًا. على سبيل المثال ، جميع عناصر المجموعة البالغ عددها 18 غازات خاملة ، مما يعني أنها لا تتفاعل مع أي عناصر أخرى.

من الذي أنشأ الجدول الدوري؟

يعتبر ديمتري مندليف ، الكيميائي والمخترع الروسي ، "أب" الجدول الدوري ، وفقًا للجمعية الملكية للكيمياء (يفتح في علامة تبويب جديدة). في ستينيات القرن التاسع عشر ، كان منديليف محاضرًا مشهورًا في جامعة في سانت بطرسبرغ ، روسيا. في ذلك الوقت ، لم يكن هناك كتب مدرسية حديثة في الكيمياء العضوية باللغة الروسية ، لذلك قرر منديليف كتابة كتاب واحد. أثناء عمله على هذا الكتاب ، بعنوان "مبادئ الكيمياء" (مجلدين ، 1868-1870) ، تناول في وقت واحد مشكلة العناصر المختلة ، وفقًا لأكاديمية خان (يفتح في علامة تبويب جديدة).

سيكون وضع العناصر في أي نوع من الترتيب أمرًا صعبًا للغاية. في ذلك الوقت ، كان هناك 63 عنصرًا كيميائيًا معروفًا ، لكل منها وزن ذري محسوب باستخدام فرضية أفوجادرو ، التي تنص على أن الأحجام المتساوية من الغازات ، عند الاحتفاظ بها في نفس درجة الحرارة والضغط ، يحملان نفس عدد الجزيئات.

كانت هناك استراتيجيتان فقط في ذلك الوقت لتصنيف هذه العناصر:فصلها إلى معادن وغير فلزات أو تجميعها حسب عدد إلكترونات التكافؤ لعنصر ما (أو تلك الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي). تناول القسم الأول من كتاب مندلييف ثمانية فقط من العناصر المعروفة - الكربون ، والهيدروجين ، والأكسجين ، والنيتروجين ، والكلور ، والفلور ، والبروم ، واليود - وقد نجحت هاتان الإستراتيجيتان مع تلك العناصر المحددة ، وفقًا لمايكل دي جوردين في كتابه "شيء مرتب جيدًا:دميتري مينديليف وظل الجدول الدوري" (مطبعة جامعة برينستون ، الطبعة المنقحة 2018). لكنها لم تكن كافية لفرز 55 عنصرًا كيميائيًا إضافيًا معروفًا في ذلك الوقت بشكل مفيد.

لذلك وفقًا للجمعية الملكية للكيمياء ، كتب منديليف خصائص كل عنصر على بطاقات ، ثم بدأ في ترتيبها عن طريق زيادة الوزن الذري. هذا عندما لاحظ أنواعا معينة من العناصر تظهر بانتظام ولاحظ وجود علاقة بين الوزن الذري والخصائص الكيميائية.

لكن يوريكا بالضبط! يكتنف الغموض اللحظة التي قادت Mendeleev إلى استراتيجية الفرز التي أنتجت جدوله الدوري الكامل. كتب جوردين عن الجدول الدوري الكامل:"من الصعب للغاية إعادة بناء العملية التي جاء بها منديليف إلى تنظيمه الدوري للعناصر من حيث أوزانها الذرية". "المشكلة من وجهة نظر المؤرخ هي أنه بينما احتفظ مندليف تقريبًا بكل وثيقة ومسودة عبرت يديه بعد أن اعتقد أنه سيصبح مشهورًا ، لم يفعل ذلك قبل صياغته للقانون الدوري."

تابع جوردين ، "هناك طريقتان أساسيتان يمكن لمندليف أن ينتقل بهما من إدراك أهمية الوزن الذري كأداة تصنيف جيدة إلى مشروع نظام دوري:إما أنه كتب العناصر بترتيب الوزن الذري في الصفوف و لاحظ التكرار الدوري أو جمع عدة "مجموعات طبيعية" من العناصر ، مثل الهالوجينات والفلزات القلوية ، ولاحظ نمطًا لزيادة الوزن ". تبين أن البيان الوحيد المعروف من Mendeleev والذي كان له علاقة بطريقته جاء في أبريل 1869 ؛ كتب أنه "جمع الجثث ذات الوزن الذري الأدنى ووضعها حسب ترتيب زيادة وزنها الذري" ، وفقًا لكتاب جوردين.

مهما كانت طريقة تفكيره ، قام منديليف في النهاية بترتيب العناصر وفقًا لكل من الوزن الذري وإلكترونات التكافؤ. لم يترك مساحة للعناصر التي لم تكتشف بعد فحسب ، بل توقع خصائص خمسة من هذه العناصر ومركباتها. في مارس 1869 ، قدم النتائج إلى الجمعية الكيميائية الروسية. في وقت لاحق من ذلك العام ، نُشر نظامه الدوري الجديد كمستخلص في دورية الكيمياء الألمانية Zeitschrift fϋr Chemie (يفتح في علامة تبويب جديدة) (مجلة الكيمياء) ، وفقًا لـ جامعة كاليفورنيا ، سان دييغو (يفتح في علامة تبويب جديدة).

قراءة الجدول الدوري

يحتوي الجدول الدوري على كمية هائلة من المعلومات:

العدد الذري: يشار إلى عدد البروتونات في نواة الذرة بالرقم الذري لهذا العنصر. يحدد عدد البروتونات ما هو العنصر ويحدد أيضًا السلوك الكيميائي للعنصر. على سبيل المثال ، ذرات الكربون دائما ستة بروتونات. ذرات الهيدروجين دائما واحدة و ذرات الأكسجين دائما ثمانية. يمكن أن تحتوي الإصدارات المختلفة من نفس العنصر ، والتي تسمى النظائر ، على عدد مختلف من النيوترونات ؛ كما يمكن أن يكتسب عنصر أو يفقد إلكترونات ليصبح مشحونًا ، وفي هذه الحالة يطلق عليه أيونات.

الرمز الذري: الرمز الذري (أو رمز العنصر) هو اختصار تم اختياره لتمثيل عنصر ("C" للكربون ، و "H" للهيدروجين و "O" للأكسجين ، وما إلى ذلك). تُستخدم هذه الرموز دوليًا وأحيانًا تكون غير متوقعة. على سبيل المثال ، رمز التنجستن هو "W" لأن اسمًا آخر لهذا العنصر هو wolfram. أيضًا ، الرمز الذري للذهب هو "Au" لأن كلمة الذهب في اللاتينية هي "aurum".

الكتلة الذرية: الوزن الذري القياسي للعنصر هو متوسط ​​كتلة العنصر المكتوب بوحدات الكتلة الذرية (amu). على الرغم من أن كل ذرة تحتوي على عدد صحيح تقريبًا من وحدات الكتلة الذرية ، ستلاحظ أن الكتلة الذرية في الجدول الدوري هي عدد عشري. ذلك لأن الرقم هو متوسط ​​مرجح لمختلف النظائر الطبيعية للعنصر بناءً على وفرتها. النظير هو نسخة من عنصر يحتوي على عدد مختلف من النيوترونات في نواته. (لحساب متوسط ​​عدد النيوترونات في عنصر ما ، اطرح عدد البروتونات (العدد الذري) من الكتلة الذرية.)

على سبيل المثال ، إليك كيفية حساب الكتلة الذرية للكربون ، والتي تحتوي على نظيرين:

اضرب وفرة النظير في كتلته الذرية:

الكربون 12:0.9889 × 12.0000 =11.8668

الكربون 13:0.0111 × 13.0034 =0.1443

ثم أضف النتائج:

11.8668 + 0.1443 =12.0111 =الوزن الذري للكربون

الكتلة الذرية للعناصر 93-118: بالنسبة لعناصر اليورانيوم العابرة التي تم إنشاؤها في المختبر (عناصر تتجاوز اليورانيوم ، والتي يبلغ عددها الذري 92) ، لا توجد وفرة "طبيعية" ، لاحظ مختبر لوس ألاموس الوطني (LANL) . بالنسبة لهذه العناصر ، يتم إدراج الوزن الذري للنظير الأطول عمراً في الجدول الدوري ، وفقًا للاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) - السلطة العالمية في التسميات والمصطلحات الكيميائية. يجب اعتبار هذه الأوزان الذرية مؤقتة ، نظرًا لأن نظيرًا جديدًا له عمر نصف أطول (المدة التي يستغرقها 50٪ من هذا العنصر ليتحلل) يمكن إنتاجه في المستقبل ، وفقًا لـ LANL

العناصر الثقيلة للغاية ، أو تلك التي يزيد عدد ذراتها عن 104 ، تنسجم أيضًا مع هذه الفئة غير الطبيعية. كلما كبرت نواة الذرة - التي تزداد مع عدد البروتونات بالداخل - كلما كان هذا العنصر غير مستقر بشكل عام. على هذا النحو ، فإن هذه العناصر الضخمة عابرة ، وتدوم فقط ملي ثانية قبل أن تتحلل إلى عناصر أخف ، وفقًا لـ IUPAC. على سبيل المثال ، العناصر الثقيلة 113 و 115 و 117 و 118 تم التحقق منها بواسطة IUPAC في ديسمبر 2015 ، استكمال الصف السابع ، أو الفترة ، على الطاولة. أنتجت العديد من المعامل المختلفة العناصر فائقة الثقل. الأرقام الذرية والأسماء المؤقتة والأسماء الرسمية هي:

• 113:ununtrium (Uut) ، nihonium (NH)
• 115:ununpentium (Uup)، moscovium (Mc)
• 117:ununseptium (Uus) ، tennessine (Ts)
• 118:ununoctium (Uuo)، oganesson (Og)

كيف يتم ترتيب الجدول الدوري؟

الجدول الدوري مُرتَّب بالوزن الذري وإلكترونات التكافؤ. سمحت هذه المتغيرات لمندليف بوضع كل عنصر في صف معين (يسمى فترة) وعمود (يسمى مجموعة). يتكون الجدول من سبعة صفوف و 18 عمودًا. يحتوي كل عنصر في نفس الصف على نفس عدد المدارات الذرية (المسافات التي توجد بها الإلكترونات) مثل العناصر الأخرى في ذلك الصف أو الفترة. هذا يعني أن جميع العناصر في الفترة الثالثة - الصوديوم والمغنيسيوم والألمنيوم والسيليكون والفوسفور والكبريت والكلور والأرجون - لها ثلاثة مدارات ذرية حيث توجد إلكتروناتها. وفي الوقت نفسه ، يشير العمود أو المجموعة إلى عدد الإلكترونات في الغلاف الخارجي للذرة ؛ هذه تسمى إلكترونات التكافؤ ، وهي الإلكترونات التي يمكن أن ترتبط كيميائيًا بإلكترونات التكافؤ لعناصر أخرى. يمكن مشاركة إلكترونات التكافؤ مع عنصر آخر ، نوع من الرابطة التساهمية ، أو تبادلها في نوع من الترابط الأيوني ، وفقًا لـ Lumen Learning (يفتح في علامة تبويب جديدة).

على سبيل المثال ، تحتوي جميع العناصر الموجودة في العمود الثاني على إلكترونين تكافؤين ؛ في العمود الثالث ، لديهم ثلاثة إلكترونات تكافؤ. توجد بعض الاستثناءات لهذه القاعدة في عناصر الانتقال ، والتي تملأ الأعمدة الأقصر في وسط الجدول الدوري. هذه العناصر الانتقالية

لنجرب مثالاً:يمكننا اختيار السيلينيوم ، التي لديها عدد ذري ​​34 ، مما يعني أن هناك 34 إلكترونًا في ذرة السلينيوم المحايدة. هذا غير المعدني يتواجد في الفترة 4 ، المجموعة 6 أ. وهذا يعني أن السيلينيوم يحافظ على إلكتروناته في أربعة مدارات ذرية ، وله ستة إلكترونات تكافؤ ، أو ستة إلكترونات في مداره الخارجي. يمكنك أيضًا معرفة عدد الإلكترونات الموجودة في مداراتها الأولى والثانية والثالثة:يمكن أن يحتوي المدار الأول على إلكترونين كحد أقصى ، بينما يحتوي المدار الثاني على أربعة مدارات فرعية وبالتالي يمكنه استيعاب ما مجموعه ثمانية إلكترونات. يمكن للقشرة الثالثة للذرة ، والتي تتكون من تسعة مدارات فرعية ، أن تحتوي على 18 إلكترونًا كحد أقصى ، وفقًا لـ قسم الكيمياء والكيمياء الحيوية بجامعة ولاية فلوريدا (يفتح في علامة تبويب جديدة). وهذا يعني أن السيلينيوم يحتوي على 2 و 8 و 18 و 6 إلكترونات في مداره الذري الأول والثاني والثالث والرابع ، على التوالي.

كيف يتم استخدام الجدول الدوري اليوم؟

من خلال معرفة أن بعض العناصر التي يتم تجميعها معًا على الطاولة لها خصائص وسلوكيات معينة ، يمكن للعلماء معرفة العناصر الأفضل بالنسبة لبعض الصناعات والعمليات. على سبيل المثال ، يستخدم المهندسون مجموعات مختلفة من العناصر في المجموعتين الثالثة والخامسة من الجدول لإنشاء سبائك جديدة لأشباه الموصلات ، مثل نيتريد الغاليوم (GaN) ونتريد الإنديوم (InN) ، وفقًا لـ المعهد الوطني للمعايير والتكنولوجيا (يفتح في علامة تبويب جديدة) (نيست).