الجدول الدوري للعناصر الكيميائية هو ترتيب يعرض فيه العناصر الكيميائية وفقًا لخصائصها الكيميائية والفيزيائية. يتألف من صفوف تُسمى الفترات (الدورات) وأعمدة تُسمى المجموعات.
تُرتب العناصر وفقًا لعدد البروتونات في نواة ذراتها، والتي تُعرف بالعدد الذري. تختلف الخصائص الدورية على المستوى الأفقي للدورات، بينما تتغير هذه الخواص تدريجيا بشكل رأسي أثناء الانتقال في المجموعة الواحدة.
| المجموعات← ---------- الدورات↓ |
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 |
H1.00791 هيدروجين |
\text{He}_2^{2.0026} هيليوم |
||||||||||||||||
| 2 |
\text{Li}_3^{6.9410} ليثيوم |
\text{Be}_4^{9.0122} بريليوم |
\text{B}_5^{10.8110} بورون |
\text{C}_6^{12.0110} كربون |
\text{N}_7^{14.0067} نيتروجين |
\text{O}_8^{15.9994} أكسجين |
\text{F}_9^{18.9984} فلور |
\text{Ne}_{10}^{20.1797} نيون |
||||||||||
| 3 | \text{Na}_{11}^{22.9898} صوديوم |
\text{Mg}_{12}^{24.3050} ماغنيسوم |
\text{Al}_{13}^{26.9815} ألومنيوم |
\text{Si}_{14}^{28.0855} سيليكون |
\text{P}_{15}^{30.9738} فوسفور |
\text{S}_{16}^{32.0660} كبريت |
\text{Cl}_{17}^{35.4527} كلور |
\text{Ar}_{18}^{39.9480} أرجون |
||||||||||
| 4 | \text{K}_{19}^{39.0983} بوتاسيوم |
\text{Ca}_{20}^{40.0780} كالسيوم |
\text{Sc}_{21}^{44.9559} سكانديوم |
\text{Ti}_{22}^{47.8800} تيتانيوم |
\text{V}_{23}^{50.9415} فناديوم |
\text{Cr}_{24}^{51.9951} كروم |
\text{Mn}_{25}^{54.9380} منجنيز |
\text{Fe}_{26}^{55.8470} حديد |
\text{Co}_{27}^{58.9332} كوبالت |
\text{Ni}_{28}^{58.6934} نيكل |
\text{Cu}_{29}^{63.546} نحاس |
\text{Zn}_{30}^{65.3900} خارصين |
\text{Ga}_{31}^{69.7320} جاليوم |
\text{Ge}_{32}^{72.6400} جرمانيوم |
\text{As}_{33}^{74.9216} أرسنيك |
\text{Se}_{34}^{78.9600} سيلينيوم |
\text{Br}_{35}^{79.9040} بروم |
\text{Kr}_{36}^{83.8000} كريبتون |
| 5 | \text{Rb}_{37}^{85.4678} رابيديوم |
\text{Sr}_{38}^{87.6200} سترونتيوم |
\text{Y}_{39}^{88.9059} يتريوم |
\text{Zr}_{40}^{91.2240} زيركونيوم |
\text{Nb}_{41}^{92.9064} نيوبيوم |
\text{Mo}_{42}^{95.9400} موليبدينيوم |
\text{Tc}_{43}^{98.9072} تيكنيتيوم |
\text{Ru}_{44}^{101.0700} ريوزينيوم |
\text{Rh}_{45}^{102.9055} روديوم |
\text{Pd}_{46}^{106.4200} بلاديوم |
\text{Ag}_{47}^{107.8682} فضة |
\text{Cd}_{48}^{112.4110} كاديوم |
\text{In}_{49}^{114.8180} إنديوم |
\text{Sn}_{50}^{118.7100} قصدير |
\text{Sb}_{51}^{121.7600} أنتيمون |
\text{Te}_{52}^{127.6000} تيلليريوم |
\text{I}_{53}^{126.9045} يود |
\text{Xe}_{54}^{131.2900} زينون |
| 6 | \text{Cs}_{55}^{132.9054} سيزيوم |
\text{Ba}_{56}^{137.3270} باريوم |
^{57-71} اللانثنيدات |
\text{Hf}_{72}^{178.4900} هافنيوم |
\text{Ta}_{73}^{180.9479} تانتاليوم |
\text{W}_{74}^{183.8500} تانجستن |
\text{Re}_{75}^{186.2070} رينيوم |
\text{Os}_{76}^{190.2300} أوزميوم |
\text{Ir}_{77}^{192.2200} إريديوم |
\text{Pt}_{78}^{195.0800} بلاتين |
\text{Au}_{79}^{196.9665} ذهب |
\text{Hg}_{80}^{200.5900} زئبق |
\text{Tl}_{81}^{204.3833} ثاليوم |
\text{Pb}_{82}^{207.2000} رصاص |
\text{Bi}_{83}^{208.9804} بيزموث |
\text{Po}_{84}^{208.9824} بولونيوم |
\text{At}_{85}^{209.9871} أستاتين |
\text{Rn}_{86}^{222.0176} رادون |
| 7 | \text{Fr}_{87}^{223.0197} فرانسيوم |
\text{Ra}_{88}^{226.0254} راديوم |
^{89-103} الأكتنيدات |
\text{Rf}_{104}^{[261]} روذرفورديوم |
\text{Db}_{105}^{[262]} دوبنيوم |
\text{Sg}_{106}^{[266]} سيبورقيوم |
\text{Bh}_{107}^{[264]} بوريوم |
\text{Hs}_{108}^{[269]} حاسيوم |
\text{Mt}_{109}^{[267]} ميتنيريوم |
\text{Ds}_{110}^{[269]} دارمستادتيوم |
\text{Rg}_{111}^{[272]} روينتقينيوم |
\text{Cn}_{112}^{[277]} كوبيرنيزيوم |
\text{Nh}_{113}^{[286]} نيونيوم |
\text{Fl}_{114}^{[290]} فليروفيوم |
\text{Mc}_{115}^{[290]} موسكوفيوم |
\text{Lv}_{116}^{[293]} ليفيرموريوم |
\text{Ts}_{117}^{[294]} تنِّيسين |
\text{Og}_{118}^{[294]} أوقانيسون |
| اللانثنيدات | \text{La}_{57}^{138.91} لانثانيوم |
\text{Ce}_{58}^{140.12} سيريوم |
\text{Pr}_{59}^{140.91} براسيوديميوم |
\text{Nd}_{60}^{144.24} نوديوميوم |
\text{Pm}_{61}^{145} بروميثيوم |
\text{Sm}_{62}^{150.36} ساماريوم |
\text{Eu}_{63}^{151.96} أوروبيوم |
\text{Gd}_{64}^{157.25} جادولينيوم |
\text{Tb}_{65}^{158.93} تيربيوم |
\text{Dy}_{66}^{162.50} ديسبروسيوم |
\text{Ho}_{67}^{164.93} هولميوم |
\text{Er}_{68}^{167.26} إربيوم |
\text{Tm}_{69}^{168.93} ثوليوم |
\text{Yb}_{70}^{173.05} إتيربيوم |
\text{Lu}_{71}^{174.97} لوتيتيوم |
|||
| الأكتنيدات | \text{Ac}_{89}^{227} أكتينيوم |
\text{Th}_{90}^{232.04} ثوريوم |
\text{Pa}_{91}^{231.04} بروتكتينيوم |
\text{U}_{92}^{238.03} يورانيوم |
\text{Np}_{93}^{237} نبتونيوم |
\text{Pu}_{94}^{244} بلوتونيوم |
\text{Am}_{95}^{243} أميريكيوم |
\text{Cm}_{96}^{247} كوريوم |
\text{Bk}_{97}^{247} بركليوم |
\text{Cf}_{98}^{251} كاليفورنيوم |
\text{Es}_{99}^{252} أينشتاينيوم |
\text{Fm}_{100}^{257} فيرميوم |
\text{Md}_{101}^{258} منديليفيوم |
\text{No}_{102}^{259} نوبيليوم |
\text{Lr}_{103}^{262} لورنسيوم |
|||
تصنف المجموعات الرئيسة إلى عدة فئات حسب الخصائص الكيميائية أو الفيزيائية أو لوجود خاصية واحدة مشتركة بين عناصر فئة معينة.
بالنظر إلى الجدول نجد أن هناك اختلاف بين أسماء عدد قليل من العناصر الكيميائية ورموزها. وهذا يعود إلى أن هذه العناصر قد تم تسميتها باللاتينية في الأول، وتم اشتقاق الرموز من الأسماء اللاتينية. الجدول التالي يظهر بعض العناصر التي لا يتطابق فيها الاسم مع الرمز:
الدورات (الفترات)
يتم تنظيم الجدول الدوري إلى فترات (صفوف) ومجموعات (أعمدة). هناك 7 دورات في المجمل، تمثل كل منها مستوى طاقة مختلفًا أو غلافًا مختلفًا للإلكترونات.
تشير الفترات، الممثلة بالصفوف، إلى مستويات الطاقة أو أغلفة الإلكترون داخل الذرة. كلما تحركت عبر فترة من اليسار إلى اليمين، يزداد العدد الذري، مما يشير إلى إضافة البروتونات في النواة والإلكترونات في الأغلفة المقابلة.
تتشابه عناصر كل فترة في التكوين الإلكتروني، حيث أنها تملأ نفس الغلاف. على سبيل المثال، تشتمل الدورة الأولى على عناصر بها إلكترونات في الغلاف الأول، بينما تشتمل الدورة الثانية على عناصر بها إلكترونات في الغلاف الثاني، وهكذا.
المجموعات
المجموعات، هي الأعمدة الرأسية في الجدول. تشترك العناصر الموجودة في نفس المجموعة في خواص كيميائية مماثلة بسبب تكويناتها الإلكترونية الخارجية المتطابقة. دعونا نستكشف بعض المجموعات الرئيسية وخصائصها المميزة.
المجموعة 1: الفلزات القلوية: توجد الفلزات القلوية، بما في ذلك الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم، في المجموعة 1. وتتميز هذه الفلزات بتفاعلها العالي، وتشكل محاليل قلوية بسهولة عند دمجها مع الماء. تمتلك إلكترونًا واحدًا في غلافها الخارجي، مما يساهم في رغبتها في تكوين روابط.
المجموعة الثانية: الفلزات القلوية الأرضية: بجوار المجموعة 1، تكون المعادن الأرضية القلوية (البريليوم والمغنيسيوم وما إلى ذلك) في المجموعة 2 أقل تفاعلًا ولكنها لا تزال تظهر خصائص مماثلة. ومع وجود إلكترونين في غلافها الخارجي، فإنها تشكل بسهولة مركبات أيونية.
المجموعات 3-12: المعادن الانتقالية: المعادن الانتقالية، التي تمتد من المجموعات 3 إلى 12، هي مجموعة متنوعة من العناصر بما في ذلك الحديد والنحاس والذهب. تشتهر هذه المعادن بحالات الأكسدة المتغيرة، وغالبًا ما تشكل مركبات ملونة. خصائصها المعدنية، مثل التوصيل الكهربائي وقابلية التحمل، تجعلها ضرورية في التطبيقات الصناعية المختلفة.
المجموعة 17: الهالوجينات: الهالوجينات الموجودة في المجموعة 17، مثل الفلور والكلور، هي من اللافلزات شديدة التفاعل. فهي تتطلب إلكترونًا واحدًا إضافيًا فقط لتحقيق تكوين إلكتروني مستقر، مما يجعلها حريصة على تكوين روابط. غالبًا ما تتحد الهالوجينات مع المعادن لتكوين الأملاح.
____________المجموعة 18: الغازات النبيلة: وتتميز الغازات النبيلة، وهي الهيليوم والنيون وغيرها في المجموعة 18، بطبيعتها الخاملة. لديهم أغلفة إلكترونية كاملة، مما يجعلها مستقرة وغير متفاعلة. تجد الغازات النبيلة تطبيقات في الإضاءة وعلم التبريد.
أهمية المجموعات: إن فهم بنية الجدول الدوري للعناصر الكيميائية يمكّن العلماء من التنبؤ بسلوك كل عنصر. غالبًا ما تظهر العناصر الموجودة في نفس المجموعة تفاعلات كيميائية متشابهة، مما يبسط دراسة المركبات والتفاعلات.
عندما نستكشف المشهد الواسع للجدول الدوري، يصبح من الواضح أن تنظيم العناصر ليس اعتباطيًا؛ إنها سيمفونية من الأنماط والعلاقات التي تنسج نسيج الكيمياء معًا. من المعادن القلوية التفاعلية إلى الغازات النبيلة الخاملة، يلعب كل عنصر دورًا فريدًا، مما يساهم في ثراء وتنوع هذا الجدول.
ترتيب العناصر حسب العدد الذري هو أحد الأسس الأساسية. هذا الترتيب يعكس تنظيماً طبيعياً يستند إلى الهيكل الذري للعناصر ويكشف عن نمط تكراري من الخصائص الكيميائية والفيزيائية.
تتألف العناصر من ذرات تحتوي على بروتونات ونيوترونات في نواة الذرة، وتدور حولها إلكترونات في مدارات محددة. العدد الذري يمثل عدد البروتونات في النواة ويحدد هوية العنصر. عندما يتم ترتيب العناصر حسب العدد الذري من الأصغر إلى الأكبر، يكون لدينا الجدول الدوري.
الجدول كما سبق، يتألف من صفوف أفقية تسمى الدورات أو الفترات وأعمدة رأسية تسمى المجموعات. الصفوف تتمثل في عدد الطبقات الإلكترونية في الذرة، حيث تزداد الطبقات تدريجياً من الأعلى إلى الأسفل. الأعمدة، أو المجموعات، تحتوي على عناصر تشترك في بنية إلكترونية مماثلة وتظهر خصائص كيميائية متشابهة.
تكمن القيمة الكبيرة لهذا الترتيب في قدرته على تنبؤ سلوك العناصر وخواصها الكيميائية. على سبيل المثال، العناصر في نفس المجموعة تمتلك خواص مماثلة مثل تفاعلها مع الماء أو تكون مركبات مشابهة. هذا يجعل من الجدول الدوري أداة قيمة لفهم العلاقات بين العناصر وتوقع سلوكها.
باختصار، ترتيب العناصر حسب العدد الذري في الجدول الدوري يعكس ترتيبها الكيميائي الطبيعي ويكشف عن أنماط تكرارية تسهم في فهمنا للعالم الكيميائي وتفاعلات العناصر مع بعضها البعض.
تعرف على أشهر علماء الكيمياء في التاريخ
__________معلومات العناصر
تحديد عدد الإلكترونات في المدارات الخارجية
لكي نقوم بذلك يمكن استخدام طريقة مجموعات الجدول الدوري. في هذه الطريقة نقوم أولا باستبعاد المجموعات من المجموعات الثالثة إلى المجموعة الحادية عشر (مجموعات الفلزات الانتقالية). ثم نقوم بإعطاء أرقام جديدة للمجموعات المتبقية بالترتيب. حيث تعبر تلك الأرقام عن عدد الإلكترونات في المدارات الخارجية للعناصر الكيميائية الموجودة في تلك المجموعات. كما في الجدول التالي:
| رقم المجموعة | رقم المجموعة الجديد | عدد الإلكترونات في المدارات الخارجية |
|---|---|---|
| 1 | 1 | 1 |
| 2 | 2 | 2 |
| 13 | 3 | 3 |
| 14 | 4 | 4 |
| 15 | 5 | 5 |
| 16 | 6 | 6 |
| 17 | 7 | 7 |
| 18 | 8 | 8 |
تقسم عناصر الجدول الدوري إلى أربعة فئات حسب مستويات الطاقة الفرعية، وهي (s, p, d, f). تتبع الفلزات الانتقالية جميعها المستوى الفرعي، d. هذه العناصر لا تتبع القاعدة السابقة الخاصة بعدد إلكترونات المدارات الخارجية.
بما أننا استطعنا من تحديد عدد الإلكترونات في المجموعة الثامنة عشر (مجموعة الغازات الخاملة أو النبيلة)، فإنه يمكننا اعتبار عناصر هذه المجموعة كأساس للحصول على معلومات تقريبية.
مثلا التوزيع الإلكتروني للأرجون(Ar) هو 1s2, 2s2, 2p2. نعرف أن الارجون في الدورة الثالثة. وعندما نقوم بإجراء توزيع لأي عنصر بعده نستخدم الرمز [Ar] ثم نكمل باقي التوزيع. أي لا نكرر التوزيع الخاص الأرجون.
وبالنظر إلى الفلزات الانتقالية فإنها موزعة في 4 صفوف نستخدم [Ar] مع الصف الأول، و [Kr] مع الصف الثاني وهكذا. كما أسلفنا فإن جميع هذه العناصر تنتهي بالمستوى الفرعي d. وهذا المستوى يتسع ل (1 إلى 10) إلكترونات.
توجد الفلزات الانتقالية في المجموعات من 3 إلى 11، ارجع ↑ إلى الجدول لمعرفة موضع هذه العناصر بدقة.
الجدول التالي يوضح المستويات الإلكترونية الخارجية للفلزات الانتقالية:
| الصف | رقم الدورة | التوزيع الإلكتروني |
|---|---|---|
| صف 1 | 4 | [Ar] 4s 3d |
| صف 2 | 5 | [Kr] 5s 4d |
| صف 3 | 6 | [Xe] 6s 4f 5d |
| صف 4 | 7 | [Rn] 7s 5f 6d |
وإلى حين كتابة مقال منفصل للتوزيع الإلكتروني يمكنك معرفة المزيد عن عدد الإلكترونات في المدارات الخارجية (مدارات التكافؤ) في المراجع [3][4][5] أسفل الصفحة.
الخصائص الدورية للعناصر الكيميائية
الخصائص الدورية هي أنماط منتظمة في خصائص العناصر الكيميائية، والتي تتكرر بشكل دوري على طول الجدول الدوري. يمكن استخدام هذه الأنماط لوصف أو التنبؤ بخصائص العناصر التي لم يتم اختبارها بعد. هنا بعض أهم الخصائص الدورية:
- نصف القطر الذري: يشير إلى المسافة بين النواة والالكترون الخارجي. يزداد نصف القطر الذري بشكل عام من أعلى إلى أسفل في المجموعة، بسبب إضافة مستويات طاقة جديدة. ويقل بشكل عام من اليسار إلى اليمين في الدورة، بسبب زيادة عدد البروتونات في النواة.
- طاقة التأين: هي الطاقة اللازمة لإزالة إلكترون من ذرة غازية محايدة. تزداد طاقة التأين بشكل عام من اليسار إلى اليمين في الدورة، بسبب زيادة عدد البروتونات في النواة. وتنخفض بشكل عام من أعلى إلى أسفل في المجموعة، بسبب زيادة نصف القطر الذري.
- الكهرسلبية: هي مقياس لقدرة ذرة على جذب الإلكترونات. تزداد الكهرسلبية بشكل عام من اليسار إلى اليمين في الدورة، بسبب زيادة عدد البروتونات في النواة. وتنخفض بشكل عام من أعلى إلى أسفل في المجموعة، بسبب زيادة نصف القطر الذري.
- النشاط الكيميائي: هو ميل عنصر للتفاعل مع عناصر أخرى. تزداد النشاط الكيميائي بشكل عام من اليسار إلى اليمين في الدورة، بسبب زيادة الكهرسلبية. وتنخفض بشكل عام من أعلى إلى أسفل في المجموعة، بسبب زيادة نصف القطر الذري.
يمكن استخدام الخصائص الدورية لتفسير العديد من الظواهر الكيميائية، مثل:
- تميل العناصر ذات نصف القطر الذري الكبير إلى أن تكون أقل تفاعلًا من العناصر ذات نصف القطر الذري الصغير.
- تميل العناصر ذات طاقة التأين العالية إلى أن تكون أقل تفاعلًا من العناصر ذات طاقة التأين المنخفضة.
- تميل العناصر ذات الكهرسلبية العالية إلى أن تكون أكثر تفاعلًا من العناصر ذات الكهرسلبية المنخفضة.
الخصائص الدورية هي أداة قوية يمكن استخدامها لفهم الكيمياء. من خلال فهم هذه الأنماط، يمكننا التنبؤ بخصائص العناصر التي لم يتم اختبارها بعد، وتفسير العديد من الظواهر الكيميائية.
اقرأ أيضاً: معلومات عن الخواص الدورية للعناصر الكيميائية
تاريخ وتطور الجدول الحديث
البدايات المبكرة والتحسينات في المراحل اللاحقة
يعود تاريخ جدول العناصر الكيميائية إلى القرن التاسع عشر، عندما قام العالم الروسي دمتري مندليف بتصميم أول جدول دوري للعناصر في عام 1869. كان الهدف من هذا الجدول هو تصنيف العناصر بناءً على خصائصها الكيميائية المشتركة وتنظيمها بطريقة منطقية.
مع مرور الوقت، قام علماء الكيمياء الآخرون بتحسين تصميمه وتوسيعه. في عام 1871، قام الكيميائي الإنجليزي هنري موزلي بترتيب العناصر حسب الكتلة الذرية، وفي عام 1913، قام الكيميائي الدنماركي نيلز بور بترتيب العناصر حسب عدد الإلكترونات في المستوى الأخير للغلاف الإلكتروني.
في الفترة بين القرن التاسع عشر والقرن العشرين، تم توسيع الجدول الدوري ليشمل المركبات الكيميائية والعناصر المكتشفة حديثًا. تمت إضافة عناصر جديدة بمرور الوقت، وتم تغيير ترتيب بعض العناصر بناءً على الاكتشافات الجديدة والأبحاث العلمية.
الجدول الحالي
في الوقت الحاضر، يتكون من 118 عنصرًا معروفًا. يتم تنظيمه بناءً على ترتيب العناصر حسب عددها الذري وخواصها الكيميائية. يحتوي الجدول الدوري الحديث على معلومات مفصلة حول كل عنصر، بما في ذلك الرمز الكيميائي والكتلة الذرية والتوزيع الإلكتروني والخواص الفيزيائية والكيميائية.
يظل الجدول الدوري موضع تحديث وتطوير مستمر لاكتشاف العناصر الجديدة وفهم أكثر دقة لخواص العناصر المعروفة. قد تحدث تعديلات في تنظيم الجدول لمزيد من الاستيعاب وتحسين التصنيف. كما أن البحوث المستقبلية قد تكشف أسرارًا جديدة عن عناصرنا وتغير فهمنا للكيمياء والطبيعة.
________