الجدول الدوري للعناصر التاريخ ، هيكل ، العناصر

ال الجدول الدوري للعناصر هي أداة تسمح باستشارة الخواص الكيميائية للعناصر 118 المعروفة حتى الآن. من الضروري عند إجراء العمليات الحسابية المتكافئة ، التنبؤ بالخواص الفيزيائية لأحد العناصر ، وتصنيفها ، والعثور على خصائص دورية بينها..

تصبح الذرات أثقل عندما تضيف نواتها البروتونات والنيوترونات ، التي يجب أن تكون مصحوبة أيضًا بإلكترونات جديدة ؛ خلاف ذلك ، فإن الحيادية الكهربائية لن تكون ممكنة. وهكذا ، فإن بعض الذرات خفيفة للغاية ، مثل الهيدروجين ، والبعض الآخر ، فائق الثقل ، مثل الأوجانيسون.

من هو المستحق لمثل هذا القلب في الكيمياء؟ إلى العالم ديمتري منديليف ، الذي نشر في عام 1869 (قبل 150 عامًا تقريبًا) ، بعد عقد من الدراسات والتجارب النظرية ، الجدول الدوري الأول في محاولة لتنظيم 62 عنصرًا معروفًا في ذلك الوقت.

لهذا ، يعتمد Mendeléyev على الخواص الكيميائية ، بينما في نفس الوقت نشر Lothar Meyer جدولًا دوريًا آخر تم تنظيمه وفقًا للخصائص الفيزيائية للعناصر.

في البداية ، احتوى الجدول على "مسافات فارغة" ، لم تكن عناصرها معروفة لتلك السنوات. ومع ذلك ، كان Mendeléyev قادرة على التنبؤ بدقة ملموسة العديد من خصائصه. بعض هذه العناصر هي: الجرمانيوم (الذي أطلق عليه اسم eka-silicon) والغاليوم (eka-aluminium).

طلبت الجداول الدورية الأولى العناصر حسب كتلها الذرية. يسمح هذا الترتيب بإلقاء نظرة على بعض التكرار (التكرار والتشابه) في الخواص الكيميائية للعناصر ؛ ومع ذلك ، فإن عناصر الانتقال لم تتفق مع هذا الترتيب ، ولا مع الغازات النبيلة.

لهذا السبب ، كان من الضروري ترتيب العناصر التي تفكر في العدد الذري (عدد البروتونات) ، بدلاً من الكتلة الذرية. من هنا ، إلى جانب العمل الجاد ومساهمات العديد من المؤلفين ، كان الجدول الدوري لمندليف مثاليًا واستكمل..

مؤشر

• 1 تاريخ الجدول الدوري
  • 1.1 العناصر
  • 1.2 الرموز
  • 1.3 تطور المخطط
  • 1.4 ستارة لولبية من Chancourtois (1862)
  • 1.5 أوكتافس نيولاندز (1865)
  • 1.6 جدول منديليف (1869)
  • 1.7 جدول موسلي الدوري (الجدول الدوري الحالي) - 1913
• 2 كيف يتم تنظيمها؟ (الهيكل والتنظيم)
  • 2.1 الفترات
  • 2.2 المجموعات
  • 2.3 أعداد البروتونات مقابل إلكترونات التكافؤ
• 3 عناصر الجدول الدوري
  • 3.1 بلوك ق
  • 3.2 بلوك ص
  • 3.3 العناصر التمثيلية
  • 3.4 المعادن الانتقالية
  • 3.5 معادن الانتقال الداخلي
  • 3.6 المعادن وغير المعادن
  • 3.7 أسرة معدنية
  • 3.8 المعادن
  • 3.9 الغازات
• 4 الاستخدامات والتطبيقات
  • 4.1 التنبؤ بصيغ الأكاسيد
  • 4.2 فالنسيا من العناصر
  • 4.3 الجداول الدورية الرقمية
• 5 أهمية الجدول الدوري
• 6 المراجع

تاريخ الجدول الدوري

عناصر

تم استخدام العناصر كأساس لوصف البيئة (بشكل أكثر دقة ، إلى الطبيعة) منذ العصور القديمة. ومع ذلك ، في ذلك الوقت كانت يشار إليها باسم مراحل وحالات المسألة ، وليس الطريقة التي يتم بها الإشارة من العصور الوسطى.

كان لدى الإغريق القدماء اعتقاد بأن الكوكب الذي نعيش فيه يتكون من العناصر الأساسية الأربعة: النار والأرض والماء والهواء.

من ناحية أخرى ، في الصين القديمة كان عدد العناصر خمسة ، وعلى عكس الإغريق ، استبعدوا الهواء وشملوا المعادن والخشب.

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

تجدر الإشارة إلى أن بعض العناصر مثل الذهب والنحاس كانت معروفة بالفعل قبل الفسفور. الفرق هو أنها لم تكن مسجلة.

الرموز

أعطى الكيميائيون (أسلاف الكيميائيين الحاليين) أسماء للعناصر المتعلقة بالكوكبة ، إلى مكتشفاتها والأماكن التي تم اكتشافها فيها.

في عام 1808 ، اقترح دالتون سلسلة من الرسومات (الرموز) لتمثيل العناصر. بعد ذلك ، تم استبدال نظام التدوين بنظام Jhon Berzelius (المستخدم حتى التاريخ الحالي) ، حيث أصبح نموذج Dalton معقدًا عند ظهور عناصر جديدة.

تطور المخطط

وقعت المحاولات الأولى لإنشاء خريطة لتنظيم معلومات العناصر الكيميائية في القرن التاسع عشر مع Triads of Döbereiner (1817).

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

Chancurtois المسمار التيلوري (1862)

صمم ألكساندر إميل بيجوير دو شانكورتو حلزونا ورقيا حيث أظهر صورة حلزونية (المسمار التيلوري).

في هذا النظام ، يتم ترتيب العناصر بطريقة متزايدة فيما يتعلق بأوزانها الذرية. يتم محاذاة عناصر مماثلة عموديا.

أوكتافس نيولاندز (1865)

استمرارًا لعمل Döbereiner ، أمر البريطاني جون ألكساندر كوين نيولاندز العناصر الكيميائية بترتيب متزايد فيما يتعلق بالأوزان الذرية ، مشيرًا إلى أن كل سبعة عناصر لها أوجه تشابه في خواصها (لا يتم تضمين الهيدروجين).

جدول مينديليف (1869)

مندليف أمر العناصر الكيميائية بترتيب متزايد فيما يتعلق بالوزن الذري ، ووضع في نفس العمود أولئك الذين كانت خصائصهم متشابهة. لقد ترك ثغرات في نموذج الجدول الدوري الذي يتوقع ظهور عناصر جديدة في المستقبل (إلى جانب التنبؤ بالخصائص التي يجب أن تكون لديه).

لم يتم سرد الغازات النبيلة في جدول Mendeléyv ، حيث لم يتم اكتشافها بعد. بالإضافة إلى ذلك ، لم تنظر مينديليف للهيدروجين.

جدول موسلي الدوري (الجدول الدوري الحالي) - 1913

اقترح هنري جوين جيفريز موسيلي طلب العناصر الكيميائية للجدول الدوري وفقًا لعددهم الذري ؛ وهذا هو ، استنادا إلى عدد البروتونات الخاصة بهم.

أعلن موسلي عن "القانون الدوري" في عام 1913: "عندما يتم وضع العناصر حسب أرقامها الذرية ، تظهر خواصها الفيزيائية والكيميائية ميول دورية".

وبالتالي ، يُظهر كل صف أو فترة أفقية نوعًا من العلاقة ، ويظهر كل عمود أو مجموعة أخرى.

كيف يتم تنظيمها؟ (الهيكل والتنظيم)

يمكن ملاحظة أن كعكة الجدول الدوري لها عدة ألوان. يربط كل لون العناصر ذات الخواص الكيميائية المماثلة. هناك أعمدة البرتقالي والأصفر والأزرق والأرجواني. المربعات الخضراء ، والتفاحة الخضراء قطري.

لاحظ أن مربعات الأعمدة الوسطى رمادية ، لذلك يجب أن يكون لكل هذه العناصر شيء مشترك ، وهي أنها عبارة عن معادن انتقالية لها مدارات نصف كاملة..

بنفس الطريقة ، فإن عناصر المربعات الأرجواني ، على الرغم من أنها تنتقل من المواد الغازية ، من السائل المحمر وحتى الأسود الصلب (اليود) والرمادي الفضي (أستاتين) ، هي خصائصها الكيميائية التي تجعلها متجانسة. تخضع هذه الخصائص للهياكل الإلكترونية لذراتها.

تنظيم وهيكل الجدول الدوري ليسا تعسفيين ، ولكن يطيع سلسلة من الخصائص الدورية وأنماط القيم المحددة للعناصر. على سبيل المثال ، في حالة انخفاض الحرف المعدني من اليسار إلى يمين الجدول ، لا يمكن توقع وجود عنصر معدني في الركن الأيمن العلوي.

فترات

يتم ترتيب العناصر في صفوف أو فترات وفقًا لمستوى الطاقة في مداراتها. قبل الفترة 4 ، عندما نجحت العناصر في زيادة ترتيب الكتلة الذرية ، وجد أن الخصائص الكيميائية تتكرر كل ثمانية منها (قانون الأوكتافات ، جون نيولاندز).

تم تضمين المعادن الانتقالية مع العناصر غير المعدنية الأخرى ، مثل الكبريت والفوسفور. لهذا السبب ، كان إدخال فيزياء الكم والتكوينات الإلكترونية في فهم الجداول الدورية الحديثة أمرًا حيويًا..

تمتلئ المدارات من طبقة حيوية بالإلكترونات (ونواة البروتونات والنيوترونات) ، لأنها تتحرك على طول فترة. تسير هذه الطبقة النشطة جنبًا إلى جنب مع الحجم أو نصف القطر الذري ؛ لذلك ، عناصر الفترات العليا أصغر من تلك الموجودة أدناه.

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

مجموعة

مع مرور فترة نجد أن الكتلة ، وعدد البروتونات والإلكترونات يزداد. في نفس العمود أو المجموعة ، على الرغم من أن الكتلة والبروتونات تختلف ، فإن عدد إلكترونات طبقة التكافؤ هو نفسه.

على سبيل المثال ، في العمود الأول أو المجموعة الأولى ، لدى H إلكترون واحد في المدار 1s¹, تماما مثل لي (2S)¹) ، الصوديوم (3S¹) ، البوتاسيوم (4s¹) وهلم جرا حتى الفرنك (7S¹). يشير هذا الرقم 1 إلى أن هذه العناصر بالكاد تمتلك إلكترون التكافؤ ، وبالتالي ، تنتمي إلى المجموعة 1 (IA). كل عنصر في فترات مختلفة.

لا يتم حساب الهيدروجين ، الصندوق الأخضر ، العناصر الموجودة أسفله عبارة عن صناديق برتقالية وتسمى المعادن القلوية. مربع آخر على اليمين في أي فترة ، هو المجموعة أو العمود 2 ؛ وهذا هو ، عناصرها إلكترونين التكافؤ.

لكن الانتقال خطوة واحدة إلى اليمين ، دون علم المدارات d ، يمكنك الوصول إلى مجموعة البورون (B) أو المجموعة 13 (IIIA) ؛ بدلاً من المجموعة 3 (IIIB) أو scandium (Sc). مع الأخذ في الاعتبار ملء المدارات d ، تبدأ تغطية المربعات الرمادية: المعادن الانتقالية.

أعداد البروتونات مقابل إلكترونات التكافؤ

عند دراسة الجدول الدوري ، يمكن أن يحدث تشويش بين العدد الذري Z أو عدد البروتونات الكلية في النواة ، وكمية الإلكترونات التكافلية. على سبيل المثال ، يحتوي الكربون على Z = 6 ، أي أنه يحتوي على ستة بروتونات وبالتالي ستة إلكترونات (وإلا فإنه لا يمكن أن يكون ذرة ذات شحنة محايدة).

لكن من تلك الإلكترونات الستة, أربعة من فالنسيا. لهذا السبب ، فإن التكوين الإلكتروني هو [He] 2s²2P². [هو] يدل على الإلكترونين 1s² من الطبقة المغلقة ، ونظريا لا تشارك في تشكيل الروابط الكيميائية.

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

العناصر الموجودة أسفل الكربون (Si و Ge و Sn و Pb و Fl) بها أعداد ذرية أعلى (وكتل ذرية) ؛ ولكن جميعها تشترك في إلكترونات التكافؤ الأربعة. هذا هو المفتاح لفهم لماذا ينتمي عنصر واحد إلى مجموعة واحدة وليس أخرى.

عناصر الجدول الدوري

بلوك ق

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

من خلال تقديم اتجاهات قوية في خواصها الكيميائية وطرق تفاعلها ، يتم تنظيم هذه العناصر ككتلة s. لذلك ، تنتمي المعادن القلوية والمعادن الأرضية القلوية إلى هذه الكتلة. التكوين الإلكتروني لعناصر هذه الكتلة هو ns (1s ، 2s ، إلخ).

على الرغم من أن عنصر الهيليوم موجود في الركن الأيمن العلوي من الجدول ، إلا أن التكوين الإلكتروني هو 1 ثانية² وبالتالي ينتمي إلى هذه الكتلة.

بلوك ص

على عكس الكتلة s ، تمتلئ عناصر هذه الكتلة المدارات بالكامل ، بينما تستمر مدارات p في امتلاء الإلكترونات. التكوينات الإلكترونية للعناصر التي تنتمي إلى هذه الكتلة هي من النوع ns²أرستها^1-6 (يمكن أن تحتوي المدارات p على واحد أو ما يصل إلى ستة إلكترونات لملءها).

لذلك ، في أي جزء من الجدول الدوري هذه الكتلة؟ على اليمين: المربعات الخضراء والبنفسجية والأزرق ؛ أي العناصر غير المعدنية والمعادن الثقيلة ، مثل البزموت (Bi) والرصاص (Pb).

بدءا من البورون ، مع التكوين الإلكتروني ن²أرستها¹, يضيف الكربون الموجود على يمينك إلكترونًا آخر: 2s²2P². بعد ذلك ، التكوينات الإلكترونية للعناصر الأخرى من الفترة 2 من الكتلة p هي: 2s²2P³ (النيتروجين) ، 2 ثانية²2P⁴ (الأكسجين) ، 2 ثانية²2P⁵ (الفلور) و 2 s²2P⁶ (النيون).

إذا نزلت إلى الفترات السفلية ، سيكون لديك مستوى الطاقة 3: 3s²3P^1-6, وهلم جرا حتى نهاية كتلة ص.

لاحظ أن أهم شيء في هذه الكتلة هو أنه من الفترة 4 ، امتلأت عناصره المدارات بالكامل (الصناديق الزرقاء على اليمين). باختصار: الكتلة s هي على يسار الجدول الدوري ، والكتلة p ، إلى اليمين.

عناصر تمثيلية

ما هي العناصر التمثيلية؟ إنها تلك التي تفقد بسهولة الإلكترونات من ناحية ، أو من ناحية أخرى ، تكسبها لإكمال الثمانين التكافؤ. بمعنى آخر: إنها عناصر الكتل s و p.

تميزت مجموعاتهم عن الآخرين بحرف A في النهاية. وهكذا ، كانت هناك ثماني مجموعات: من IA إلى VIIIA. ولكن في الوقت الحالي ، نظام الترقيم المستخدم في الجداول الدورية الحديثة هو اللغة العربية ، من 1 إلى 18 ، بما في ذلك الفلزات الانتقالية.

لهذا السبب يمكن أن تكون مجموعة البورون هي IIIA ، أو 13 (3 + 10) ؛ مجموعة الكربون ، ضريبة القيمة المضافة أو 14 ؛ وذلك من الغازات النبيلة ، والأخيرة على يمين الطاولة ، VIIIA أو 18.

المعادن الانتقالية

المعادن الانتقال هي جميع عناصر المربعات الرمادية. طوال فتراتها ، تملأ مداراتها د ، والتي هي خمسة ، وبالتالي يمكن أن يكون لها عشرة إلكترونات. نظرًا لأنه يجب أن يكون لديهم عشرة إلكترونات لملء هذه المدارات ، فيجب أن يكون هناك عشر مجموعات أو أعمدة.

تم تعيين كل مجموعة من هذه المجموعات في نظام الترقيم القديم بالأرقام الرومانية والحرف B في النهاية. وكانت المجموعة الأولى ، وهي مجموعة سكانديوم ، هي IIIB (3) والحديد والكوبالت والنيكل VIIIB بسبب تفاعلات متشابهة للغاية (8 و 9 و 10) ، والزنك IIB (12).

كما هو واضح ، فمن الأسهل بكثير التعرف على المجموعات بالأرقام العربية من استخدام الأرقام الرومانية.

المعادن الانتقالية الداخلية

من الفترة 6 من الجدول الدوري ، تبدأ المدارات f في التواجد بنشاط. يجب ملؤها أولاً من المدارات d ؛ وبالتالي ، يتم عادةً فصل عناصرها حتى لا تطيل الجدول كثيرًا.

الفترتان الأخيرتان ، برتقالية ورمادية ، هما المعادن الانتقالية الداخلية ، وتسمى أيضًا اللانثانيدات (الأتربة النادرة) والأكتينيدات. هناك سبعة مدارات f ، والتي تحتاج إلى أربعة عشر إلكترون لملء ، وبالتالي ، يجب أن يكون هناك أربعة عشر مجموعة.

إذا تمت إضافة هذه المجموعات إلى الجدول الدوري ، فسيكون هناك 32 في المجموع (18 + 14) وسيكون هناك إصدار "ممدود":

يتوافق الصف الوردي الفاتح مع اللانتانويدات ، بينما الصف الوردي الغامق يتوافق مع الكرياتينويدات. اللانثانوم ، لا مع Z = 57 ، الأكتينيوم ، AC مع Z = 89 ، وكل الكتلة f تنتمي إلى نفس المجموعة من الفضيحة. لماذا؟ لأن الفضيحة لها الثانية المدارية¹, وهو موجود في بقية اللانثانويدات والاكتينويدات.

لدى La و Ac تكوينات التكافؤ 5d¹6S² و 6 د¹7S². بينما ينتقل إلى اليمين من خلال كلا الصفين ، تبدأ المدارات 4f و 5 f في ملء. بمجرد الانتهاء ، تصل إلى العناصر Lutecio و Lu و laurencio ، Lr.

المعادن وغير المعادن

إذا تركنا خلف طاولة الجدول الدوري ، فمن الملائم أكثر اللجوء إلى الصورة العليا ، حتى في شكلها الطويل. في الوقت الحالي كانت الغالبية العظمى من العناصر المذكورة هي المعادن.

في درجة حرارة الغرفة ، تكون جميع المعادن عبارة عن مواد صلبة (باستثناء الزئبق السائل) بلون رمادي فضي (باستثناء النحاس والذهب). أيضا ، وعادة ما تكون صعبة ومشرقة. على الرغم من أن تلك الموجودة في الكتلة هي لينة وهشة. تتميز هذه العناصر بقدرتها على فقد الإلكترونات وتشكيل الكاتيونات م⁺.

في حالة اللانثانويدات ، يفقدون الإلكترونات الثلاثة 5d¹6S² لتصبح الكاتيونات ثلاثية التكافؤ م³⁺ (كما لا³⁺). السيريوم ، من ناحية أخرى ، قادر على فقد أربعة إلكترونات (Ce⁴⁺).

من ناحية أخرى ، تشكل العناصر غير المعدنية أصغر جزء من الجدول الدوري. هي غازات أو مواد صلبة ذات ذرات مرتبطة تساهميًا (مثل الكبريت والفوسفور). وتقع جميعها في كتلة ص. بتعبير أدق ، في الجزء العلوي من الأخير ، فإن الهبوط إلى الفترات السفلية يزيد من الطابع المعدني (Bi، Pb، Po).

بالإضافة إلى ذلك ، فإن العناصر غير المعدنية بدلاً من فقد الإلكترونات ، تفوز بها. وبالتالي ، فإنها تشكل X الأنيونات^- بشحنات سالبة مختلفة: -1 للهالوجين (المجموعة 17) ، -2 للهالوجين (المجموعة 16 ، الأكسجين).

العائلات المعدنية

يوجد داخل المعادن تصنيف داخلي للتمييز بينهما:

-المعادن المجموعة 1 هي القلوية

-المجموعة 2 ، المعادن الأرضية القلوية (السيد بيكامبارا)

-المجموعة 3 (IIIB) عائلة سكانديوم. تتوافق هذه العائلة مع سكانديوم ، رئيس المجموعة ، الإيتريوم Y ، اللانثانوم ، الأكتينيوم ، وجميع اللانثانويدات والأكتينويدات.

-المجموعة 4 (IVB) ، عائلة التيتانيوم: Ti ، Zr (zirconium) ، Hf (hafnium) و Rf (rutherfordio). كم عدد الإلكترونات التكافؤ لديهم؟ الجواب في مجموعتك.

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

لافلز

تزداد الشخصية المعدنية من اليمين إلى اليسار ومن الأعلى إلى الأسفل. ولكن ما هي الحدود بين هذين النوعين من العناصر الكيميائية؟ يتكون هذا الحد من العناصر المعروفة باسم المعادن ، والتي لها خصائص كل من المعادن وغير المعادن.

يمكن رؤية المواد المعدنية في الجدول الدوري في "الدرج" الذي يبدأ مع البورون ، وينتهي في عنصر الاستاتين المشع. هذه العناصر هي:

-ب: البورون

-السيليكون: نعم

-Ge: الجرمانيوم

-كما: الزرنيخ

-Sb: الأنتيمون

-Te: التيلوريوم

-في: استاتين

يعرض كل عنصر من هذه العناصر السبعة خواص وسيطة تختلف باختلاف البيئة الكيميائية أو درجة الحرارة. إحدى هذه الخصائص هي أشباه الموصلات ، أي أن المعادن هي أشباه الموصلات.

الغازات

في الظروف الأرضية ، العناصر الغازية هي تلك المعادن غير الخفيفة ، مثل النيتروجين والأكسجين والفلور. أيضا ، الكلور والهيدروجين والغازات النبيلة تندرج في هذا التصنيف. من بينها جميعًا ، الغازات النبيلة هي الأكثر رمزية ، نظرًا لانخفاض ميلها للتفاعل والتصرف مثل الذرات الحرة.

الأخير في المجموعة 18 من الجدول الدوري وهي:

-هيليو ، هو

-نيون ، ني

-الأرجون ، Ar

-كريبتون ، كر

-زينون ، Xe

-رادون ، ر

-والأحدث من ذلك كله ، oganneson الغاز النبيلة الاصطناعية ، عوج.

تشترك جميع الغازات النبيلة في تكوين التكافؤ²أرستها⁶. وهذا هو ، لديهم استكمال الثماني قبو.

حالات تجميع العناصر في درجات حرارة أخرى

العناصر في الحالة الصلبة أو السائلة أو الغازية حسب درجة الحرارة وقوة تفاعلاتها. إذا كانت درجة حرارة الأرض حتى تبرد حتى تصل إلى الصفر المطلق (0K) ، فستتجمد جميع العناصر ؛ باستثناء الهيليوم ، والتي من شأنها أن تتكثف.

عند درجة الحرارة القصوى هذه ، تكون بقية الغازات في شكل جليد.

في الطرف الآخر ، إذا كانت درجة الحرارة حوالي 6000 كيلو ، فإن "جميع" العناصر ستكون في حالة غازية. في ظل هذه الظروف ، يمكن ملاحظة السحب حرفيًا من الذهب والفضة والرصاص والمعادن الأخرى.

يستخدم والتطبيقات

كان الجدول الدوري وحده دائمًا وسيظل أداة لاستشارة الرموز والكتل الذرية والهياكل والخصائص الأخرى للعناصر. إنه مفيد للغاية عند إجراء عمليات حسابية متكافئة ، والتي هي ترتيب اليوم في العديد من المهام داخل وخارج المختبر.

ليس ذلك فحسب ، ولكن أيضًا يسمح الجدول الدوري بمقارنة عناصر نفس المجموعة أو الفترة. لذلك ، يمكنك التنبؤ كيف ستكون مركبات معينة من العناصر.

التنبؤ بالصيغ من الأكاسيد

على سبيل المثال ، بالنسبة إلى أكاسيد الفلزات القلوية ، عن طريق امتلاك إلكترون وحيد التكافؤ ، وبالتالي تكافؤ +1 ، من المتوقع أن تكون صيغة أكاسيدها من النوع M.₂O. يتم فحص هذا بأكسيد الهيدروجين ، الماء ، H₂O. أيضا مع أكاسيد الصوديوم ، نا₂يا والبوتاسيوم ، ك₂O.

بالنسبة للمجموعات الأخرى ، يجب أن تحتوي أكاسيدها على صيغة عامة M₂O_ن, حيث n تساوي رقم المجموعة (إذا كان العنصر من الكتلة p ، يتم حساب n-10). وبالتالي ، فإن الكربون ، الذي ينتمي إلى المجموعة 14 ، يشكل ثاني أكسيد الكربون₂ (C₂O₄/ 2) ؛ الكبريت ، من المجموعة 16 ، SO₃ (S₂O₆/ 2) ؛ والنيتروجين ، من المجموعة 15 ، N₂O₅.

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

فالنسيا من العناصر

تُظهر الجداول الدورية (بعضها) التكافؤ المحتمل لكل عنصر. معرفة ذلك ، يمكن للمرء أن تقدير مقدما التسميات مركب وصيغته الكيميائية. ترتبط التكافؤ ، كما ذكر أعلاه ، برقم المجموعة ؛ على الرغم من أنه لا ينطبق على جميع المجموعات.

تعتمد التكافؤ أكثر على البنية الإلكترونية للذرات ، وأي الإلكترونات يمكنها أن تخسرها أو تفوز بها حقًا.

بمعرفة عدد إلكترونات التكافؤ ، يمكن للمرء أيضًا أن يبدأ بهيكل لويس من مركب من هذه المعلومات. وبالتالي يتيح الجدول الدوري للطلاب والمهنيين رسم الهياكل وإفساح المجال لإجراء مسح للهندسة الممكنة والهياكل الجزيئية.

الجداول الرقمية الدورية

في الوقت الحاضر ، أتاحت التكنولوجيا للجداول الدورية أن تكون أكثر تنوعًا وتوفر المزيد من المعلومات للجميع. العديد منهم يجلبون توضيحات ملفتة للنظر لكل عنصر ، بالإضافة إلى ملخص موجز لاستخداماته الرئيسية.

الطريقة التي تتفاعل بها تسرع من فهمهم ودراستهم. يجب أن يكون الجدول الدوري أداة ترضي العين ، ويسهل استكشافها ، والطريقة الأكثر فاعلية لمعرفة عناصرها الكيميائية هي الانتقال من فترات إلى مجموعات.

أهمية الجدول الدوري

حاليا ، الجدول الدوري هو أهم أداة تنظيمية للكيمياء بسبب العلاقات التفصيلية لعناصرها. استخدامه ضروري للطلاب والمعلمين وكذلك للباحثين والعديد من المهنيين المتخصصين في مجال الكيمياء والهندسة.

انظر فقط إلى الجدول الدوري ، تحصل على كمية هائلة من المعلومات بسرعة وفعالية ، مثل:

- الليثيوم (لي) والبريليوم (Be) والبورون (B) يديران الكهرباء.

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

- الليثيوم هو أفضل موصل للثلاثة المسمى ، يليه البريليوم ، وأخيرا البورون (أشباه الموصلات).

وبالتالي ، من خلال تحديد موقع هذه العناصر في الجدول الدوري ، يمكنك أن تستنتج على الفور ميلها إلى التوصيل الكهربائي.

مراجع

1. Scerri، E. (2007). الجدول الدوري: قصته وأهميته. أوكسفورد نيويورك: مطبعة جامعة أكسفورد.
2. Scerri، E. (2011). الجدول الدوري: مقدمة قصيرة جدا. أوكسفورد نيويورك: مطبعة جامعة أكسفورد.
3. مور ، ج. (2003). كيمياء الدمى. نيويورك ، نيويورك: حانة وايلي.
4. فينابل ، ف. ف ... (1896). تطوير القانون الدوري. ايستون ، ولاية بنسلفانيا: شركة النشر الكيميائية.
5. بول ، ب. (2002). المكونات: جولة إرشادية للعناصر. أوكسفورد نيويورك: مطبعة جامعة أكسفورد.
6. بياض ، ديفيس ، بيك وستانلي. الكيمياء. (الطبعة الثامنة). CENGAGE التعلم.
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. فيزياء 2000. (s.f.). 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. الدكتور دوغ ستيوارت. (2018). الجدول الدوري. تم الاسترجاع من: chemicool.com
12. منديز (16 أبريل 2010). منديليف الجدول الدوري. تم الاسترجاع من: quimica.laguia2000.com