الجدول الدوري للعناصر: التاريخ ، الهيكل ، العناصر
يمثل الجدول الدوري للعناصر أداة تسمح باستشارة الخواص الكيميائية للعناصر 118 المعروفة حتى الآن. من الضروري عند إجراء العمليات الحسابية المتكافئة ، التنبؤ بالخصائص الفيزيائية للعنصر ، وتصنيفها ، والعثور على خواص دورية بينها.
تصبح الذرات أثقل عندما تضيف نواتها البروتونات والنيوترونات ، والتي يجب أن تكون مصحوبة أيضًا بإلكترونات جديدة ؛ خلاف ذلك ، فإن الحيادية الكهربائية لن تكون ممكنة. وبالتالي ، فإن بعض الذرات خفيفة للغاية ، مثل الهيدروجين ، والبعض الآخر ، فائق الثقل ، مثل oganeson.
من هو المستحق لمثل هذا القلب في الكيمياء؟ إلى العالم ديمتري منديلييف ، الذي نشر في عام 1869 (منذ 150 عامًا تقريبًا) ، بعد عقد من الدراسات والتجارب النظرية ، أول جدول دوري في محاولة لتنظيم 62 عنصرًا معروفًا في ذلك الوقت.
لهذا ، كان Mendeléyev يعتمد 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. سمح هذا الترتيب بإلقاء 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 لمينديليف مثاليًا واستكمل.
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 كان مكونًا من العناصر الأساسية الأربعة: fier ، ti erra ، gua و aire.
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 أبدا.
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 أكثر تعقيدًا مع ظهور عناصر جديدة.
تطور المخطط
وقعت المحاولات الأولى لإنشاء خريطة نظمت معلومات العناصر الكيميائية في القرن التاسع عشر مع Triad 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 حلزونيًا ورقيًا حيث أظهر رسمًا حلزونيًا (المسمار التيلوري).
في هذا النظام ، يتم ترتيب العناصر بطريقة متزايدة فيما يتعلق بأوزانها الذرية. يتم محاذاة عناصر مماثلة عموديا.
أوكتافيس نيولاندز (1865)
استمرارًا لعمل Döbereiner ، أمر البريطاني جون ألكساندر الملكة 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)
طلب مندليف العناصر الكيميائية بترتيب متزايد فيما يتعلق بالوزن الذري ، ووضع في نفس العمود تلك التي كانت خصائصها متشابهة. من الأجوف في نموذج الجدول الدوري الذي يتنبأ به ظهور عناصر جديدة في المستقبل (بالإضافة إلى التنبؤ بالخصائص التي ينبغي أن يكون لها).
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 ، وفقا لعددهم من البروتونات.
أعلن موسلي عن "القانون الدوري" في عام 1913: "عندما يتم ترتيب العناصر حسب أعدادها 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 الخصائص الكيميائية المماثلة. هناك أعمدة البرتقالي والأصفر والأزرق والأرجواني. المربعات الخضراء ، والتفاحة الخضراء قطري.
لاحظ أن المربعات في الأعمدة الوسطى رمادية اللون ، لذلك يجب أن يكون لكل هذه العناصر شيء مشترك ، وهو أنها عبارة عن معادن انتقالية لها مدارات نصف ممتلئة.
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 اعتباطيين ، 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 الزاوية اليمنى العليا.
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 مدخل فيزياء الكم ومكونات التكوينات الإلكترونية لفهم 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 ؛ و صف 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 لبا.
مجموعة
مع مرور فترة نجد أن الكتلة ، وعدد البروتونات والإلكترونات يزداد. في نفس العمود أو المجموعة ، على الرغم من اختلاف الكتلة والبروتونات ، فإن عدد الإلكترونات في غلاف التكافؤ هو نفسه.
على سبيل المثال ، في العمود الأول أو المجموعة الأولى ، لدى H إلكترون واحد في المدار 1s1 ، مثل Li (2s1) ، والصوديوم (3s1) ، والبوتاسيوم (4s1) وهكذا حتى الفرنسيوم (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 اثنين من الإلكترونات 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 فترات المربعات الرمادية في اجتيازها: 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 بين هذه الإلكترونات الستة ، أربعة تكافؤ . لهذا السبب ، التكوين الإلكتروني هو [He] 2s22p2. [هو] يشير إلى الإلكترونين 1s2 من الطبقة المغلقة ، ونظريا لا يشاركان في تكوين 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 وليس إلى مجموعة 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 ، وأنت تنحدر عبر 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 ، فإن التكوين الإلكتروني له هو 1s2 وبالتالي ينتمي إلى هذه الكتلة.
بلوك ص
على عكس الكتلة s ، تمتلئ عناصر هذه الكتلة المدارات بالكامل ، في حين أن مدارات p المدارية تواصل امتلاء الإلكترونات. تكون التكوينات الإلكترونية للعناصر التي تنتمي إلى هذه الكتلة من النوع ns2np1-6 (يمكن أن تحتوي المدارات p على واحد أو حتى ستة إلكترونات لملءها).
لذلك ، في أي جزء من الجدول الدوري هذه الكتلة؟ على اليمين: المربعات الخضراء والأرجوانية والأزرق ؛ وهذا هو ، العناصر غير المعدنية والمعادن الثقيلة ، مثل البزموت (Bi) والرصاص (Pb).
بدءًا من البورون ، مع التكوين الإلكتروني ns2np1 ، يضيف الكربون الموجود على يمينه إلكترونًا آخر: 2s22p2. بعد ذلك ، التكوينات الإلكترونية للعناصر الأخرى من الفترة 2 من الكتلة p هي: 2s22p3 (النيتروجين) ، 2s22p4 (الأكسجين) ، 2s22p5 (الفلور) و 2s22p6 (النيون).
إذا نزلت إلى الفترات السفلية ، سيكون لديك مستوى الطاقة 3: 3s23p1-6 ، وهكذا حتى نهاية الكتلة p.
لاحظ أن الشيء الأكثر أهمية في هذه الكتلة هو أنه من الفترة 4 ، امتلأت عناصره المدارات تمامًا (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 التكافلي. بمعنى آخر: إنها عناصر الكتل s و p.
تميزت مجموعاتهم عن الآخرين بحرف A في النهاية. وهكذا ، كان 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. وطوال هذه الفترات ، يملأون مداراتهم (د) ، وهي خمس ، وبالتالي يمكن أن يكون لديهم 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 يتضح ، من الأسهل بكثير التعرف على المجموعات بالأرقام العربية من استخدام الأرقام الرومانية.
الانتقال المعادن 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 مداري nd1 ، وهو موجود في بقية اللانثانويدات والأكتينويدات.
لدى La و Ac تكوينات التكافؤ 5d16s2 و 6 d17s2. بينما يتحرك 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 ، جميع المعادن هي مواد صلبة (باستثناء الزئبق ، وهو سائل) فضة رمادية (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 وتكوين الكاتيونات M +.
في حالة اللانثانويدات ، يفقدون إلكترونات 5d16s2 الثلاثة لتصبح كيانات M3 + ثلاثية التكافؤ (مثل La3 +). 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 لها 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 الأنيونات X مع شحنة سالبة مختلفة: -1 للهالوجين (المجموعة 17) ، و -2 للعناصر المميتة (المجموعة 16 ، الأكسجين).
العائلات المعدنية
يوجد داخل المعادن تصنيف داخلي للتمييز بينهما:
- معادن المجموعة 1 قلوية
- المجموعة 2 ، المعادن الأرضية القلوية (السيد بيكامبارا)
- مجموعة سكانديوم من الفئة 3 (IIIB). تتوافق هذه العائلة مع سكانديوم ، رئيس المجموعة ، من 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 بـ البورون ، وينتهي في عنصر الاستاتين المشع. هذه العناصر هي:
-B: البورون
سيليسيو: نعم
-Ge: الجرمانيوم
-كما: الزرنيخ
-Sb: الأنتيمون
-Te: التيلوريوم
-في: أستاتين
يعرض كل عنصر من هذه العناصر السبعة خواص وسيطة تختلف باختلاف البيئة الكيميائية أو درجة الحرارة. واحدة من 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. جميعها ، الأكثر رمزية هي الغازات النبيلة ، بسبب ميلها المنخفض إلى التفاعل والتصرف مثل الذرات الحرة.
الأخير في المجموعة 18 من الجدول الدوري وهي:
هيليو ، هو
نيون ، ني
أرجون ، Ar
-كريبتون ، كر
زينون ، Xe
رادون ، ر
- والأحدث من ذلك كله ، oganneson الغاز النبيلة الاصطناعية ، عوج.
تشترك جميع الغازات النبيلة في تكوين التكافؤ ns2np6 ؛ وهذا هو ، لديهم استكمال الثماني التكافؤ.
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 ، "جميع" العناصر ستكون في حالة غازية. في ظل هذه الظروف ، يمكن ملاحظة السحب من الذهب والفضة والرصاص والمعادن الأخرى.
يستخدم والتطبيقات
كان الجدول الدوري وحده دائمًا وسيظل أداة لاستشارة الرموز والكتل الذرية والهياكل والخصائص الأخرى للعناصر. يكون مفيدًا جدًا عند إجراء عمليات حسابية متكافئة ، وهي ترتيب اليوم في العديد من المهام داخل وخارج المختبر.
ليس ذلك فحسب ، ولكن أيضًا يسمح الجدول الدوري بمقارنة عناصر نفس المجموعة أو الفترة. وبالتالي ، يمكن التنبؤ كيف ستكون بعض المركبات 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 M2 O. يتم التحقق من ذلك باستخدام الأكسيد الهيدروجين والماء ، H 2 O. أيضا مع أكاسيد الصوديوم ، Na 2 O ، والبوتاسيوم ، K 2 O.
بالنسبة للمجموعات الأخرى ، يجب أن تحتوي أكاسيدها على صيغة عامة M 2 O n ، 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 الكربون (C 2 O 4/2 ) ؛ الكبريت ، المجموعة 16 ، SO 3 (S 2 O 6/2 ) ؛ والنيتروجين ، من المجموعة 15 ، N 2 O 5 .
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
توضح الجداول الدورية (بعضها) التكافؤ المحتمل لكل عنصر. معرفة ذلك ، يمكن للمرء أن يقدر مقدما تسميات مركب وصيغته الكيميائية. ترتبط التكافؤ ، كما ذكر أعلاه ، برقم المجموعة ؛ على الرغم من أنه لا ينطبق على جميع المجموعات.
تعتمد التكافؤ بدرجة أكبر على البنية الإلكترونية للذرات ، وأي الإلكترونات يمكنها أن تخسرها أو تفوز بها حقًا.
من خلال معرفة 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 لاستخداماتهم 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 الأداة التنظيمية الأكثر أهمية في الكيمياء 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 (Li) والبريليوم (Be) والبورون (B) يقومون بالكهرباء.
- 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.
