الجدول الدوري والخواص الدورية

التطور التاريخي للجدول الدوري
لقد جرت محاولات عديدة لغرض تصنيف العناصر وبطرق مختلفة
? يعتبر أرسطو عام 330 ق م العناصر أربعة عناصرهي الأرض والهواء والنار والماء وفي عام 1770صنف لافوازييه 33 عنصر.وفرق بين الفلزات (المعادن) واللافلزات 1828 صنع جدولا للعناصر وأوزانها الذرية ووضع للعناصر رموزها الكيماوية وفي عام 1829 وضع دوبرينر ثلاثة جداول بها ثلاثة مجموعات كل مجموعة تضم 3 عناصر متشابهة الخواص

1 – تصنيف دوبراينر : تمكن العالم دوبراينر Dobereiner في عام 1817من ترتيب العناصر في مجاميع ثلاثية عندما كان عدد العناصر المعروفة محدودا سميت بالثلاثيات triades بحيث يكون الفرق بين الكتل الذرية للعناصر ثابتا تقريبا مثل الكالسيوم والسترانتيوم والباريوم او الكلور والبروم واليود .وبين ان الكتلة الذرية للعنصر الثاني تمثل المتوسط الحسابي لقيمتي العنصرين كما انها تتشابه في الخواص الكيميائية وتمكن الكيميائيون في 1850 من احصاء 20 ثلاثية وكانت تمثل اول مظهر لوجود توافق في توزيع هذه العناصر .
2-تصنيف نيولاندز:بعد ان اصبح عدد العناصر المعروفة 63 عنصرا رتب نيولاندز هذه العناصر وفقا لتزايد كتلها الذرية على شكل مجوعات يتكون كل منها من ثمانية عناصر فوجد انه اذا بدأ بعنصر ما فان العنصر الثامن يشبه العنصر الاول في خواصه الكيميائية واطلق عليها قانون الثمانيات Octaves وقد نجح هذا الانتظام لاول 15 عنصرا معروفه في ذلك الوقت ويرجع ذلك الى عدم دقة الكتل الذرية من جهة والى عدم تركه اماكن شاغرة لعناصر لم تكن معروفة في ذلك الوقت كما هو في الشكل :
العنصر العنصر العنصر
Cl F H
K Na Li
Ca Mg Be
Al B
Si C
P N
S O
3-تصنيف مندليف:
في عام 1834-1907عالج مندليف المشكلة بعد ان ازداد عدد العناصر ليصبح 86 عنصرا اذ قام بترتيبها وفق تزايد كتلها الذرية ووضع العناصر المتشابهة في الصفات ضمن عمود واحد وبروز ظاهرة الدورية فيمايخص الخواص.ترك مندليف فراغات في جدوله لعناصر لم تكن مكتشفة بعد حيث توقع وجود عناصر توافق هذه الفراغات .ففي عام 1886 تم اكتشاف عنصر الجرمانيوم وطابقت صفاته احد المواقع الفارغة في جدول مندليف.في عام 1895 قدم مندليف النموذج الاول لجدوله.
4-تصنيف وليام رامساي:اكتشف العالم الاسكتلندي وليام رامساي عناصر الارغون والهليوم ولم يتوقع اي مكان لهذه العناصرذات الاستقرار الكيميائي العالي في جدول مندليف واستنادا على تماثلها في خصائصها تم اضافة عمود لها في الجدول الدوري بعد الهالوجينات
5- تصنيف موزلي:تمكن العالم موزلي في 1914 من تحديد عدد بروتونات كل عنصر عن طريق اشعة X واستنتج ان البنية الالكترونية تكون اساسا لتصنيف العناصر افضل من الكتلة الذرية ،اذ ترتب العناصر وفقا لتزايد ارقامها الذرية ونلاحظ نفس الدورية فيمايخص الخصائص الفيزياوية والكيمياوية وبتطور الكيمياء وازدياد المعرفة تبين ان خواص العنصر هي تابع دوري لاعدادها الذرية وليس لاوزانها الذرية مما ادى الى تصويب جدول مندليف الى جدول حديث يعرف بجدول سيبورغ.
6-جدول سيبورغ : في عام 1945 قدم الكيميائي الامريكي سيبورغ Seaborg T.Glenn من اجراء توزيع يتميز بترتيب افقي (الدورات) واعمدة شاقولية (العائلات الكيميائية) حيث اعتمد التصنيف على ان العناصر مرتبة وفق تزايد ارقامها الذرية وترتيب العناصر التي تمتلك نفس العدد من الالكترونات في المدار الخارجي في نفس العمود حيث يبرز سطر جديد كلما ازداد مدار الكتروني جديد .

يحتوي الجدول الدوري على (7) دورات أفقية و(8) مجاميع عمودية وتبعاَ لنوع الغلاف الثانوي الأخير تم تقسيمها إلى الأصناف التالية :
1- العناصر الممثلة Elements Representaive:
هذه العناصر تمتلك أغلفة ثانوية غير مشبعة بالألكترونات من نوع S و P وتمثلها الزمر (IA,IIA) والتي يكون فيها الغلاف S غير ممتلئ بالألكترونات وتتصرف هذه العناصر كفلزات في حين يكون الغلاف الثانوي من نوع P غير ممتلئ بالألكترونات لعناصر الزمر (IIIA-VIIA) والتي يتصرف قسم منها كلافلزات والقسم الآخر كأشباه فلزات.
2- الغازات النبيلة Noble Gases
هذه العناصر تمثلها المجموعة الثامنة (VIII A) وتسمى عناصر المجموعة الصفرية أيضاَ حيث تمتاز هذه العناصر بكوّن جميع أغلفتها تكون مملؤة كليا بالألكترونات وموقعها في أقصى الجدول الدوري .
3- العناصر الإنتقالية Transition Metals
هذه العناصر تمثلها المجاميع (IB-VIIB) والتي تمتلك غلافا ثانويا خارجيا من النوع (d) غير

ممتلئ كليا بالألكترونات حيث وضعت هذه العناصر في منتصف الجدول الدوري وجميعها فلزات.
4- العناصر الأنتقالية الداخلية Inner Transition Metals
تمتلك هذه العناصر غلافا ثانويا من النوع (f) وتتألف من 14 عنصرا والتي وضعت أسفل الجدول الدوري وتسمى أيضا بعناصر اللانثانات والأكتينات .
أما بالنسبة للدورات الأفقية فتبدأ من فلز قلوي من عناصر الركن (S) وتنتهي بعنصر من عناصر الغازات النبيلة وهي مرتبة كما يأتي :
1- الدورة الأولى (n=1) تحتوي فقط عنصرين هما H1 و He2.
2- الدورتين الثانية (n=2) والثالثة (n=3) كل منهما تحتوي 8 عناصر:
2 nd period = Li(3) Ne (10)
3 rd period = Na (11) Ar (18)
3- الدورات الرابعة (n=4) والخامسة (n=5) كل منهم تحتوي 18 عنصر :
4 th period = K(19) Kr (36)
5 th period = Rb(37) Xe (36)
4- الدورة السادسة (n=6) تحتوي على 36 عنصر:
6 th period = Cs(55) Rn (86)
5- الدورة السابعة (n=7) وهي دورة غير مكتملة تحتوي على 23 عنصر :
Fr (87) Ha (105)

1- الحجب Shielding
تؤثر مقدار قوة جذب النواة لأي ألكترون متواجد ضمن الأغلفة الثانوية على مقدار الطاقة اللازمة لأنتزاع ذلك الألكترون , فمثلا الألكترون المتواجد في 1S يحس بالشحنة النووية المؤثرة Z* ( التي تمثل قوة جذب النواة لذلك الألكترون ) أكثر من الألكترون المتواجد في الغلاف 2S ويمكن حساب الشحنة النووية المؤثرة Z* من خلال الصيغة :
Z*= Z- S
Z*: الشحنة النووية المؤثرة
Z: العدد الذري S: ثابت الحجب
يمكن حساب ثابت الحجب Shielding Constant بإتباع قواعد معينة وضعت من قبل العالم سليتر Slater وكما يأتي:
? قواعد سليتر لحساب ثابت الحجب لأي ألكترون يقع في الغلاف من النوع nS أو nP:
1- يكتب الترتيب الألكتروني للعنصر حسب الترتيب الاتي:
(1S) (2S 2P) (3S 3P) (3d) (4S 4P) (4d) (4f) ……..,ect.
2-أي ألكترون في يمين nS أو nP لايدخل ضمن حساب ثابت الحجب.
3- كل الألكترونات الواقعة ضمن نفس المدار للألكترون المعني ( كل الألكترونات ضممن المدار n) تحجب بمقدار (0.35) من الشحنة النووية المؤثرة .
4- كل الألكترونات ضمن المدار (n-1) للألكترون تحجب بمقدار (0.85) .
5- كل الألكترونات ضمن المدار (n-2) فما دون تحجب بمقدار (1).
مثال : أحسب الشحنة النووية المؤثرة لألكترون التكافؤ الأخير لذرة 7N:
7N 1S2 2S2P3
(1S)2 (2S 2P)5
S=( 4*0.35 ) + (2* 0.85)= 3.10
Z* =Z-S = 7-3.10 = 3.9
مثال : أحسب مقدار الشحن النووية المؤثرة للألكترون الرابع في ذرة 7N:
7N 1S2 2S2P3
(1S)2 (2S 2P)5
وللألكترون الرابع يعني الموجود في (2S)
S=(1* 0.35) + (2* 0.85) =
Z*= Z-S= 7-
مثال : أحسب مقدار Z* للألكترون الأخير في ذرة الفسفور 15P:
15P 1S2 2S2 2P6 3S2 3P3
(1S)2 (2S2P)8 (3S3P)5
S= (4*0.35) + (8*0.85) +(2*1) = 10.20
Z*= Z-S = 15 – 10.20 = 4.80
? قواعد سليتر لحساب ثابت الحجب لأي ألكترون يقع في الغلاف من نوع (n d) أو (nf)
1- - يكتب الترتيب الألكتروني للعنصر حسب الترتيب الاتي:
(1S) (2S 2P) (3S 3P) (3d) (4S 4P) (4d) (4f) ……..,ect.
2- أي ألكترون في يمين nd أو nf لايدخل ضمن حساب ثابت الحجب.
3- الألكترونات المتبقية في نفس الغلاف nd أوn f تحجب بمقدار (0.35) لأما بقية الألكترونات بأجمعها فتحجب حجبا كاملا.

مثال : أحسب الشحنة النووية المؤثرةZ* التي يحس بها الألكترون التكافؤي (4S) والألكترون الأخير في (3d) لذرة الخارصين 30Zn
30 Zn 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d10 4S2
(1S)2 (2S 2P)8 (3S 3P)8 (3d)10 (4S)2
* للألكترون الأخير 4S :
S=( 1* 0.35) + (18*0.85) +( 10*1) = 25.65
Z*= 30-25.65 = 4.35


* للألكترون الأخير 3d:
S= (9* 0.35) + (18*1) =21.15
Z* = Z-S = 30 – 21.15 = 8.85
ولهذا فإن مقدار الشحنة النووية المؤثرة يزداد في الدورة الواحدة بزيادة العدد الذري وتقل في الزمرة الواحدة بزيادة العدد الذري .
2- نصف القطر الذري Atomic Radii
وجد أن الكثير من الخصائص الفيزيائية كالكثافة ودرجة الغليان ودرجة الأنصهار لها علاقو بحجوم الذرات وبما أنه من غير الممكن عزل الذرات كذرات مفردة لذا فقد تم قياس نصف القطر الذري بصورة غير مباشرة من خلال قياس المسافة بين نواتي ذرتين متآصرتين في جزيئات الغازات أو بين نواتي أيونين في الحالة الصلبة ( البلورة).


لوحظ أن نصف القطر الذري يزداد بزيادة العدد الذري لعناصر المجموعة الواحدة كلما أتجهنا من الأعلى ألى الأسفل بسبب زيادة عدد الأغلة الثانوية في حين يقل نصف القطر الذري في الزمرة الواحدة بزيادة العدد الذري أي كلما أتجهنا من اليسار ألى اليمين بسبب الزيادة في الشحنة النووية المؤثرة في الوقت الذي يبقى فية عدد الأغلفة الثانوية ثابتا.
3- طاقة التأين أو جد التأين Ionic Energy or Ionic Potential
يعرف جهد التأين بأنه أقل طاقة لازمة لأنتزاع ألكترون من ذرة غازية وهي في أدنى حالات الطاقة لأنتاج أيون موجب .

تسمى طاقة التأين اللازمة لأنتزاع ألكترون واحد من الذرة الغازية بطاقة التأين الأولى (IP1) وتدعى طاقة التأين اللازمة لأنتزاع الألكترون الثاني بطاقة التأين الثانية (IP2) وهكذا .

لقد لوحظ أن طاقة التأين تزداد تبعا للترتيب الآتي :

وتعتمد قيمة طاقة التأين على العوامل الآتية:
1- مقدار الشحنة النووية المؤثرة والتي تعتمد بدورها على مدى حجب الألكترونات الأخرى.
2- المسافة بين الألكترون والنواة أو بمعنى آخر أدق طول نصف القطر الأكثر أحتمالا لهذا الألكترون .
3- مدى نفاذية الألكترون للسحابة الألكترونية للألكترونات الأخرى حيث أن نفاذية الألكترونات تقل في هذا الأتجاه : S P d f
4- مقدار شحنة الأيون الموجب , حيث تزداد طاقة التأين بزيادة شحنة الأيون الموجب.
ويعطي الشكل الآتي أيضاحا مبسطا على أن جهد التأين يقل في الزمرة الواحدة مع زيادة العدد الذري في حين يزداد جهد التأين في الدورة الواحدة كلما زاد العدد الذري نتيجة لأنكماش حجوم الذرات في الدورة الواحدة نتيجة الزيادة في الشحنة النووية المؤثرة .
3- الألفة الألكترونية Electron Affinity
يمكن تعريف الألفة الألكترونية بأنها الطاقة المتحررة عند إتحاد ذرة غازية متعادلة وهي في أدنى حالانت الطاقة معطية الأيون السالب الأحادي الشحنة الغازي وكما مبين أدناه :


ومن هذا نتوقع أن العناصر التي لها طاقة تأين عالية لها ألفة ألكترونية عالية أيضا , ولذا نلاحظ أن مقدار الألفة الألكترونية يقل لعناصر الزمرة الواحدة مع زيادة العدد الذري ويزداد لعناصر الدورة الواحدة مع زيادة العدد الذري .
4- السالبية الكهربائية Electronegativity
يمكن تعريف السالبية الكهربائية حسب مفهوم بولنك Pauling بأنها ( قوة ذرة في جزيءة على جذب الألكترونات نحوها) فمن خلال هذا المفهوم يمكن معرفة بأن السالبية الكهربائية هي خاصية تمتاز بها الذرة عندما تكون متحدة مع غيرها من الذرات وليس في حالتها المفردة .
يمكن أعتماد طريقة مليكان Mulikan لحساب السالبية الكهربائية لأي عنصر على فكرة بأن السالبية الكهربائية هي معدل طاقتين هما ( طاقة التأين وطاقة الألفة الألكترونية ) وكما مبين من العلاقة الآتية:



XA : السالبية الكهربائية للذرةA
IPA : طاقة التأين للذرةA
EAA : الألفة الأكترونية للذرةA
من جانب آخر أستخدم باولنك فكرة السالبية الكهربائية لتفسير طاقة الآصرة التساهمية بين ذرتين مختلفتين (AB) من خلال المتوسط الحسابي للأواصر (A-A) (B-B):

D (A-B): طاقة الآصرة A-B.
D(A-A), D(B-B) : طاقة الآصرتين A-A وB-B على التوالي .
?AB : طاقة الروزونانس ( الرنين ) والتي يمكن حسابها من المعادلة
?AB= 23.06 ( XA –XB )2
XA , XB : السالبية الكهربائية للذرتين A و B.