كيف تستخدم الجدول الدوري؟ بالنسبة لشخص غير مبتدئ ، فإن قراءة الجدول الدوري يشبه النظر إلى الأحرف الرونية القديمة للجان بحثًا عن جنوم. ويمكن للجدول الدوري أن يخبرنا الكثير عن العالم.
إلى جانب حقيقة أنه سيخدمك في الامتحان ، فإنه ببساطة لا يمكن الاستغناء عنه في حل عدد كبير من المشكلات الكيميائية والفيزيائية. لكن كيف تقرأه؟ لحسن الحظ ، يمكن لأي شخص اليوم تعلم هذا الفن. ستوضح لك هذه المقالة كيفية فهم الجدول الدوري.
الجدول الدوري للعناصر الكيميائية (الجدول الدوري) هو تصنيف للعناصر الكيميائية ، والذي يحدد اعتماد الخصائص المختلفة للعناصر على شحنة النواة الذرية.
تاريخ إنشاء الجدول
لم يكن ديمتري إيفانوفيتش مندليف كيميائيًا بسيطًا ، إذا كان أي شخص يعتقد ذلك. كان كيميائيًا ، وفيزيائيًا ، وجيولوجيًا ، وعالم قياس ، وعالم بيئة ، واقتصادي ، ورجل نفط ، ورائد طيران ، وصانع أدوات ، ومعلمًا. خلال حياته ، تمكن العالم من إجراء الكثير من الأبحاث الأساسية في مختلف مجالات المعرفة. على سبيل المثال ، يُعتقد على نطاق واسع أن مندليف هو الذي حسب القوة المثالية للفودكا - 40 درجة.
لا نعرف كيف شعر مندلييف تجاه الفودكا ، لكننا نعلم على وجه اليقين أن أطروحته حول موضوع "الحديث عن مزيج الكحول والماء" لا علاقة لها بالفودكا واعتبرت تركيزات الكحول من 70 درجة. مع كل مزايا العالم ، فإن اكتشاف القانون الدوري للعناصر الكيميائية - وهو أحد القوانين الأساسية للطبيعة ، قد جلب له شهرة واسعة.
هناك أسطورة وفقًا لها يحلم العالم بالنظام الدوري ، وبعد ذلك كان عليه فقط تنقيح الفكرة التي ظهرت. ولكن ، إذا كان كل شيء بهذه البساطة .. فإن هذا الإصدار من إنشاء الجدول الدوري ، على ما يبدو ، ليس أكثر من أسطورة. عندما سُئل عن كيفية فتح الطاولة ، أجاب ديمتري إيفانوفيتش نفسه: " لقد كنت أفكر في ذلك منذ عشرين عامًا ، لكنك تعتقد: كنت جالسًا وفجأة ... انتهى الأمر ".
في منتصف القرن التاسع عشر ، قام العديد من العلماء في نفس الوقت بمحاولات لترتيب العناصر الكيميائية المعروفة (63 عنصرًا معروفًا). على سبيل المثال ، في عام 1862 ، وضع ألكسندر إميل شانكورتوا عناصر على طول خط حلزوني ولاحظ التكرار الدوري للخصائص الكيميائية.
اقترح الكيميائي والموسيقي جون ألكسندر نيولاندز نسخته الخاصة من الجدول الدوري في عام 1866. حقيقة مثيرة للاهتمام هي أن العالم حاول إيجاد بعض التناغم الموسيقي الغامض في ترتيب العناصر. من بين المحاولات الأخرى كانت محاولة مندليف التي توجت بالنجاح.
في عام 1869 ، تم نشر المخطط الأول للجدول ، ويعتبر 1 مارس 1869 يوم فتح القانون الدوري. كان جوهر اكتشاف مندليف هو أن خصائص العناصر التي تزداد الكتلة الذرية لا تتغير بشكل رتيب ، ولكن بشكل دوري.
احتوى الإصدار الأول من الجدول على 63 عنصرًا فقط ، لكن Mendeleev قدم عددًا من الحلول غير القياسية للغاية. لذا ، فقد خمّن أنه ترك مساحة في الجدول للعناصر غير المكتشفة التي لم تكتشف بعد ، كما قام بتغيير الكتل الذرية لبعض العناصر. تم تأكيد صحة القانون الأساسية التي استنتجها مندليف قريبًا جدًا ، بعد اكتشاف الغاليوم والسكانديوم والجرمانيوم ، والتي تنبأ العلماء بوجودها.
عرض حديث للجدول الدوري
يوجد أدناه الجدول نفسه
اليوم ، لترتيب العناصر ، بدلاً من الوزن الذري (الكتلة الذرية) ، يتم استخدام مفهوم العدد الذري (عدد البروتونات في النواة). يحتوي الجدول على 120 عنصرًا ، تقع من اليسار إلى اليمين بترتيب تصاعدي للعدد الذري (عدد البروتونات)
أعمدة الجدول هي ما يسمى المجموعات ، والصفوف هي الفترات. هناك 18 مجموعة و 8 فترات في الجدول.
- تنخفض الخصائص المعدنية للعناصر عند التحرك على طول الفترة من اليسار إلى اليمين ، وتزداد في الاتجاه المعاكس.
- تقل أحجام الذرات عند الانتقال من اليسار إلى اليمين على طول الفترات.
- عند الانتقال من أعلى إلى أسفل في المجموعة ، تزداد الخصائص المعدنية المختزلة.
- تزداد الخواص المؤكسدة وغير المعدنية عند التحرك على طول الفترة من اليسار إلى اليمين.
ماذا يمكن أن نتعلم عن عنصر من الجدول؟ على سبيل المثال ، لنأخذ العنصر الثالث في الجدول ، وهو الليثيوم ، ونفكر فيه بالتفصيل.
بادئ ذي بدء ، نرى رمز العنصر نفسه واسمه تحته. يوجد في الزاوية اليسرى العلوية الرقم الذري للعنصر ، الذي يوجد به العنصر في الجدول. العدد الذري ، كما ذكرنا سابقًا ، يساوي عدد البروتونات في النواة. عادة ما يساوي عدد البروتونات الموجبة عدد الإلكترونات السالبة في الذرة (باستثناء النظائر).
يشار إلى الكتلة الذرية تحت العدد الذري (في هذا الإصدار من الجدول). إذا قمنا بتقريب الكتلة الذرية إلى أقرب عدد صحيح ، نحصل على ما يسمى بالعدد الكتلي. يعطي الفرق بين العدد الكتلي والعدد الذري عدد النيوترونات في النواة. إذن ، عدد النيوترونات في نواة الهليوم هو اثنان وفي الليثيوم - أربعة.
لذلك انتهت دورتنا التدريبية "الجدول الدوري للدمى". في الختام ندعوكم لمشاهدة فيديو موضوعي ونأمل أن يصبح السؤال عن كيفية استخدام الجدول الدوري أوضح لكم. نذكرك أنه من الأفضل دائمًا دراسة موضوع جديد ليس بمفرده ، ولكن بمساعدة معلم متمرس. لهذا السبب ، يجب ألا تنسى أبدًا خدمة الطلاب ، والتي ستشاركك بكل سرور معرفتها وخبرتها معك.
كان اكتشاف الجدول الدوري للعناصر الكيميائية من قبل ديمتري مندليف في مارس 1869 بمثابة اختراق حقيقي في الكيمياء. تمكن العالم الروسي من تنظيم المعرفة حول العناصر الكيميائية وتقديمها في شكل طاولة ، والتي يجب على الطلاب الآن دراستها في دروس الكيمياء. أصبح الجدول الدوري أساس التطور السريع لهذا العلم المعقد والمثير للاهتمام ، وتاريخ اكتشافه محاط بالأساطير والأساطير. لكل مهتم بالعلوم ، سيكون من المثير للاهتمام معرفة الحقيقة حول كيفية اكتشاف مندليف لجدول العناصر الدورية.
تاريخ الجدول الدوري: كيف بدأ كل شيء
جرت محاولات لتصنيف العناصر الكيميائية المعروفة وتنظيمها قبل فترة طويلة من ديمتري مندليف. اقترح علماء مشهورون مثل Debereiner و Newlands و Meyer وغيرهم أنظمتهم من العناصر. ومع ذلك ، نظرًا لعدم وجود بيانات حول العناصر الكيميائية وكتلها الذرية الصحيحة ، لم تكن الأنظمة المقترحة موثوقة تمامًا.
بدأ تاريخ اكتشاف الجدول الدوري في عام 1869 ، عندما أخبر عالم روسي في اجتماع للجمعية الكيميائية الروسية زملائه عن اكتشافه. في الجدول الذي اقترحه العالم ، تم ترتيب العناصر الكيميائية اعتمادًا على خصائصها ، بشرط أن تكون قيمة وزنها الجزيئي.
كانت إحدى السمات المثيرة للاهتمام في الجدول الدوري هي وجود خلايا فارغة ، والتي كانت في المستقبل مليئة بالعناصر الكيميائية المفتوحة التي تنبأ بها العلماء (الجرمانيوم ، الغاليوم ، سكانديوم). منذ اكتشاف الجدول الدوري ، تم استكماله وتصحيحه عدة مرات. جنبا إلى جنب مع الكيميائي الاسكتلندي ويليام رامزاي منديليف أضاف مجموعة من الغازات الخاملة (المجموعة الصفرية) إلى الجدول.
في المستقبل ، ارتبط تاريخ الجدول الدوري لمندليف ارتباطًا مباشرًا بالاكتشافات في علم آخر - الفيزياء. يستمر العمل على جدول العناصر الدورية حتى يومنا هذا ، ويضيف العلماء المعاصرون عناصر كيميائية جديدة عند اكتشافها. من الصعب المبالغة في تقدير قيمة النظام الدوري لديمتري مندليف ، لأنه بفضله:
- تم تنظيم المعرفة بخصائص العناصر الكيميائية المكتشفة بالفعل ؛
- الآن من الممكن التنبؤ باكتشاف عناصر كيميائية جديدة ؛
- بدأت فروع الفيزياء في التطور مثل فيزياء الذرة وفيزياء النواة ؛
هناك العديد من الخيارات لتصوير العناصر الكيميائية وفق القانون الدوري ، لكن الخيار الأكثر شهرة وانتشارًا هو الجدول الدوري المألوف للجميع.
أساطير وحقائق حول إنشاء الجدول الدوري
أكثر المفاهيم الخاطئة شيوعًا في تاريخ اكتشاف الجدول الدوري هي أن العالم رآه في المنام. في الواقع ، دحض ديمتري مندليف نفسه هذه الأسطورة وذكر أنه كان يفكر في القانون الدوري لسنوات عديدة. لتنظيم العناصر الكيميائية ، كتب كل منها على بطاقة منفصلة ودمجها مرارًا وتكرارًا مع بعضها البعض ، ورتبهم في صفوف اعتمادًا على خصائصهم المتشابهة.
يمكن تفسير أسطورة الحلم "النبوي" للعالم من خلال حقيقة أن مندليف عمل على تنظيم العناصر الكيميائية لأيام متتالية ، مما أدى إلى توقفه عن النوم لفترة قصيرة. ومع ذلك ، فإن العمل الجاد والموهبة الطبيعية للعالم فقط هي التي أعطت النتيجة التي طال انتظارها وضمنت شهرة عالمية لدميتري مندليف.
يضطر العديد من الطلاب في المدرسة ، وأحيانًا في الجامعة ، إلى التعلم أو على الأقل التنقل تقريبًا في الجدول الدوري. لهذا ، يجب ألا يكون لدى الشخص ذاكرة جيدة فحسب ، بل يجب أن يفكر أيضًا بشكل منطقي ، ويربط العناصر في مجموعات وفئات منفصلة. تعد دراسة الجدول أسهل بالنسبة لأولئك الأشخاص الذين يحافظون باستمرار على دماغهم في حالة جيدة من خلال تلقي التدريبات على BrainApps.
الجدول الدوري - مجموعة مرتبة من العناصر الكيميائية ، تصنيفها الطبيعي ، وهو تعبير رسومي (جدولي) للقانون الدوري للعناصر الكيميائية. تم تطوير هيكلها ، في العديد من النواحي المشابهة للهيكل الحديث ، بواسطة DI Mendeleev على أساس القانون الدوري في 1869-1871.
كان النموذج الأولي للنظام الدوري هو "تجربة نظام من العناصر على أساس وزنها الذري والتشابه الكيميائي" ، جمعت من قبل D.I. وفترات العناصر. نتيجة لذلك ، اكتسب هيكل النظام الدوري مخططات حديثة إلى حد كبير.
أصبح مفهوم مكان عنصر في النظام ، الذي تحدده أعداد المجموعة والفترة ، مهمًا لتطوره. بناءً على هذا المفهوم ، توصل مندليف إلى استنتاج مفاده أنه من الضروري تغيير الكتل الذرية لبعض العناصر: اليورانيوم والإنديوم والسيريوم وأقمارها الصناعية. كان هذا أول تطبيق عملي للجدول الدوري. كان مندليف أيضًا أول من توقع وجود وخصائص العديد من العناصر غير المعروفة. وصف العالم بالتفصيل أهم خصائص الإكالومينيوم (الغاليوم المستقبلي) ، والإيكابور (سكانديوم) والإكاسيليكون (الجرمانيوم). بالإضافة إلى ذلك ، توقع وجود نظائر المنغنيز (مستقبل التكنيتيوم والرينيوم) ، التيلوريوم (البولونيوم) ، اليود (الأستاتين) ، السيزيوم (فرنسا) ، الباريوم (الراديوم) ، التنتالوم (البروتكتينيوم). كانت تنبؤات العالم بشأن هذه العناصر ذات طبيعة عامة ، حيث كانت هذه العناصر موجودة في مناطق تمت دراستها بشكل سيئ في النظام الدوري.
كانت الإصدارات الأولى من الجدول الدوري من نواح كثيرة مجرد تعميم تجريبي. بعد كل شيء ، كان المعنى المادي للقانون الدوري غير واضح ، ولم يكن هناك تفسير لأسباب التغيير الدوري في خصائص العناصر ، اعتمادًا على الزيادة في الكتل الذرية. في هذا الصدد ، ظلت العديد من المشاكل دون حل. هل هناك حدود للجدول الدوري؟ هل من الممكن تحديد العدد الدقيق للعناصر الموجودة؟ ظل هيكل الفترة السادسة غير واضح - ما هو العدد الدقيق للعناصر الأرضية النادرة؟ ولم يعرف ما إذا كان لا يزال هناك عناصر بين الهيدروجين والليثيوم ، فما هو هيكل الفترة الأولى. لذلك ، حتى الإثبات المادي للقانون الدوري وتطور نظرية النظام الدوري ، نشأت صعوبات خطيرة أمامه أكثر من مرة. كان الاكتشاف في 1894-1898 غير متوقع. خمسة غازات خاملة ، والتي يبدو أنه ليس لها مكان في الجدول الدوري. تم التخلص من هذه الصعوبة بسبب فكرة تضمين مجموعة صفرية مستقلة في هيكل الجدول الدوري. اكتشاف جماعي للعناصر المشعة في مطلع القرنين التاسع عشر والعشرين. (بحلول عام 1910 كان عددهم حوالي 40) أدى إلى تناقض حاد بين الحاجة إلى وضعهم في الجدول الدوري وهيكله الثابت. كانت هناك 7 شواغر فقط بالنسبة لهم في الفترتين السادسة والسابعة. تم حل هذه المشكلة نتيجة إنشاء قواعد التحول واكتشاف النظائر.
كان أحد الأسباب الرئيسية لاستحالة تفسير المعنى المادي للقانون الدوري وهيكل النظام الدوري هو أنه لم يكن معروفًا كيف يتم بناء الذرة (انظر Atom). كان أهم معلم في تطوير النظام الدوري هو إنشاء النموذج الذري بواسطة إي. رذرفورد (1911). على أساسه ، اقترح العالم الهولندي أ. فان دن بروك (1913) أن الرقم الترتيبي لعنصر في النظام الدوري يساوي عدديًا شحنة نواة ذرته (Z). تم تأكيد ذلك تجريبياً من قبل العالم الإنجليزي جي موسلي (1913). حصل القانون الدوري على تبرير مادي: بدأ النظر في دورية التغييرات في خصائص العناصر اعتمادًا على Z - شحنة نواة ذرة عنصر ، وليس على الكتلة الذرية (انظر. القانون الدوري لـ العناصر الكيميائية).
نتيجة لذلك ، تم تعزيز هيكل الجدول الدوري بشكل كبير. تم تحديد الحد الأدنى للنظام. هذا هو الهيدروجين - عنصر بحد أدنى Z = 1. أصبح من الممكن تقدير عدد العناصر بدقة بين الهيدروجين واليورانيوم. تم تحديد "الفجوات" في النظام الدوري ، المقابلة لعناصر غير معروفة مع Z = 43 ، 61 ، 72 ، 75 ، 85 ، 87. ومع ذلك ، ظلت الأسئلة حول الكمية الدقيقة للعناصر الأرضية النادرة غير واضحة ، والأهم من ذلك ، أسباب لم يتم الكشف عن دورية التغييرات في خصائص العناصر اعتمادًا على Z.
استنادًا إلى الهيكل الحالي للنظام الدوري ونتائج دراسة الأطياف الذرية ، قام العالم الدنماركي ن. بوهر في 1918-1921. طورت أفكارًا حول تسلسل بناء الأصداف الإلكترونية والأجزاء الفرعية في الذرات. توصل العالم إلى استنتاج مفاده أن أنواعًا مماثلة من التكوينات الإلكترونية للأغلفة الخارجية للذرات تتكرر بشكل دوري. وهكذا ، فقد تبين أن دورية التغييرات في خصائص العناصر الكيميائية تفسر من خلال وجود دورية في بناء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية للذرات.
يغطي الجدول الدوري أكثر من 100 عنصر. من بين هذه العناصر ، تم الحصول على جميع عناصر ما بعد اليورانيوم (Z = 93-110) ، وكذلك العناصر التي تحتوي على Z = 43 (تكنيتيوم) ، و 61 (بروميثيوم) ، و 85 (أستاتين) ، و 87 (فرانسيوم) بشكل مصطنع. على مدار التاريخ الكامل لوجود النظام الدوري ، كان هناك عدد كبير جدًا (> 500) من المتغيرات الخاصة به صورة بيانية، بشكل أساسي في شكل جداول ، وكذلك في شكل أشكال هندسية مختلفة (مكانية ومستوية) ، منحنيات تحليلية (حلزونات ، إلخ) ، إلخ. الأكثر انتشارًا هي الأشكال القصيرة وشبه الطويلة والطويلة والسلمية من الجداول. حاليًا ، يُفضل النموذج القصير.
المبدأ الأساسي لبناء النظام الدوري هو تقسيمه إلى مجموعات وفترات. لا يتم استخدام مفهوم مندليف لسلسلة العناصر اليوم ، لأنه يخلو من المعنى المادي. المجموعات ، بدورها ، تنقسم إلى مجموعات فرعية رئيسية (أ) وثانوية (ب). تحتوي كل مجموعة فرعية على عناصر - نظائر كيميائية. تظهر أيضًا عناصر المجموعات الفرعية a و b في معظم المجموعات تشابهًا معينًا فيما بينها ، بشكل أساسي في حالات الأكسدة الأعلى ، والتي ، كقاعدة عامة ، تساوي رقم المجموعة. الفترة هي مجموعة من العناصر التي تبدأ بمعدن قلوي وتنتهي بغاز خامل (حالة خاصة هي الفترة الأولى). تحتوي كل فترة على عدد محدد بدقة من العناصر. يتكون النظام الدوري من ثماني مجموعات وسبع فترات ، ولم تكتمل الفترة السابعة بعد.
خصوصية الأولتكمن الفترة في حقيقة أنها تحتوي على عنصرين غازيين فقط في شكل حر: الهيدروجين والهيليوم. مكان الهيدروجين في النظام غامض. نظرًا لأنه يعرض خصائص مشتركة مع الفلزات القلوية والهالوجينات ، فإنه يتم وضعه إما في المجموعة الفرعية 1a- أو Vlla ، أو كليهما في نفس الوقت ، مع إرفاق رمز بين قوسين في إحدى المجموعات الفرعية. الهليوم هو الممثل الأول للمجموعة الفرعية VIIIa. لفترة طويلة ، تم عزل الهيليوم وجميع الغازات الخاملة في مجموعة صفرية مستقلة. تطلب هذا الحكم مراجعة بعد تركيب المركبات الكيميائية للكريبتون والزينون والرادون. ونتيجة لذلك ، تم دمج الغازات الخاملة وعناصر المجموعة السابقة الثامنة (الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين) في مجموعة واحدة.
ثانياالفترة تحتوي على 8 عناصر. يبدأ بالليثيوم المعدني القلوي ، والذي تكون حالة الأكسدة الوحيدة فيه هي +1. ويلي ذلك البريليوم (معدن ، حالة أكسدة +2). يُظهر البورون بالفعل طابعًا معدنيًا ضعيفًا وهو غير معدني (حالة الأكسدة +3). الكربون الموجود بجانب البورون هو مادة غير فلزية نموذجية تظهر حالات الأكسدة +4 و 4. النيتروجين والأكسجين والفلور والنيون كلها غير معادن ، والنيتروجين لديه أعلى حالة أكسدة تبلغ +5 تقابل رقم المجموعة. يعد الأكسجين والفلور من بين أكثر المعادن نشاطًا. النيون الغازي الخامل يكمل الفترة.
ثالثالفترة (الصوديوم - الأرجون) تحتوي أيضًا على 8 عناصر. تشبه طبيعة التغيير في خصائصها في كثير من النواحي تلك التي لوحظت لعناصر الفترة الثانية. ولكن هناك أيضًا بعض الخصوصية هنا. وبالتالي ، فإن المغنيسيوم ، على عكس البريليوم ، أكثر فلزية ، مثله مثل الألمنيوم مقارنة بالبورون. السيليكون والفوسفور والكبريت والكلور والأرجون كلها غير معادن نموذجية. وجميعهم ، باستثناء الأرجون ، يظهرون أعلى حالات أكسدة مساوية لعدد المجموعة.
كما ترون ، في كلتا الفترتين ، مع زيادة Z ، هناك ضعف واضح في المعدن وتقوية الخصائص غير المعدنية للعناصر. وصف DI Mendeleev عناصر الفترتين الثانية والثالثة (على حد تعبيره ، صغيرة) بأنها نموذجية. تعتبر عناصر الفترات الصغيرة من أكثر العناصر شيوعًا في الطبيعة. الكربون والنيتروجين والأكسجين (إلى جانب الهيدروجين) هي مواد عضوية ، أي العناصر الرئيسية للمواد العضوية.
يتم وضع جميع عناصر الفترتين الأولى والثالثة في مجموعات فرعية أ.
الرابعةالفترة (البوتاسيوم - الكريبتون) تحتوي على 18 عنصرًا. وفقا لمندليف ، هذه هي أول فترة كبيرة. يتبع البوتاسيوم المعدني القلوي والكالسيوم الفلزي القلوي الأرضي سلسلة من العناصر تتكون من 10 ما يسمى بالمعادن الانتقالية (سكانديوم - زنك). كلهم ينتمون إلى المجموعات الفرعية b. تُظهر معظم المعادن الانتقالية حالات أكسدة أعلى مساوية لرقم المجموعة ، باستثناء الحديد والكوبالت والنيكل. تنتمي العناصر من الغاليوم إلى الكريبتون إلى مجموعات فرعية أ. هناك عدد من المركبات الكيميائية المعروفة للكريبتون.
الخامسالفترة (روبيديوم - زينون) تشبه في هيكلها الرابعة. يحتوي أيضًا على إدراج 10 معادن انتقالية (الإيتريوم - الكادميوم). عناصر هذه الفترة لها خصائصها الخاصة. في ثالوث الروثينيوم - الروديوم - البلاديوم ، للروثينيوم ، تُعرف المركبات حيث تظهر حالة الأكسدة +8. تظهر جميع عناصر المجموعات الفرعية a أعلى حالات أكسدة مساوية لعدد المجموعة. تعد ميزات التغيير في خصائص عناصر الفترتين الرابعة والخامسة مع زيادة Z أكثر تعقيدًا مقارنة بالفترتين الثانية والثالثة.
السادسالفترة (السيزيوم - الرادون) تشمل 32 عنصرًا. في هذه الفترة ، بالإضافة إلى 10 معادن انتقالية (اللانثانم ، الهافنيوم - الزئبق) ، هناك أيضًا مجموعة من 14 لانثانيدات - من السيريوم إلى اللوتيتيوم. العناصر من السيريوم إلى اللوتيتيوم متشابهة جدًا كيميائيًا ، وعلى هذا الأساس تم تضمينها منذ فترة طويلة في عائلة العناصر الأرضية النادرة. في الشكل المختصر للجدول الدوري ، يتم تضمين عدد من اللانثانيدات في خلية اللانثانم ويتم فك تشفير هذه السلسلة في أسفل الجدول (انظر. اللانثانيدات).
ما هي خصوصية عناصر الفترة السادسة؟ في ثلاثي الأوزميوم - الإيريديوم - البلاتين ، تُعرف حالة الأكسدة +8 بالأوزميوم. الأستاتين له طابع معدني واضح إلى حد ما. الرادون هو أكثر الغازات الخاملة تفاعلًا. لسوء الحظ ، نظرًا لكونه عالي النشاط الإشعاعي ، فإن كيمياءه غير مفهومة جيدًا (انظر العناصر المشعة).
سابعاالفترة تبدأ من فرنسا. مثل السادس ، يجب أن يحتوي أيضًا على 32 عنصرًا ، ولكن لا يزال هناك 24 عنصرًا.الفرانسيوم والراديوم هما على التوالي عناصر من مجموعات فرعية Ia و IIa ، شقائق النعمان تنتمي إلى المجموعة الفرعية IIIb. يتبع ذلك عائلة الأكتينيد ، والتي تشمل عناصر من الثوريوم إلى لورنسيا وتقع على نحو مشابه لمادة اللانثانيدات. يوجد شرح لهذا الصف من العناصر أيضًا في أسفل الجدول.
الآن دعونا نرى كيف تتغير خصائص العناصر الكيميائية مجموعات فرعيةالنظام الدوري. يكمن الانتظام الرئيسي لهذا التغيير في تقوية الطابع المعدني للعناصر مع نمو Z. هذا الانتظام واضح بشكل خاص في المجموعات الفرعية IIIa - VIIa. بالنسبة لمعادن Ia - IIIa - المجموعات الفرعية ، لوحظ زيادة في النشاط الكيميائي. في العناصر IVa - VIIa - المجموعات الفرعية ، كلما زاد Z ، لوحظ ضعف في النشاط الكيميائي للعناصر. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية ب ، تكون طبيعة التغيير في النشاط الكيميائي أكثر تعقيدًا.
تم تطوير نظرية النظام الدوري بواسطة ن. بوهر وعلماء آخرين في عشرينيات القرن الماضي. القرن العشرين. ويستند إلى مخطط حقيقي لتشكيل التكوينات الإلكترونية للذرات (انظر Atom). وفقًا لهذه النظرية ، مع زيادة Z ، يحدث ملء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية في ذرات العناصر المدرجة في فترات الجدول الدوري في التسلسل التالي:
| أرقام الفترة | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| 1 ثانية | 2s2p | 3s3p | 4s3d4p | 5s4d5p | 6 s4f5d6p | 7s5f6d7p |
استنادًا إلى نظرية النظام الدوري ، يمكن إعطاء التعريف التالي للفترة: الفترة هي مجموعة من العناصر التي تبدأ بعنصر بقيمة n تساوي رقم الفترة و l = 0 (s - العناصر) و ينتهي بعنصر له نفس القيمة n و l = 1 (p‑ العناصر) (انظر Atom). الاستثناء هو الفترة الأولى التي تحتوي على عناصر 1s فقط. من نظرية النظام الدوري ، فإن أعداد العناصر في الفترات التالية: 2 ، 8 ، 8 ، 18 ، 18 ، 32 ...
في الجدول ، تم تصوير رموز عناصر كل نوع (s- و p- و d- و f-element) على خلفية لونية معينة: عناصر s - على أحمر ، عناصر p - على برتقالي ، عناصر d - على الأزرق ، و العناصر - على الأخضر. تحتوي كل خلية على الأرقام التسلسلية والكتل الذرية للعناصر ، بالإضافة إلى التكوينات الإلكترونية لقذائف الإلكترون الخارجية.
من نظرية النظام الدوري ، يترتب على ذلك أن المجموعات الفرعية a تتضمن عناصر مع n يساوي عدد الفترة ، و l = 0 و 1. تشتمل المجموعات الفرعية b على تلك العناصر التي تم الانتهاء من الأصداف في ذراتها ، والتي كانت غير مكتمل سابقًا. هذا هو السبب في أن الفترات الأولى والثانية والثالثة لا تحتوي على عناصر من المجموعات الفرعية b.
يرتبط هيكل الجدول الدوري للعناصر ارتباطًا وثيقًا ببنية ذرات العناصر الكيميائية. مع نمو Z ، تتكرر بشكل دوري أنواع مماثلة من التكوينات لغلاف الإلكترون الخارجي. وهي تحدد السمات الرئيسية للسلوك الكيميائي للعناصر. تتجلى هذه الميزات بطرق مختلفة لعناصر a - المجموعات الفرعية (s‑ و p - العناصر) ، لعناصر b - المجموعات الفرعية (انتقالية d - العناصر) وعناصر f - العائلات - اللانثانيدات والأكتينيدات. تمثل عناصر الفترة الأولى - الهيدروجين والهيليوم - حالة خاصة. الهيدروجين شديد التفاعل لأن إلكترون 1s الوحيد الذي ينقسم بسهولة. في الوقت نفسه ، يكون تكوين الهيليوم (1s 2) مستقرًا للغاية ، مما يحدد عدم نشاطه الكيميائي.
بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية a ، تمتلئ أغلفة الإلكترون الخارجية للذرات (مع n يساوي عدد الفترة) ، لذلك تتغير خصائص هذه العناصر بشكل ملحوظ مع نمو Z. وهكذا ، في الفترة الثانية ، الليثيوم (التكوين 2s) هو معدن نشط يفقد بسهولة إلكترون تكافؤ واحد ؛ البريليوم (2s 2) هو أيضًا معدن ، ولكنه أقل نشاطًا بسبب حقيقة أن إلكتروناته الخارجية مرتبطة بقوة بالنواة. علاوة على ذلك ، فإن البورون (2s 2 p) له طابع معدني معبر عنه بشكل ضعيف ، وجميع العناصر اللاحقة للفترة الثانية ، التي يحدث فيها بناء 2p-subshell ، هي بالفعل غير معدنية. إن التكوين المكون من ثمانية إلكترونات لغلاف الإلكترون الخارجي للنيون (2s 2 p 6) - غاز خامل - قوي للغاية.
يتم شرح الخصائص الكيميائية لعناصر الفترة الثانية من خلال ميل ذراتهم للحصول على التكوين الإلكتروني لأقرب غاز خامل (تكوين الهيليوم - للعناصر من الليثيوم إلى الكربون أو تكوين النيون - لعناصر من الكربون إلى الفلور). لهذا السبب ، على سبيل المثال ، لا يمكن أن يُظهر الأكسجين أعلى حالة أكسدة مساوية لرقم المجموعة: بعد كل شيء ، من الأسهل عليه تحقيق تكوين النيون من خلال الحصول على إلكترونات إضافية. تتجلى نفس طبيعة التغيير في الخصائص في عناصر الفترة الثالثة وفي العناصر s و p لجميع الفترات اللاحقة. في الوقت نفسه ، يتجلى ضعف قوة ارتباط الإلكترونات الخارجية بالنواة في المجموعات الفرعية مع زيادة Z في خصائص العناصر المقابلة. لذلك ، بالنسبة للعناصر s ، هناك زيادة ملحوظة في النشاط الكيميائي مع زيادة Z ، وبالنسبة للعناصر p - زيادة في الخواص المعدنية.
في ذرات الانتقال d - العناصر ، تكتمل الأصداف التي لم تكتمل في وقت سابق بقيمة العدد الكمي الرئيسي n ، أي أقل بمقدار واحد من رقم الفترة. مع بعض الاستثناءات ، يكون تكوين غلاف الإلكترون الخارجي لذرات العناصر الانتقالية هو ns 2. لذلك ، فإن جميع عناصر d هي معادن ، وهذا هو السبب في أن التغييرات في خصائص عناصر d مع زيادة Z ليست حادة كما لوحظ في العناصر s و p. في حالات الأكسدة الأعلى ، تُظهر العناصر d تشابهًا معينًا مع p - عناصر المجموعات المقابلة في الجدول الدوري.
يتم شرح خصائص خصائص عناصر الثلاثيات (VIIIb-subgroup) من خلال حقيقة أن b-subshells على وشك الاكتمال. هذا هو السبب في أن معادن الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين تميل إلى أن تكون مترددة في إعطاء مركبات في حالات الأكسدة العالية. الاستثناءات الوحيدة هي الروثينيوم والأوزميوم ، اللذان يعطيان أكاسيد RuO 4 و OsO 4. بالنسبة للعنصرين Ib‑ و IIb - المجموعات الفرعية ، فإن d - subshell مكتمل بالفعل. لذلك ، فإنها تظهر حالات أكسدة مساوية لعدد المجموعة.
في ذرات اللانثانيدات والأكتينيدات (كلها معادن) ، يكون إكمال أغلفة الإلكترون غير المكتملة سابقًا بقيمة العدد الكمي الأساسي n أقل بوحدتين من رقم الفترة. في ذرات هذه العناصر ، يظل تكوين غلاف الإلكترون الخارجي (ns 2) دون تغيير ، ويمتلئ الغلاف الخارجي N-shell الثالث بـ 4f - إلكترونات. هذا هو السبب في أن اللانثانيدات متشابهة جدًا.
بالنسبة للأكتينيدات ، فإن الوضع أكثر تعقيدًا. في ذرات العناصر مع Z = 90-95 ، يمكن للإلكترونين 6d و 5f المشاركة في التفاعلات الكيميائية. لذلك ، تحتوي الأكتينيدات على العديد من حالات الأكسدة. على سبيل المثال ، بالنسبة للنبتونيوم والبلوتونيوم والأمريسيوم ، تُعرف المركبات التي تظهر فيها هذه العناصر في حالة سباعي التكافؤ. فقط في العناصر ، بدءًا من الكوريوم (Z = 96) ، تصبح الحالة ثلاثية التكافؤ مستقرة ، ولكن هنا أيضًا ، هناك بعض الخصائص المميزة. وبالتالي ، فإن خصائص الأكتينيدات تختلف اختلافًا كبيرًا عن خصائص اللانثانيدات ، وبالتالي لا يمكن اعتبار كلتا العائلتين متشابهتين.
تنتهي عائلة الأكتينيد بعنصر Z = 103 (لورنسيا). يُظهر تقييم الخواص الكيميائية للكورشاتوفيوم (Z = 104) ونيلزبوريوم (Z = 105) أن هذه العناصر يجب أن تكون مماثلة للهافنيوم والتنتالوم ، على التوالي. لذلك ، يعتقد العلماء أنه بعد عائلة الأكتينيدات في الذرات ، يبدأ ملء منهجي للقشرة الفرعية 6d. لم يتم إجراء تقييم الطبيعة الكيميائية للعناصر مع Z = 106-110 بشكل تجريبي.
العدد المحدود للعناصر التي يغطيها النظام الدوري غير معروف. مشكلتها الحد الاعلى- ربما يكون هذا هو اللغز الرئيسي للنظام الدوري. أثقل عنصر موجود في الطبيعة هو البلوتونيوم (Z = 94). الحد الذي تم الوصول إليه من الاندماج النووي الاصطناعي هو عنصر برقم ذري 110. ويبقى السؤال: هل سيكون من الممكن الحصول على عناصر ذات أرقام تسلسلية كبيرة ، أي منها وكم عددها؟ لا يمكن الرد عليه بأي طريقة محددة.
بمساعدة الحسابات المعقدة التي يتم إجراؤها على أجهزة الكمبيوتر الإلكترونية ، حاول العلماء تحديد بنية الذرات وتقييم أهم خصائص "العناصر الفائقة" ، حتى الأرقام التسلسلية الضخمة (Z = 172 وحتى Z = 184). كانت النتائج غير متوقعة تماما. على سبيل المثال ، في ذرة عنصر مع Z = 121 ، يفترض ظهور إلكترون 8p ؛ هذا بعد اكتمال تكوين الجزء الفرعي 8s في الذرات باستخدام Z = 119 و 120. لكن ظهور الإلكترونات p بعد الإلكترونات s يُلاحظ فقط في ذرات عناصر الفترتين الثانية والثالثة. تظهر الحسابات أيضًا أنه في عناصر الفترة الافتراضية الثامنة ، يحدث ملء غلاف الإلكترون والأغلفة الفرعية للذرات في تسلسل معقد وغريب جدًا. لذلك ، فإن تقييم خصائص العناصر المقابلة يمثل مشكلة صعبة للغاية. يبدو أن الفترة الثامنة يجب أن تحتوي على 50 عنصرًا (Z = 119-168) ، ولكن وفقًا للحسابات ، يجب أن تنتهي عند العنصر مع Z = 164 ، أي 4 أرقام ترتيبية في وقت سابق. واتضح أن الفترة التاسعة "الغريبة" يجب أن تتكون من 8 عناصر. هنا سجله "الإلكتروني": 9s 2 8p 4 9p 2. بمعنى آخر ، سوف يحتوي على 8 عناصر فقط ، مثل الفترتين الثانية والثالثة.
من الصعب تحديد مدى توافق الحسابات التي يتم إجراؤها بمساعدة الكمبيوتر مع الحقيقة. ومع ذلك ، إذا تم تأكيدها ، فسيكون من الضروري إجراء مراجعة جادة للقوانين التي يقوم عليها الجدول الدوري للعناصر وهيكله.
لقد لعب الجدول الدوري ولا يزال يلعب دورًا كبيرًا في تطوير مجالات مختلفة من العلوم الطبيعية. لقد كان أهم إنجاز للتدريس الجزيئي الذري ، وساهم في ظهور المفهوم الحديث لـ "العنصر الكيميائي" وتوضيح مفاهيم المواد والمركبات البسيطة.
كان للانتظام الذي كشف عنه النظام الدوري تأثير كبير على تطوير نظرية بنية الذرات ، واكتشاف النظائر ، وظهور الأفكار حول الدورية النووية. ترتبط الصيغة العلمية الصارمة لمشكلة التنبؤ في الكيمياء بالنظام الدوري. تجلى هذا في التنبؤ بوجود وخصائص عناصر مجهولة وخصائص جديدة للسلوك الكيميائي للعناصر التي تم اكتشافها بالفعل. في الوقت الحاضر ، النظام الدوري هو أساس الكيمياء ، غير العضوية بشكل أساسي ، مما يساعد بشكل كبير في حل مشكلة التركيب الكيميائي للمواد ذات الخصائص المحددة مسبقًا ، وتطوير مواد أشباه الموصلات الجديدة ، واختيار محفزات محددة لمختلف العمليات الكيميائيةإلخ. وأخيرًا ، فإن الجدول الدوري يقع في صميم تدريس الكيمياء.
في الواقع ، لاحظ الفيزيائي الألماني يوهان فولفغانغ دوبرينير خصائص تجميع العناصر منذ عام 1817. في تلك الأيام ، لم يفهم الكيميائيون تمامًا طبيعة الذرات كما وصفها جون دالتون في عام 1808. أوضح دالتون في "نظامه الجديد للفلسفة الكيميائية" تفاعلات كيميائية، بافتراض أن كل مادة أولية تتكون من ذرة من نوع معين.
افترض دالتون أن التفاعلات الكيميائية تنتج مواد جديدة عندما تنفصل الذرات أو تنضم. كان يعتقد أن أي عنصر يتكون حصريًا من نوع واحد من الذرات ، والذي يختلف عن الآخرين في الوزن. وزن ذرات الأكسجين ثمانية أضعاف وزن ذرات الهيدروجين. يعتقد دالتون أن ذرات الكربون أثقل ستة أضعاف من الهيدروجين. عندما تتحد العناصر لتكوين مواد جديدة ، يمكن حساب كمية المواد المتفاعلة بناءً على هذه الأوزان الذرية.
كان دالتون مخطئًا بشأن بعض الكتل - الأكسجين أثقل 16 مرة من الهيدروجين ، والكربون أثقل 12 مرة من الهيدروجين. لكن نظريته جعلت فكرة الذرات مفيدة ، وألهمت ثورة في الكيمياء. أصبح القياس الدقيق للكتلة الذرية تحديًا كبيرًا للكيميائيين لعقود قادمة.
بالتأمل في هذه المقاييس ، لاحظ دوبرينير أن مجموعات معينة من ثلاثة عناصر (أطلق عليها اسم الثلاثيات) تظهر ارتباطًا مثيرًا للاهتمام. البروم ، على سبيل المثال ، لديه كتلة ذرية في مكان ما بين كتلة الكلور واليود ، وجميع هذه العناصر الثلاثة أظهرت سلوكًا كيميائيًا مشابهًا. كان الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم أيضًا ثالوثًا.
لاحظ كيميائيون آخرون وجود روابط بين الكتل الذرية ، ولكن لم يتم فهم الكتل الذرية جيدًا وقياسها بما يكفي لتطوير فهم أعمق حتى ستينيات القرن التاسع عشر. لاحظ الكيميائي الإنجليزي جون نيولاندز أن ترتيب العناصر المعروفة بترتيب زيادة الكتلة الذرية أدى إلى تكرار الخصائص الكيميائية لكل ثامن عنصر. وقد أطلق على هذا النموذج اسم "قانون الأوكتاف" في مقال عام 1865. لكن نموذج نيولاندز لم يصمد بشكل جيد بعد الأوكتاف الأولين ، مما دفع النقاد إلى اقتراح أنه يرتب العناصر أبجديًا. وسرعان ما أدرك مندلييف أن العلاقة بين خصائص العناصر والكتل الذرية كانت أكثر تعقيدًا بعض الشيء.
تنظيم العناصر الكيميائية
ولد منديليف في توبولسك ، سيبيريا ، عام 1834 وكان الطفل السابع عشر لوالديه. عاش حياة نابضة بالحياة ، سعى وراء اهتمامات مختلفة وسافر على طول الطريق إلى الأشخاص البارزين. في وقت الاستلام تعليم عالىالخامس معهد تربويفي سان بطرسبرج ، كاد أن يموت بسبب مرض خطير. بعد التخرج ، قام بالتدريس في المدارس الثانوية (كان هذا ضروريًا للحصول على راتب في المعهد) ، إلى جانب دراسة الرياضيات والعلوم الطبيعية للحصول على درجة الماجستير.
ثم عمل مدرسًا ومحاضرًا (وكتب أوراقًا علمية) حتى حصل على منحة دراسية لجولة بحثية ممتدة في أفضل المعامل الكيميائية في أوروبا.
بالعودة إلى سانت بطرسبرغ ، وجد نفسه عاطلاً عن العمل ، لذلك كتب كتيبًا ممتازًا على أمل الفوز بجائزة نقدية كبيرة. في عام 1862 ، حصل على جائزة ديميدوف. كما عمل محررًا ومترجمًا ومستشارًا في مجالات كيميائية مختلفة. في عام 1865 عاد للبحث ، وحصل على الدكتوراه وأصبح أستاذا في جامعة سانت بطرسبرغ.
بعد ذلك بوقت قصير ، بدأ منديليف تدريس الكيمياء غير العضوية. استعدادًا لإتقان هذا المجال الجديد (بالنسبة له) ، لم يكن راضيًا عن الكتب المدرسية المتاحة. لذلك قررت أن أكتب بلدي. يتطلب تنظيم النص تنظيم العناصر ، لذلك كانت مسألة ترتيبها الأفضل دائمًا في ذهنه.
بحلول أوائل عام 1869 ، حقق منديليف تقدمًا كافيًا لإدراك أن بعض مجموعات العناصر المتشابهة أظهرت زيادة منتظمة في الكتل الذرية. العناصر الأخرى التي لها نفس الكتلة الذرية تقريبًا لها خصائص متشابهة. اتضح أن ترتيب العناصر حسب وزنها الذري كان مفتاح تصنيفها.
الجدول الدوري D. Meneleev.
بكلمات منديليف الخاصة ، قام ببناء تفكيره من خلال كتابة كل عنصر من العناصر الـ 63 المعروفة آنذاك على بطاقة منفصلة. ثم ، من خلال نوع من لعبة سوليتير الكيميائية ، وجد النمط الذي كان يبحث عنه. من خلال ترتيب البطاقات في أعمدة رأسية ذات كتل ذرية من الأقل إلى الأعلى ، وضع عناصر ذات خصائص متشابهة في كل صف أفقي. ولد الجدول الدوري لمندليف. قام برسم مسودة في 1 مارس ، وأرسلها للطباعة ، وأدرجها في كتابه المدرسي ، الذي كان سيُنشر قريبًا. وسرعان ما أعد عملاً لتقديمه إلى الجمعية الكيميائية الروسية.
كتب منديليف في عمله: "العناصر ، مرتبة حسب حجم كتلها الذرية ، تظهر خصائص دورية واضحة". "كل المقارنات التي أجريتها قادتني إلى استنتاج أن حجم الكتلة الذرية يحدد طبيعة العناصر."
في غضون ذلك ، كان الكيميائي الألماني لوثار ماير يعمل أيضًا على تنظيم العناصر. قام بإعداد طاولة مماثلة لجدول مندليف ، ربما حتى قبل مندليف. لكن منديليف نشر كتابه الأول.
ومع ذلك ، كان الأمر الأكثر أهمية من الانتصار على ماير هو كيفية استخدام مندليف لطاولته لتكوين العناصر غير المكتشفة. أثناء تحضير طاولته ، لاحظ مندليف أن بعض البطاقات مفقودة. كان عليه ترك مساحات فارغة حتى تتمكن العناصر المعروفة من محاذاة بشكل صحيح. خلال حياته ، امتلأت ثلاث مساحات فارغة بعناصر لم تكن معروفة من قبل: الغاليوم والسكانديوم والجرمانيوم.
لم يتنبأ مندليف بوجود هذه العناصر فحسب ، بل وصف خصائصها بالتفصيل أيضًا. الجاليوم ، على سبيل المثال ، الذي اكتشف في عام 1875 ، كانت كتلته الذرية 69.9 وكثافة ستة أضعاف كثافة الماء. تنبأ مندلييف بهذا العنصر (أطلق عليه اسم ekaaluminium) ، فقط بهذه الكثافة والكتلة الذرية 68. كانت تنبؤاته عن ekasilicon تتطابق بشكل وثيق مع الجرمانيوم (اكتشف عام 1886) في الكتلة الذرية (72 متوقعًا ، 72.3 في الواقع) والكثافة. كما تنبأ بشكل صحيح بكثافة مركبات الجرمانيوم مع الأكسجين والكلور.
أصبح الجدول الدوري نبويًا. يبدو أنه في نهاية هذه اللعبة ستكشف لعبة سوليتير العناصر هذه. في الوقت نفسه ، كان منديليف نفسه بارعًا في استخدام طاولته الخاصة.
أكسبته تنبؤات مندليف الناجحة مكانة أسطورية باعتباره سيد السحر الكيميائي. لكن المؤرخين اليوم يجادلون حول ما إذا كان اكتشاف العناصر المتوقعة قد عزز سن قانونه الدوري. يمكن أن يكون اعتماد القانون أكثر ارتباطًا بقدرته على تفسير الروابط الكيميائية القائمة. على أي حال ، فإن الدقة التنبؤية لمندليف جذبت الانتباه بالتأكيد إلى مزايا طاولته.
بحلول تسعينيات القرن التاسع عشر ، اعترف الكيميائيون على نطاق واسع بقانونه باعتباره علامة فارقة في المعرفة الكيميائية. في عام 1900 ، أطلق ويليام رامزي ، الحائز على جائزة نوبل في الكيمياء ، هذا "أعظم تعميم في الكيمياء على الإطلاق". وفعلها مندليف دون أن يفهم كيف.
خريطة الرياضيات
في العديد من الحالات في تاريخ العلم ، تبين أن التنبؤات العظيمة المستندة إلى معادلات جديدة صحيحة. بطريقة ما ، تكشف الرياضيات عن بعض الأسرار الطبيعية قبل أن يكتشفها المجربون. أحد الأمثلة على ذلك هو المادة المضادة ، والآخر هو توسع الكون. في حالة مندليف ، جاءت التنبؤات بالعناصر الجديدة بدون أي رياضيات إبداعية. لكن في الواقع ، اكتشف مندليف خريطة رياضية عميقة للطبيعة ، حيث يعكس جدوله معنى القواعد الرياضية التي تحكم العمارة الذرية.
أشار مندليف في كتابه إلى أن "الاختلافات الداخلية في المادة التي تشكلها الذرات" قد تكون مسؤولة عن تكرار خصائص العناصر بشكل دوري. لكنه لم يلتزم بهذا الأسلوب في التفكير. في الواقع ، على مر السنين ، فكر في مدى أهمية النظرية الذرية لطاولته.
لكن يمكن للآخرين قراءة الرسالة الداخلية للجدول. في عام 1888 ، أعلن الكيميائي الألماني يوهانس ويزليزن أن دورية خصائص العناصر ، مرتبة حسب الكتلة ، تشير إلى أن الذرات تتكون من مجموعات منتظمة من الجسيمات الأصغر. وهكذا ، بمعنى ما ، توقع الجدول الدوري بالفعل (وقدم دليلًا على) البنية الداخلية المعقدة للذرات ، بينما لم يكن لدى أي شخص أدنى فكرة عما تبدو عليه الذرة بالفعل أو ما إذا كان لديها أي بنية داخلية على الإطلاق. .
بحلول وقت وفاة مندليف عام 1907 ، عرف العلماء أن الذرات مقسمة إلى أجزاء: بالإضافة إلى بعض المكونات الموجبة الشحنة التي تجعل الذرات متعادلة كهربائيًا. جاء مفتاح كيفية ترتيب هذه القطع من اكتشاف عام 1911 عندما اكتشف الفيزيائي إرنست رذرفورد في جامعة مانشستر في إنجلترا النواة الذرية. بعد ذلك بوقت قصير ، أظهر هنري موسلي ، الذي عمل مع رذرفورد ، أن مقدار الشحنة الموجبة في النواة (عدد البروتونات التي تحتويها ، أو "عددها الذري") يحدد الترتيب الصحيح للعناصر في الجدول الدوري.
هنري موسلي.
كانت الكتلة الذرية مرتبطة ارتباطًا وثيقًا بالعدد الذري لموزلي - بشكل وثيق بما يكفي لأن ترتيب العناصر بالكتلة في أماكن قليلة فقط يختلف عن الترتيب حسب العدد. أصر مندليف على أن هذه الجماهير كانت مخطئة وتحتاج إلى إعادة قياسها ، وفي بعض الحالات كان على حق. بقيت بعض التناقضات ، لكن العدد الذري لموسلي يتناسب تمامًا مع الجدول.
في نفس الوقت تقريبًا ، أدرك الفيزيائي الدنماركي نيلز بور أن نظرية الكم تحدد ترتيب الإلكترونات المحيطة بالنواة ، وأن الإلكترونات الأبعد تحدد الخواص الكيميائيةعنصر.
سيتم تكرار مثل هذه الترتيبات للإلكترونات الخارجية بشكل دوري ، مع شرح الأنماط التي تم الكشف عنها في الأصل بواسطة الجدول الدوري. أنشأ بور نسخته الخاصة من الجدول في عام 1922 ، بناءً على القياسات التجريبية لطاقات الإلكترون (جنبًا إلى جنب مع بعض القرائن من القانون الدوري).
أضاف جدول بوهر عناصر تم اكتشافها منذ عام 1869 ، ولكن هذا كان نفس الترتيب الدوري الذي اكتشفه منديليف. بدون أدنى فكرة عن ذلك ، أنشأ منديليف جدولًا يعكس العمارة الذرية ، التي تمليها فيزياء الكم.
لم يكن جدول Bohr الجديد هو الإصدار الأول ولا الأخير من تصميم مندليف الأصلي. تم تطوير ونشر المئات من إصدارات الجدول الدوري. لم ينتشر الشكل الحديث - بتصميم أفقي على عكس النسخة الرأسية الأصلية لمندلييف - إلا بعد الحرب العالمية الثانية ، ويرجع الفضل في ذلك إلى حد كبير إلى عمل الكيميائي الأمريكي جلين سيبورج.
ابتكر سيبورج وزملاؤه عدة عناصر جديدة صناعياً ، بأرقام ذرية بعد اليورانيوم ، وهو آخر عنصر طبيعي على الطاولة. رأى سيبورج أن هذه العناصر ، ما بعد اليورانيوم (بالإضافة إلى ثلاثة عناصر سبقت اليورانيوم) ، تتطلب صفًا جديدًا في الجدول ، وهو ما لم يتوقعه منديليف. أضاف جدول Seaborg صفًا لتلك العناصر تحت سلسلة مماثلة من العناصر الأرضية النادرة التي لم يكن لها أيضًا مكان في الجدول.
أكسبته مساهمات Seaborg في الكيمياء شرف تسمية العنصر الخاص به ، وهو رقم 106 seborgium ، وهو أحد العناصر العديدة التي سميت على اسم علماء مشهورين. وفي هذه القائمة ، بالطبع ، يوجد العنصر 101 ، الذي اكتشفه Seaborg وزملاؤه في عام 1955 وأطلق عليه اسم Mendelevium - على اسم الكيميائي الذي حصل على مكان في الجدول الدوري فوق كل العناصر الأخرى.
تحقق من قناتنا الإخبارية إذا كنت تريد المزيد من القصص مثل هذه.
هناك العديد من التسلسلات المتكررة في الطبيعة:
- مواسم؛
- أوقات اليوم؛
- أيام الأسبوع…
في منتصف القرن التاسع عشر ، لاحظ دي منديليف أن الخصائص الكيميائية للعناصر لها أيضًا تسلسل معين (يقولون أن هذه الفكرة جاءت إليه في المنام). كانت نتيجة أحلام العالم الرائعة هي الجدول الدوري للعناصر الكيميائية ، حيث قام D.I. رتب مندليف العناصر الكيميائية بترتيب زيادة الكتلة الذرية. في الجدول الحديث ، يتم ترتيب العناصر الكيميائية بترتيب تصاعدي للعدد الذري للعنصر (عدد البروتونات في نواة الذرة).
يظهر الرقم الذري فوق رمز العنصر الكيميائي ، أسفل الرمز كتلته الذرية (مجموع البروتونات والنيوترونات). يرجى ملاحظة أن الكتلة الذرية لبعض العناصر ليست عددًا صحيحًا! تذكر النظائر!الكتلة الذرية هي المتوسط المرجح لجميع نظائر العنصر التي تحدث بشكل طبيعي في ظل الظروف الطبيعية.
توجد اللانثانيدات والأكتينيدات أسفل الجدول.
المعادن ، اللافلزات ، أشباه الفلزات
توجد في الجدول الدوري على يسار الخط المائل المتدرج ، والذي يبدأ بالبورون (B) وينتهي بالبولونيوم (Po) (باستثناء الجرمانيوم (Ge) والأنتيمون (Sb). من السهل رؤيته أن المعادن تحتل معظم الجدول الدوري. الخصائص الأساسية للمعادن): صلب (باستثناء الزئبق) ؛ لامع ؛ موصلات كهربائية وحرارة جيدة ؛ بلاستيك ؛ مرن ؛ التبرع بالإلكترونات بسهولة.
يتم استدعاء العناصر الموجودة على يمين قطري B-Po المتدرج غير المعادن... خصائص اللافلزات معاكسة مباشرة لخصائص المعادن: الموصلات السيئة للحرارة والكهرباء ؛ قابل للكسر؛ غير مزورة. غير بلاستيك عادة ما تأخذ الإلكترونات.
الفلزات
بين المعادن واللافلزات نصف معدلة(الفلزات). تتميز بخصائص كل من المعادن وغير المعدنية. تم العثور على التطبيق الرئيسي في صناعة أشباه المعادن في إنتاج أشباه الموصلات ، والتي بدونها لا يمكن تصور دوائر كهربائية دقيقة أو معالج دقيق.
فترات ومجموعات
كما ذكر أعلاه ، يتكون الجدول الدوري من سبع فترات. في كل فترة ، تزداد الأعداد الذرية للعناصر من اليسار إلى اليمين.
تتغير خصائص العناصر في الفترات بالتتابع: لذا فإن الصوديوم (Na) والمغنيسيوم (Mg) ، وهما في بداية الفترة الثالثة ، يتبرعان بالإلكترونات (يتبرع Na بإلكترون واحد: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ؛ Mg يتبرع بإلكترونين الإلكترونات: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). لكن الكلور (Cl) ، الموجود في نهاية الفترة ، يأخذ عنصرًا واحدًا: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.
من ناحية أخرى ، في المجموعات ، كل العناصر لها نفس الخصائص. على سبيل المثال ، في المجموعة IA (1) ، تتبرع جميع العناصر ، من الليثيوم (Li) إلى الفرانسيوم (Fr) ، بإلكترون واحد. وجميع عناصر المجموعة VIIA (17) تأخذ عنصرًا واحدًا.
بعض المجموعات مهمة جدًا لدرجة أنها حصلت على أسماء خاصة. تتم مناقشة هذه المجموعات أدناه.
المجموعة الأولى (1)... تحتوي ذرات عناصر هذه المجموعة على إلكترون واحد فقط في طبقة الإلكترون الخارجية ، وبالتالي فهي تتبرع بسهولة بإلكترون واحد.
أهم المعادن القلوية هي الصوديوم (Na) والبوتاسيوم (K) ، حيث أنها تلعب دورًا مهمًا في عملية حياة الإنسان وتشكل جزءًا من الأملاح.
التكوينات الإلكترونية:
- لي- 1s 2 2s 1 ؛
- نا- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ؛
- ك- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
المجموعة IIA (2)... تحتوي ذرات عناصر هذه المجموعة على إلكترونين في طبقة الإلكترون الخارجية ، والتي تتبرع أيضًا أثناء التفاعلات الكيميائية. أهم عنصر هو الكالسيوم (Ca) - أساس العظام والأسنان.
التكوينات الإلكترونية:
- يكون- 1s 2 2s 2 ؛
- ملغ- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ؛
- كاليفورنيا- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
المجموعة السادسة (17)... عادة ما تتلقى ذرات عناصر هذه المجموعة إلكترونًا واحدًا لكل منها ، لأن على طبقة الإلكترون الخارجية هناك خمسة عناصر لكل منها ، وحتى "المجموعة الكاملة" لا يوجد سوى إلكترون واحد مفقود.
أشهر عناصر هذه المجموعة: الكلور (Cl) - هو جزء من الملح والتبييض ؛ اليود (I) عنصر يلعب دورًا مهمًا في نشاط الغدة الدرقية للإنسان.
التكوين الإلكترونية:
- F- 1s 2 2s 2 2p 5 ؛
- Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ؛
- Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
المجموعة الثامنة (18).تحتوي ذرات عناصر هذه المجموعة على طبقة إلكترونية خارجية "كاملة" تمامًا. لذلك ، فهم ليسوا "بحاجة" لقبول الإلكترونات. وهم "لا يريدون" التخلي عنها. ومن ثم - فإن عناصر هذه المجموعة "مترددة" للغاية في الدخول في تفاعلات كيميائية. لفترة طويلة كان يعتقد أنهم لا يتفاعلون على الإطلاق (ومن هنا جاء الاسم "خامل" ، أي "غير نشط"). لكن الكيميائي نيل بارليت اكتشف أن بعض هذه الغازات ، في ظل ظروف معينة ، لا يزال بإمكانها التفاعل مع عناصر أخرى.
التكوينات الإلكترونية:
- ني- 1s 2 2s 2 2p 6 ؛
- أر- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ؛
- كر- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6
عناصر التكافؤ في مجموعات
من السهل أن نرى أن العناصر داخل كل مجموعة متشابهة مع بعضها البعض بإلكترونات التكافؤ (إلكترونات المدارات s و p الموجودة على مستوى الطاقة الخارجية).
تحتوي المعادن القلوية على 1 إلكترون تكافؤ:
- لي- 1s 2 2s 1 ؛
- نا- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ؛
- ك- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
تحتوي معادن الأرض القلوية على إلكترونين تكافؤين:
- يكون- 1s 2 2s 2 ؛
- ملغ- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ؛
- كاليفورنيا- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
تحتوي الهالوجينات على 7 إلكترونات تكافؤ:
- F- 1s 2 2s 2 2p 5 ؛
- Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ؛
- Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
تحتوي الغازات الخاملة على 8 إلكترونات تكافؤ:
- ني- 1s 2 2s 2 2p 6 ؛
- أر- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ؛
- كر- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6
لمزيد من المعلومات ، راجع مقالة Valence وفي جدول التكوينات الإلكترونية لذرات العناصر الكيميائية حسب الفترات.
الآن دعنا نوجه انتباهنا إلى العناصر الموجودة في مجموعات مع الرموز الخامس... تقع في وسط الجدول الدوري وتسمى معادن انتقالية.
السمة المميزة لهذه العناصر هي وجود الإلكترونات في الذرات التي تملأ مدارات د:
- الشوري- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ؛
- تي- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
تقع منفصلة عن الجدول الرئيسي اللانثانيداتو الأكتينيداتهي ما يسمى ب معادن انتقالية داخلية... تمتلئ الإلكترونات في ذرات هذه العناصر المدارات و:
- م- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 1 5d 1 6s 2 ؛
- ذ- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 6d 2 7s 2
