جدول المحتويات
تصنيف العناصر
منذ القدم، سعى العلماء لفهم وتنظيم العناصر الكيميائية المختلفة. أدت هذه الرغبة إلى العديد من المحاولات لتصنيفها بشكل منطقي. من أبرز هذه المحاولات تلك التي قام بها العالم السويدي برزيليوس الذي صنف العناصر إلى فلزات ولا فلزات. وقد تميزت محاولة العالم الروسي مندليف بأهمية بالغة حيث رتب العناصر ترتيبًا تصاعديًا حسب أعدادها الذرية، وبفضل هذا العمل تم وضع الأساس لجدول دوري للعناصر والذي يُعرف باسم جدول مندليف.
الجدول الدوري
يُعد الجدول الدوري أداة أساسية لتنظيم ودراسة العناصر الكيميائية. وهو عبارة عن جدول يُظهر العناصر مرتبة حسب خواصها الكيميائية والفيزيائية، وترتيبها مُستندٌ إلى تزايد عددها الذري. يحتوي الجدول الدوري على سبع دورات أفقية، بحيث توجد ثماني مجموعات رأسية تُشكل عناصر المجموعة A، كما توجد عشر مجموعات رأسية تُشكل العناصر الانتقالية. بالإضافة إلى ذلك، توجد في أسفل الجدول مجموعة اللانثانيدات والأكتينيدات.
يمكن تقسيم عناصر الجدول الدوري إلى أربع فئات رئيسية:
- عناصر الفئة S: تقع في يسار الجدول.
- عناصر الفئة p: تقع في يمين الجدول.
- عناصر الفئة d: تُشكل العناصر الانتقالية.
- عناصر الفئة f: تُشكل اللانثانيدات والأكتينيدات.
أنواع العناصر
تُصنف العناصر الكيميائية إلى أنواع مختلفة بناءً على خواصها وتركيبها الإلكتروني:
- العناصر النبيلة (الغازات الخاملة): تُشكل مجموعة “صفر” في الجدول الدوري. وتتميز بامتلاء مستويات الطاقة لديها، مما يجعلها مستقرة للغاية وغير نشطة كيميائياً.
- العناصر المثالية: تُشكل عناصر الفئة “S” و”p” باستثناء الغازات الخاملة. وتتميز بامتلاء كافة مستويات الطاقة لديها باستثناء المستوى الأخير.
- العناصر الانتقالية الرئيسية: تُشكل عناصر الفئة “d”. وتتميز بامتلاء كافة مستويات الطاقة لديها باستثناء آخر مستويين.
- العناصر الانتقالية الداخلية: تُشكل عناصر الفئة “f”. وتتميز بامتلاء كافة مستويات الطاقة لديها باستثناء آخر ثلاثة مستويات.
نصف قطر الذرة
نصف قطر الذرة هو نصف المسافة بين نواتي ذرتين متجاورتين في جزيء. تتغير قيمة نصف قطر الذرة اعتمادًا على مكان العنصر في الجدول الدوري. ففي الدورات الأفقية، ينخفض نصف قطر الذرة مع زيادة العدد الذري. ويعود السبب في ذلك إلى زيادة شحنة النواة الموجبة التي تُسبب جذبًا أقوى لإلكترونات التكافؤ، مما يؤدي إلى تقليل حجم الذرة.
وفي المجموعات الرأسية، يتزايد نصف قطر الذرة مع زيادة العدد الذري. ويعود السبب في ذلك إلى زيادة عدد أغلفة الإلكترونات، مما يزيد من المسافة بين النواة وإلكترونات التكافؤ، وبالتالي يزيد من حجم الذرة.
جهد التأين
يُعرّف جهد التأين على أنه كمية الطاقة اللازمة لإزالة إلكترون من ذرة معينة في حالتها الغازية. ويُمكن التعبير عن جهد التأين بالمعادلة التالية:
X + طاقة > X+ + e–
حيث X تُمثل ذرة العنصر، X+ تُمثل الأيون الموجب للعنصر، و e– تُمثل الإلكترون.
تُؤثر قيمة جهد التأين على خواص العناصر الكيميائية. ففي الدورات الأفقية، يزداد جهد التأين مع زيادة العدد الذري. ويعود السبب في ذلك إلى انخفاض حجم الذرة، مما يؤدي إلى زيادة قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ، وبالتالي يصعب إزالتها.
وفي المجموعات الرأسية، ينخفض جهد التأين مع زيادة العدد الذري. ويعود السبب في ذلك إلى زيادة حجم الذرة، مما يقلل من قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ، وبالتالي يسهل إزالتها.
