وتستنتج نوع العنصر وخواصه من موقعه؛

• وتفسر سبب نقص نصف قطر الذرة كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين في الدورة؛

وتحدد أسماء فئات الجدول الدوري ومواقعها؛

• وتربط بين التركيب الإلكتروني للعنصر ورقم مجموعته؛
• وتعرّف نصف قطر الذرة وجهد التأين والميل الإلكتروني والسالبية الكهربية وتقارن بين الأخيرين؛
• وتحدد موقع كل من الفلزات واللافلزات وأشباه الفلزات؛
• وتستنتج العلاقة بين نصف القطر وكل من جهد التأين والميل الإلكتروني؛
• وتفسر العلاقة بين العدد الذري وكل من الصفة القاعدية والصفة الحامضية للأكاسيد؛

وتحسب عدد تأكسد الذرة في مركب؛

وتتعرف تفاعلات الأكسدة والاختزال؛

1. وتعبر عنها بطريقة نصفي التفاعل.
2. دروس هذا الباب:

1. الجدول الدوري الحديث وفئاته
2. نصف قطر الذرة
3. جهد التأين والميل الإلكتروني والسالبية الكهربية
4. الخاصية الفلزية واللافلزية والخواص الحامضية والقاعدية
5. أعداد التأكسد
6. تفاعلات الأكسدة والاختزال وموازنة المعادلات الأيونية

🌳 شجرة المفاهيم

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر

├── 1-1 أساس الترتيب

├── 1-2 وصف الجدول الدوري

├── 1-3 فئات الجدول الدوري الحديث

├── 1-4 أنواع العناصر

├── 1-5 استخدام التوزيع الإلكتروني لتعيين الموقع

├── 2-1 التعريف

├── 2-2 التدرج في الدورات (من اليسار إلى اليمين)

├── 2-3 التدرج في المجموعات (لأسفل)

├── 2-4 نصف قطر الأيون مقارنةً بنصف قطر الذرة

├── 3-1 جهد التأين (طاقة التأين)

├── 3-2 الميل الإلكتروني

├── 3-3 السالبية الكهربية

• ├── 3-4 المقارنة بين الميل الإلكتروني والسالبية الكهربية

├── 3-5 ملخص تدرج الخواص (للعناصر الممثلة)

├── 4-1 الفلزات واللافلزات وأشباه الفلزات

├── 4-2 تدرج الخاصية الفلزية واللافلزية

1. الحامضية والقاعدية والمترددة والمتعادلة
2. ├── 4-4 الخواص الحامضية والقاعدية في الجدول الدوري

├── 5-1 المفهوم

├── 5-2 المركبات الأيونية

├── 5-3 المركبات التساهمية

├── 5-4 قواعد حساب أعداد التأكسد

├── 6-1 التعريفات

├── 6-2 سلوك العامل حسب عدد تأكسد الذرة المركزية

• ├── 6-3 تعرف تفاعلات الأكسدة والاختزال بأعداد التأكسد
• ├── 6-4 المعادلة الأيونية والأيون المتفرج ونصفا التفاعل
• ├── 6-5 موازنة المعادلات الأيونية لتفاعلات الأكسدة والاختزال (طريقة نصفي التفاعل)

├── 6-6 أنواع خاصة من تفاعلات الأكسدة والاختزال

├── 6-7 الخلاصة

• يمكن تمييز عناصر الجدول الدوري الحديث إلى أربعة أنواع:

• تحتوي الدورة السادسة على الأنواع الأربعة كلها (الرادون غاز نبيل في الدورة السادسة؛

Cs و Ba عنصران ممثلان؛

من Hf إلى Hg عناصر الفئة d؛

• واللانثانيدات)، فهي تضم أربعة أنواع من العناصر.

• تقل قيم أنصاف أقطار الذرات كلما اتجهنا ناحية اليمين من المجموعة 1A إلى المجموعة 7A ، ويرجع ذلك إلى زيادة شحنة النواة الفعالة (Z_eff) تدريجيًا.

• شحنة النواة الفعالة هي شحنة النواة الفعلية التي يتأثر بها إلكترون ما في ذرة ما، وتكون دائمًا أقل من شحنة النواة (عدد البروتونات) نتيجة حجب الإلكترونات الداخلية (إلكترونات القلب core electrons) بالمدارات المكتملة جزءًا من تلك الشحنة عن الإلكترون موضع الدراسة.
• في الدورة الواحدة يزداد عدد البروتونات بمقدار واحد مع كل عنصر بينما تُضاف الإلكترونات إلى نفس مستوى الطاقة الرئيسي، فلا يتغير الحجب كثيرًا. فتزداد Z_eff ويزداد جذب إلكترونات التكافؤ مما يؤدي إلى تقلص نصف قطر الذرة.
• أي أن أكبر الذرات حجمًا في الدورة الواحدة هي ذرات عناصر المجموعة 1A ، وأصغرها حجمًا ذرات عناصر المجموعة 7A (الهالوجينات).
• مثال الدورة الثالثة: Na (186) > Mg (160) > Al (143) > Si (117) > P (110) > S (104) > Cl (99) pm.

• رأينا أن فقد مول من الذرات الغازية لمول من الإلكترونات يكون مصحوبًا بامتصاص كمية من الطاقة.
• أما عند اكتساب مول من الذرات الغازية لمول من الإلكترونات فقد تنطلق أو تُمتص كمية من الطاقة، وهي ما تُعرف بالميل الإلكتروني.
• الميل الإلكتروني هو مقدار التغير الحادث في الطاقة عندما يكتسب المول من الذرات المفردة الغازية مولًا من الإلكترونات.
• مثال:

Br(g) + e– → Br–(g) Δ H = -325 kJ/mol

1. (تنطلق طاقة فالإشارة سالبة).
2. قيم الميل الإلكتروني (kJ / mol) لعناصر الفئتين s و p :

• ملاحظات على قيم الميل الإلكتروني:

1. عدم الانتظام في تدرج قيم الميل الإلكتروني في الدورات والمجموعات، عكس ما هو حادث في تدرج نصف القطر وجهد التأين.
2. أعلى قيم للطاقة المنطلقة تكون لعناصر مجموعة الهالوجينات (7A) لأن التركيب الإلكتروني لأنيوناتها هو نفس التركيب الإلكتروني لأقرب غاز نبيل إليها.
3. قيم الميل الإلكتروني الموجبة لعنصري البريليوم والماغنسيوم تدل على امتصاص طاقة عند اكتسابهما الإلكترونات، لأن الإلكترون المضاف يحتل المستوى الفرعي p الأعلى في الطاقة من المستوى الفرعي s المكتمل.
4. الامتلاء النصفي للمستوى الفرعي 2p في ذرة النيتروجين يمنحها استقرارًا. وعند اكتساب إلكترون يقل هذا الاستقرار نتيجة ازدواج هذا الإلكترون مع أحد إلكترونات 2p ، ولهذا تكون قيمة الميل الإلكتروني للنيتروجين موجبة.
5. قيم الميل الإلكتروني للغازات النبيلة موجبة بسبب استقرار تركيبها الإلكتروني.

• كان العالم برزيليوس أول من قسّم العناصر إلى قسمين رئيسيين هما الفلزات واللافلزات في أوائل القرن التاسع عشر، وكان ذلك بالطبع قبل معرفة أي معلومات عن بنية الذرة.
• ورغم قدم هذا التقسيم إلا أنه ما زال مستخدمًا، رغم أنه لا يوجد حد فاصل حاد بينهما.
• وبتطور مفهومنا للتركيب الإلكتروني نميز بين الفلزات واللافلزات كما يلي:
• الفلزات (Metals)

1. مجموعة العناصر التي يمتلئ غلاف تكافؤها بأقل من نصف سعته بالإلكترونات غالبًا.
2. تفقد إلكترونات غلاف التكافؤ لتصل إلى تركيب الغاز الخامل الذي هو غاية التفاعل الكيميائي، وتصبح أيونات موجبة؛ لذا توصف الفلزات بأنها عناصر كهروموجبة.
3. يُعزى توصيلها للكهرباء إلى سهولة انتقال إلكترونات تكافؤها القليلة من مكان ما في الفلز إلى مكان آخر.
4. تتميز بكبر نصف قطر ذراتها مما يؤدي إلى صغر جهد تأينها.

• اللافلزات (Nonmetals)

1. مجموعة العناصر التي يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته بالإلكترونات غالبًا.
2. تكتسب عددًا قليلًا من الإلكترونات لتصل إلى تركيب الغاز الخامل وتصبح أيونات سالبة؛ لذا توصف اللافلزات بأنها عناصر كهروسالبة.
3. يُعزى عدم توصيلها للكهرباء إلى شدة ارتباط إلكترونات تكافؤها بالنواة، لذا يصعب انتقال هذه الإلكترونات، وتكون اللافلزات عازلة للكهرباء.
4. يؤدي صغر أنصاف أقطار اللافلزات إلى كبر قيمة جهد تأينها.

• أشباه الفلزات (Metalloids) مجموعة من العناصر (مثل B و Si و Ge و As و Sb و Te و At) تقع على خط قطري بين الفلزات واللافلزات.
• وتتميز بأن لها مظهر الفلزات ومعظم خواص اللافلزات، وأن سالبيتها الكهربية متوسطة بين الفلزات واللافلزات، وتوصيلها الكهربي أقل من الفلزات ولكنه أكبر كثيرًا من اللافلزات.
• وتُستخدم في صناعة أجزاء من الأجهزة الإلكترونية كالترانزستورات بصفتها أشباه موصلات (Semiconductors).
• موقعها في الجدول جميع الفلزات تقع يسار أشباه الفلزات ، أما اللافلزات فتقع يمين أشباه الفلزات.

• استُخدم قديمًا قبل التعرف على طبيعة الروابط الكيميائية مفهوم التكافؤ للتعبير عن قدرة الذرة على الارتباط بعدد معين من الذرات الأخرى.
• أما الآن فيُستخدم مفهوم عدد التأكسد كبديل أفضل للتكافؤ.
• عدد التأكسد هو عدد يمثل الشحنة الكهربية (الموجبة أو السالبة) التي تبدو على الأيون أو الذرة في المركب، سواء كان أيونيًا أو تساهميًا.

• يُستفاد من أعداد التأكسد في معرفة نوع التغير الحادث للعنصر أثناء التفاعل الكيميائي في تفاعلات الأكسدة والاختزال:

تحدث الأكسدة والاختزال دائمًا معًا؛

• فعدد الإلكترونات التي يفقدها العامل المختزل يساوي عدد الإلكترونات التي يكتسبها العامل المؤكسد.
• والتفاعل الذي لا تتغير فيه أعداد التأكسد ليس من تفاعلات الأكسدة والاختزال (مثل التعادل NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O ، والترسيب AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃ ، و CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂).

• تتم عملية الموازنة باتباع الخطوات التالية:

✍️ أمثلة محلولة

• أعلى العناصر سالبية الفلور (F) > الأكسجين (O) > النيتروجين (N) > الكلور (Cl).
• أكبر الذرات حجماً في الجدول الدوري هو السيزيوم (Cs) وأقلها حجماً هو الفلور (F).