الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر

• مع تطور التقدم المعرفي لبنية الذرة تم اكتشاف المستويات الحقيقية للطاقة في الذرة وهي المستويات الفرعية (تحت مستويات الطاقة)، وبالتوصل إلى مبدأ البناء التصاعدي أمكن ترتيب العناصر بحيث يزيد كل عنصر عن العنصر الذي يسبقه بإلكترون واحد.
• ولذلك يقوم الجدول الدوري الحديث على أساسين:

1. ترتيب العناصر ترتيبًا تصاعديًا حسب أعدادها الذرية.
2. ترتيب العناصر تبعًا لمبدأ البناء التصاعدي.

وترتيب امتلاء المستويات الفرعية يتفق مع ترتيب العناصر في الدورات كما يلي:

• يتكون الجدول الدوري من 18 مجموعة رأسية وسبع دورات أفقية.
• ترتَّب العناصر ترتيبًا تصاعديًا حسب الزيادة في العدد الذري، ويزيد كل عنصر عن العنصر الذي يسبقه في نفس الدورة بإلكترون واحد.
• تبدأ كل دورة بملء مستوى طاقة جديد بإلكترون واحد، ويتتابع ملء المستويات الفرعية التي في نفس الدورة حتى نصل إلى العنصر الأخير وهو الغاز النبيل (الخامل).
• في المجموعات الرأسية تتشابه عناصر المجموعة الواحدة في التركيب الإلكتروني لمستوى الطاقة الأخير، فيما عدا عدد الكم الرئيسي (n).
• رقم الدورة = رقم مستوى الطاقة الخارجي (أكبر قيمة لـ n) للعنصر.

التوزيع الإلكتروني لأول 30 عنصرًا:

(الكروم والنحاس حالتان شاذتان لأن المستوى الفرعي d نصف الممتلئ (d⁵) أو تام الامتلاء (d¹⁰) شديد الاستقرار.)

يُقسَّم الجدول إلى أربع مناطق رئيسية أو فئات (Blocks) سُمّيت باسم المستوى الفرعي الذي يستقبل الإلكترون الأخير:

1) عناصر الفئة s : تشغل المنطقة اليسرى من الجدول، وتحتوي على العناصر التي تقع إلكتروناتها الخارجية في المستوى الفرعي s ، وهي عناصر المجموعة 1A وتركيبها الإلكتروني (ns¹) والمجموعة 2A وتركيبها (ns²) ، حيث n هو رقم مستوى الطاقة الأخير ورقم الدورة في نفس الوقت.

• 2) عناصر الفئة p : تشغل المنطقة اليمنى من الجدول، وتحتوي على العناصر التي تقع إلكتروناتها الخارجية في المستوى الفرعي p ، وهي عناصر المجموعات 3A و4A و5A و6A و7A والمجموعة الصفرية (الغازات النبيلة).
• وتركيب عناصر الفئة p هو (ns² np¹) في المجموعة 3A و(ns² np²) في المجموعة 4A … ثم يتتابع امتلاء المستوى الفرعي p حتى يتشبع في المجموعة الصفرية ويصبح (ns² np⁶). (الهيليوم 1s².)

3) عناصر الفئة d : تشغل المنطقة الوسطى من الجدول، وتحتوي على العناصر التي يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي d بالإلكترونات، وحيث إنه يتسع لعشرة إلكترونات فإنها تتكون من عشرة أعمدة رأسية: سبعة منها تخص المجموعات (B) وثلاثة أعمدة تخص عناصر المجموعة الثامنة.

4) عناصر الفئة f : تُفصل أسفل الجدول الدوري حتى لا يصبح عريضًا جدًا، ويتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي f الذي يتسع لـ 14 إلكترونًا، وتتكون من سلسلتين:

• سلسلة اللانثانيدات (Lanthanides): يمتلئ فيها المستوى 4f وعددها 14 عنصرًا، والتركيب الإلكتروني الخارجي لهذه العناصر هو (6s²).
• سلسلة الأكتينيدات (Actinides): يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي 5f وهي أربعة عشر عنصرًا، وجميعها عناصر مشعة وأنويتها غير مستقرة.

يمكن تمييز عناصر الجدول الدوري الحديث إلى أربعة أنواع:

1. العناصر النبيلة (Noble elements): هي عناصر الصف الرأسي الأخير من الفئة p (المجموعة الصفرية 18) وتركيبها الإلكتروني الخارجي np⁶ (ما عدا الهيليوم 1s²). تتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة الفرعية للدورة بالإلكترونات، لذا فهي عناصر مستقرة تمامًا وتكوّن مركبات بغاية الصعوبة.
2. العناصر الممثلة (Representative elements): هي عناصر الفئة s وعناصر الفئة p ما عدا عناصر المجموعة الصفرية، وتتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة بالإلكترونات ما عدا مستوى الطاقة الأخير. وتميل إلى الوصول إلى التركيب (ns² np⁶) لمستوياتها الخارجية بفقد أو اكتساب إلكترونات أو بالمشاركة.
3. العناصر الانتقالية الرئيسية (Main transition elements): هي عناصر الفئة d التي يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي d.
4. العناصر الانتقالية الداخلية (Inner transition elements): هي عناصر الفئة f التي يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي f.

• 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.

• الدورة = رقم مستوى الطاقة الخارجي (أكبر n).
• مجموعة عناصر الفئتين s و p (المجموعات A) = عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي. أمثلة: 1A ← ns¹ ؛ 2A ← ns² ؛ 3A ← ns² np¹ … 7A ← ns² np⁵. وعدد إلكترونات التكافؤ يساوي رقم المجموعة دائمًا.
• مجموعة عناصر الفئة d = عدد الإلكترونات في (n−1)d مضافًا إليها ns : Sc (3) المجموعة 3B ؛ Ti (4) 4B ؛ V (5) 5B ؛ Cr (6) 6B ؛ Mn (7) 7B ؛ Fe و Co و Ni (8 و9 و10) المجموعة VIII ؛ Cu (11) المجموعة 1B ؛ Zn (12) المجموعة 2B.
• الفئة هي المستوى الفرعي الذي يستقبل الإلكترون الأخير.

• بعد دراسة ترتيب العناصر في الجدول الدوري الحديث ومعرفة العلاقة بين التركيب الإلكتروني للعنصر وموضعه في الجدول، نستعرض تدرج الخواص الفيزيائية والكيميائية في الدورات الأفقية وفي المجموعات الرأسية وعلاقتها بالتركيب الإلكتروني.
• وسنركز على العناصر الممثلة (عناصر الفئتين s و p) ونترك دراسة تدرج خواص العناصر الانتقالية لمجال آخر.

• أظهرت النظرية الموجية أنه لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة بالضبط، لذا يكون من الخطأ أن نُعرّف نصف قطر الذرة بأنه المسافة من النواة إلى أبعد إلكترون.
• وبدلًا من ذلك:

نصف قطر الذرة (نصف القطر التساهمي) هو نصف المسافة بين مركزي نواتي ذرتين متماثلتين مرتبطتين في جزيء ثنائي الذرة.

• ويُقاس بوحدة البيكومتر (pm) حيث \[\begin{gathered}1 \,\text{pm} = 10^{-12} m\end{gathered}\].
• أما في البلورات الأيونية (مثل بلورة كلوريد الصوديوم) التي تتكون من أيونات موجبة (كاتيونات) وسالبة (أنيونات) فيُعبَّر عن حجم الأيون بـ نصف قطر الأيون الذي يتوقف على عدد الإلكترونات المفقودة أو المكتسبة.

مثال: في جزيء Cl₂ المسافة بين النواتين 198 pm ، فيكون نصف قطر ذرة الكلور = \[\begin{gathered}198 \div 2 = 99 \,\text{pm}\end{gathered}\].

أنصاف الأقطار التساهمية للعناصر الممثلة (pm):

تقل قيم أنصاف أقطار الذرات كلما اتجهنا ناحية اليمين من المجموعة 1A إلى المجموعة 7A ، ويرجع ذلك إلى زيادة شحنة النواة الفعالة \((Z_{\,\text{eff}})\) 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 \(Z_{\,\text{eff}}\) 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.

يزداد نصف القطر الذري بزيادة العدد الذري كلما اتجهنا رأسيًا إلى أسفل في نفس المجموعة، ويرجع ذلك إلى:

1. زيادة عدد مستويات الطاقة في الذرة؛
2. مستويات الطاقة الممتلئة تعمل على حجب تأثير النواة على الإلكترونات الخارجية؛
3. زيادة التنافر بين الإلكترونات وبعضها.

مثال: المجموعة 1A : Li 152 < Na 186 < K 227 < Rb 247 < Cs 265 pm.

• الأيون الموجب للفلز أصغر من ذرته (Na⁺ < Na ؛ Fe²⁺ < Fe). عدد البروتونات لم يتغير ولكن عدد الإلكترونات قل، فتزداد شحنة النواة الفعالة بالنسبة لكل إلكترون (وفي الصوديوم يُفقد إلكترون 3s أي المستوى الخارجي كله). وكلما زادت شحنة الأيون الموجب قل نصف قطره (Fe³⁺ < Fe²⁺ < Fe) لزيادة عدد البروتونات عن عدد الإلكترونات.
• الأيون السالب للافلز أكبر من ذرته (Cl⁻ > Cl). عدد البروتونات ثابت لكن الإلكترونات زادت، فيزداد التنافر بين الإلكترونات ويقل جذب النواة لكل إلكترون (كما في لعبة شد الحبل: القوة نفسها موزعة على عدد أكبر).

• عندما تكتسب الذرة مقدارًا من الطاقة فإن إلكتروناتها تُثار وتنتقل إلى مستويات طاقة أعلى.
• أما إذا كانت كمية الطاقة كبيرة نسبيًا فإنها تطرد أضعف الإلكترونات ارتباطًا بنواة الذرة وتصبح الذرة أيونًا موجبًا.

جهد التأين (طاقة التأين) هو مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل مول إلكترون من مول من الذرات المفردة وهي في الحالة الغازية.

وحيث إنه من الممكن إزالة إلكترون أو اثنين أو أكثر من الذرة فهناك جهد التأين الأول والثاني والثالث … إلخ:

• جهد التأين الأول: M(g) → M⁺(g) + e⁻ (يتكوّن أيون يحمل شحنة موجبة واحدة).
• جهد التأين الثاني: M⁺(g) → M²⁺(g) + e⁻ (يتكوّن أيون يحمل شحنتين موجبتين)، وهكذا.

الوحدة: kJ / mol ، وكلها عمليات ماصة للحرارة (ΔH موجبة).

• قيم جهد التأين الأول ( kJ / mol) لبعض العناصر: H 1312 ؛
• Li 520 ، Be 900 ، B 801 ، C 1086 ، N 1402 ، O 1314 ، F 1681 ، Ne 2081 ؛
• Na 496 ، Mg 738 ، Al 578 ، Si 787 ، P 1012 ، S 1000 ، Cl 1251 ، Ar 1521 ؛
• K 419 ؛
• Cs 376.

التدرج في الدورات:

• تزداد قيم جهد التأين كلما اتجهنا ناحية اليمين، بسبب زيادة شحنة النواة الفعالة وكذلك نقص نصف قطر الذرة، مما يؤدي إلى زيادة قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ فتحتاج إلى طاقة كبيرة لفصلها عن الذرة.
• أي أن جهد التأين يتناسب عكسيًا مع نصف قطر الذرة.
• (وتحدث شذوذات طفيفة عند المجموعتين 3A و6A بسبب استقرار المستويات الفرعية الممتلئة ونصف الممتلئة، مثل N > O.)

التدرج في المجموعات:

• يقل جهد التأين رأسيًا في المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذري، لأنه بزيادة عدد الأغلفة الإلكترونية يزداد نصف قطر الذرة، وبالتالي تقل قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ فتقل الطاقة اللازمة لإزالتها.

جهد التأين الأول للغازات النبيلة في المجموعة الصفرية مرتفع لاستقرار نظامها الإلكتروني، إذ يصعب إزاحة إلكترون من مستوى طاقة مكتمل.

جهود التأين المتتالية.

• يزداد جهد التأين الثاني عن جهد التأين الأول لزيادة شحنة النواة الفعالة (يُنتزع الإلكترون من أيون موجب).
• ويزداد جهد التأين الثالث لعناصر المجموعة 2A زيادة كبيرة جدًا إذ يتسبب ذلك في كسر مستوى طاقة مكتمل بالإلكترونات.
• ويوضح ذلك جهود تأين الماغنسيوم:

• \[\begin{gathered}\,\text{Mg}(g) \rightarrow \,\text{Mg}^{+}(g) + e^{-} \Delta H = +737 \,\text{kJ}/\,\text{mol}\end{gathered}\]
• \[\begin{gathered}\,\text{Mg}^{+}(g) \rightarrow \,\text{Mg}^{2+}(g) + e^{-} \Delta H = +1450 \,\text{kJ}/\,\text{mol}\end{gathered}\]
• \[\begin{gathered}\,\text{Mg}^{2+}(g) \rightarrow \,\text{Mg}^{3+}(g) + e^{-} \Delta H = +7730 \,\text{kJ}/\,\text{mol}\end{gathered}\] (قفزة كبيرة مفاجئة: الإلكترون من المستوى 2p⁶ المستقر)

• 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: \[\begin{gathered}\,\text{Br}(g) + e^{-} \rightarrow \,\text{Br}^{-}(g) \Delta H = -325 \,\text{kJ}/\,\text{mol}\end{gathered}\] (تنطلق طاقة فالإشارة سالبة).

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.

السالبية الكهربية للذرة هي قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية.

• ويُعبَّر عنها بقيم نسبية تدل زيادتها على زيادة القدرة النسبية للذرة على جذب إلكترونات الرابطة.
• أمثلة (مقياس بولنج): F 4.0 ، O 3.5 ، N 3.0 ، Cl 3.2 ، C 2.5 ، H 2.1 ، Na 0.9 ، Cs 0.7.

• التدرج: تزداد السالبية الكهربية في الدورات بزيادة العدد الذري ونقص نصف قطر الذرة، وتقل في المجموعات بزيادة العدد الذري.
• ويعتبر الفلور أعلى العناصر المعروفة في السالبية الكهربية.
• والفرق في السالبية الكهربية بين عنصرين له دور أساسي في تحديد نوع الترابط بينهما (كما سنرى في الباب الرابع).

يجب ألا نخلط بين السالبية الكهربية والميل الإلكتروني:

• عبر الدورة (من اليسار إلى اليمين): نصف قطر الذرة ↓ ، جهد التأين ↑ ، السالبية الكهربية ↑.
• لأسفل في المجموعة: نصف قطر الذرة ↑ ، جهد التأين ↓ ، السالبية الكهربية ↓.
• وعليه فأعلى جهد تأين وسالبية كهربية في أعلى يمين الجدول (F ، ويكون الهيليوم الأعلى في جهد التأين)، وأكبر الذرات حجمًا في أسفل اليسار (Cs).

• 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.

• في الدورات الأفقية: كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين نجد أن المجموعة الأولى تحتوي على أقوى الفلزات، ثم تبدأ الخاصية الفلزية تقل بالتدريج بزيادة العدد الذري حتى نصل إلى أشباه الفلزات، ثم تبدأ الخاصية اللافلزية تزداد إلى أن تنتهي بالمجموعة 7A التي تحتوي على أقوى اللافلزات.
• في المجموعات الرأسية: تزداد الخاصية الفلزية بزيادة العدد الذري كلما اتجهنا إلى أسفل.
• نستنتج من ذلك أن أقوى الفلزات تقع في أسفل يسار الجدول الدوري (فالسيزيوم أقوى العناصر من ناحية الخاصية الفلزية)، وتقع أقوى اللافلزات في أعلى يمين الجدول (فالفلور أقوى العناصر لافلزية).

• أكاسيد اللافلزات عند ذوبانها في الماء تعطي أحماضًا، وتُسمّى عادةً الأكاسيد الحامضية، وتتفاعل مع القلويات منتجة ملحًا وماء:
  • CO₂(g) + H₂O(l) → H₂CO₃(aq) (حمض الكربونيك)
  • SO₃(g) + H₂O(l) → H₂SO₄(aq) (حمض الكبريتيك)
  • CO₂(g) + 2NaOH(aq) → Na₂CO₃(aq) + H₂O(l)
• أكاسيد الفلزات تُسمّى عادةً أكاسيد قاعدية؛ وبعضها قابل للذوبان في الماء والبعض الآخر لا يذوب. وتُسمّى الأكاسيد القاعدية القابلة للذوبان في الماء الأكاسيد القلوية لأنها تكوّن قلويات. وتتفاعل مع الأحماض منتجة ملحًا وماء:
  • Na₂O(s) + H₂O(l) → 2NaOH(aq) ؛ K₂O(s) + H₂O(l) → 2KOH(aq)
  • Na₂O(s) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H₂O(l)
  • MgO(s) + H₂SO₄(aq) → MgSO₄(aq) + H₂O(l)
• الأكاسيد المترددة (Amphoteric oxides) مثل أكسيد الألومنيوم Al₂O₃ وأكسيد الخارصين ZnO وأكسيد الأنتيمون Sb₂O₃ وأكسيد القصدير SnO ؛ وهي تتفاعل تارة كأكاسيد قاعدية وتارة أخرى كأكاسيد حامضية:
  • Al₂O₃(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl₃(aq) + 3H₂O(l)
  • Al₂O₃(s) + 2NaOH(aq) → 2NaAlO₂(s) + H₂O(l) (ألومينات الصوديوم)
  • ZnO(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂O(l)
  • ZnO(s) + 2NaOH(aq) → Na₂ZnO₂(aq) + H₂O(l) (خارصينات الصوديوم)
• الأكاسيد المتعادلة (Neutral oxides) مثل أول أكسيد الكربون CO وأكسيد النيتريك NO وأكسيد النيتروز N₂O ، وهي أكاسيد لا تتفاعل مع الأحماض أو القلويات ولا تذوب بسهولة في الماء.

• في الدورات الأفقية: كلما زاد العدد الذري للعنصر تقل الصفة القاعدية للأكسيد بينما تزداد الصفة الحامضية. الدورة الثالثة: Na₂O (قاعدي قوي) ، MgO (قاعدي) ، Al₂O₃ (متردد) ، SiO₂ (حامضي ضعيف) ، P₄O₁₀ (حامضي) ، SO₃ (حامضي قوي) ، Cl₂O₇ (حامضي قوي جدًا).
  • P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄ ؛ Cl₂O₇ + H₂O → 2HClO₄.
• في المجموعات الرأسية: لو أخذنا عناصر المجموعة الأولى مثالًا نجد أن الخاصية القاعدية تزداد رأسيًا كلما زاد العدد الذري (أي كلما اتجهنا لأسفل): LiOH < NaOH < KOH < RbOH < CsOH.
• وعند تتبع الخاصية الحامضية في المركبات الهيدروجينية لعناصر المجموعة 7A نجد أنه بزيادة نصف قطر ذرة العنصر يقل جذب ذرة الهيدروجين فيسهل تأينها، أي تزداد الصفة الحامضية: HF < HCl < HBr < HI.

• مثال محلول (4-3). وضّح بمعادلات موزونة أن أكسيد الصوديوم قاعدي وأن ثالث أكسيد الكبريت حامضي.
• Na₂O + 2HCl → 2NaCl + H₂O ؛
• SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O.

مثال محلول (4-4). وضّح أن أكسيد القصدير II متردد. SnO + 2HCl → SnCl₂ + H₂O ؛ SnO + 2NaOH → Na₂SnO₂ + H₂O.

مثال محلول (4-5). صنّف الأكاسيد CaO و SO₂ و ZnO و NO و Li₂O. CaO قاعدي ؛ SO₂ حامضي ؛ ZnO متردد ؛ NO متعادل ؛ Li₂O قاعدي.

مثال محلول (4-6). أيهما أقوى حامضيةً في الماء: HI أم HF ؟ HI ، لأن الرابطة H–I أطول وأضعف.

• 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.

يكون عدد تأكسد الأيون أو المجموعة الذرية في المركب الأيوني مساويًا لمقدار شحنتها وبنفس الإشارة: K⁺Br⁻ (K +1 ، Br −1) ، Na⁺Cl⁻ ، Mg²⁺O²⁻ ، Ca²⁺CO₃²⁻ ، Cu²⁺SO₄²⁻.

• رغم أن جزيء المركب التساهمي لا يتكون من أيونات موجبة وسالبة، إلا أن ذراته تحمل شحنات توضح الإزاحة الإلكترونية الحادثة في الرابطة؛
• فالذرة الأكثر سالبية كهربية تحمل شحنة سالبة والذرة الأقل سالبية كهربية تحمل شحنة موجبة.
• وهناك حالتان:

• في الجزيئات متماثلة الذرات مثل Cl₂ و H₂ و O₂ و N₂ و S₈ و P₄ و O₃ تكون الإزاحة الإلكترونية في الروابط بين الذرات متساوية، لأن ذرات أي جزيء لعنصر واحد متساوية في السالبية الكهربية، وبالتالي يكون عدد تأكسد أي ذرة في هذا الجزيء يساوي صفرًا.
• عندما يتكون الجزيء من ذرتين مختلفتين في السالبية الكهربية تُحسب الإلكترونات المشتركة مع الذرة الأكثر سالبية كهربية. مثلًا HCl : H (+1) و Cl (−1) ؛ H₂O : H (+1) و O (−2) ؛ CO₂ : C (+4) و O (−2).

1. مجموع أعداد التأكسد لذرات المركب المتعادل = صفر ؛ وفي الأيون المركب يساوي شحنة الأيون.
2. عدد تأكسد عناصر المجموعة 1A في مركباتها دائمًا +1 ، والمجموعة 2A +2 ، والمجموعة 3A +3 ، وعدد تأكسد الفلور دائمًا −1 ؛ لذا نبدأ بكتابة أعداد تأكسدها أولًا ثم نكمل حساب أعداد تأكسد بقية العناصر.
3. عدد تأكسد الأكسجين في معظم مركباته −2 ، إلا في: فوق الأكاسيد (مثل H₂O₂ و Na₂O₂) فيكون −1 ؛ وفي سوبر أكسيد البوتاسيوم KO₂ يكون −½ ؛ وفي ثاني فلوريد الأكسجين OF₂ يكون +2.
4. عدد تأكسد الهيدروجين في معظم مركباته +1 ، عدا هيدريدات الفلزات النشيطة مثل NaH و CaH₂ و AlH₃ وهي مركبات أيونية تحتوي على أيون الهيدريد H⁻ فيكون عدد تأكسد الهيدروجين فيها −1 (فإذا صُهر هيدريد الصوديوم وحُلل كهربيًا يتصاعد الهيدروجين عند المصعد).
5. التأكسد يخص ذرة واحدة أو أيونًا واحدًا فقط في الجزيء؛ وبعض المركبات مثل NH₄NO₂ يكون لذرتي النيتروجين فيها عددا تأكسد مختلفان (N في NH₄⁺ هو −3 وفي NO₂⁻ هو +3).
6. أعلى حالة تأكسد لأي عنصر ممثل لا تتعدى رقم مجموعته (حسب الترقيم 1A ، 2A ، …).
7. عدد التأكسد للمجموعات الذرية = الشحنة التي تحملها المجموعة: NO₃⁻ (−1) ، CO₃²⁻ (−2) ، SO₄²⁻ (−2) ، NH₄⁺ (+1).

توضيحات: Na₂O : Na +1 ، O −2. Na₂O₂ : O −1. KO₂ : K +1 ، O −½. CaH₂ : Ca +2 ، H −1. AlH₃ : Al +3 ، H −1.

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

• الأكسدة: عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة في الشحنة الموجبة (زيادة عدد التأكسد).
• الاختزال: عملية اكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص في الشحنة الموجبة (نقص عدد التأكسد).
• العامل المختزل هو المتفاعل الذي يفقد الإلكترونات (يتأكسد) ، والعامل المؤكسد هو المتفاعل الذي يكتسب هذه الإلكترونات (يُختزل).

• 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).

• عندما يكون عدد تأكسد الذرة المركزية في المركب أكبر ما يمكن فإنه يقوم بدور العامل المؤكسد فقط: K₂Cr₂O₇ (Cr +6) ، HNO₃ (N +5) ، H₂SO₄ (S +6) ، KMnO₄ (Mn +7).
• وعندما يكون عدد تأكسدها أقل ما يمكن فإنه يقوم بدور العامل المختزل فقط: NH₃ (N −3) ، CH₄ (C −4) ، H₂S (S −2) ، H₂.
• وفي الحالات التي تكون فيها حالة التأكسد متوسطة فيمكن للمركب القيام بدور العامل المؤكسد أو العامل المختزل حسب التفاعل: HNO₂ (N +3) ، SO₂ (S +4) ، H₂O₂ (O −1).

في تفاعل الأكسدة والاختزال 2NaI(aq) + Cl₂(g) → 2NaCl(aq) + I₂(s) يكون كل من NaCl و NaI في صورة أيونات، ولذلك يمكن كتابة المعادلة في صورة أخرى تُعرف بالمعادلة الأيونية الكلية:

2Na⁺ + 2I⁻ + Cl₂ → 2Na⁺ + 2Cl⁻ + I₂

• ويوصف أيون Na⁺ في هذا التفاعل بالأيون المتفرج لعدم اشتراكه بشكل فعلي في التفاعل الحادث (عدم حدوث تغير في عدد تأكسده في طرفي المعادلة).
• وعند حذف الأيون المتفرج من المعادلة الأيونية الكلية تصبح لدينا المعادلة الأيونية النهائية وهي التي تحتوي على الذرات أو الأيونات أو الجزيئات التي حدث لها تغير في أعداد تأكسدها:

2I⁻ + Cl₂ → 2Cl⁻ + I₂

• ويلاحظ في هذا التفاعل أن أيونات اليوديد السالبة تحولت إلى جزيء يود متعادل (زيادة في عدد التأكسد من −1 إلى 0 ، أكسدة) ، وأن جزيئات الكلور المتعادلة تحولت إلى أيونات الكلوريد (نقص في عدد التأكسد من 0 إلى −1 ، اختزال).
• ويمكن فصل المعادلة الأيونية النهائية إلى معادلتين تمثل كل منهما أحد التفاعلين.
• ولتحقيق قانون حفظ الشحنات نضيف الإلكترونات المفقودة والمكتسبة:

• معادلة نصف تفاعل الأكسدة: 2I⁻ → I₂ + 2e⁻
• معادلة نصف تفاعل الاختزال: Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻

تتم عملية الموازنة باتباع الخطوات التالية:

1. الخطوة 1: فصل تفاعلي الأكسدة والاختزال.
2. الخطوة 2: موازنة الذرات والأيونات في طرفي كل معادلة.
3. الخطوة 3: تحقيق قانون حفظ الشحنة بإضافة الإلكترونات المفقودة والمكتسبة.
4. الخطوة 4: مساواة أعداد الإلكترونات المفقودة والمكتسبة في معادلتي الأكسدة والاختزال (بالضرب في أعداد مناسبة).
5. الخطوة 5: جمع معادلتي الأكسدة والاختزال (تحذف الإلكترونات).

تفاعلات عدم التناسب (Disproportionation Reactions) — نوع من تفاعلات الأكسدة والاختزال تحدث فيه عملية أكسدة وعملية اختزال لأيون واحد (أو ذرة واحدة) في أحد المتفاعلات، فيتأكسد ويُختزل في الوقت نفسه.

• 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂ : الأكسجين في H₂O₂ عدد تأكسده −1 ؛ يصبح −2 في H₂O (اختزال) و 0 في O₂ (أكسدة).
• Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O : Cl من 0 إلى −1 ومن 0 إلى +1.

تفاعلات التناسب المشترك (Comproportionation Reactions) — تحدث لمركبين أو أيونين يتضمنان عنصرًا مشتركًا في حالتي تأكسد مختلفتين لتكوين ناتج واحد له حالة تأكسد وسطى.

• 2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O : S (−2) يتأكسد و S (+4) يُختزل ويعطيان S (0).
• 5I⁻ + IO₃⁻ + 6H⁺ → 3I₂ + 3H₂O : اليود (−1) واليود (+5) يعطيان اليود (0). (فحص: ذرات I = 6 ، O = 3 ، H = 6 ؛ الشحنة 0 في الطرفين ✓.)

• زيادة عدد التأكسد ← أكسدة (فقد إلكترونات) ← عامل مختزل.
• نقص عدد التأكسد ← اختزال (اكتساب إلكترونات) ← عامل مؤكسد.
• تُوزن معادلات الأكسدة والاختزال بحيث تتساوى الإلكترونات المفقودة والمكتسبة وتُحفظ الشحنة.