الجدول الدوري وتصنيف العناصر

يُعد الجدول الذي وضعه العالم الروسي "ديمتري مندليف" أول جدول دوري حقيقي لتصنيف العناصر.

الأساس العلمي: رتب مندليف العناصر ترتيباً "تصاعدياً حسب أوزانها الذرية".

مميزاته: كانت عبقرية مندليف في أنه "ترك خانات فارغة" (فجوات) في جدوله، وتنبأ باكتشاف عناصر جديدة في المستقبل وحدد خصائصها مسبقاً.

بعد أن اكتشف العالم "رذرفورد" أن نواة الذرة تحتوي على "بروتونات موجبة الشحنة"، جاء العالم "موزلي" وأعاد ترتيب الجدول.

الأساس العلمي: رتب موزلي العناصر ترتيباً "تصاعدياً حسب أعدادها الذرية" (أي عدد البروتونات)، وليس حسب أوزانها الذرية كما فعل مندليف.

هو الجدول المعتمد حالياً. بعد اكتشاف مستويات الطاقة الفرعية، أعاد العلماء ترتيب الجدول مرة أخرى.

الأساس العلمي: رُتبت فيه العناصر ترتيباً تصاعدياً حسب "أعدادها الذرية"، بالإضافة إلى "طريقة ملء مستويات الطاقة الفرعية بالإلكترونات".

يتكون الجدول من "٧ دورات أفقية" مرقمة من ١ إلى ٧.

"رقم الدورة" يدل على "عدد مستويات الطاقة المشغولة بالإلكترونات" في ذرة العنصر.

مثال: الصوديوم (Na) توزيعه (٢, ٨, ١)، فهو يمتلك ٣ مستويات طاقة، لذلك يقع في الدورة الثالثة.

يتكون الجدول من "١٨ مجموعة رأسية".

"رقم المجموعة" (خاصة المجموعات A) يدل على "عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الأخير" (إلكترونات التكافؤ).

مثال: الصوديوم (Na) توزيعه (٢, ٨, ١)، فهو يمتلك ١ إلكترون في مستواه الأخير، لذلك يقع في المجموعة (1A).

يمكن أيضاً تقسيم الجدول بناءً على الخواص وحالة العنصر:

• الفلزات (صلبة): تشغل معظم الجدول (مثل الصوديوم، الحديد، الذهب).
• اللافلزات: توجد في الجانب الأيمن (مثل الكربون، الأكسجين، الكلور).
• أشباه الفلزات: عناصر تجمع بين خواص الفلزات واللافلزات (مثل السيليكون).
• الغازات الخاملة: تقع في المجموعة الأخيرة (١٨ أو صفرية).
• العناصر السائلة: لا يوجد في الجدول سوى عنصرين سائلين فقط هما: "الزئبق" (فلز) و "البروم" (لا فلز).

تقع في "يسار" الجدول الدوري.

تتكون من مجموعتين فقط: المجموعة (1A) (الفلزات القلوية)، والمجموعة (2A) (الفلزات القلوية الأرضية).

تقع في "يمين" الجدول الدوري.

تتكون من ٦ مجموعات، تبدأ من (3A) حتى (7A) (وتشمل اللافلزات والهالوجينات)، وتنتهي بالمجموعة (الصفرية أو ١٨) (الغازات الخاملة).

تقع في "وسط" الجدول، وتفصل بين الفئتين s و p.

تُعرف عناصرها باسم "العناصر الانتقالية الرئيسية"، ويبدأ ظهورها من الدورة الرابعة.

تقع "أسفل" الجدول، وهي مفصولة عنه لمنع الجدول من أن يصبح طويلاً جداً.

تُعرف عناصرها باسم "العناصر الانتقالية الداخلية"، وتنقسم إلى سلسلتين: "اللانثانيدات" و "الأكتينيدات".

• تحديد رقم الدورة: يساوي "عدد مستويات الطاقة" المشغولة بالإلكترونات في ذرة العنصر.
• تحديد رقم المجموعة (A): يساوي "عدد الإلكترونات" الموجودة في مستوى الطاقة الأخير (إلكترونات التكافؤ).
• تحديد رقم المجموعة (الصفرية): إذا كان مستوى الطاقة الأخير "مكتملاً" بـ ٨ إلكترونات (أو ٢ في حالة الهيليوم)، يقع العنصر في المجموعة الصفرية (١٨).

مثال ١: الصوديوم (Na 11)

• التوزيع الإلكتروني: (٢, ٨, ١).
• عدد مستويات الطاقة = ٣ ... إذن، يقع في "الدورة الثالثة".
• عدد إلكترونات المستوى الأخير = ١ ... إذن، يقع في "المجموعة 1A".

مثال ٢: الأرجون (Ar 18)

• التوزيع الإلكتروني: (٢, ٨, ٨).
• عدد مستويات الطاقة = ٣ ... إذن، يقع في "الدورة الثالثة".
• عدد إلكترونات المستوى الأخير = ٨ (مكتمل) ... إذن، يقع في "المجموعة الصفرية (١٨)".

"التكافؤ" هو عدد الإلكترونات التي "تفقدها" الذرة (الفلزات)، أو "تكتسبها" الذرة (اللافلزات)، أو "تشارك بها" الذرة (اللافلزات) أثناء التفاعل الكيميائي للوصول إلى حالة الاستقرار (التركيب الثماني).

• المجموعة (1A) (مثل Na): تفقد ١ إلكترون، إذن تكافؤها "أحادي".
• المجموعة (2A) (مثل Mg): تفقد ٢ إلكترون، إذن تكافؤها "ثنائي".
• المجموعة (7A) (مثل Cl): تكتسب ١ إلكترون، إذن تكافؤها "أحادي".
• المجموعة (الصفرية) (مثل Ar): لا تفقد ولا تكتسب (مستقرة)، إذن تكافؤها "صفر".

هو طريقة مبسطة لتمثيل ذرة العنصر، لا نهتم فيها بكل الإلكترونات، بل فقط بـ "إلكترونات التكافؤ" (المستوى الأخير).

يتم رسم "رمز العنصر" محاطاً بـ "نقاط"، كل نقطة تمثل إلكتروناً من إلكترونات التكافؤ. يتم توزيع النقاط فرادى أولاً على الجوانب الأربعة، ثم يبدأ الازدواج.

• في الدورة الواحدة (أفقياً): "يقل" الحجم الذري كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين (مثل: الصوديوم Na أكبر حجماً من الكلور Cl).
  السبب: لزيادة قوة جذب النواة الموجبة للإلكترونات في نفس المستوى.
• في المجموعة الواحدة (رأسياً): "يزداد" الحجم الذري كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل (مثل: البوتاسيوم K أكبر حجماً من الصوديوم Na).
  السبب: لزيادة عدد مستويات الطاقة المشغولة بالإلكترونات.

"السالبية الكهربية" هي مقدرة الذرة (في الجزيء التساهمي) على "جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية" نحوها.

• في الدورة الواحدة (أفقياً): "تزداد" السالبية الكهربية كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين (بزيادة العدد الذري).
• في المجموعة الواحدة (رأسياً): "تقل" السالبية الكهربية كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل (بزيادة العدد الذري).

ملاحظة: الغازات الخاملة (المجموعة الصفرية) ليس لها قيم سالبية كهربية، لأنها مستقرة ولا تميل لجذب أي إلكترونات.