ماذا تشير الفترة؟ المجموعة الدورية

يتكون من صفوف عمودية (مجموعات) وصفوف أفقية (نقاط). من أجل فهم أفضل لمبادئ دمج العناصر في مجموعات وفترات ، سننظر في عدة عناصر ، على سبيل المثال ، المجموعات الأولى والرابعة والسابعة.

ما سبق التكوينات الإلكترونيةيمكن ملاحظة أن غلاف الإلكترون الخارجي (الأعلى طاقة) لذرات نفس المجموعة مملوء بالإلكترونات بنفس الطريقة. تنتمي العناصر الموجودة في عمود رأسي واحد من الجدول إلى مجموعة واحدة. تحتوي عناصر المجموعة IVA في الجدول الدوري على إلكترونين في المدار s وإلكترونين في المدارات p. تكوين غلاف الإلكترون الخارجي لذرات الفلور F ، الكلور Cl والبروم Br هو نفسه أيضًا (اثنان من الإلكترونات s وخمسة إلكترونات p). وتنتمي هذه العناصر إلى نفس المجموعة (VIIA). ذرات عناصر المجموعة نفسها لها نفس بنية غلاف الإلكترون الخارجي. هذا هو السبب في أن هذه العناصر لها خصائص كيميائية متشابهة. يتم تحديد الخصائص الكيميائية لكل عنصر من خلال التركيب الإلكتروني لذرات هذا العنصر . هذا هو المبدأ الأساسي للكيمياء الحديثة. هو الذي يقوم عليه النظام الدوري.

يتوافق رقم مجموعة النظام الدوري مع عدد الإلكترونات في غلاف الإلكترون الخارجي ذرات عناصر هذه المجموعة. رقم الفترة (الصف الأفقي الجدول الدوري) مع رقم أعلى مدار إلكتروني مشغول.على سبيل المثال ، يعتبر كل من الصوديوم والكلور عنصرين من الفترة الثالثة ، وكلا النوعين من الذرات يحتويان على أعلى مستوى ، مملوء بالإلكترونات ، المستوى الثالث.

بالمعنى الدقيق للكلمة ، فإن عدد الإلكترونات في غلاف الإلكترون الخارجي يحدد رقم المجموعة فقط لما يسمى بالعناصر غير الانتقالية الموجودة في مجموعات مع فهرس الحرف A.

يحدد التركيب الإلكتروني للذرات الخصائص الكيميائية والفيزيائية للعناصر. وبما أن التركيب الإلكتروني للذرات يتكرر خلال فترة ، فإن خصائص العناصر تتكرر أيضًا بشكل دوري.

يحتوي القانون الدوري لـ D.I Mendeleev على الصيغة التالية: "خصائص العناصر الكيميائية ، وكذلك أشكال وخصائص المواد والمركبات البسيطة التي تشكلها ، تعتمد بشكل دوري على حجم شحنات نوى ذراتها".

أحجام الذرة

يجب أن نتناول نوعين آخرين من المعلومات التي تم الحصول عليها من الجدول الدوري. أولها مسألة حجم (نصف قطر) الذرات. إذا انتقلت إلى أسفل داخل مجموعة معينة ، فإن الانتقال إلى كل عنصر تالٍ يعني ملء المستوى التالي والأعلى بالإلكترونات. في المجموعة IA ، يكون الإلكترون الخارجي لذرة الصوديوم في مدار 3s ، والبوتاسيوم في مدار 4s ، والروبيديوم في مدار 5s ، وما إلى ذلك نظرًا لأن مدار 4s أكبر من مدار 3s ، فإن ذرة البوتاسيوم أكبر من ذرة الصوديوم. لنفس السبب في كل مجموعة ، تزداد أحجام الذرات من أعلى إلى أسفل .

عند الانتقال إلى اليمين في فترة ما ، تزداد الكتل الذرية ، لكن أحجام الذرات ، كقاعدة عامة ، تتناقص. في الفترة الثانية ، على سبيل المثال ، تكون ذرة النيون Ne أصغر من ذرة الفلور ، والتي بدورها أصغر من ذرة الأكسجين.

كهرسلبية

تم الكشف عن اتجاه آخر باستخدام الجدول الدوري وهو التغيير المنتظم في الكهربية للعناصر ، أي القدرة النسبية للذرات على جذب الإلكترونات التي تشكل روابط مع ذرات أخرى. على سبيل المثال ، لا تميل ذرات الغاز الخامل إلى اكتساب أو فقدان إلكترونات ، بينما تتبرع ذرات المعادن بسهولة بالإلكترونات ، وتتقبلها الذرات غير المعدنية بسهولة. تزداد الكهربية (القدرة على جذب الإلكترونات واكتسابها) من اليسار إلى اليمين خلال فترة ومن أسفل إلى أعلى داخل المجموعة.المجموعة الأخيرة (الغازات الخاملة) تقع خارج هذه الانتظامات.

الفلور F ، الموجود في الزاوية اليمنى العليا من الجدول الدوري ، هو العنصر الأكثر كهرسلبية ، في حين أن francium Fr ، الموجود في الزاوية اليسرى السفلية ، هو الأقل كهرسلبية. يظهر التغيير في الكهربية أيضًا من خلال الأسهم في الشكل. باستخدام هذا النمط ، يمكن للمرء ، على سبيل المثال ، أن يجادل في أن الأكسجين عنصر كهرسلبي أكثر من الكربون أو الكبريت. هذا يعني أن ذرات الأكسجين تجذب الإلكترونات إلى نفسها بقوة أكبر من ذرات الكربون والكبريت.

مقياس بولينج الأول والمعروف على نطاق واسع للقدرة الكهربية الذرية النسبية يتراوح من 0.7 لذرات الفرانسيوم إلى 4.0 لذرات الفلور.

الهيكل الإلكتروني للغازات الخاملة

تسمى عناصر المجموعة الأخيرة من النظام الدوري بالغازات الخاملة (النبيلة). في ذرات هذه العناصر ، بالإضافة إلى الهيليوم He ، هناك ثمانية إلكترونات على غلاف الإلكترون الخارجي. لا تدخل الغازات الخاملة في تفاعلات كيميائية ولا تشكل أي مركبات مع عناصر أخرى (باستثناء استثناءات قليلة جدًا). وذلك لأن تكوين ثمانية إلكترونات على غلاف الإلكترون الخارجي مستقر للغاية.

تشكل ذرات العناصر الأخرى روابط كيميائية بحيث تحتوي على ثمانية إلكترونات على غلافها الخارجي. غالبا ما يسمى هذا الموقف القاعدة الثماني .

1. عدد الفترة في النظام الدوري لـ D. I. Mendeleev يتوافق مع

1) عدد مستويات الطاقة في الذرة
2) عدد إلكترونات التكافؤ في الذرة
3) عدد الإلكترونات غير المزاوجة في الذرة
4) العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرة

2. يتم تحديد عدد الإلكترونات في الغلاف الإلكتروني للذرة

1) عدد البروتونات
2) عدد النيوترونات
3) عدد مستويات الطاقة
4) قيمة الكتلة الذرية النسبية

3. في سلسلة العناصر الكيميائية ، يتناقص السيليكون ← الفوسفور ← الكبريت

1) قدرة الذرة على قبول الإلكترونات
2) أعلى درجة أكسدة
3) أدنى درجة أكسدة
4) نصف القطر الذري

4. بالنسبة لعناصر المجموعات A ، مع زيادة العدد الذري ، يتناقص

1) نصف القطر الذري
2) شحنة نواة الذرة
3) عدد إلكترونات التكافؤ في الذرات
4) الكهربية

5. في المجموعات الفرعية الرئيسية للنظام الدوري لـ D. I. Mendeleev من أسفل إلى أعلى ، الخصائص الرئيسية لهيدروكسيدات المعادن

1) زيادة
2) النقصان
3) لا تتغير
4) تغيير دوري

6. من بين عناصر مجموعة IVA ، كان الحد الأقصى لنصف القطر الذري

1) الجرمانيوم
2) الكربون
3) القصدير
4) السيليكون

7. أبرز الخصائص المعدنية للعنصر

1) نا
2) ملغ
3) ك
4) ص

8. خصائص غير معدنية أقل وضوحًا من عنصر السيليكون

1) الكربون
2) الجرمانيوم
3) الفوسفور
4) النيتروجين

9. أقوى قاعدة تتوافق مع العنصر

إذا كان من الصعب عليك فهم الجدول الدوري ، فأنت لست وحدك! على الرغم من صعوبة فهم مبادئها ، فإن تعلم العمل معها سيساعد في دراسة العلوم الطبيعية. للبدء ، ادرس بنية الجدول وما هي المعلومات التي يمكن تعلمها منه حول كل عنصر كيميائي. ثم يمكنك البدء في استكشاف خصائص كل عنصر. وأخيرًا ، باستخدام الجدول الدوري ، يمكنك تحديد عدد النيوترونات في ذرة عنصر كيميائي معين.

خطوات

الجزء الأول

هيكل الجدول

يبدأ الجدول الدوري ، أو الجدول الدوري للعناصر الكيميائية ، من أعلى اليسار وينتهي في نهاية السطر الأخير من الجدول (أسفل اليمين). العناصر الموجودة في الجدول مرتبة من اليسار إلى اليمين بترتيب تصاعدي لعددهم الذري. يشير العدد الذري إلى عدد البروتونات الموجودة في ذرة واحدة. بالإضافة إلى ذلك ، كلما زاد العدد الذري ، تزداد الكتلة الذرية. وهكذا ، من خلال موقع عنصر في الجدول الدوري ، يمكنك تحديد كتلته الذرية.

كما ترى ، يحتوي كل عنصر تالٍ على بروتون واحد أكثر من العنصر الذي يسبقه.هذا واضح عندما تنظر إلى الأعداد الذرية. تزداد الأعداد الذرية بمقدار واحد وأنت تنتقل من اليسار إلى اليمين. نظرًا لأن العناصر مرتبة في مجموعات ، تظل بعض خلايا الجدول فارغة.
- على سبيل المثال ، يحتوي الصف الأول من الجدول على الهيدروجين ، الذي يحتوي على العدد الذري 1 ، والهيليوم الذي يحتوي على العدد الذري 2. ومع ذلك ، فهما على طرفي نقيض لأنهما ينتميان إلى مجموعات مختلفة.
تعرف على المجموعات التي تتضمن عناصر متشابهة فيزيائية و الخواص الكيميائية. يتم وضع عناصر كل مجموعة في العمود الرأسي المقابل. كقاعدة عامة ، يشار إليها بنفس اللون ، مما يساعد على تحديد العناصر ذات الخواص الفيزيائية والكيميائية المتشابهة والتنبؤ بسلوكها. جميع عناصر مجموعة معينة لها نفس عدد الإلكترونات في الغلاف الخارجي.
- يمكن أن يعزى الهيدروجين إلى كل من مجموعة الفلزات القلوية ومجموعة الهالوجينات. في بعض الجداول يشار إليها في كلا المجموعتين.
- في معظم الحالات ، يتم ترقيم المجموعات من 1 إلى 18 ، ويتم وضع الأرقام في أعلى أو أسفل الجدول. يمكن كتابة الأرقام بالأرقام الرومانية (مثل IA) أو العربية (مثل 1A أو 1).
- عند الانتقال بطول العمود من أعلى إلى أسفل ، يقولون إنك "تتصفح المجموعة".
اكتشف سبب وجود خلايا فارغة في الجدول.يتم ترتيب العناصر ليس فقط وفقًا لعددها الذري ، ولكن أيضًا وفقًا للمجموعات (عناصر نفس المجموعة لها خصائص فيزيائية وكيميائية متشابهة). هذا يجعل من السهل فهم سلوك العنصر. ومع ذلك ، مع زيادة العدد الذري ، لا يتم دائمًا العثور على العناصر التي تقع في المجموعة المقابلة ، لذلك توجد خلايا فارغة في الجدول.
- على سبيل المثال ، تحتوي الصفوف الثلاثة الأولى على خلايا فارغة ، نظرًا لأن المعادن الانتقالية توجد فقط من العدد الذري 21.
- العناصر ذات الأعداد الذرية من 57 إلى 102 تنتمي إلى العناصر الأرضية النادرة ، وعادة ما يتم وضعها في مجموعة فرعية منفصلة في الركن الأيمن السفلي من الجدول.
يمثل كل صف من الجدول فترة.جميع عناصر نفس الفترة لها نفس عدد المدارات الذرية التي توجد فيها الإلكترونات في الذرات. عدد المدارات يتوافق مع رقم الفترة. يحتوي الجدول على 7 صفوف ، أي 7 فترات.
- على سبيل المثال ، ذرات عناصر الفترة الأولى لها مدار واحد ، وذرات عناصر الفترة السابعة لها 7 مدارات.
- كقاعدة عامة ، تتم الإشارة إلى الفترات بالأرقام من 1 إلى 7 على يسار الجدول.
- أثناء تحركك على طول خط من اليسار إلى اليمين ، يُقال إنك "تفحص خلال فترة".
تعلم كيفية التمييز بين المعادن والفلزات واللافلزات.ستفهم خصائص عنصر بشكل أفضل إذا كان بإمكانك تحديد النوع الذي ينتمي إليه. للراحة ، في معظم الطاولات ، تتم الإشارة إلى المعادن والفلزات واللافلزات بألوان مختلفة. المعادن على اليسار ، واللامعدنية على الجانب الأيمن من الطاولة. توجد الفلزات بينهما.

الجزء 2
تسميات العنصر
1. يتم تحديد كل عنصر بحرف لاتيني واحد أو اثنين.كقاعدة عامة ، يظهر رمز العنصر بأحرف كبيرة في وسط الخلية المقابلة. الرمز هو اسم مختصر لعنصر هو نفسه في معظم اللغات. عند إجراء التجارب والعمل مع المعادلات الكيميائية ، يتم استخدام رموز العناصر بشكل شائع ، لذلك من المفيد تذكرها.
  - عادةً ما تكون رموز العناصر اختصارًا لاسمها اللاتيني ، على الرغم من أنها مشتقة من الاسم الشائع للبعض ، خاصة العناصر المكتشفة حديثًا. على سبيل المثال ، يُرمز إلى الهيليوم بالرمز He ، وهو قريب من الاسم الشائع في معظم اللغات. في الوقت نفسه ، تم تعيين الحديد على أنه Fe ، وهو اختصار لاسمه اللاتيني.
2. انتبه إلى الاسم الكامل للعنصر ، إذا كان موجودًا في الجدول.يُستخدم "اسم" العنصر هذا في النصوص العادية. على سبيل المثال ، "الهليوم" و "الكربون" هي أسماء العناصر. عادةً ، وليس دائمًا ، يتم إعطاء الأسماء الكاملة للعناصر تحت رمزها الكيميائي.
  - في بعض الأحيان لا يتم الإشارة إلى أسماء العناصر في الجدول ويتم إعطاء رموزها الكيميائية فقط.
3. أوجد العدد الذري.عادةً ما يكون الرقم الذري لعنصر ما موجودًا في الجزء العلوي من الخلية المقابلة ، في المنتصف أو في الزاوية. يمكن أن يظهر أيضًا أسفل الرمز أو اسم العنصر. العناصر لها أعداد ذرية من 1 إلى 118.
  - العدد الذري دائمًا عدد صحيح.
4. تذكر أن العدد الذري يتوافق مع عدد البروتونات في الذرة.تحتوي جميع ذرات العنصر على نفس عدد البروتونات. على عكس الإلكترونات ، يظل عدد البروتونات في ذرات العنصر ثابتًا. خلاف ذلك ، كان من الممكن أن يتحول عنصر كيميائي آخر!
  - يمكن أيضًا استخدام العدد الذري لعنصر ما لتحديد عدد الإلكترونات والنيوترونات في الذرة.
5. عادة عدد الإلكترونات يساوي عدد البروتونات.الاستثناء هو الحالة عندما تتأين الذرة. البروتونات لها شحنة موجبة والإلكترونات لها شحنة سالبة. بما أن الذرات عادة ما تكون محايدة ، فإنها تحتوي على نفس عدد الإلكترونات والبروتونات. ومع ذلك ، يمكن للذرة أن تكتسب أو تفقد إلكترونات ، وفي هذه الحالة تتأين.
  - الأيونات لها الشحنة الكهربائية. إذا كان هناك المزيد من البروتونات في الأيون ، فإن له شحنة موجبة ، وفي هذه الحالة توضع علامة زائد بعد رمز العنصر. إذا احتوى أيون على إلكترونات أكثر ، فإن شحنته سالبة يشار إليها بعلامة ناقص.
  - يتم حذف علامتي الجمع والطرح إذا لم تكن الذرة أيونًا.