البنية الذرية والجدول الدوري

يمكن للفاصل فصل الرمل عن محلول الملح، لكنه لا يمكنه فصل الصوديوم عن الكلور في بلورة الملح. والفرق يكمن في التركيب الكيميائي. ويربط هذا الموضوع الجسيمات في المادة بالفصل ونماذج الذرات وأنماط التفاعلات.

استخدم جدول دورية مرفق لتحديد العناصر. عدّ الذرات قبل موازنة المعادلة؛ وعدّ البروتونات قبل تحديد العنصر. ومعادلات الأيونات ونصف المعادلات للمستوى العالي ومحتوى فلزات انتقالية خاص بالكيمياء مُشار إليها أدناه.

الذرة هي أصغر جزء من عنصر يمكن أن يوجد. والعنصر يحتوي على ذرات ذات عدد بروتوني واحد. وقد تحتوي على ذرات مفردة، مثل الهيليوم، أو جزيئات، مثل O₂. ويحتوي O₂ على ذرتين لكن عنصر واحد فقط.

المركب يحتوي على عنصرين أو أكثر مرتبطين كيميائياً بنسب ثابتة. ويحتوي H₂O دائمًا على ذرتي هيدروجين لكل ذرة أكسجين. وللمركبات خصائص مختلفة عن عناصرها ولا يمكن فصلها إلى عناصر إلا بالتفاعلات الكيميائية. التفاعل الكيميائي يُنتج مادة واحدة أو أكثر جديدة وغالبًا ما يكون مصحوبًا بتغير طاقى ملحوظ.

احفظ أسماء الرموز المرقبة بشكل صحيح: Co تعني الكوبالت، بينما CO هي أول أكسيد الكربون. استخدم العنصرين العشرين الأول، المجموعتين 1 و7 والعناصر الأخرى المسماة في هذا المقرر. العنصران العشرين الأول هم:

تعطي الصيغ التركيب: MgCl₂ هو كلوريد المغنيسيوم؛ Na₂O هو أكسيد الصوديوم. المعادلة اللفظية تسمي المتفاعلات والنواتج: مغنيسيوم + أكسجين → أكسيد المغنيسيوم. المعادلة الرمزية تستخدم صيغها.

طريقة محلولة — الموازنة: ابدأ بـ Mg + O₂ → MgO. يوجد ذرتا أكسجين على اليسار وواحدة على اليمين. ضع 2 أمام MgO، ثم 2 أمام Mg: 2Mg + O₂ → 2MgO. تحقق من المغنيسيوم: 2 = 2؛ الأكسجين: 2 = 2. غيّر معاملات الجسيمات الكلية، لا الفهارس في صيغة المادة. MgO₂ ستكون صيغة مختلفة. ثلاث جزيئات H₂O تحتوي على ستة ذرات هيدروجين وثلاث ذرات أكسجين.

المستوى الأعلى — الشحنة بالإضافة إلى الذرات: يكون الزنك Zn²⁺ بفقد إلكترونين: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻. كلا الجانبين له شحنة صفرية إجمالية. أيون النحاس يكسب اثنين: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. بجمع نصفي المعادلة تلغي الإلكترونات: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu. أيونات الكبريتات الموجودة دون تغيير في المحلول هي أيونات مشاهد ويتم استبعادها. تحقق من الذرات والشحنة الإجمالية بعد الإلغاء؛ لا تلغِ الأنواع التي تتغير.

الخليط يحتوي على مواد غير مرتبطة كيميائياً. تحتفظ كل منها بخصائصها الكيميائية. الفصل الفيزيائي لا ينتج مادة جديدة؛ اختر طريقة تعتمد على خصائص المكونات والمنتج الذي تحتاجه.

طريقة محلولة — ملح نقي وجاف من الرمل والملح والماء: حرك لإذابة أي ملح متبقي. صفّ؛ يبقى الرمل على الورق ويمر محلول الملح. سخّن الرشح بلطف لتبخير بعض الماء، ثم برّد لتكوين البلورات. صفا البلورات وجففها بين أوراق التصفية. غسيل الرمل بكمية صغيرة من الماء يمكن أن يعيد محلول الملح المحبس معه. التصفية وحدها لا يمكنها جمع الملح المذاب.

التقطير يسترجع سائلاً بالتب يليه التكثيف.

اختيار محلول — استعادة الماء بدلاً منه: استخدم التقطير البسيط. سخّن محلول الملح؛ يترك بخار الماء الدوارق، ويبرد في المكثف ويتجمع كماء سائل. التبخير دون تجميع البخار يفقد المنتج المطلوب. اختر التقطير التجزيئي لسائلين متمازجين؛ لا يمكن للتصفية فصلهما. بالنسبة للكروماتوغرافيا، احتفظ بخط قلم الرصاص للمبدأ فوق المذيب حتى يتحرك العينة لأعلى المادة الثابتة بدلاً من الذوبان مباشرة في خزان المذيب.

النموذج العلمي هو تمثيل يفسر الأدلة. يمكن أن تغير الملاحظات الجديدة النموذج أو تحل محله. كانت الذرات المبكرة كرات صغيرة غير قابلة للتقسيم. أدى اكتشاف الإلكترون السالب إلى الحاجة إلى بنية داخلية، مما أدى إلى نموذج الكعكة بالزبيب: حيث تكون الإلكترونات مغمورة في كرة منتشرة من الشحنة الموجبة.

في تشتت ألفا، مر معظم جسيمات ألفا الموجبة عبر رقيقة معدنية رقيقة، وانحرف البعض منها، ورجع القليل جدًا. تدعم هذه الملاحظات استنتاجات مختلفة:

حلّ النموذج النووي محل الشحنة الموجبة المنتشرة بنواة موجبة صغيرة وإلكترونات محيطة به. اقترح بور لاحقًا أن تشغل الإلكترونات مسافات/مستويات طاقة محددة، بما يتوافق مع الملاحظات. حددت أعمال لاحقة البروتونات كوحدات للشحنة الموجبة النووية. أثبتت أدلة تشادويك وجود النيوترونات في النواة بعد حوالي عشرين عامًا من قبول النموذج النووي. لا يلزم معرفة تفاصيل أجهزة تجربة بور/تشادويك.

شرح عمل: "ارتدت بعض الجسيمات، لذا فإن الذرة صلبة" يتناقض مع الملاحظة بأن معظمها مر. يتطلب الدليل المشترك نواة صغيرة كثيفة داخل ذرة تتكون في الغالب من فراغ. يجب أن يأخذ النموذج في الاعتبار النمط الكامل، وليس ملاحظة واحدة مختارة.

الرقم الذري Z هو عدد البروتونات ويحدد العنصر. جميع ذرات ذلك العنصر لها نفس Z. العدد الكتلي A هو مجموع البروتونات والنيوترونات. تحتوي الذرة المتعادلة على عدد متساوٍ من البروتونات والإلكترونات، لذا تلغي الشحنات بعضها البعض. يتكون الأيون بتغيير الإلكترونات؛ تغيير عدد البروتونات سيغير العنصر.

عدّ الجسيمات المحلول: ذرة الكلور-37 لها Z = 17. البروتونات = 17؛ النيوترونات = 37 − 17 = 20؛ الإلكترونات = 17. Cl⁻ اكتسب إلكترونًا واحدًا، مما يعطي 18 إلكترونات بينما تظل البروتونات/النيوترونات 17/20. للكالسيوم-40، Z = 20: Ca²⁺ له 20 بروتون، 20 نيوترون و18 إلكترون.

النظائر هي ذرات للعنصر نفسه بأعداد نيوترون مختلفة. كلور-35 وكلور-37 لهما كلاهما 17 بروتون، لكن 18 و20 نيوترون على التوالي. يبقيان كلور؛ لا يعني العدد الكتلي المختلف عنصرًا مختلفًا.

نصف قطر الذرة النموذجي حوالي 0.1 نانومتر = 1 × 10⁻¹⁰ متر؛ 1 نانومتر = 10⁻⁹ متر. نصف قطر النواة أقل من جزء من عشرة آلاف من نصف قطر الذرة، من رتبة 10⁻¹⁴ متر. تتواجد تقريبًا جميع الكتلة في النواة. هذه مقاييس تقريبية، وليست أبعادًا دقيقة لكل ذرة.

مقياس عمل: إذا تم تكبير نصف قطر الذرة إلى 1 متر، فإن نصف قطر نواة أصغر بعشرة آلاف مرة سيكون 1/10 000 متر = 0.0001 متر = 0.1 ملم. النواة المحددة الفعلية أصغر من هذا النسب. قارن نصف القطر بنصف القطر؛ قطر الذرة يساوي ضعف نصف قطرها. ستكون الذرات ذات قطر حوالي 2 × 10⁻¹⁰ متر عددها حوالي 5 × 10⁶ على طول خط 1 ملم، دون مراعاة الفجوات: (1 × 10⁻³)/(2 × 10⁻¹⁰).

الكتلة الذرية النسبية Aᵣ هي متوسط مرجح بالكثافة، بدون وحدة. قد لا يكون عدداً صحيحاً. استخدم الكثافات النسبية المئوية، وليس المتوسط غير المرجح:

الحل النموذجي: 75% من كلور-35 و25% من كلور-37 تعطي (35 × 75 + 37 × 25)/100 = (2625 + 925)/100 = 35.5. هذا أقرب إلى 35 لأن هذا النظير أكثر وفرة؛ يقع بين 35 و37. لا يوجد ذرة فردية تحتوي على “35.5 نيوترونات” أو عدد كتلة قدره 35.5.

إلكترون الغلاف الخارجي هو الموجود في أعلى غلاف مشغول في الذرة، ويساعد في تحديد تفاعلاتها.

تحتل الإلكترونات المستويات الطاقة المتاحة الأقل أولاً. بالنسبة للعناصر المتعادلة العشرين الأولى، استخدم نموذج الغلاف GCSE: الغلاف الأول حتى 2، والثاني حتى 8، ثم 8 قبل أن يبدأ الرابع. هذا هو النموذج المحدد المطلوب، وليس قاعدة عالمية لجميع العناصر.

التوزيع المحلول: الكالسيوم له Z = 20 وبالتالي 20 إلكترون. ضع 2 في الغلاف الأول، 8 في الثاني، 8 في الثالث و2 في الرابع: 2,8,8,2. يجب أن يوضح الرسم البياني تلك الأغلفة الأربعة ونفس العدد الإجمالي للإلكترونات. الكلور 2,8,7، مع ثلاث أغلفة مشغلة وسبعة إلكترونات خارجية.

يرتب الجدول الدوري الحديث العناصر حسب عدد البروتونات. الدورة هي صف؛ وعدد الأغلفة المشغولة يحدد الدورة. المجموعة هي عمود يحتوي على عناصر ذات خصائص كيميائية مترابطة. للمجموعات الرئيسية 1–7، يعطي رقم المجموعة عدد الإلكترونات الخارجية. المجموعة 0 لها غلاف خارجي ممتلئ: الهيليوم لديه إلكترونين، بينما الغازات النبيلة الأخرى في هذا النموذج لديهم ثمانية. هذه الاستثناءة تمنع اعتبار كل عضو في المجموعة له نفس عدد الإلكترونات.

التنبؤ النموذجي: عنصر مجهول من العشرة وعشرين الأول لديه 2,8,1. لديه 11 إلكترون/بروتون، لذا فهو صوديوم، في الدورة 3 والمجموعة 1. إلكترونه الخارجي الواحد يساعد في التنبؤ بتكوين أيون +1 وتفاعلات مشابهة لليثيوم/البوتاسيوم. عنصر لديه 2,8,7 بدلاً منه يميل لاكتساب إلكترون واحد في التفاعلات الأيونية. الموقع يدعم التنبؤات، لكنه لا يحل محل أدلة التفاعل.

استُخدمت الجداول المبكرة الوزن الذري المتزايد قبل معرفة الجسيمات دون الذرية. كانت غير مكتملة، ووضع الترتيب الصارم للكتلة وضع بعض العناصر بجوار جيران مختلفين. ترك مندليف فراغات للعناصر غير المكتشفة وأحيانًا غيّر ترتيب الكتلة للحفاظ على الخصائص المتشابهة معًا. تنبأ بخصائص العناصر المفقودة؛ دعمت الاكتشافات اللاحقة التي تطابقت مع تلك التنبؤات ترتيبه. أفسر knowledge النظائر لماذا لم يتطابق ترتيب متوسط الوزن الذري دائمًا مع هوية العنصر. الترتيب الحديث يستخدم عدد البروتونات.

حكم الدليل النموذجي: العثور على عنصر بالخصائص المتوقعة في فراغ يدعم الجدول بقوة أكبر من مجرد العثور على أي عنصر جديد. التنبؤ الفاشل سيؤدي إلى مراجعة الترتيب. ترك الفراغات كان اقتراحًا قابلاً للاختبار، وليس إثباتًا بحد ذاته.

المعادن، بشكل رئيسي نحو اليسار/الأسفل، تشكل أيونات موجبة في التفاعلات عن طريق فقدان الإلكترونات. اللافلزات، بشكل رئيسي نحو اليمين/الأعلى، لا تُشكل عادة أيونات موجبة؛ قد تكتسب الإلكترونات أو تشاركها في الروابط التساهمية. معظم العناصر معادن. المعادن عادة ما توصل الحرارة/الكهرباء، ولها لمعان ويمكن ثنيها أو تشكيلها؛ اللافلزات الصلبة غالبًا ما تكون هشة وسيئة التوصيل. هذه أنماط مميزة مع استثناءات، مثل الغرافيت الموصل، وليست تعريفات بدون استثناءات.

الغازات النبيلة غير متفاعلة ولا تشكل جزيئات بسهولة لأن ذراتها تمتلك أغلفة خارجية مستقرة ممتلئة. أحادية الذرة. ترتفع نقاط غليانها عند النزول في المجموعة 0 مع زيادة الكتلة الذرية النسبية. استخدم بيانات الاتجاه المقدمة للتنبؤ بقيمة وسطى أو ما إذا كان عضو لاحق يغلي عند درجة حرارة أعلى؛ لا تدعي قيمًا دقيقة بدون بيانات.

الفلزات القلوية في المجموعة 1 لديها إلكترون خارجي واحد وتكون أيونات +1. الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم تتفاعل مع الأكسجين لتكوين أكاسيد، ومع الكلور لتكوين كلوريدات، ومع الماء لتكوين هيدروكسيد فلز وهيدروجين. في نموذج المدرسة، 4Li + O₂ → 2Li₂O؛ 2Na + Cl₂ → 2NaCl؛ 2K + 2H₂O → 2KOH + H₂. لا تفترض أن كل ناتج أكسجين تحت كل ظرف له نفس الصيغة؛ استخدم الصيغ المقدمة عند الموازنة.

مع الماء، يفور الليثيوم ويتحرك ببطء؛ يتفاعل الصوديوم بسرعة وغالبًا ما يذوب في كرة متحركة؛ يتفاعل البوتاسيوم بمزيد من الشدة وقد يشتعل بلهب بنفسجي. هذه ملاحظات لعروض مراقبة. تزداد التفاعلية عند النزول في المجموعة: وجود أغلفة مشغولة أكثر يضع الإلكترون الخارجي أبعد عن النواة مع المزيد من الحجب، لذلك يتم فقده بسهولة أكبر رغم زيادة الشحنة النووية.

الهالوجينات في المجموعة 7 لديها سبع إلكترونات خارجية وتشكل جزيئات ثنائية الذرة: Cl₂، Br₂ و I₂. عند درجة حرارة الغرفة، الكلور غاز أخضر فاتح، والبروم سائل أحمر بني، واليود صلب رمادي أسود. تزداد الكتلة الجزيئية النسقية ونقطة الانصهار والغليان عند النزول في المجموعة. تقل التفاعلية: المنطقة الخارجية أبعد عن النواة وأكثر حجبًا، لذا فإن جذبها لإلكترون قادم يكون أضعف.

تشكل الهالوجينات هاليدات أيونية مع المعادن، مثل NaCl، ومركبات تساهمية مع اللافلزات، مثل HCl. لا تقول إن جميع مركبات الهالوجين تحتوي على روابط أيونية. الإزاحة تحدث عندما تحل هالوجين أكثر تفاعلية محل هالوجين أقل تفاعلية في محلول أيوني للهالوجين.

الإزاحة النموذجية: إضافة الكلور إلى بروميد البوتاسيوم تنتج البروم، مما يعطي محلولًا برتقاليًا/بنيًا: Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂. يكتسب الكلور إلكترونات من أيونات البروميد. لا يقوم البروم بإزاحة أيونات الكلوريد لأنه أقل تفاعلية. يمكن أن تساعد نتيجة “عدم حدوث تفاعل” في establishing ترتيب التفاعلية. للمستوى المتقدم: Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻؛ 2Br⁻ → Br₂ + 2e⁻؛ الصافي Cl₂ + 2Br⁻ → 2Cl⁻ + Br₂. الذرات والشحنة محفوظة.

استخدم الكروم والمنجنيز والحديد والكوبالت والنيكل والنحاس أمثلة على الفلزات الانتقالية. مقارنة مع فلزات Group 1، فإنها عادة ما تكون ذات نقاط انصهار وكثافات أعلى، وقوة/صلابة أكبر، وتفاعلية أقل مع الأكسجين والماء والهالوجينات. النحاس لا يتفاعل مع الماء البارد كما يفعل الصوديوم. قارن الأمثلة المحددة والشروط بدلاً من افتراض أن جميع الفلزات تتصرف بشكل متطابق.

تشكل العديد من العناصر الانتقالية أيونات بشحنات مختلفة ومركبات ملونة، وتعمل كـ محفزات. يشكل الحديد Fe²⁺ وFe³⁺؛ يمكن أن تكون أملاح حديد(II) المائية خضراء فاتحة وأملاح حديد(III) صفراء/بنية. غالبًا ما تكون أملاح نحاس(II) المائية زرقاء. يعتمد اللون على المركب/الشروط: ليس لكل مركب لعنصر معين لون ثابت. الحديد هو محفز عملية هابر؛ النيكل يحفز الإضافة الهيدروجينية. توضح هذه الأمثلة خصائص نموذجية، وليست خصائص كل مركب انتقالي محتمل.

رابط صيغة محلولة: الكبريتات هي SO₄²⁻. يعطي Fe²⁺ FeSO₄؛ يتطلب Fe³⁺ أيونين من الحديد وثلاث أيونات كبريتات، مما يعطي Fe₂(SO₄)₃. تتوازن الشحنات لتصبح صفراً في كلا المركبين. تعني النسب المختلفة/شحنات الحديد مركبات مختلفة رغم نفس أسماء العناصر الثلاثة.

• اختر طريقة فصل بناءً على خصائص المكونات والمنتج المطلوب؛ اشرح ما يحدث في كل مرحلة.
• ربط ملاحظات تشتت ألفا بالنموذج النووي، بدلاً من حفظ التسلسل الزمني فقط.
• عد الجسيمات في الذرات والأيونات؛ احسب المتوسط المرجح؛ اميز بين نصف القطر والقطر والمقياس.
• مثل ترتيبات الإلكترونات للعناصر العشرين الأولى كأرقام ومخططات للأغلفة، ثم تنبأ بالموقع الدوري.
• استخدم الأدلة لشرح اتجاهات المجموعة والإزاحة؛ قارن خصائص الفلزات الانتقالية المحددة مع Group 1.