جدول مندليف
الجدول الدوري للعناصر الكيميائية, والذى يعرف أيضا بجدول مندليف الدوري هو عرض جدولي للعناصر الكيميائية المعروفة. أول من قام ببنائه ديمتري مندليف, حيث قام بترتيب العناصر طبقا لعدد الإلكترونات الموجودة بكل عنصر, حيث تتكرر الخواص الكيميائية بصفة دورية في الجدول. ورتب كل عنصر طبقا لعدده الذري ووفقاً لمبدأ البناء التصاعدي. الجدول القياسي يعطى المعلومات الأساسية اللازمة عن العناصر. كما أنه توجد طرق أخرى لعرض العناصر الكيميائية .
ديميتري مندلييف
من ويكيبيديا
ديميترى مندلييف
(بالروسية: Дмитрий Иванович Менделеев)
لوحة لـ ديميترى مندليف من أعمال إليا ريبن
معلومات شخصية
اسم الولادة (بالروسية: Дмитрій Ивановичъ Менделѣевъ)
الميلاد 8 فبراير 1834
Verhnie Aremzyani، توبولسك، الإمبراطورية الروسية
الوفاة 2 فبراير 1907 (72 سنة)
سانت بطرسبرغ، الإمبراطورية الروسية
سبب الوفاة ذات الرئة
الجنسية روسي
الديانة الأرثوذكسية الشرقية
عضو في الجمعية الملكية، والأكاديمية البروسية للعلوم، والأكاديمية الصربية للعلوم والفنون، والأكاديمية الملكية السويدية للعلوم، وأكاديمية العلوم في غوتينغن، وأكاديمية سانت بطرسبرغ للعلوم ، والأكاديمية الهنغارية للعلوم، والأكاديمية الأمريكية للفنون والعلوم، والجمعية الأمريكية للفلسفة، والأكاديمية الوطنية التسعون للعلوم ، والأكاديمية الوطنية للعلوم، وأكاديمية تورينو للعلوم
الحياة العملية
المدرسة الأم جامعة سانت بطرسبرغ الحكومية
شهادة جامعية دكتور
التلامذة المشهورون سيرجي بروكودين-غورسكي
المهنة كيميائي، وفيزيائي، وأستاذ جامعي، واقتصادي
اللغة الأم الروسية تعديل قيمة خاصية (P103) في ويكي بيانات
اللغات الروسية، والألمانية، والفرنسية
مجال العمل الكيمياء، الفيزياء والمجالات المتشابهة
موظف في جامعة سانت بطرسبرغ الحكومية
سبب الشهرة اختراع الجدول الدوري للعناصر الكيميائية
أعمال بارزة جدول دوري
الجوائز
وسام كوبلي (1905)
جائزة المحاضر لفاراداي (1889)
قلادة ديفي (1882)
جائزة دميدوف (1862)
Legion Honneur Chevalier ribbon.svg وسام جوقة الشرف من رتبة فارس
RUS Imperial Order of Saint Alexander Nevsky ribbon.svg نيشان فرسان القديس إسكندر نيڤيتسكي
RUS Imperial Order of Saint Vladimir ribbon.svg نيشان القديس ڤلاديمير من الرتبة الأولى
RUS Imperial Order of the White Eagle ribbon.svg وسام العُقاب الأبيض
عضوية أجنبي في الجمعية الملكية
RUS Imperial Order of Saint Stanislaus ribbon.svg وسام القديس ستانيسلاوس من الدرجة الأولى
RUS Imperial Order of Saint Anna ribbon.svg وسام القديسة حنة من الدرجة الأولى
RUS Imperial Order of Saint Alexander Nevsky ribbon.svg نيشان القديس ألكسندر نيفيسكي تعديل قيمة خاصية (P166) في ويكي بيانات
التوقيع
ديميتري إيفانوفيتش مندليف (بالروسية: Дми́трий Ива́нович Менделе́ев) و (عن هذا الملف ru-Dmitri_Mendeleev.ogg (؟·معلومات)) يشتهر بـ مندليف، كيميائي روسي (8 فبراير 1834 – 2 فبراير 1907). أشتهر بسبب مساهمتهِ في تأليف النسخة الأولى من الجدول الدوري للعناصر. وعلى عكس الذين ساهموا في فكرة الجدول الدوري، استطاع مندليف توقع الخواص الكيميائية للعناصر التي لم تكتشف في وقتها. وفي حالات عديدة غامر بالسؤال عن دقة الأوزان الذرية المقبولة في وقته، وكان يجادل بأنها لا تتطابق مع المتوقع لها بواسطة القانون الدوري، وقد أثبتت الأبحاث لاحقا صحة كلامه.
نبذة عن مندليف
Mendeleev Photographische Gesellschaft 3.jpg
ولد مندليف في توبولسك، سيبيريا في روسيا، في 8 فبراير 1834. وكان أصغر إخوته البالغ عددهم 14، للأب إيفان بافلوفيتش مندليف ” Ivan Pavlovich Mendeleyev” والأم ماريا ديمتريفنا كندليفا (ني كورنيليفيا) ” Maria Dmitrievna Mendeleeva (nee Kornilieva)”. وفي سن الرابعة عشر، بعد موت والده، التحق مندليف بالجيمانيزيوم في توبولسك.
وفى عام 1849، استقرت عائلة مندلييف الفقيرة في سانت بطرسبرغ، حيث التحق بالمعهد التربوي العالي في عام 1850. وبعد التخرج، أصيب بالسل مما جعله ينتقل إلى شبه جزيرة القرم بالقرب من البحر الأسود في عام 1855، حيث أصبح الرئيس العام للعلوم في المدرسة الثانوية المحلية. ثم استعاد صحته ورجع إلى سانت بطرسبرغ عام 1856.
وفى الفترة من 1859 إلى 1861 عمل في كثافة الغازات في باريس، وأعمال المطياف مع جوستاف كيرشوف ” Gustav Kirchhoff” في هايدلبرغ. وفي عام 1863، وبعد رجوعه إلى روسيا، أصبح مدرس الكيمياء في المعهد التقني وفي جامعة سان بطرس برج. وفي نفس العام، تزوج من فيوزفا نيكيتشنا ليشتفا ” Feozva Nikitichna Leshteva”، وانتهى الزواج بالطلاق. ثم تزوج بعدها أنا إيفانوفا بوبوفا ” Anna Ivanovna Popova”، وتزوجت إبنتهم ليوبوف “Lyubov” الشاعر الروسي المشهور ألكسندر بلوك ” Alexander Blok”.
وبالرغم من أن مندليف تم تكريمه من كل المؤسسات العلمية في أوروبا، بما فيها حصوله على ميدالية كوبلي من المجتمع الملكي في لندن، فإن نشاطه السياسي كان يقلق الحكومة الروسية، مما أدى لإقالته من جامعة سانت بطرسبرغ في 17 أغسطس عام 1890. وفي عام 1893، تم تعيينه مدير لديوان الأوزان والقياسات.
وفى سنواته الأخيرة، عمل خارجه واخترع المواصفات القياسية للفودكا ” vodka” الروسية. وأكثر أهمية من ذلك قام بالتحقق من حقول وتركيب النفط. وساعد في عمل أول مصفاة زيت في روسيا. وقد مات في سانت بطرسبرغ بسبب الإنفلونزا. وتم تسمية العنصر رقم 101، مندليف يوم باسمه.
الجدول الدوري
Crystal Clear app kdict.png مقالة مفصلة: جدول دوري
نموذج من جدول مندلييف الدوري، من أول نسخة إنجليزية لكتابه (1891، استنادا إلى الطبعة الخامسة الروسية)
في عام 1866، نيولاندز ” John Alexander Reina Newlands” نشر نظرية الثمانيات. ولكن عدم وجود فراغات كافية للعناصر التي لم تكتشف، وتواجد بعض العناصر في نفس الخانة كانت من الانتقادات الموجهة لهذهِ النظرية، وبالتالى لم تقبل. وبإغفال هذا، قام مندليف بالعمل على فكرة مشابهة، وفي 6 مارس عام 1869، قدم الشكل الأساسي لها للمجتمع الروسي للكيمياء، بعنوان “العلاقة بين خصائص العناصر وأوزانها الذرية”، والتي نصت على أن:
لو رتبت العناصر طبقا لوزنها الذري فإن خصائصها تتكرر دوريا.
العناصر المتشابهة في خواصها الكيميائية لها أوزان ذرية إما قريبة من بعضها (مثل Pt، Ir، Os) أو تزيد بانتظام مثل (K، Rb، Cs).
ترتيب العناصر، أو مجموعة من العناصر حسب أوزانها الذرية، يتفق مع ما يسمى التكافؤ، وأيضا، إلى درجة ما، إلى خواص العناصر الكيميائية المميزة، كما يظهر بوضوح في سلسلة Li، Be، Ba، C، N، O، Sn.
العناصر المنتشرة بكثرة لها أوزان ذرية صغيرة.
تحدد قيمة الأوزان الذرية صفات العنصر، كما أن قيمة الجزيء تحدد صفات المركب.
يجب توقع اكتشاف العديد من العناصر غير المكتشفة وقتها مثلاً عنصر مشابه للألومنيوم والسيليكون – والذي يتوقع لهُ وزن ذري بين 65 و 75.
يمكن ضبط الوزن الذري للعنصر بمعرفة الأوزان الذرية للعناصر الملاصقة لهُ. وعلى هذا يكون الوزن الذري لعنصر التيلوريم يجب أن يكون بين 123 و 126 ولا يمكن أن يكون 128.
يمكن توقع خواص معينة للعناصر طبقا لوزنهم الذري.
منحوتة لمندلييف والجدول الدوري، وتقع في براتيسلافا، سلوفاكيا
وكان لوثر ماير غير المعروف لمندليف يعمل أيضًا على الجدول الدوري. وفي بحثهِ المنشور عام 1864، عرض ماير 28 عنصرا فقط، مقسمين حسب تكافؤهم وليس حسب وزنهم الذري. ولم يكن عند ماير أي فكرة عن توقع العناصر غير الموجودة أو تصحيح الأوزان الذرية للعناصر الموجودة. وبعد أشهر قليلة من نشر مندليف لجدولهِ المتضمن لكل العناصر المعروفة وقتها (وتوقعه للعديد من العناصر التي سوف تكمل الجدول الدوري، بالإضافة لتصحيح بعض الأوزان الذرية)، نشر ماير صورة مطابقة للجدول، وعلى الرغم من توقعات مندليف الدقيقة لما سماه تحت- سيليكون (جيرمانيوم)، تحت-ألومنيوم (جاليوم)، تحت-بورون (سكانديوم) أعطاه نصيب الأسد في الجدول الدوري. وبأي حال، فإنه في وقت العرض لتوقعات مندليف فإنها أثرت بشدة على كل زملاؤه وإتضح صحتها بعد ذلك.
بنية الجدول الدوري[عدل]
إن كنت تبحث عن جدول دوري أكثر تفصيلًا، فانظر جدول دوري (كبير).
المجموعة →
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
الدورة ↓
1
1
H
2
He
2
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6
55
Cs
56
Ba
*
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7
87
Fr
88
Ra
**
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Nh
114
Fl
115
Mc
116
Lv
117
Ts
118
Og
لانثينيدات *
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
أكتينيدات **
89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr
هذا الترتيب الشائع للجدول الدوري يفصل اللانثانيدات (lanthanoids) والأكتينيدات (actinoids) (عناصر المستوى الفرعي f) من العناصر الأخرى. والجدول الدوري العريض يضم عناصر المستوى الفرعي-f. الجدول الدوري الممتد يضيف الدورة الثامنة والتاسعة، ودمج عناصر المستوى الفرعي-f وإضافة عناصر المستوى الفرعي-g النظرية.
فئات العناصر في الجدول الدوري
فلزات
شبه فلزات
لا فلزات
مجهولة
الخصائص
الكيميائية
فلز قلوي
فلز قلوي ترابي
فلزات إنتقالية داخلية
فلز انتقالي
فلز بعد انتقالي
لا فلزت أخرى
هالوجين
غاز نبيل
لانثانيدات
أكتينيدات
ألوان الرقم الذري تظهر حالة المادة في الظروف القياسية (صفر درجة مئوية و1 atm):
صلبة
سائلة
غازات
مجهولة
تبين الحدود الوجود بالطبيعية:
أولية
نظائر
اصطناعية
يحتوي كل عنصر كيميائي على عدد ذري فريد (Z) يمثل عدد البروتونات في نواتها.[n 2] تحتوي معظم العناصر على أعداد مختلفة من النيوترونات مع اختلاف الذرات، ويشار إلى هذه الذرات المختلفة بأنها نظائر. على سبيل المثال، يحتوي الكربون على ثلاثة نظائر موجودة بشكل طبيعي: تحتوي جميع ذراتها على ستة بروتونات، ومعظمها يحتوي على ستة نيوترونات أيضًا، ولكن حوالي واحد بالمائة منها يحتوي على سبعة نيوترونات، ويحتوي جزء صغير جدًا على ثمانية نيوترونات. لا يتم فصل النظائر أبدًا في الجدول الدوري. يتم تجميعها دائمًا معًا تحت عنصر واحد. تمتلك العناصر التي لا تحتوي على نظائر مستقرة كتل ذرية لنظائرها الأكثر استقرارًا، حيث تظهر هذه الكتل، مدرجة بين قوسين.[4]
في الجدول الدوري القياسي، يتم سرد العناصر بترتيب زيادة العدد الذري Z (عدد البروتونات في نواة الذرة). يبدأ الصف الجديد (الدورة) عندما يحصل غلاف التكافؤ الجديد على أول إلكترون له. يتم تحديد الأعمدة (المجموعات) حسب التوزيع الإلكتروني للذرة؛ العناصر التي لها نفس عدد الإلكترونات في مستوى فرعي معين تقع في نفس الأعمدة (على سبيل المثال الأكسجين والسيلينيوم في نفس العمود لأن كلاهما يحتويان على أربعة إلكترونات في الجزء الخارجي من المستوى الفرعي p). وتندرج العناصر التي لها خصائص كيميائية مماثلة في نفس المجموعة في الجدول الدوري عمومًا، على الرغم من أن العناصر الموجودة في الدورة نفسها، في المستوى الفرعي f، تحظى أيضًا بخصائص متشابهة. وبالتالي، من السهل نسبيًا التنبؤ بالخصائص الكيميائية لعنصر ما إذا عرف المرء خصائص العناصر المحيطة به.[5]
اعتبارًا من عام 2016، يحتوي الجدول الدوري على 118 عنصر مؤكد، من العنصر 1 (الهيدروجين) إلى 118 (أوغانيسون). أكد الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) العناصر الأحدث اكتشافًا 113، و115، و117، و118، رسميًا في ديسمبر 2015. وأعلن الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية أسماءهم المقترحة، نيهونيوم (Nh)، موسكوفيوم (Mc)، تينيسين (Ts)، أوغانيسون (Og) على التوالي، في يونيو 2016 وأصبحت رسمية في نوفمبر 2016.[6][7][8][9]
توجد العناصر الـ 94 الأولى بشكلٍ طبيعي. وتوجد العناصر الـ 24 المتبقية، والعناصر من الأمريسيوم حتى الأوغانيسون (95-118)، فقط عند توليفها في المختبرات. يوجد 83 عنصرًا ابتدائيًا من العناصر الـ 94 المتواجدة طبيعيًا، و 11 تحدث فقط في سلاسل اضمحلال للعناصر البدائية.[3] لم يلاحظ أي عنصر أثقل من أينشتاينيوم (العنصر 99) على الإطلاق في الكميات العيانية في شكله النقي، ولا عنصر الأستاتين (العنصر 85)؛ وصُوِر عنصر الفرانسيوم (العنصر 87) فقط في صورة ضوء ينبعث من الكميات المجهرية (300,000 ذرة).[10]
التصنيف[عدل]
المجموعات[عدل]
المجموعة هي العمود الرأسي في الجدول الدوري للعناصر. يوجد في الجدول 18 مجموعة في الجدول الدوري القياسي. العناصر الموجودة في كل مجموعة لها نفس تركيب غلاف التكافؤ من حيث عدد الإلكترونات، وهذا يعطي لهذه العناصر تشابها في الخواص.
كما ان الجدول يمتاز بدقة ترتيب العناصر الكيميائية اذ اننا كلما انتقلنا من سطر إلى اخر يزيد عدد الطبقات وكلما انتقلنا من عمود إلى اخر يزيد عدد الالكترونات في الطبقة الخارجية .
أرقام المجموعات[عدل]
هناك ثلاثة أنظمة لترقيم المجموعات : الأول باستخدام الأرقام العربية، والثاني باستخدام الأرقام الرومانية، والثالث مزج بين الأرقام الرومانية والحروف اللاتينية. وقد تم اختيار الترقيم العربي من قبل الاتحاد الدولي للكيمياء والكيمياء التطبيقية. وقد تم تطوير هذا النظام المقترح من IUPAC ليحل محل الأرقام الرومانية حيث أنها قد تسبب الالتباس نظرا لأنها تستخدم نفس الأسماء لمعان مختلفة.
نصب احتفاءً بالجدول الدوري ومندلييف في سلوفاكيا.
توضيح تركيب الجدول الدوري[عدل]
كل غلاف من أغلفة الطاقة في ذرات العناصر ينقسم إلى مستويات فرعية عديدة، والتي تمتلئ بزيادة الرقم الذري للعناصر طبقا للترتيب التالي :
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d 6f
7s 7p 7d 7f
ويتم توزيع الإلكترونات بناءً على المستويات الفرعية بالترتيب التالي:
{\displaystyle 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p}
ويمكننا بهذا الترتيب أن نوزع الإلكترونات في أي عنصر من عناصر الجدول الدوري ويجب علينا أن نتذكر دائماً عند الترتيب عدد الإلكترونات في كل مستوى فرعي من هذه المستويات
s=2
p=6
d=10
f=14
وهذا الترتيب الإلكتروني لـ(أوغانيسون) العنصر الأخير في الجدول الدوري:
Uuo118= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
….
هذا الترتيب يماثل ترتيب الجدول الدوري. ونظرا لأن الإلكترونات في مستويات الطاقة الخارجية هي التي تحدد خواص العناصر الكيميائية، فإن العناصر تميل لأن تكون متشابهه في مجموعات الجدول الدوري. العناصر التي تلى بعضها في مجموعة الجدول الدوري يكون لها خواص فيزيائية متشابهه بالرغم من الاختلاف الكبير بين كتلة كل منها. بينما العناصر التي تلى بعضها في دورة الجدول الدوري يكون لها كتلة متشابهه ولكن تختلف في خواصها الفيزيائية.
فمثلا، يوجد بقرب النيتروجين (N) عنصر الكربون (C) والأكسجين (O) (عند النظر للدورة). وبغض النظر عن تقاربهم في الكتلة (مقدرا الاختلاف بينهم مجرد وحدات كتل ذرية محدودة)، فإن لهم خواص مختلفة تماما، والذي يمكن ملاحظته عند النظر إلى خاصية التآصل : فمثلا عندما يكون الأكسجين ثنائي الذرة فهو غاز ويساعد على الاحتراق، بينما النيتروجين ثنائي الذرة يكون غاز لا يساعد على الاشتعال، والكربون صلب يمكن أن يحترق (يمكن للألماس أن يحترق.
وبالعكس، فإنه بالقرب من الكلور (Cl) عند النظر للمجموعة، في المجموعات الأخيرة كل من الفلور (F) والبروم (Br). وبغض النظر أيضا عن اختلافها الكبير في الكتلة فإن لها خواص متقاربة للغاية. فهي جميعا عناصر تساعد على التآكل بشدة (أي أنها ترتبط بسرعة مع الفلزات لتكون أملاح هاليدات الفلز)، الكلور والفلور غازات، ولكن البروم سائل له درجة غليان منخفضة للغاية، كما أن الكلور والبروم لهما لون.
تاريخ الجدول الدوري[عدل]
المقالة الرئيسية : تاريخ الجدول الدوري
كان أرسطو عام 330 ق.م يعتبر العناصر أربعة هي الأرض والهواء والنار والماء. وفي عام 1770 صنف لافوازييه 33 عنصر. وفرق بين الفلزات (المعادن) واللافلزات. وفي عام 1828 صنع جدولا للعناصر وأوزانها الذرية ووضع للعناصر رموزها الكيميائية. وفي عام 1829 وضع دوبرينر ثلاثة جداول بها ثلاثة مجموعات كل مجموعة تضم 3 عناصر متشابهة الخواص. المجموعة الأولى تضم الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم والثانية تضم الكالسيوم والإسترونشيوم والباريوم. والثالثة تضم الكلورين والبرومين واليود. وفي عام 1864 رتب جون نيولاندز (John Newlands) 60 عنصرا حسب الأوزان الذرية ووجد تشابها ما بين العنصر الأول والعنصر التاسع والعنصر الثاني والعنصر العاشر إلى آخره من الترتيب. فاقترح قانون اوكتاف the ‘Law of Octaves’.وكان ديمتري مندليف Dmitri Mendeleev – عالم كيميائي روسي ولد بمدينة توبوليسك بسيبيريا عام 1834 – عرف بأنه أبو الجدول الدوري للعناصر the periodic table of the elements. وهذا الجدول له أهميته لدراسة الكيمياء وفهم وتبسيط التفاعلات الكيميائية حتى المعقدة منها. ولم يكن مندليف قد رتب الجدول الدوري للعناصر فقط، بل كتب مجلدين بعنوان مبادئ الكيمياء Principles of Chemistry. مات في 20 يناير 1907.
تم اقتراح الجدول الدوري الأصلي بدون معرفة التركيب الداخلي للذرات، فلو تم ترتيب العناصر طبقا للكتلة الذرية، ثم تم وضع الخواص الأخرى فيمكن ملاحظة التكرارية التي تحدث للخواص عند تمثيلها مقابل الكتلة الذرية. أول من أدرك تلك التكرارية هو الكيميائي الألماني جوهان فولفجانج دوبرينير والذي لاحظ عام 1829 وجود ثلاثيات من العناصر تتقارب في صفاتها.
بعض الثلاثيات
العنصر
الكتلة الذرية
الكثافة
كلور
35.5
0.00156 g/cm3
بروم
79.9
0.00312 g/cm3
يود
126.9
0.00495 g/cm3
كالسيوم
40.1
1.55 g/cm3
سترانشيوم
87.6
2.6 g/cm3
باريوم
137
3.5 g/cm3
وبعد ذلك لاحظ الكيميائي الإنجليزي جون أليكساندر ريينا نيولاندز عام 1865، أن العناصر ذات الخواص المتشابهة تتكرر بدورية مقدارها 8 عناصر، مثل ثمانيات السلم الموسيقي، وقد لاقى هذا الاقتراح ثمانيات نيولاند سخرية من معاصريه. وأخيرا في عام 1869 ، قام الألماني يوليوس لوثر ماير والكيميائي الروسي ديمتري إيفانوفيتش ميندليف تقريبا في نفس الوقت بتطوير أول جدول دوري، بترتيب العناصر طبقا للكتلة. وقد قام مندليف بتغيير وضع مكان بعض العناصر نظرا لأن مكانها الجديد يتماشى بصورة أفضل مع العناصر الجديدة المجاورة لها، وقد تم تصحيح بعض الأخطاء في وضع بعض العناصر طبقا لقيم الكتل الذرية، وتوقع أماكن وجود بعض العناصر التي لم تكتشف بعد. وقد تم إثبات صحة جدول مندليف لاحقا بعد اكتشاف التركيب الإلكتروني في القرن 19، القرن 20.
في عام 1940 قام جلين تى سيبورج بتوضيح بعد-يورانيوم اللانثينيدات والأكتينيدات والتي يمكن أن توضع ضمن الجدول أو أسفله (كما موضح بالأعلى)
جدول مندليف[عدل]
ديمتري مندلييف، أب الجدول الدوري
كان مندليف قد حاول تصنيف العناصر من خلال ملاحظاته ان بعض العناصر لها خاصية كيميائية وفيزيائية متشابهة. وهذا التشابه اعتبره مندليف المفتاح للكشف عن النماذج الخفية في العناصر. فبدأ بكتابة بطاقات عليها العناصر والحقائق الثابتة والمعروفة عنها. وجعل لكل عنصر بطاقة دون عليها درجة الانصهار والكثافة واللون والوزن الذري لذرة كل عنصر والقوة الترابطية له. وعدد الروابط التي يستطيع العنصر تكوينها. ولما فرغ مندليف من تدوين البطاقات حاول تصنيفها بعدة طرق. وأخيرا لاحظ أن ثمة نماذج بدت له من خلال ترتيب هذه العناصر حسب الزيادة في الكتلة الذرية atomic mass أو الوزن الذري. فلاحظ أن القوة الترابطية the bonding power للعناصر من الليثيوم lithium حتى الفلورين fluorine تغيرت بطريقة مرتبة. فمثلا بعد الفلورين fluorine نجد العنصر الأثقل الصوديوم الذي له نفس القوة الترابطية كالليثيوم. لهذا رتب مندليف بطاقة الصوديوم تحت بطاقة الليثيوم. وهذا معناه في جدول مندليف أن العنصر له نفس الخاصية كالعنصر الذي فوقه أو العنصر الذي تحته. ورغم هذا لم يكن جدول مندليف كاملا أو دقيقا. لأن ترتيب العناصر به حسب تزايد الكتلة(الوزن) الذرية atomic mass لكل عنصر، خلف 3 فراغات بجدوله ووقال مندليف أن هذه الفراغات ستملآ بعناصر لم تكتشف بعد. ومن خلال موقعها في جدوله استطاع أن يبين خواصها. ونشر جدول مندليف عام 1869م. ومعنى كلمة دوري “periodic” أن أنماطا من خواص العناصر متكررة في كل صف. وبعد 16 سنة من نشر جدول مندليف استطاع الكيميائيون اكتشاف العناصر الثلاثة المفقودة من الجدول وهي اسكانيديوم scandium وجاليوم gallium وجرمانيوم germanium. وكانت خواصها تشبه ما ذكره مندليف عنها. فالجدول الدوري نجده جدولا للعناصر الكيماوية مرتبة لتبين خواصها الكيمائية والفيزيائية. غير أن عناصر كالكلورين والحديد والنحاس مواد كيماوية أساسية لا تتكسر بالتفاعلات الكيماوية. عكس المركبات الكيماوية التي تتكون من عدة عناصر. فالجدول الدوري وسيلة لترتيب العناصر المعروفة حتى العناصر التي لم تكتشف بعد. حقيقة العناصر المتشابهة في الخواص توضع في نفس المجموعة بالجدول الدوري. لكن لعدة سنوات لم يحل لغز هذا التشابه في هذا السلوك الصفاتي.
النظرية الذرية[عدل]
حتى نهاية القرن 19 كانت الذرة تعتبر ككرة صلبة صغيرة. عندما اكتشف طومسون الإلكترون عام 1897.فلقد كان العلماء يعرفون أن التيار الكهربائي لو مر في أنبوبة مفرغة، فيمكن رؤية تيارا على هيئة مادة متوهجة. ولم يكن يعرف لها تفسيرا. فلاحظ طومسون أن التيار المتوهج الغامض يتجه للوح الكهربائي الموجب. فوجد أن التيار المتوهج مكون من جسيمات صغيرة وأجزاء من الذرات تحمل شحنات سالبة سميت بالإلكترونات. وقال ايوجين جولدشتين عام 1886 أن الذرات بها شحنات موجبة. وفي سنة 1911 كانت النظرية الذرية لرذرفورد، عندما قال أن الذرة تتكون من قلب مكثف له شحنة موجبة من البروتونات protons حوله طوق من الإلكترونات السالبة تدور حول النواة. وفي سنة 1932 اكتشف جيمس كادويك نوعا ثالثا من جسيمات الذرة أطلق عليه نيترونات. Neutrons. وأن النيترونات تقلل تنافر البروتونات المتشابهة في الشحنة الكهربائية بالنواة المتماسكة. والنترونات حجمها نفس حجم البروتونات بالنواة. ولاتحمل شحنات كهربائية لأنها متعادلة الشحنات. والذرة متعادلة الشحنة لأن عدد البروتونات الموجبة يعادل عدد الإلكترونات السالبة داخلها. وأصغر ذرة هي ذرة الهيدروجين. ومعظم الفراغ بالذرة فارغ. لأن الإلكترونات تدور في مدارات بعيدة نسبياً من النواة. وكل عنصر من العناصر المختلفة تتميز عن غيرها من العناصر بعدد ثابت من البروتونات. ولكل ذرة عنصرٍ ما، وزنها الذري الذي يتم تعيينه حسب عدد البروتونات والنيترونات في نواتها. ويجب أن نعرف أن حجم الذرة ضئيل جدا. فذرة الهيدروجين قطرها (5 x 10–8 mm). فلو وضعنا 20 مليون ذرة هيدروجين لتشكل خطاً طوله واحد ملليمتر. وذرة الهيدروجين تتكون من بروتون واحد والكترون واحد. وذرة الهيليوم بها 2 بروتون يدور حولها 2 الكترون. وبصفة عامة نجد أن كل ذرة لها قلب يسمى النواة a nucleus التي تشكل كتلة الذرة تقريبا، إلا أنها تشغل حيزا صغيرا من حجم الذرة نفسها. لأن معظم الذرة فراغ حول النواة. وبالنواة يوجد جسيمات أصغر هي البروتونات protons موجبة الشحنات والنترونات neutrons متعادلة الشحنات. ويدور بالفراغ حول النواة جسيمات خفيفة جدا تسمى الإلكترونات electrons. وكل عنصر بذرته عدد ثابت ومتشابه من البروتونات بالنواة. فعنصر الأكسجين بنواته 8 بروتونات. والنيترونات لا تحمل شحنات كهربائية. وليس بالضرورة ذرة كل عنصر أن تحمل عددا ثابتا من النيترونات. فلو ذرات عنصرٍ ما تحمل عدداً مختلفا من النيترونات يطلق عليها نظائر مشعة isotopes من العنصر الواحد. والإلكترونات جسيمات سلبية الكهربائية تدور في الفراغ حول النواة. وكتلة الإلكترون تعادل 1/2000 كتلة البروتون أو النيترون. كتلة نيترون واحد تعادل كتلة بروتون والكترون معا، والتفاعل أو الاتحاد بين ذرات العناصر تتم بين ترابط الإلكترونات لتكوين الجزيئات أو المركبات الكيميائية. لهذا نجد العدد الذري لكل ذرة يدل على عدد البروتونات بنواة ذرة العنصر. فالأكسجين عدده الذري 8. وهذا معناه أن ذرة الأكسجين تتكون من 8 بروتونات والرقم الذري للنحاس 29 وهذا معناه أن ذرة عنصر النحاس نواتها بها 29 بروتون. وكتلة الذرة نجدها مجموع عدد البروتونات والنيترونات بالنواة. لأن 99.99% من كتلة الذرة في النواة. فأمكن التعرف من خلال التعرف على مكونات الذرة على تفسيرات للنماذج المتكررة بالجدول الدوري. فوجد العلماء أن العناصر في مجموعة واحدة من الجدول تمتلك نفس العدد من الإلكترونات الخارجية بمدارات الذرة. وكانت الجسيمات لم تكن قد اكتشفت عندما وضع العلماء الجداول الدورية الأولية. وحديثنا السابق كان حول الذرة المتعادلة الشحنات كهربائيا. لكن في الحقيقة الذرات يمكنها فقدان أو اكتساب الكترونات سالبة. لكن عدد البروتونات لا تتغير بالنواة. فلو اكتسبت الذرة الكترونات تصبح الذرة سالبة الشحنة لأن عدد الإلكترونات تزيد على عدد البروتونات بالنواة، ولو فقدت الذرة الكترونات تصبح الذرة موجبة الشحنة لأن عدد البروتونات بالنواة يزيد على عدد الإلكترونات. وكل ذرة لها شحنة تسمى ايون an ion فالهيدروجين الموجب الشحنة يسمى ايون الهيدروجين الموجب وتوضع فوق رمزه علامة (+) ويكتب هكذا H+ ولو كان أيون ذرة الهيدروجين سالب الشحنة يكتب هكذا (H-) ولو كانت الذرة متعادلة تكتب بدون علامة(+ أو -) وتكتب الذرة هكذا(H). وفي الحالات الثلاثة للذرة نجد أن العدد الذري والوزن الذري ثابت. وفي النظائر isotopes للعنصر نجد أن عدد النيترونات تتغير حسب نظير العنصر. لهذا نجد أن نظير العنصر يتغير في الوزن الذري الذي هو مجموع عدد البروتونات والنيترونات، وليس في العدد الذري الذي هو عدد البروتونات. فالنظير لعنصر نجده ثابت في العدد الذري ومختلف في الوزن الذري. فالهيدروجين عدده الذري 1 ووزنه الذري 1 والديتريم Deuterium نظير الهيدروجين نجد عدده الذري 1 ووزنه الذري 2
الجداول الحديثة[عدل]
تحمل نفس المعلومات التي وضعها مندليف في جدوله. ففي هذه الجداول الحديثة وضعت العناصر التي تتشابه في خواصها على شكل أعمدة طولية يطلق عليها مجموعات groups أو عائلات families. وعددها 18 مجموعة. فالمجموعة 1 بالجدول تضم معادن لينة كلها تتفاعل مع الماء بشدة لتعطي غاز الهيدروجين. لهذا نجد العناصر في الجدول الدوري الحديث مرتبة من اليسار لليمين ومن أعلى لأسفل في نظام تزايد العدد الذري للعناصر (العدد الذري هو عدد البروتونات في نواة الذرة). ويوجد بالجدول أكثر من 92 عنصرا طبيعيا فوق الأرض وعناصر صناعية ابتكرت. وهذه العناصر المضافة أعدادها الذرية الأكبر بالجدول. لأنها حضرت من خلال التجارب والتفاعلات النووية. وأحدث عنصر حضر، به 116 بروتون في نواة كل ذرة. هذه العناصر الصناعية لم يطلق عليها أسماء رسمية حتى الآن. فالنظام المتبع، الترتيب حسب العدد الذري للعناصر. لكن الترتيب العمودي الذي يسمى بالمجموعات رتب حسب الخواص الكيماوية والخواص الطبيعية للعناصر، وعدد الإلكترونات في المدارات الخارجية حول النواة العنصر. ووضع العناصر في مجموعات بالجدول الدوري لم تكن واضحة المعالم. فبعض العلماء لم يوافقوا على اختلافات بسيطة من بينها الهيدروجين Hydrogen والهليوم Helium. فالهيليوم He غاز خامل لا يتفاعل مع بقية العناصر. وقد وضع في المجموعة 18 التي تضم الغازات النبيلة A noble gas. وتضم أيضا النيون neon والآرجون argon والكريبتون krypton، وكلها غازات خاملة. لكن العلماء الذين يرتبون العناصر حسب عدد الإلكترونات في المدار الخارجي للذرات، يضعون الهليوم مع الماغنيسيوم magnesium والكالسيوم calcium والباريوم barium في المجموعة 2 التي يطلق عليها المعادن الأرضية القلوية the alkaline earth metals التي تحوي إلكترونين في مدارها الخارجي. وقد نشر الجدول الدوري في أشكال وأحجام عدة لكن أكثر الجداول الحديثة المستعملة تبدأ بالمجموعة (العمود) 1 حيث توجد المعادن على اليسار ويليها المجموعة 2 معادن الأرض القلوية alkaline earth metals. وهاتان المجموعتان تليهما صفوف تتكون من عشرة أعمدة بها 40 عنصر وكل عمود به 4 عناصر. وهذه المجموعات العشر يطلق عليها المعادن الانتقالية the transition metals وهي المجموعات من رقم 3 – 12. والمجموعات من 13- 18 في الجانب الأيمن من المجموعة يوجد خط فاصل فوقه اللامعادن nonmetals كالأكسجين oxygen والكربون carbon والنيتروجين nitrogen وفي الجزء الأسفل عل اليسار يوجد القصدير tin والرصاص lead. بالإضافة لوجود مجموعتين مقسمتين لصفين. وتتكونان من 28 عنصر. كل صف به 14 عنصر. وهما بأسفل الجدول الرئيسي. وهذه العناصر هي عناصر الأرض النادرة لأن خواصها متشابهة. لدرجة يصعب على الكيميائيين فصلهما عن بعض عندما يختلطان معا. والمفروض هذان الصفان يوضعان حسب العدد الذري بين المجموعتين 1 و 2 من جهة وكتلة المعادن الانتقالية المكونة من المجموعات من 3-12 من جهة أخرى، للتقليل من حجم الجدول الدوري. والعلماء يعتبرون الصفوف الأفقية بالجدول الدوري فترات periods تختلف في أطوالها من أعلى لأسفل الجدول. وهي تضم من أعلى لأسفل 2 و 8 و 8 و 18و 18و 32و 32 عنصرا. وهذه الأرقام لها صلة بأقصى عدد من الإلكترونات التي يمكن أن توجد في مدار الذرة لأي عنصر في فترته. وكل فترة بالجدول، بها العناصر غير متشابهة في الخواص عكس ما هو متبع في المجموعات بالأعمدة. والعناصر التي توجد في نفس المجموعة كالقلويات. alkali والهالوجينات halogens نجد أن عدد الإلكترونات في المدار الخارجي لذراتها متساويا مع رقم المجموعة. ومجموعة العناصر بين مجموعة 2 ومجموعة 13 المعادن الانتقالية transition metals وهي متشابهة في تكوين مركبات ملونة. ولها تكافؤ مختلف وتستخدم كمواد محفزة catalysts. والعناصر من رقم 58 – 71 تعرف بالعناصر الأرضية النادرة lanthanides وحقيقة كل هذه العناصر ليست بالضرورة أن تكون نادرة في الأرض. لأن عنصر السيريوم أكثر وفرة من أي عنصر آخر وأكثر 5 مرات وجودا من الرصاص. لكن كلها فضية وأكثر المعادن تفاعلا.
استعمالات الجدول[عدل]
يعتبر الجدول الدوري للعناصر له أهميته للعلماء وطلاب الكيمياء لدراسة العناصر والخواص الكيميائية والفيزيائية، وكيفية اختلافها بكل مجموعة به. فمن خلال الجدول يمكن الحدس بخواص عنصر ما، وكيفية التفاعل مع عنصر آخر. فلو أراد دارس معرفة خواص عنصر كالفرانسيوم francium مثلا، فيمكنه التعرف عليه من خلال خواص المجموعة 1. فسيعرف أنه معدن لين يتفاعل بشدة مع الماء أكثر من العنصر الذي فوقه. ولو أراد معرفة مركبات التيلوريوم tellurium مع الهيدروجين hydrogen، فإن العنصرين سيكونان مركب H2Te لأن بقية العناصر في مجموعة التيلوريوم تكون مركبات مع الهيدروجين كالماء H2O وكبريتيد الهيدروجين H2S وH2Se. وأخيراً كان تنظيم جدول مندليف يعتمد على الوزن الذري في الترتيب التصاعدي والجدول الدوري الحديث يعتمد على العدد الذري التصاعدي ولكل عنصر عدده الذري ولا يتكرر مع عنصر آخر. لأن العدد الذري هو عدد البروتونات في نواته. وأصبح لكل عنصر رمزه الكيماوي. فالكربون رمزه C والأكسجين رمزه O والكبريت رمزه S والهيدروجين رمزه H. نجد C عدده الذري 6 ووزنه الذري 12.
خواص العناصر[عدل]
1-الفلزات (المعادن)Metals :
أ- خواصها الفيزيائية(الطبيعية) :
اللمعان والبريق.
موصلة جيدة للحرارة والكهرباء.
كثافتها عالية.
درجة انصهارها عالية.
يمكن سحبها لأسلاك.
يمكن طرقها لألواح.
جميعها صلبة ما عدا الزئبق سائل
ب- خواصها الكيميائية :
تفقد ألكترونات بسهولة.
تتآكل بسرعة. فالحديد يصدأ والفضة تطوس.
2-اللافلزات (اللامعادن) Nonmetals :
أ- خواصها الفيزيائية(الطبيعية) : صفاتها عكس المعادن
لا تلمع وبدون بريق.
رديئة التوصيل للحرارة والكهرباء، -هشه تتهشم بسهولة.
لا تسحب لأسلاك.
لا تطرق لألواح.
كثافتها قليلة.
درجة الانصهار منخفضة.
ب- الخواص الكيماوية :
تميل لاكتساب إلكترونات
وحيث أن المعادن تميل لفقدان الكترونات واللامعادن تميل لاكتساب الكترونات. لهذا المعادن واللا معادن يميلان لتكوين مركبات منهما. وهذه المركبات يطلق عليها مركبات أيونية (متاينة) ionic compounds. وعندما يتحد اثنان أو أكثر من اللامعادن تكون مركبات متحدة الذرات a covalent compound.
3-أشباه الفلزات (المعادن) Metalloids : لها خواص المعادن واللامعادن
أ- خواصها الفيزيائية (الطبيعية):
صلبة
لامعة أو غير لامعة.
يمكن سحبها لأسلاك.
يمكن طرقها لألواح.
توصل الحرارة والكهرباء لكن ليس بكفاءة المعادن.الإنجازات الأخرى
ميدالية مندلييف
في عام 1902، في محاولة منهُ لفهم الإثير، افترض (بالخطأ) أنه يوجد هناك عنصرين لهما وزن ذري أقل من الهيدروجين، وأخفهما خامل كيميائياً، ويتعدى في حركته، كل الغازات النفاذة، وهذا العنصر يكون الإثير. كما كرس مندليف كثيرا من الوقت لدراسة طبيعة المركبات المجهولة مثل المحاليل، والتي إعتبرها أنظمة لسوائل متجانسة لمركبات متفككة غير ثابتة للمذيب مع المادة المذابة، وتمسكه بالرأى الذي ينص على أنهم مجرد شاهد على المركبات الذرية، تحت تأثير معادلة دالتون.
في قسم آخر من الكيمياء الفيزيائية تحقق من تمدد السوائل بالحرارة، وقدم معادلة مماثلة لمعادلة جاي لوساك لتجانس تمدد الغازات، بينما قدم T من قبل ذلك عام 1861. وافتراضات أندرو لدرجة الحرارة الحرجة للغازات بتعريف نقطة الغليان المطلقة للمادة على أنها درجة الحرارة التي تساوى عندها قوى الالتصاق وحرارة التبخر صفر ويتغير السائل إلى بخار، بغض النظر عن الضغط والحجم.
توسع مندليف بالكتابة في الموضوعات الكيميائية، وأكثر كتبه المعروفة ويمكن أن يكون “مبادئ الكيمياء”، 1868-1870، ونشر الكتاب بإصداراته المتتالية بلغات عديدة. ويحسب لمندليف للتحديد العلمي لأفضل نسبة للكحول المستخدم في الفودكا لتكون 40%، وكان مصدر النسبة أطروحته لنيل درجة الدكتوراه “حول خلط الماء بالكحول”. وتعامل في بحثه في الأساس مع الخواص الفيزيائية لمحلول الماء والكحول، مثل الكثافة. وقام بتقديم النظام المتري للإمبراطورية الروسية وأخترع ال “بروكولوديوم”، وهو نوع من بارود بدون دخان المبني أساسا على نيترو سيليلوز، وفي عام 1892 نظم ورتب عملية تصنيعه.
تكريمات
في الثامن من شهر فبراير من عام 2016 غير محرك البحث غوغل صورة شعاره الخارجي لصورة ديمتيتري مندلييف، وذلك بمناسبة الذكرى المائة والثامنة والعشرون لولادة مندلييف.
