الجدول الدوري: تاريخهُ، و متضمناتهُ.

ما هو الجدول الدوري Periodic table؟

الجدول الدوري، في الكيمياء، هو الترتيب المنظم لجميع العناصر الكيميائية وفقًا لتزايد عددها الذري، أي العدد الإجمالي للبروتونات في نواة الذرة. 

عند ترتيب العناصر الكيميائية بهذا الشكل، يظهر نمط متكرر يُعرف باسم "القانون الدوري" في خصائصها، حيث تتشابه خصائص العناصر في نفس العمود (المجموعة).

 كان لاكتشاف ديمتري مندليف لهذا النمط في منتصف القرن التاسع عشر قيمة لا تُقدر في تطور الكيمياء.

لم يُدرك حتى العقد الثاني من القرن العشرين أن ترتيب العناصر في الجدول الدوري هو ترتيب أعدادها الذرية، والتي تساوي الشحنات الكهربائية الموجبة- البروتونات- لنوى الذرات مُعبرًا عنها بوحدات إلكترونية. في السنوات اللاحقة، أُحرز تقدم كبير في شرح القانون الدوري من خلال البنية الإلكترونية للذرات والجزيئات. وقد زاد هذا التوضيح من أهمية القانون، الذي لا يزال يُستخدم اليوم بنفس القدر الذي كان عليه في بداية القرن العشرين، عندما كان يُعبر عن العلاقة الوحيدة المعروفة بين العناصر.

ماذا يحتوي الجدول الدوري؟ 

يحتوي الجدول الدوري للعناصر على جميع العناصر الكيميائية التي تم اكتشافها أو تصنيعها؛ وهي مرتبة، وفقًا لأعدادها الذرية، في سبع دورات أفقية، مع الإشارة بشكل منفصل إلى اللانثانيدات (من اللانثانوم ٥٧، إلى اللوتيتيوم ٧١) والأكتينيدات (من الأكتينيوم، ٨٩، إلى اللورنسيوم ١٠٣) في الأسفل. حيث تختلف أطوال هذه الدورات.

ما هي الدورات و كيفية اختلافها؟

أولًا:

 هناك دورة الهيدروجين، التي تتكون من عنصري الهيدروجين ١ والهيليوم ٢.

 تلي الدورة الاولى دورتان، كل منهما تضم ثمانية عناصر:

 الدورة القصيرة الأولى: من الليثيوم ٣ إلى النيون ١٠. 

والدورة القصيرة الثانية: من الصوديوم ١١ إلى الأرجون ١٨.

ثم تليها دورتان، كل منهما تضم ١٨ عنصرًا:

 الدورة الطويلة الأولى: من البوتاسيوم ١٩ إلى الكريبتون ٣٦. والدورة الطويلة الثانية: من الروبيديوم ٣٧ إلى الزينون ٥٤.

 تقع الغازات النبيلة الستة( الهيليوم، والنيون، والأرجون، والكريبتون، والزينون، والرادون) في نهايات الدورات الست المكتملة، وتشكل المجموعة ١٨ من الجدول الدوري.

 جرت العادة على الإشارة إلى السلاسل الأفقية للعناصر في الجدول باسم الدورات، وإلى السلاسل الرأسية باسم المجموعات أو الزمرات.

 تقع العناصر السبعة من الليثيوم إلى الفلور، والعناصر السبعة المقابلة لها من الصوديوم إلى الكلور، في المجموعات السبع: 

1 (Ia)، 2 (IIa)، 13 (IIIa)، 14 (IVa)، 15 (Va)، 16 (VIa)، و17 (VIIa).

ما الذي تتضمنه الزمر؟

١- تضم الزمرة الأولى، وهي الفلزات القلوية، بالإضافة إلى الليثيوم والصوديوم، الفلزات من البوتاسيوم نزولاً في الجدول الدوري إلى الفرانسيوم، ولكنها لا تضم فلزات المجموعة ١١ (Ib) الأقل تشابهاً؛ كالنحاس، ... .

٢- كما تضم الزمرة الثانية، وهي الفلزات القلوية الترابية، البريليوم والمغنيسيوم والكالسيوم والسترونتيوم والباريوم والراديوم، ولكنها لا تضم عناصر المجموعة ١٢ (IIb).

٣- وتضم مجموعة البورون عناصر المجموعة 13 (IIIa). أما المجموعات الأربع الأخرى فهي كالتالي: مجموعة الكربون، 14 (IVa)، وتتكون من الكربون والسيليكون والجرمانيوم والقصدير والرصاص والفليروفيوم؛ ومجموعة النيتروجين، 15 (Va)، وتضم النيتروجين والفوسفور والزرنيخ والأنتيمون والبزموت والموسكوفيوم؛ ومجموعة الأكسجين، 16 (VIa)، وتضم الأكسجين والكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم والبولونيوم والليفرموريوم. وتضم المجموعة 17 (VIIa) من الهالوجينات الفلور والكلور والبروم واليود والأستاتين والتينيسين.

ملاحظة حول الهيدروجين: 

على الرغم من أن الهيدروجين ينتمي إلى المجموعة ١ (Ia)، إلا أنه لا يشبه الفلزات القلوية أو الهالوجينات في خواصه الكيميائية. ومع ذلك، يُعطى الهيدروجين عدد تأكسد +1 في مركبات مثل فلوريد الهيدروجين (HF)، وعدد تأكسد -1 في مركبات مثل هيدريد الليثيوم (LiH). وبالتالي، يمكن اعتباره مشابهًا لعنصر من المجموعة 1 (Ia) وعنصر من المجموعة 17 (VIIa) على التوالي، في مركبات هذين النوعين، حيث يحل محل الليثيوم أولًا ثم الفلور في فلوريد الليثيوم (LiF). 

لماذا يُعد الهيدروجين أكثر العناصر تميزًا؟

- لا يوجد عنصر آخر يشبهه كما يشبه الصوديوم الليثيوم، والكلور الفلور، والنيون الهيليوم. هو عنصر فريد، العنصر الوحيد الذي لا يُمكن اعتباره بسهولة عضوًا في أي مجموعة.

تتجلى دورية خصائص العناصر المرتبة حسب العدد الذري بوضوح عند النظر إلى الحالة الفيزيائية للمواد الأولية وخصائصها المرتبطة بها، مثل درجة الانصهار والكثافة والصلابة. عناصر المجموعة ١٨ غازات يصعب تكثيفها. أما الفلزات القلوية، في المجموعة ١ (Ia)، فهي مواد صلبة معدنية لينة ذات درجات انصهار منخفضة.

بينما الفلزات القلوية الترابية، في المجموعة ٢ (IIa)، فهي أكثر صلابة ولها درجات انصهار أعلى من الفلزات القلوية المجاورة. وتستمر الصلابة ودرجة الانصهار في الازدياد عبر المجموعتين ١٣ (IIIa) و١٤ (IVa)، ثم تنخفض عبر المجموعات ١٥ (Va) و١٦ (VIa) و١٧ (VIIa). 

- تُظهر عناصر الدورات الطويلة زيادة تدريجية في الصلابة ودرجة الانصهار بدءًا من الفلزات القلوية الأولى وصولًا إلى منتصف الدورة تقريبًا، ثم انخفاضًا غير منتظم في المجموعة ١٦ (VIa) وصولًا إلى الهالوجينات والغازات النبيلة.

المفاهيم التي يتضمنُها الجدول الدوري:

 يرتبط تكافؤ العناصر -أي عدد الروابط التي تُكوّنها مع عنصر قياسي- ارتباطًا وثيقًا بموقعها في الجدول الدوري، حيث تمتلك عناصر المجموعات الرئيسية أعلى تكافؤ موجب، أو عدد تأكسد، يساوي رقم المجموعة، وأعلى تكافؤ سالب يساوي الفرق بين ثمانية - و هو عدد ذرات الأوكسجين الذي تم اتخاذه وحدة لحساب التكافؤ- و رقم المجموعة.

- وترتبط الخصائص الكيميائية العامة، التي تُوصف بأنها فلزية أو قاعدية، أو شبه فلزية أو مترددة، أو لا فلزية أو حمضية، بالجدول الدوري بطريقة بسيطة، ألا و هي: 

تقع أكثر العناصر فلزيةً في يسار الجدول الدوري وأسفله، بينما تقع أكثر العناصر لا فلزيةً في يمينه وأعلاه، *مع إهمال الغازات النبيلة. تقع أشباه الفلزات على خط قطري يمتد من البورون إلى البولونيوم.

ومن الخصائص المرتبطة ارتباطًا وثيقًا الكهرسلبية: وهي ميل الذرات إلى الاحتفاظ بإلكتروناتها وجذب إلكترونات إضافية.

 تُحدد درجة الكهرسلبية للعنصر من خلال: جهد التأين، والألفة الإلكترونية، وجهد الأكسدة والاختزال، وطاقة تكوين الروابط الكيميائية، وغيرها من الخصائص. 

وقد تبين أن هذه الدرجة تعتمد على موقع العنصر في الجدول الدوري بنفس طريقة اعتماد الصفة اللافلزية، حيث يُعد الفلور العنصر الأكثر كهرسلبية، بينما يُعد السيزيوم (أو الفرانسيوم) العنصر الأقل كهرسلبية (الأكثر كهرجابية).

*ملاحظة:

الكهرجابية: هي قدرة الذرة على انتزاع الالكترونات من مدارها الخارجي؛ فتصبحَ ذات عدد تأكسد موجب، و من أكثر العناصر كهرجابية هو السيزيوم أو الفرانسيوم

الكهرسلبية: هي قدرة الذرة على اكتساب الكترونات جديدة؛ فتصبح بذلك ذات عدد تأكسد سلبي، و أكثر العناصرِ كهرسلبيةً هو الفلور.

 ان التفاوت بين أحجام ذرات العناصر بانتظام عبر الجدول الدوري، يتناقص نصف قطر الرابطة الفعال -أو نصف المسافة بين الذرات المتجاورة- في المواد الأولية، سواءً في صورتها البلورية أو الجزيئية، خلال الدورة الأولى القصيرة من ١،٥٢ أنغستروم لليثيوم إلى ٠،٧٣ أنغستروم للفلور؛ وفي بداية الدورة الثانية، يرتفع نصف قطر الرابطة فجأة إلى ١،٨٦ أنغستروم للصوديوم، ثم يتناقص تدريجيًا إلى ٠،٩٩أنغستروم للكلور.

- أما السلوك خلال الدورات الطويلة فهو أكثر تعقيدًا

إذ يتناقص نصف قطر الرابطة تدريجيًا من ٢،٣١ أنغستروم للبوتاسيوم إلى أدنى قيمة له وهي ١،٢٥ أنغستروم للكوبالت والنيكل، ثم يرتفع قليلًا، ثم ينخفض أخيرًا إلى ١،١٤ أنغستروم للبروم. 

لماذا نهتم باحجام الذرات؟

- تُعد أحجام الذرات ذات أهمية في تحديد عدد التناسق -أي عدد المجموعات المرتبطة بالذرة المركزية في المركب-، وبالتالي في تركيب المركبات. 

ينعكس تزايد حجم الذرات من الزاوية العلوية اليمنى للجدول الدوري إلى الزاوية السفلية اليسرى في صيغ الأحماض الأكسجينية للعناصر في أعلى حالات تأكسدها. تتجمع أصغر الذرات حول نفسها بثلاث ذرات أكسجين فقط؛ أما الذرات الأكبر حجمًا، والتي تُنسق رباعي الأوجه من أربع ذرات أكسجين، فتقع في حزام قطري؛ بينما تقع الذرات الأكبر حجمًا، والتي تُشكل معقدات أكسجين ثمانية الأوجه مثل: (حمض القصدير، حمض الأنتيمونيك، حمض التيلوريك، حمض البارابيريوديك)، أسفل هذا الحزام وإلى يساره. تُحدد البنية الإلكترونية خارج النواة الخصائص الكيميائية والفيزيائية للعناصر فقط؛ وتُظهر هذه الخصائص الدورية الموصوفة في القانون الدوري.

 أما خصائص نوى الذرات نفسها، مثل مقدار كثافة التعبئة وقدرتها على المشاركة في التفاعلات النووية، فهي على الرغم من اعتمادها على العدد الذري، لا تعتمد عليه بنفس الطريقة الدورية.

 *ملاحظة: 

ما هو الأنغستروم Ångstör؟

يرمز إلى وحدة قياس صغيرة جدًا تُستخدم لقياس أنصاف أقطار الذرات، وأحجام الجزيئات، وأطوال الروابط الكيميائية. الأنغستروم الواحد يساوي 10‐¹⁰ مترًا أو 0.1 نانومتر.

 سُميت هذه الوحدة نسبةً إلى الفيزيائي السويدي أندرس جوناس أنغستروم Anders Jonas Ångström، الذي عاش في القرن التاسع عشر.

ما هو المدار Orbitals :

 هو دالة تصف موقع وسلوك الإلكترون الموجي في الذرة. إنّ هذه الدالة تصف توزيع شحنة الإلكترون حول نواة الذرة، ويمكن استخدامها لحساب احتمالية وجود الإلكترون في منطقة محددة حول النواة.

تُحَدد طاقة المدارات ترتيب ملء المدارات، حيث تُفضّل المدارات ذات الطاقة المنخفضة دائمًا على المدارات ذات الطاقة العالية. ولذلك، يُقسّم الجدول الدوري إلى أربعة أقسام هي: s، وp، وd، وf، وذلك تبعًا لشغل إلكترونات التكافؤ في كل مدار. 

طاقة التأين Ionization energy: 

هي كمية الطاقة التي يجب أن تمتصها ذرة غازية معزولة في الحالة الإلكترونية الأرضية لتفريغ إلكترون، مما ينتج عنه كاتيون Cation.

 تُقاس هذه الطاقة عادةً بوحدة كيلوجول/مول (kJ/mol)، أي مقدار الطاقة اللازمة لفقدان كل ذرة في مول واحد إلكترونًا واحدًا.

عند النظر إلى ذرة متعادلة كهربائيًا في البداية، فإن فقدان الإلكترون الأول يتطلب طاقة أقل من فقدان الإلكترون الثاني، والثاني يتطلب طاقة أقل من الثالث، وهكذا. يتطلب فقدان كل إلكترون لاحق طاقة أكبر. وذلك لأنه بعد فقدان الإلكترون الأول، تصبح الشحنة الكلية للذرة موجبة، وتنجذب قوى الإلكترون السالبة إلى الشحنة الموجبة للأيون المتكون حديثًا. كلما زاد عدد الإلكترونات المفقودة؛ زادت إيجابية هذا الأيون، وصعب فصل الإلكترونات عن الذرة.

بشكل عام، كلما ابتعد الإلكترون عن النواة، سهُل فقدانه. بمعنى آخر، طاقة التأين دالة لنصف قطر الذرة؛ فكلما زاد نصف القطر، قلت الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترون من المدار الخارجي. على سبيل المثال، سيكون من الأسهل بكثير أخذ الإلكترونات من عنصر الكالسيوم (Ca) الأكبر حجماً مقارنة بعنصر آخر ترتبط فيه الإلكترونات بالنواة بشكل أقوى، مثل الكلور (Cl).

 الألفة الإلكترونية Electronic affinity: 

- هي مقياس لمدى قوة جذب الذرة أو الجزيء المتعادل لإلكترون إضافي، مما يعكس قدرته على تكوين أيونات سالبة. تلعب هذه الخاصية دورًا حاسمًا في فهم العديد من العمليات الكيميائية، لا سيما تلك التي تتضمن مركبات أيونية.

 تُطلق الطاقة المصاحبة لاكتساب الإلكترون، وإذا لم تتمكن الذرة من الاحتفاظ بهذا الإلكترون المضاف، فإنها ستحتاج إلى طاقة لإزالته، وهذا ما يُحدد ألفتها الإلكترونية.

تُظهر الاتجاهات الدورية أن الألفة الإلكترونية تزداد عمومًا كلما اتجهنا لأعلى المجموعة وعبر الدورة في الجدول الدوري، مع وجود استثناءات ملحوظة. 

على سبيل المثال:

تُظهر الغازات النبيلة وبعض المعادن انجذابًا ضئيلًا أو معدومًا للإلكترونات الإضافية. تُقاس الألفة الإلكترونية كميًا بوحدة الإلكترون فولت، وتتراوح عادةً بين ٠ و ٤ لمعظم العناصر، مع وجود بعض القيم السالبة، مما يشير إلى تنافر الإلكترونات بدلًا من انجذابها.

 * دلالات:

 كاتيون Cation :

حينما تفقد الذرة إلكترونًا واحدًا أو أكثر؛ فيصبح لديها عدد من البروتونات يزيد عن عدد الإلكترونات.

انيون Anion :

تكتسب الذرة إلكترونًا واحدًا أو أكثر؛ فيصبح لديها عدد من الإلكترونات يزيد عن عدد البروتونات.

ماذا تتضمن كيمياء العناصر من الفئة f؟

- حيث إنّها تتضمن سلسلتي اللانثانيدات والأكتينيدات، حيث تمنح إلكتروناتها الخارجية 4f و5f بنى إلكترونية مميزة، وأنماط ترابط، وخصائص تفاعلية فريدة.

- تتخذ اللانثانيدات عادةً حالة الأكسدة +3، وتشارك في كيمياء التناسق الأيوني بشكل أساسي، مما يدعم تطبيقات رئيسية في المواد البصرية، والمغناطيس الدائم، والحفز المتجانس. 

- في المقابل، تصل الأكتينيدات إلى حالات أكسدة متعددة، وتُظهر تساهمية واضحة من خلال تداخل مدارات 5f النسبية مع الليجاند، مما يُنتج وحدات أكتينيل خطية (AnO₂ⁿ⁺) وأنواعًا نشطة في تفاعلات الأكسدة والاختزال، تُعدّ أساسية في دورات الوقود النووي، ومعالجة النفايات، والمواد الوظيفية المتقدمة.

- يتحكم التفاعل بين القوى الكهروستاتيكية والتفاعلات التساهمية في معقدات العناصر من الفئة f في جهود الأكسدة والاختزال، والبصمات الطيفية، والسلوك المغناطيسي، وقد ألهم هذا التفاعل مجالات متنوعة مثل مغناطيسية الجزيء المفرد وتنشيط الجزيئات الصغيرة. 

- لقد أدى التقدم الأخير في تصميم الروابط، والتحليل الطيفي عالي الدقة، والأساليب النظرية إلى توضيح مدى مشاركة المدارات f، ومكّن من استقرار حالات الأكسدة غير المسبوقة ونماذج الترابط عبر السلسلة.

 عناصر المجموعة d:

 هي تلك العناصر التي يدخل فيها الإلكترون الأخير إلى مدارات d في الغلاف قبل الأخير. 

أما العناصر الانتقالية فهي عناصر المجموعة d التي تمتلك غلافًا فرعيًا (n-1)d غير مكتمل في حالتها الأرضية أو في إحدى حالات الأكسدة الشائعة.

*ملاحظة:

- لا تُعتبر عناصر الزنك (Zn) والكادميوم (Cd) والزئبق (Hg) عناصر انتقالية لأنها تمتلك توزيعًا إلكترونيًا مكتملًا في حالتها الأرضية وفي حالة الأكسدة. 

- تنتمي هذه العناصر إلى المجموعات من 3 إلى 12 فيي الجدول الدوري؛ ولأن الغلاف الفرعي d يحتوي على خمسة مدارات d، كل منها قادر على استيعاب إلكترونين، فإن المجموعة d تتكون من عشرة أعمدة رأسية. وتشمل هذه العناصر فلزات مثل الحديد (Fe) والنحاس (Cu) والزنك (Zn) والبلاتين (Pt).

 تتواجد عناصر المجموعة d في كلٍّ من :

- من السكانديوم ٢١ إلى الزنك ٣٠ حيث يكون امتلاء مداراتها هو 3d

-من الإيتريوم ٣٩ إلى الكادميوم ٤٨، حيث يكون امتلاء مداراتها هو 4d

-من اللانثانوم ٥٧ والهافنيوم ٧٢ إلى الزئبق ٨٠ حيث يكون امتلاء مداراتها هو 5d

-من الأكتينيوم ٨٩ والرفس ١٠٤ إلى السيانيد ١١٢ حيث يكون امتلاء المدارات هو 6d

 ما الذي تضمه المجموعة p؟

فهي تضم عناصر يدخل إلكترونها الأخير في مدار p. ويتراوح توزيعها الإلكتروني العام من ns² np¹ إلى ns² np⁶؛ مما يعكس تنوع سلوكها الكيميائي، كذلك إنّ وجود كل من الفلزات واللافلزات يجعل هذه المجموعة فريدة من نوعها.

 تهيمن اللافلزات على الزاوية العلوية اليمنى، بينما تظهر أشباه الفلزات والفلزات كلما اتجهنا لأسفل المجموعة. تُحدد الخصائص الكيميائية لعناصر المجموعة p من خلال حالات أكسدتها، وكهرسلبيتها، وحجم ذراتها.

الخصائص الفريدة لهذه المجموعة:

١- طبيعة كيميائية متنوعة: تضم المجموعة p فلزات ولا فلزات وأشباه فلزات، وتكون اللافلزات أكثر وفرة في هذه المجموعة.

٢- اتجاهات التفاعل: تزداد الصفة اللافلزية عبر الدورة، بينما تزداد الصفة الفلزية كلما اتجهنا لأسفل المجموعة. عناصر الدورات العليا أكثر كهرسلبية ولا فلزية، بينما تُظهر عناصر الدورات الدنيا سلوكًا فلزيًا. تُكوّن العديد من هذه العناصر أكاسيد حمضية، مثل ثاني أكسيد الكربون وثاني أكسيد الكبريت، بينما تُكوّن عناصر أخرى أكاسيد مترددة أو قاعدية مثل أكسيد الألومنيوم وأكسيد الرصاص.

٣- حالات التأكسد: تُظهر العديد من عناصر المجموعة p حالات تأكسد متغيرة، مما يسمح لها بتكوين مجموعة متنوعة من المركبات.

٤- طبيعة الروابط: تُكوّن هذه العناصر في المقام الأول مركبات تساهمية نظرًا لارتفاع طاقة تأينها نسبيًا.

٥- السلوك التأكسدي والاختزالي: تزداد الخاصية التأكسدية عبر الدورة، بينما تزداد الخاصية الاختزالية نزولًا في المجموعة.

 ما هي المجموعة s؟

هي العناصر التي يدخل إلكترونها الأخير المدار s في غلافها الخارجي. ولأن الغلاف الفرعي s يتكون من مدار واحد فقط يتسع لإلكترونين كحد أقصى، فإن عناصر الفئة s تنتمي إلى مجموعتين فقط:

 المجموعة ١ (الفلزات القلوية) والمجموعة ٢ (الفلزات القلوية الترابية).

 يُصنف الهيليوم، على الرغم من كونه عنصرًا من عناصر الفئة s، في المجموعة ١٨؛ نظرًا لخصائصه الشبيهة بالغازات النبيلة.

حيثُ تظهر هذه المجموعة في عناصرَ معينة منها:

المجموعة ١(الفلزات القلوية):

 الهيدروجين (H)، الليثيوم (Li)، الصوديوم (Na)، البوتاسيوم (K)، الروبيديوم (Rb)، السيزيوم (Cs)، والفرانسيوم (Fr).

المجموعة ٢ (الفلزات القلوية الترابية): البريليوم (Be)، والمغنيسيوم (Mg)، والكالسيوم (Ca)، والسترونتيوم (Sr)، والباريوم (Ba)، والراديوم (Ra).

ما هي خصائص عناصر المجموعة s؟

١- فلزات لينة ذات درجات انصهار وغليان منخفضة. الفلزات القلوية لينة، بيضاء فضية. مع ذلك، يتحول الليثيوم إلى اللون الرمادي عند تعرضه للهواء. وهي فلزات خفيفة ذات درجات انصهار وغليان منخفضة. بالمقارنة مع الفلزات القلوية، فإن الفلزات القلوية الترابية أكثر صلابة وكثافة، ولها درجات انصهار أعلى.

٢-لديها طاقة تأين منخفضة، وهي شديدة الكهرجابية.

٣-تفقد بسهولة إلكتروناتها الخارجية لتكوين أيونات أحادية الشحنة (+1) (الفلزات القلوية) أو ثنائية الشحنة (+2) (الفلزات القلوية الترابية).

٤- شديدة التفاعل؛ ويزداد تفاعلها كلما اتجهنا لأسفل المجموعة. تتفاعل الفلزات القلوية بشدة مع الماء، مكونة هيدروكسيدات قلوية ومطلقة غاز الهيدروجين. الفلزات القلوية الترابية أقل نشاطًا من الفلزات القلوية، لكنها مع ذلك تُكوّن أكاسيد وهيدروكسيدات وأملاحًا. يحترق المغنيسيوم في الهواء مُكوّنًا أكسيد المغنيسيوم.

باستثناء البريليوم (Be)، فإن مركباتها أيونية في الغالب.

* ملاحظة:

* تُضفي معظم عناصر المجموعة s (باستثناء البريليوم والمغنيسيوم) ألوانًا مميزة على لهبها.

٥- تعمل هذه العناصر كعوامل اختزال قوية.

٦- موصلات جيدة للحرارة والكهرباء.

* بالنسبة لعناصر المجموعة s، يساوي رقم المجموعة عدد إلكترونات التكافؤ.

رحلة مبسطة حول تاريخ الجدول الدوري:

بدأ التفكير في الجدول الكيميائي منذُ عصور قديمة، و يظهرُ ذلك جليًا في الكتابات العائدة للفيلسوف اليوناني ارسطو بتقسيمه للعناصر إلى: ارض، و ماء، و رياح، و تراب، فضلًا عن اكتشافات كثيرة في تاريخِ الحضارات لخصائص العناصر؛ لاسيما في الحضارتين المصرية و العراقية اللتان بَنَتَا أول أُسس المعرفة حول العناصر، و دراستها، و خصائصها.

في عام ١٦٤٩، شهدت فكرة العناصر نقلة نوعية عندما كان هينينغ براند أول من اكتشف عنصرًا جديدًا: الفسفور.

كيف تم اكتشاف الفسفور؟ و ما نتائج اكتشافه؟

* كان براند خيميائيًا يبحث عن حجر الفلاسفة، أو ما يُسمى بالعنصر الذي يُحوّل أي معدن عادي إلى ذهب. في بحثه، جرّب كل شيء، بما في ذلك تقطير بول الإنسان. وعندما أجرى تلك التجربة، وجد براند صخرة بيضاء متوهجة. كان هذا هو العنصر الجديد الذي أطلق عليه اسم الفسفور.

* أضاف الخيميائيون وعلماء عصر التنوير كميات هائلة من المعرفة إلى مفاهيم العناصر. في عام ١٨٦٩، كان قد تم اكتشاف ٦٣ عنصرًا. مع كل عنصر جديد يُكتشف، بدأ العلماء يُدركون وجود أنماط تتطور، وبدأ بعضهم في وضع العناصر في جدول دوري.

المحاولات لبدْءِ الجدول الدوري:

وضع علماء مثل جون نيولاندز وألكسندر إميل بيغييه دي شانكورتوا نسخهم الخاصة من الجداول الدورية. مع ذلك، كانت هذه النسخ بسيطة نسبيًا، كما كانت غامضة نوعًا ما ويصعب قراءتها. 

من اخترع الجدول الدوري الحديث و أُسَسهُ؟

إنّ لعالم الذي جمع كل هذه العناصر هو ديمتري مندليف (١٨٣٤م-١٩٠٧م).

 كان مندليف كيميائيًا روسي المولد، وهو أول من نشر نسخة حديثة من الجدول الدوري. رتب جدوله العناصر وفقًا لأوزانها الذرية (الكتل المولية). وعندما رُتبت العناصر وفقًا لأوزانها الذرية، أظهرت خصائص كيميائية متشابهة.

لقد كان الجدول الذي وضعه مندليف دقيقًا للغاية لدرجة أنه استطاع التنبؤ بعناصر لم تكن معروفة له في ذلك الوقت، مثل الجرمانيوم والغاليوم والسكانديوم.

* مع ذلك، لم يخلُ الجدول من بعض العيوب. فبما أن بعض العناصر لم تكن قد اكتُشفت وقت نشر مندليف لجدوله، فقد أغفل عناصر مهمة مثل الغازات النبيلة.

* بعد نشر مندليف لجدوله، ساهم علماء لاحقون في إضافة العناصر إلى أماكنها الصحيحة. أضاف السير ويليام رامزي الغازات النبيلة، واكتشف هنري موزلي طريقة لتحديد العدد الذري للعنصر كميًا، فعدّل ترتيب جدول مندليف ليصبح منظمًا وفقًا للعدد الذري.

* أخيرًا، في عام ١٩٤٥م، أسفر مشروع مانهاتن عن اكتشاف العديد من العناصر المشعة الجديدة. اقترح غلين تي. سيبورغ تعديلًا على الجدول الدوري بإضافة سلسلتي الأكتينيدات واللانثانيدات في أسفل الجدول.

كيف جاءت هذه الفكرة؟ و لماذا؟

* جاءت هذه الفكرة مع اكتشاف الأمريسيوم والكوريوم وخصائصهما الفريدة. لم يُقبل هذا التعديل في البداية، ولكنه مُدرج الآن في جميع الجداول الدورية.

 الترتيب التاريخي لاستكشاف العناصر:

المرحلة الأولى :

ما قبل عام ١٨٠٠ حيث اكتشف ٣٦ عنصرًا تعود الاكتشافات الى الاكتشافات التي حدثت خلال عصر التنوير وقبله.

المرحلة الثانية:

١٨٠٠-١٨٤٩ أُكتشف ٢٢ عنصرًا إضافيًا حيث كان مدفوعًا بالثورة العلمية ونظرية الذرة والثورة الصناعية.

المرحلة الثالثة:

في١٨٥٠-١٨٩٩م حيث تم اكتشاف ٢٣ عنصرًا إضافيًا؛ بسبب شهود عصر تصنيف العناصر دفعةً قويةً بفضل تحليل الطيف.

المرحلة الرابعة:

في١٩٠٠-١٩٤٩م تم اكتشاف ١٣ عنصرًا إضافيًا حيث كان مدفوعًا بنظرية الكم القديمة، وتحسينات الجدول الدوري، وميكانيكا الكم.

المرحلة الخامسة:

في ١٩٥٠-١٩٩٩م تم اكتشاف ١٥ عنصرًا إضافيًا؛ يعود السبب إلى مشروع مانهاتن وقضايا فيزياء الجسيمات، للأعداد الذرية ٩٧ وما فوق.

من تاريخ الجدول الدولي؛ يمكننا معرفةُ أهميتِه بالنسبةِ إلى العلماء، حيث تتلخصُ أهميتهُ في:

١- يُستخدم الجدول الدوري كأداة تعليمية أولية في الكيمياء بالمدارس والجامعات؛ و ذلك لتبسيط و تمهيد الطريق للمعلمين.

٢-إذا عُرف موقع العنصر في الجدول الدوري، يُصبح من الأسهل تذكّر خصائصه؛ و ذلك يعود إلى ترتيب العناصر الدقيق في الزمرة و الدورة حيث يتقاربون في الخواص و الصفات، و عدد التكافؤ، و أنواع المدارات، و أنواع المركبات، و غيرها من الامور التي يمكن توقعُها من خلالِ ترتيبِ العنصر في الزمرة أو الدورة، على سبيل المثال:

 إذا كان العنصر على الجانب الأيسر من الجدول، فسيكون فلزًا، وبالتالي يُكوّن مركبات أيونية فقط. أما إذا كان العنصر على الجانب الأيمن من الجدول الدوري، فسيكون لا فلزًا، ويُمكنه تكوين روابط أيونية وتساهمية.

.بفضلِ الجدول الدوري؛ باتَ التعرف و التعلم عن العناصر أسهل و أسرع؛ حيث أنّه يختصرُ طريقًا طويلًا في رحلةِ متعلم الكيمياء بتضمنه لجميع العناصر ١١٨ عنصرًا مكتشفًا و مبتكرًا من قبل البشر، لا يزال للجدول الدوري فوائدُ عدةَ لا تذكر.

المصادر:

 Orbital | Chemistry, Physics & Applications | Britannica https://share.google/KPgTM6O64NbGCpjpe

 Chemistry LibreTexts https://share.google/bQkw6Fuzz903gX64s

 Encyclopedia Britannica https://share.google/Cy52SVKPpyelnZnjn

 https://flexbooks.ck12.org/cbook/ck-12-cbse-chemistry-class-11/section/3.5/primary/lesson/p-block-elements/

CK12-Foundation https://share.google/NQ6BgHxWGxOEbtDbV

CK12-Foundation https://

 History of the Periodic Table - Chemistry LibreTexts https://share.google/fmo6VKxcYPeRUw01d

 Ionization energy | Definition & Facts | Britannica https://share.google/z2fLVDjUsC1zRMbdS

 Electropositivity | Britannica https://share.google/0WMUhrBdHxwRn2cr3

 Merits of the Modern Periodic Table - GeeksforGeeks https://share.google/U6KT7UbtrOSvobSP4