هناك سبعة مستويات للطاقة هى (K, L, M, N, O, P, Q)
تم اكتشاف المستويات الحقيقية للطاقة وهى المستويات الفرعية.
ومن مبدأ البناء التصاعدى؛ حيث يزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه بإلكترون واحد.
قد وجد أن ترتيب المستويات الفرعية يتفق مع ترتيب العناصر فى الجدول الدورى الحديث.
الشكل العام للجدول الدورى الحديث
تقسيم الجدول إلى أربع فئات (مناطق) تتميز بخواص معينة.
كما تقسم العناصر فى الجدول إلى أربعة أنواع من العناصر هى:-
[1] العناصر النبيلة. [2] العناصر المثالية.
[3] العناصر الانتقالية الرئيسية. [4] العناصر الانتقالية الداخلية.
جدول يوضح فئات الجدول وأنواع العناصر
نوع الفئة نوع العنصر خواص عناصر الفئة عددها فى كل دورة وتركيبها موضعها فى الجدول
الفئة s عناصر ممثلة إلكتروناتها الخارجية تشغل المستوى الفرعى (s) عنصران
ns1, ns2 فى بداية كل دورة (يسار الجدول) وتشمل عناصر المجموعة 1A وعناصر المجموعة 2A
الفئة عناصر ممثلة إلكتروناتهاالخارجيةتشغلالمستوىالفرعى 5 عناصر
np1 : np5 فى يمين الجدول من الدورة الثانية حتى الدورة السادسة. وتشمل عناصر المجموعات (A)
3A, 4A, 5A, 6A, 7A
عناصر نبيلة عنصر واحد
np6 المجموعة الصفرية
الفئة
d عناصر انتقالية رئيسية إلكتروناتها الخارجية تشغل المستوى الفرعى (d) 10 عناصر
nd1: nd10 فى وسط الجدول فى الدورات الرابعة والخامسة والسادسة (B) وتنقسم إلى ثلاث سلاسل:-
(1) السلسلة الانتقالية الأولى
(2) السلسلة الانتقالية الثانية
(3) السلسلة الانتقالية الثالثة
الفئة
f عناصر انتقالية داخلية إلكتروناتها الخارجية تشغل المستوى الفرعى (f) 14 عنصراً
nf1: nf14 توجد منفصلة أسفل الجدول فى جدول خاص وتشمل:-
(1) سلسلة اللانثانيدات
(2) سلسلة الأكتينيدات
مقارنة بين سلاسل الفئة (d)
السلسلة الانتقالية الأولى السلسلة الانتقالية الثانية السلسلة الانتقالية الثالثة
3d 4d 5d
تقع فى الدورة الرابعة تقع فى الدورة الخامسة تقع فى الدورة السادسة
تشمل العناصر من الإسكانديوم (Sc) حتى الخارصين (Zn) تشمل العناصر من اليوتريوم (Y) حتى الكادميوم (Cd) تشمل العناصر من اللنثانيوم (La) حتى الزئبق (Hg)
مقارنة بين اللانثانيدات والأكتينيدات:
لنثينيدات اكتينيدات
توجد فى الدورة السادسة ويتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (4f) ومستوى تكافؤها هو (6s2) ولذا فهى شديدة التشابه ولذلك يصعب فصلها ولذلك سميت العناصر الأرضية النادرة وهى تسمية خاطئة. توجد فى الدورة السابعة ويتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (5f) وتحتوى على نفس العدد من الإلكترونات من المستوى (7s, 6d) ولذا يصعب فصلها عن بعضها بطرق كيميائية
جميعها عناصر مشعة وأنويتها غير مستقرة
وصف الجدول الدورى الطويل
يتكون الجدول من:-
[1] سبع دورات أفقية:-
رتبت فيه العناصر تصاعدياً حسب الزيادة فى العدد الذرى
فيزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه فى نفس الدورة بإلكترون واحد.
ويتتابع فى الدورة الواحدة ملء المستويات الفرعية حتى نصل إلى العنصر الأخير وهو الغاز الخامل.
الدورة الأفقية:-
عدة عناصر غير متشابه الخواص مرتبة أفقياً حسب الزيادة فى العدد الذرى
[2] 18 مجموعة رأسية:-
المجموعة الرأسية:-
عدة عناصر متشابهة فى الخواص لأنها متشابهة فى عدد إلكترونات مستوى الطاقة الأخير
مثال (1):-
اكتب التوزيع الإلكترونى لذرات العناصر التالية مبيناً نوع العنصر مع التعليل.
11Na, 18Ar, 25Mn, 40Zr, 35Br, 58Ce
الحل:-
العنصر التوزيع الإلكترونى نوع العنصر مع التعليل
11Na [10Ne] 3s1 عنصر مثالى ومن الفئة (s) لأنه غير مكتمل فى المستوى الفرعى (s) والمستوى الرئيسى الأخير غير مكتمل.
18Ar [10Ne] 3s2, 3p6 عنصر نبيل لأن المستوى الأخير (الثالث) مكتمل بالإلكترونات {عدد إلكترونات s + p = 8}
25Mn [18Ar] 4s2, 3d5 عنصر انتقالى رئيسى (من السلسلة الانتقالية الأولى) (3d غير مكتمل) والمستويين الأخيرين غير مكتملين (الثالث والرابع)
35Br [18Ar] 4s2, 3d10, 4p5 عنصر مثالى من الفئة (p) ومستوى الطاقة الرئيسى الرابع غير ممتلئ
58Ce [54Xe] 6s2, 5d1, 4f1 عنصر انتقالى داخلى من اللنثينيدات (4f) والثلاث مستويات الأخيرة غير مكتملة وهى الرابع والخامس والسادس.
النظرية الموجية أظهرت أنه لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة وبالتالى من الخطأ تعريف نصف قطر الذرة بأنه المسافة من النواة إلى أبعد إلكترون.
تعريف نصف قطر الذرة:-
نصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرة
طول الرابطة:-
هو المسافة بين نواتى ذرتين متحدتين
العلاقة بين نصف القطر وطول الرابطة
[1] فى حالة تماثل الذرتين:-
طول الرابطة = 2 × نصف القطر
نصف القطر =
[2] فى حالة عدم التماثل:-
طول الرابطة = نق للذرة الأولى + نق للذرة الثانية
نق1 = طول الرابطة – نق2
نق 2 = طول الرابطة – نق1
مثال (1):- إذا علمت أن طول الرابطة فى جزئ الكلور [Cl - Cl] يساوى 1.98 أنجستروم وطول الرابطة بين ذرتى الكربون وذرة الكلور [C - Cl] يساوى 1.76 أنجستروم – أحسب نصف قطر ذرة الكربون
الحل:-
نصف قطر ذرة الكلور = = = 0.99 أنجستروم
نصف قطر ذرة الكربون = طول رابطة الكربون والكلور – نصف قطر ذرة الكلور
= 1.76 – 0.99 = 0.77 أنجستروم
مثال (2): إذا كان طول الرابطة بين ذرتى نيتروجين الرابطة بينهما أحادية فى جزئ مركب ما تساوى 1.46 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ غاز الهيدروجين (H2) تساوى 0.6 أنجستروم – أوجد طول الرابطة بين ذرتى النيتروجين والهيدروجين فى جزئ النشادر {نماذج الوزارة 2005}
تدرج نصف قطر العنصر فى الجدول الدورى
[1] فى الدورات الأفقية:- تقل أنصاف أقطار الذرات (يقل الحجم) من يسار الجدول إلى يمين الجدول أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
زيادة شحنة النواة الموجبة.
فيزداد جذب النواة لإلكترونات التكافؤ مما يؤدى إلى نقص نصف القطر.
ملاحظات:-
قوة الجذب الناتجة عن زيادة الشحنة الموجبة أكبر من قوى التنافر الناتجة عن زيادة الشحنة السالبة.
أكبر ذرات الدورة الواحدة هى عناصر المجموعة الأولى.
أقل ذرات الدورة حجماً ذرات عناصر المجموعة السابعة (الهالوجينات).
[2] فى المجموعة الرأسية:- تزداد أنصاف أقطار الذرات (يزداد الحجم) من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
زيادة عدد مستويات الطاقة الرئيسية.
مستويات الطاقة الرئيسية الممتلئة (المستويات الحاجبة) تعمل على حجب تأثير النواة على الإلكترونات وبذلك يقل جذب النواة لإلكترونات التكافؤ.
فتزداد قوى التنافر بين الإلكترونات وبعضها.
ملاحظات:-
الزيادة فى نصف القطر عند الانتقال من دورة إلى أخرى فى نفس المجموعة أكبر من النقص فى نصف القطر عند الانتقال من مجموعة إلى أخرى فى نفس الدورة (علل)؟
(ج) وذلك لأن تأثير زيادة الغلاف أكبر من تأثير زيادة الشحنة الموجبة.
اختلاف نصف قطر الذرة عن نصف قطر أيونها:
فى حالة الفلزات:-
1- نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة الشحنة الموجبة {لزيادة عدد البروتونات عن عدد الإلكترونات} مما يؤدى إلى زيادة قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
2- كلما زادت شحنة الأيون الموجب كلما قل نصف قطره لأنه كلما زادت الشحنة الموجبة كلما زادت قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
علل: نصف قطر أيون الحديد (III) أقل من نصف قطر أيون الحديد (II)
ج: وذلك لزيادة الشحنة الموجبة فى أيون الحديد (III) عن أيون الحديد (II).
فى حالة اللافلزات:-
نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة الشحنة السالبة {لزيادة عدد الإلكترونات عن عدد البروتونات} مما يؤدى إلى نقص قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
كلما زادت الشحنة السالبة للأيون كلما زاد نصف قطره لأنه كلما زادت الشحنة السالبة زادت قوى التنافر بين الإلكترونات.
تعريف جهد التأين (طاقة التأين):-
مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة وهى فى الحالة الغازية
تدرج جهد التأين فى الجدول الدورى
[1] فى الدورات الأفقية:-
تزداد قيم جهد التأين كلما اتجهنا ناحية يمين الجدول أى بزيادة العدد الذرى
السبب فى ذلك:- نقص نصف قطر الذرة (نقص الحجم) مما يؤدى إلى اقتراب إلكترونات التكافؤ من النواة فتحتاج إلى طاقة كبيرة لفصلها عن الذرة.
[2] فى المجموعة الرأسية:- يقل جهد التأين من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:- زيادة نصف القطر بسبب:-
زيادة عدد المستويات الرئيسية.
يزداد حجب شحنة النواة بسبب وجود المستويات الحاجبة
فيبتعد الإلكترون عن النواة فتسهل إزالته.
ملاحظات:-
جهد التأين يتناسب عكسياً مع نصف القطر الذرى.
يمكن إزالة إلكترون أو أكثر من الذرة ولذلك فهناك أكثر من جهد تأين للذرة الواحدة يعرف بجهد التأين الأول وجهد التأين الثانى …… الخ.
جهد التأين الأول:- يتكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنة موجبة واحدة.
Mg Mg+ + e-, H = + 737 KJ/mole
2,8,2 2,8,1
جهد التأين الثانى:- يتكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنتين موجبتين.
Mg+ Mg++ + 2e-, H = + 1450 KJ/mole
2,8,1 2,8
جهد التأين الأول للغازات النبيلة مرتفع جداً وذلك لاستقرار نظامها الإلكترونى حيث يصعب كسر مستوى طاقة مكتمل وبذلك يصعب إزالة إلكترون من مستوى طاقة مكتمل.
يزداد جهد التأين الثانى عن جهد التأين الأول.
مثال:- جهد التأين الثالث للماغنسيوم 12Mg يزداد زيادة كبيرة عن جهد التأين الأول والثانى (علل).
ج:- لأن ذلك يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل.
تعريف الميل الإلكترونى (القابلية الإلكترونية):-
مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً
تدرج الميل الإلكترونى فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
يزداد الميل الإلكترونى إذا اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:- صغر نصف القطر يسهل على النواة جذب الإلكترون الجديد
ملاحظات:-
يشذ الميل الإلكترونى لكل من(10Ne, 7N, 4Be) عن التدرج فى الميل الإلكترونى فى عناصر الدورة الثانية.
فى حالة البريليوم يكون تحت مستوياته ممتلئة (1s2, 2s2) فتكون الذرة مستقرة.
فى حالة النيتروجين يكون المستوى الفرعى (p) نصف ممتلئ والامتلاء النصفى يعطى بعض الاستقرار للذرة (1s2, 2s2, 2p3)
فى حال النيون جميع مستوياته الفرعية ممتلئة وهذا يعطى استقرار كبير للذرة.
تكون قيم الميل الإلكترونى كبيرة عندما يعمل الإلكترون على ملء مستوى طاقة فرعى أو جعله نصف ممتلئ وكلاهما يساعد على استقرار الذرة.
زيادة الميل الإلكترونى لذرة الكربون عن ذرة البورون لأن الإلكترون المكتسب فى هذه الحالة يجعل المستوى الفرعى (2p) نصف ممتلئ وهذا يساعد على استقرار الذرة (1s2, 2s2, 2p2)
[2] فى المجموعة الرأسية:- يقل الميل الإلكترونى من أعلى إلى أسفل أى كلما زاد العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
زيادة عدد المستويات الأصلية.
زيادة عدد المستويات المستقرة (المستوى الحاجب)
زيادة عدد الإلكترونات المتنافرة.
يلاحظ أن:-
الميل الإلكترونى لذرة الفلور أقل من الميل الإلكترونى لذرة الكلور رغم صغر نصف قطر الفلور (علل) وسبب ذلك أن الإلكترون الجديد يتأثر بقوة تنافر مع الإلكترونات التسعة الموجودة أصلاً.
تعريف السالبية الكهربية:-
هى قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية
ملحوظة:-
الميل الإلكترونى مصطلح طاقة يشير إلى الذرة فى حالتها المفردة.
بينما تشير السالبية الكهربية إلى الذرة المرتبطة مع غيرها.
تدرج السالبية الكهربية فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
تزداد السالبية الكهربية إذا اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى ونقص نصف القطر.
وهذا يؤدى إلى:- زيادة قوة جذب النواة لإلكترونات الرابطة.
[2] فى المجموعة الرأسية:-
تقل السالبية الكهربية من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى وزيادة نصف القطر.
وهذا يؤدى إلى:- نقص قوة جذب النواة لإلكترونات الرابطة.
ملاحظات:-
الفلور يعتبر أكبر العناصر سالبية كهربية.
الفرق فى السالبية الكهربية للعناصر له دور فى تحديد نوع الرابطة بين الذرات.
الفلزات لها أقل سالبية لكبر نصف قطرها.
اللافلزات لها أكبر سالبية لصغر نصف قطرها.
08-30-2010,
المصدر : http://100fm6.com/vb/showthread.php?t=183815 - 100fm6.com
تم اكتشاف المستويات الحقيقية للطاقة وهى المستويات الفرعية.
ومن مبدأ البناء التصاعدى؛ حيث يزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه بإلكترون واحد.
قد وجد أن ترتيب المستويات الفرعية يتفق مع ترتيب العناصر فى الجدول الدورى الحديث.
الشكل العام للجدول الدورى الحديث
تقسيم الجدول إلى أربع فئات (مناطق) تتميز بخواص معينة.
كما تقسم العناصر فى الجدول إلى أربعة أنواع من العناصر هى:-
[1] العناصر النبيلة. [2] العناصر المثالية.
[3] العناصر الانتقالية الرئيسية. [4] العناصر الانتقالية الداخلية.
جدول يوضح فئات الجدول وأنواع العناصر
نوع الفئة نوع العنصر خواص عناصر الفئة عددها فى كل دورة وتركيبها موضعها فى الجدول
الفئة s عناصر ممثلة إلكتروناتها الخارجية تشغل المستوى الفرعى (s) عنصران
ns1, ns2 فى بداية كل دورة (يسار الجدول) وتشمل عناصر المجموعة 1A وعناصر المجموعة 2A
الفئة عناصر ممثلة إلكتروناتهاالخارجيةتشغلالمستوىالفرعى 5 عناصر
np1 : np5 فى يمين الجدول من الدورة الثانية حتى الدورة السادسة. وتشمل عناصر المجموعات (A)
3A, 4A, 5A, 6A, 7A
عناصر نبيلة عنصر واحد
np6 المجموعة الصفرية
الفئة
d عناصر انتقالية رئيسية إلكتروناتها الخارجية تشغل المستوى الفرعى (d) 10 عناصر
nd1: nd10 فى وسط الجدول فى الدورات الرابعة والخامسة والسادسة (B) وتنقسم إلى ثلاث سلاسل:-
(1) السلسلة الانتقالية الأولى
(2) السلسلة الانتقالية الثانية
(3) السلسلة الانتقالية الثالثة
الفئة
f عناصر انتقالية داخلية إلكتروناتها الخارجية تشغل المستوى الفرعى (f) 14 عنصراً
nf1: nf14 توجد منفصلة أسفل الجدول فى جدول خاص وتشمل:-
(1) سلسلة اللانثانيدات
(2) سلسلة الأكتينيدات
مقارنة بين سلاسل الفئة (d)
السلسلة الانتقالية الأولى السلسلة الانتقالية الثانية السلسلة الانتقالية الثالثة
3d 4d 5d
تقع فى الدورة الرابعة تقع فى الدورة الخامسة تقع فى الدورة السادسة
تشمل العناصر من الإسكانديوم (Sc) حتى الخارصين (Zn) تشمل العناصر من اليوتريوم (Y) حتى الكادميوم (Cd) تشمل العناصر من اللنثانيوم (La) حتى الزئبق (Hg)
مقارنة بين اللانثانيدات والأكتينيدات:
لنثينيدات اكتينيدات
توجد فى الدورة السادسة ويتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (4f) ومستوى تكافؤها هو (6s2) ولذا فهى شديدة التشابه ولذلك يصعب فصلها ولذلك سميت العناصر الأرضية النادرة وهى تسمية خاطئة. توجد فى الدورة السابعة ويتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (5f) وتحتوى على نفس العدد من الإلكترونات من المستوى (7s, 6d) ولذا يصعب فصلها عن بعضها بطرق كيميائية
جميعها عناصر مشعة وأنويتها غير مستقرة
وصف الجدول الدورى الطويل
يتكون الجدول من:-
[1] سبع دورات أفقية:-
رتبت فيه العناصر تصاعدياً حسب الزيادة فى العدد الذرى
فيزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه فى نفس الدورة بإلكترون واحد.
ويتتابع فى الدورة الواحدة ملء المستويات الفرعية حتى نصل إلى العنصر الأخير وهو الغاز الخامل.
الدورة الأفقية:-
عدة عناصر غير متشابه الخواص مرتبة أفقياً حسب الزيادة فى العدد الذرى
[2] 18 مجموعة رأسية:-
المجموعة الرأسية:-
عدة عناصر متشابهة فى الخواص لأنها متشابهة فى عدد إلكترونات مستوى الطاقة الأخير
مثال (1):-
اكتب التوزيع الإلكترونى لذرات العناصر التالية مبيناً نوع العنصر مع التعليل.
11Na, 18Ar, 25Mn, 40Zr, 35Br, 58Ce
الحل:-
العنصر التوزيع الإلكترونى نوع العنصر مع التعليل
11Na [10Ne] 3s1 عنصر مثالى ومن الفئة (s) لأنه غير مكتمل فى المستوى الفرعى (s) والمستوى الرئيسى الأخير غير مكتمل.
18Ar [10Ne] 3s2, 3p6 عنصر نبيل لأن المستوى الأخير (الثالث) مكتمل بالإلكترونات {عدد إلكترونات s + p = 8}
25Mn [18Ar] 4s2, 3d5 عنصر انتقالى رئيسى (من السلسلة الانتقالية الأولى) (3d غير مكتمل) والمستويين الأخيرين غير مكتملين (الثالث والرابع)
35Br [18Ar] 4s2, 3d10, 4p5 عنصر مثالى من الفئة (p) ومستوى الطاقة الرئيسى الرابع غير ممتلئ
58Ce [54Xe] 6s2, 5d1, 4f1 عنصر انتقالى داخلى من اللنثينيدات (4f) والثلاث مستويات الأخيرة غير مكتملة وهى الرابع والخامس والسادس.
النظرية الموجية أظهرت أنه لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة وبالتالى من الخطأ تعريف نصف قطر الذرة بأنه المسافة من النواة إلى أبعد إلكترون.
تعريف نصف قطر الذرة:-
نصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرة
طول الرابطة:-
هو المسافة بين نواتى ذرتين متحدتين
العلاقة بين نصف القطر وطول الرابطة
[1] فى حالة تماثل الذرتين:-
طول الرابطة = 2 × نصف القطر
نصف القطر =
[2] فى حالة عدم التماثل:-
طول الرابطة = نق للذرة الأولى + نق للذرة الثانية
نق1 = طول الرابطة – نق2
نق 2 = طول الرابطة – نق1
مثال (1):- إذا علمت أن طول الرابطة فى جزئ الكلور [Cl - Cl] يساوى 1.98 أنجستروم وطول الرابطة بين ذرتى الكربون وذرة الكلور [C - Cl] يساوى 1.76 أنجستروم – أحسب نصف قطر ذرة الكربون
الحل:-
نصف قطر ذرة الكلور = = = 0.99 أنجستروم
نصف قطر ذرة الكربون = طول رابطة الكربون والكلور – نصف قطر ذرة الكلور
= 1.76 – 0.99 = 0.77 أنجستروم
مثال (2): إذا كان طول الرابطة بين ذرتى نيتروجين الرابطة بينهما أحادية فى جزئ مركب ما تساوى 1.46 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ غاز الهيدروجين (H2) تساوى 0.6 أنجستروم – أوجد طول الرابطة بين ذرتى النيتروجين والهيدروجين فى جزئ النشادر {نماذج الوزارة 2005}
تدرج نصف قطر العنصر فى الجدول الدورى
[1] فى الدورات الأفقية:- تقل أنصاف أقطار الذرات (يقل الحجم) من يسار الجدول إلى يمين الجدول أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
زيادة شحنة النواة الموجبة.
فيزداد جذب النواة لإلكترونات التكافؤ مما يؤدى إلى نقص نصف القطر.
ملاحظات:-
قوة الجذب الناتجة عن زيادة الشحنة الموجبة أكبر من قوى التنافر الناتجة عن زيادة الشحنة السالبة.
أكبر ذرات الدورة الواحدة هى عناصر المجموعة الأولى.
أقل ذرات الدورة حجماً ذرات عناصر المجموعة السابعة (الهالوجينات).
[2] فى المجموعة الرأسية:- تزداد أنصاف أقطار الذرات (يزداد الحجم) من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
زيادة عدد مستويات الطاقة الرئيسية.
مستويات الطاقة الرئيسية الممتلئة (المستويات الحاجبة) تعمل على حجب تأثير النواة على الإلكترونات وبذلك يقل جذب النواة لإلكترونات التكافؤ.
فتزداد قوى التنافر بين الإلكترونات وبعضها.
ملاحظات:-
الزيادة فى نصف القطر عند الانتقال من دورة إلى أخرى فى نفس المجموعة أكبر من النقص فى نصف القطر عند الانتقال من مجموعة إلى أخرى فى نفس الدورة (علل)؟
(ج) وذلك لأن تأثير زيادة الغلاف أكبر من تأثير زيادة الشحنة الموجبة.
اختلاف نصف قطر الذرة عن نصف قطر أيونها:
فى حالة الفلزات:-
1- نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة الشحنة الموجبة {لزيادة عدد البروتونات عن عدد الإلكترونات} مما يؤدى إلى زيادة قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
2- كلما زادت شحنة الأيون الموجب كلما قل نصف قطره لأنه كلما زادت الشحنة الموجبة كلما زادت قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
علل: نصف قطر أيون الحديد (III) أقل من نصف قطر أيون الحديد (II)
ج: وذلك لزيادة الشحنة الموجبة فى أيون الحديد (III) عن أيون الحديد (II).
فى حالة اللافلزات:-
نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة الشحنة السالبة {لزيادة عدد الإلكترونات عن عدد البروتونات} مما يؤدى إلى نقص قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
كلما زادت الشحنة السالبة للأيون كلما زاد نصف قطره لأنه كلما زادت الشحنة السالبة زادت قوى التنافر بين الإلكترونات.
تعريف جهد التأين (طاقة التأين):-
مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة وهى فى الحالة الغازية
تدرج جهد التأين فى الجدول الدورى
[1] فى الدورات الأفقية:-
تزداد قيم جهد التأين كلما اتجهنا ناحية يمين الجدول أى بزيادة العدد الذرى
السبب فى ذلك:- نقص نصف قطر الذرة (نقص الحجم) مما يؤدى إلى اقتراب إلكترونات التكافؤ من النواة فتحتاج إلى طاقة كبيرة لفصلها عن الذرة.
[2] فى المجموعة الرأسية:- يقل جهد التأين من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:- زيادة نصف القطر بسبب:-
زيادة عدد المستويات الرئيسية.
يزداد حجب شحنة النواة بسبب وجود المستويات الحاجبة
فيبتعد الإلكترون عن النواة فتسهل إزالته.
ملاحظات:-
جهد التأين يتناسب عكسياً مع نصف القطر الذرى.
يمكن إزالة إلكترون أو أكثر من الذرة ولذلك فهناك أكثر من جهد تأين للذرة الواحدة يعرف بجهد التأين الأول وجهد التأين الثانى …… الخ.
جهد التأين الأول:- يتكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنة موجبة واحدة.
Mg Mg+ + e-, H = + 737 KJ/mole
2,8,2 2,8,1
جهد التأين الثانى:- يتكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنتين موجبتين.
Mg+ Mg++ + 2e-, H = + 1450 KJ/mole
2,8,1 2,8
جهد التأين الأول للغازات النبيلة مرتفع جداً وذلك لاستقرار نظامها الإلكترونى حيث يصعب كسر مستوى طاقة مكتمل وبذلك يصعب إزالة إلكترون من مستوى طاقة مكتمل.
يزداد جهد التأين الثانى عن جهد التأين الأول.
مثال:- جهد التأين الثالث للماغنسيوم 12Mg يزداد زيادة كبيرة عن جهد التأين الأول والثانى (علل).
ج:- لأن ذلك يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل.
تعريف الميل الإلكترونى (القابلية الإلكترونية):-
مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً
تدرج الميل الإلكترونى فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
يزداد الميل الإلكترونى إذا اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:- صغر نصف القطر يسهل على النواة جذب الإلكترون الجديد
ملاحظات:-
يشذ الميل الإلكترونى لكل من(10Ne, 7N, 4Be) عن التدرج فى الميل الإلكترونى فى عناصر الدورة الثانية.
فى حالة البريليوم يكون تحت مستوياته ممتلئة (1s2, 2s2) فتكون الذرة مستقرة.
فى حالة النيتروجين يكون المستوى الفرعى (p) نصف ممتلئ والامتلاء النصفى يعطى بعض الاستقرار للذرة (1s2, 2s2, 2p3)
فى حال النيون جميع مستوياته الفرعية ممتلئة وهذا يعطى استقرار كبير للذرة.
تكون قيم الميل الإلكترونى كبيرة عندما يعمل الإلكترون على ملء مستوى طاقة فرعى أو جعله نصف ممتلئ وكلاهما يساعد على استقرار الذرة.
زيادة الميل الإلكترونى لذرة الكربون عن ذرة البورون لأن الإلكترون المكتسب فى هذه الحالة يجعل المستوى الفرعى (2p) نصف ممتلئ وهذا يساعد على استقرار الذرة (1s2, 2s2, 2p2)
[2] فى المجموعة الرأسية:- يقل الميل الإلكترونى من أعلى إلى أسفل أى كلما زاد العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
زيادة عدد المستويات الأصلية.
زيادة عدد المستويات المستقرة (المستوى الحاجب)
زيادة عدد الإلكترونات المتنافرة.
يلاحظ أن:-
الميل الإلكترونى لذرة الفلور أقل من الميل الإلكترونى لذرة الكلور رغم صغر نصف قطر الفلور (علل) وسبب ذلك أن الإلكترون الجديد يتأثر بقوة تنافر مع الإلكترونات التسعة الموجودة أصلاً.
تعريف السالبية الكهربية:-
هى قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية
ملحوظة:-
الميل الإلكترونى مصطلح طاقة يشير إلى الذرة فى حالتها المفردة.
بينما تشير السالبية الكهربية إلى الذرة المرتبطة مع غيرها.
تدرج السالبية الكهربية فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
تزداد السالبية الكهربية إذا اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى ونقص نصف القطر.
وهذا يؤدى إلى:- زيادة قوة جذب النواة لإلكترونات الرابطة.
[2] فى المجموعة الرأسية:-
تقل السالبية الكهربية من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى وزيادة نصف القطر.
وهذا يؤدى إلى:- نقص قوة جذب النواة لإلكترونات الرابطة.
ملاحظات:-
الفلور يعتبر أكبر العناصر سالبية كهربية.
الفرق فى السالبية الكهربية للعناصر له دور فى تحديد نوع الرابطة بين الذرات.
الفلزات لها أقل سالبية لكبر نصف قطرها.
اللافلزات لها أكبر سالبية لصغر نصف قطرها.
08-30-2010,
المصدر : http://100fm6.com/vb/showthread.php?t=183815 - 100fm6.com
» حمادة أبو الحمد ربيعي في ذمة الله
» لحياة الزوجية
» كم عدد أبواب الجنة
» معجزة من القرآن الكريم
» الأزهر يرجو الله أن يكون ضحايا التحرير "شهداء"
» قصيدة اعجبتني
» رزقنى الله بأول مولود
» رسالة ترحيب بابنى ( خالد )