الجدول الدوري للعناصر الكيميائية

1. الجدول الدوري للعناصر الكيميائية

2. تاريخ الجدول • أرسطو عام 330 ق م يعتبر العناصر أربعة عناصر.هي الأرض والهواء والنار والماء • وفي عام 1770صنف لافوازييه 33 عنصر.وفرق بين الفلزات (المعادن) واللافلزات • 1828 صنع جدولا للعناصر وأوزانها الذرية ووضع للعناصر رموزها الكيماوية • وفي عام 1829 وضع دوبرينر ثلاثة جداول بها ثلاثة مجموعات كل مجموعة تضم 3 عناصر متشابهة الخواص

3. بناء الجدول • ديميتري إيفانوفيتش مندليف‏ عالم كيميائي روسي في عام 1869 قام بترتيب العناصر بالاعتماد على السلوك (الدوري) للخصائص الكيميائية للعناصر

4. في البداية جعل لكل عنصر بطاقة دون عليها درجة الانصهار والكثافة واللون والوزن الذري لذرة كل عنصر والقوة الترابطية له. • مندليف قد حاول تصنيف العناصر من خلال ملاحظاته ان بعض العناصر لها خاصية كيميائية وفيزيائية متشابهة.

5. قائمة العناصر الدورية اعتمد مندلييف على صفتين في ترتيب العناصر: • ترتيب العناصر في السطر الواحد حسب الوزن الذري ترتيبا تصاعديا من الاصغر الى الاكبر. • ترتيب العناصر في العامود الواحد حسب صفات كيماوية فيزيائية مشتركة. ( صفات العائلة الواحده).

6. المشاكل في قائمة مندلييف الاولى • في زمن مندلييف كان عدد العناصر المكتشفة اقل بكثير من اليوم لذلك خلف 3 فراغات بجدوله وقال مندليف أن هذه الفراغات ستملآ بعناصر لم تكتشف بعد. وبعد 16 سنة من نشر جدول مندليف استطاع الكيميائيون اكتشاف العناصر الثلاثة المفقودة من الجدول وهي اسكانيديوم scandium وجاليوم gallium وجرمانيوم germanium

7. المشاكل في قائمة مندلييف الاولى 2) الوزن الذري للتيلور اعلى من الوزن الذري لليود

8. ولكن صفات التيلور تناسب صفات الاوكسجين O والكبريت Sوالسيلينيوم Se . • بينما صفات اليود Iتناسب صفات الفلور Fوالكلور Clوالبروم Br • لحل هذه المشكلة بين اليود والتيلور اعتمد مندلييف على صفات العائلة وليس على الوزن الذري .

9. القائمة الدورية الحديثة • في عام 1911 قام هنري موزلي بإعادة ترتيب العناصر بحسب العدد الذري. • ومع مرور الوقت تم تعديل مخطط الجدول مرات عديدة، حيث أضيفت عناصر جديدة مكتشفة، كما أضيفت نماذج نظرية طورت لتفسير سلوك العناصر الكيميائية.

10. القائمة الدورية الحديثة تعتمد القائمة الدورية الحديثة على صفتين لترتيب العناصر : • الصفات المتشابهة في العناصر المتواجدة في العامود الواحد ( صفات العائلة). • العناصر في الدور او السطر الواحد ترتب حسب العدد الذري وليس حسب الوزن الذري, من الصغر الى الاكبر.

11. القائمة الدورية الحديثة • كل العناصر المكتوبة باللون الاسود هي عناصر/مواد صلبة في درجة حرارة الغرفة. • كل العناصر المكتوبة باللون الازرق هي عناصر/مواد سائلة في درجة حرارة الغرفة. • كل العناصر المكتوبة باللون الاحمر هي عناصر/مواد غازية في درجة حرارة الغرفة. • كل العناصر المكتوبة بالخط المفرغ هي عناصر مصنعة.

12. القائمة الدورية الحديثة تقسم الى قسمين: القسم الاول هو العناصر الفلزية

13. القائمة الدورية الحديثة القسم الثاني العناصر اللا فلزية

14. القائمة الدورية الحديثة القائمة الدورية في شكلها المألوف تتكون من 7 دورات مختلفة الاطوال

15. القائمة الدورية الحديثة ثماني عائلات اساسيه

16. العائلة الاولى عائلة الفلزات القلوية

17. العائلة السابعة عائلة الهالوجينات

18. العائلة الثامنة عائلة الغازات الخاملة / النبيلة

23. حالات الماده

24. امثلة:

25. امثلة:

26. الحالة الغازية • اذا كانت درجة انصهار المادة ودرجة غليان المادة اقل من 25 درجة م فان الماده هي في الحالة الغازية في درجة حرارة الغرفة • امثلة:

27. الحالة السائلة • اذا كانت درجة انصهار المادة اقل من 25 درجة م ودرجة غليان المادة اكبرمن 25 درجة م فان الماده هي في الحالة السائلة في درجة حرارة الغرفة • امثلة:

28. الحالة الصلبة • اذا كانت درجة انصهار المادة ودرجة غليان المادة اكبر من 25 درجة م فان الماده هي في الحالة الصلبة في درجة حرارة الغرفة • امثلة:

30. استنتاج من ترتيب العناصر في القائمة الدورية: • عدد مستويات الطاقة كعدد الدور: مثال: الدور الاول له مستوى طاقة واحد الدور الثاني مستويات الطاقة اثنان الدور الثالث مستويات الطاقة ثلاثة الدور الرابع مستويات الطاقة اربعة. 2. عدد او رقم العائلة يساوي ويحدد عدد الكترونات التكافؤ. 3. كل دور من القائمة يبدا بعنصر قلوي وينتهي بغاز خامل ما عدا الهيدروجين.

32. طاقة التأين

33. طاقة التأين • الطاقة المطلوبة لنزع الالكترون من الذرة في الحالة الغازية. • الطاقة اللازمة لنزع إلكترون واحد من ذرة العنصر ليصبح عنصرًا ذا شحنة موجبة • وقيمة هذه الطاقة تدلنا على صعوبة نزع الإلكترون من ذرة العنصر فكلما كانت كبيرة كان تأين هذا العنصر صعبًا والعكس صحيح • الطاقة المطلوبة لنزع مول الكترونات من مول ذرات في الحالة الغازية.

34. نعبر عن طاقة التأين بواسطة المعادلة التالية: • X(g) + E1 X+ (g) + e- X : هو رمز لعنصر بشكل عام E1: طاقة التأين الاولى (g): يرمز الى الحالة الغازية e-: رمز الالكترون

35. طاقة التأين • وحدات طاقة التأين هي: • الكالوري أوالكيلوكالوري للمول (cal) (kcal)/mol • كل كيلوكالوري واحد فيها 1000 كالوري • الكالوري : هي كمية الحرارة اللازمة لرفع درجة حرارة غرام واحد ماء مقطر درجة م واحدة • الجاول أوالكيلو جاول للمول (J) (kJ) /mol • كل كيلو جاول واحد فيه 1000 جاول • العلاقة بين الكالوري والجاول هي: 1 كالوري = 4.18 جاول

37. بماذا تتعلق قيمة طاقة التأين؟ • قيمة طاقة التأين تتعلق بعاملين: 1. البعد عن النواة . r 2. الشحنة داخل النواة. q2وتساوي عدد البروتونات. q1 شحنة الالكترون المجذوب للنواة وتساوي 1- . Kعدد ثابت Fقوة الجذب

38. أمثلة • الهيدروجين لديه : • في النواه بروتون واحد (1+) q1 • عدد الالكترونات واحد (1-)q2 • البعد عن النواة هو 1(للمثال فقط) r F=kIq1*q2I/r*r= {k I(+1)*(-1)I}/1*1= k

39. امثلة : • الهيليوم لديه: • في النواه 2 بروتونات (2+) q1 • عدد الالكترونات اثنان (1-)q2 • البعد عن النواة هو 1 (للمثال فقط) r <مستوى طاقة واحد> F=kIq1*q2I/r*r= {k I(+2)*(-1)I}/1*1= 2k

40. أمثلة • الليثيوم لديه: • في النواه 3 بروتونات (3+) q1 • عدد الالكترونات 3 (1-)q2 • البعد عن النواة هو 2 (للمثال فقط) r <مستوى طاقة ثاني> F=kIq1*q2I/r*r= {k I(+3)*(-1)I}/2*2= 3k/4

41. http://www.youtube.com/watch?v=GnSvd7-Xqfw

42. http://www.youtube.com/watch?v=GnSvd7-Xqfw

43. الميل الالكتروني • الطاقة المنطلقة عند اضافة مول الكترونات لمول ذرات في الحالة الغازية. • نعبر عنه بواسطة المعادلة : X(g) + e- X- (g)+E1 • له نفس الوحدات كيلو جاول للمول

44. الميل الالكتروني • قيمة الميل الالكتروني تتعلق بعاملين: 1. البعد عن النواة . الى اي مدار يدخل الالكترون, كلما زاد عدد المدارات قل الميل الالكتروني 2. الشحنة داخل النواة كلما كبرت الشحنة داخل النواه زادت قيمة الميل الاكتروني. قيمة الميل الالكتروني عكسية لقيمة طاقة التأين

45. امثلة الغازات الخاملة لها اقل ميل الكتروني لان لها اكبر عدد من الكترونات التكافؤ.

46. I VIII II III IV V VI VII الميل الاكتروني فى القائمة الدورية طاقة التأين تكبر יالميل الالكتروني يكبر 2,8,1 2,8,2 2,8,3 2,8,4 2,8,5 2,8,6 2,8,7 2,8,8 طاقة التأين تكبر الميل الالكتروني يكبر

47. اغلب العناصر تحاول ان تشابه الغازات الخاملة بعدد الكترونات التكافؤ. 1 2 3 4 5 6 7 8 أيونات موجبة +1, +2 , +3 , +4

48. نصف القطر : • نصف القطر هو وسيلة لقياس حجم الذرة (وهو يساوي نصف البعد بين مركزي ذرتين متجاورتين من نفس العنصر). • يتأثر حجم الذرة بضبابها الالكتروني , لذلك فللذرات المختلفة انصاف اقطار مختلفة ايضا. • نصف القطر يتأثر بعاملين وهما: • جذب النواة للالكترونات • وقوة التنافر بين هذه الالكترونات الوحدة لقياس نصف القطر هي : انجستروم A 1 Å = 10−10 متر

49. صورة توضيحية لنصف القطر.