كيفية استخدام الجدول الدوري

تخطيط الجدول الدوري مهم جدًا لفهمه. تم وضعه بحيث يتم ترتيب العناصر حسب العدد الذري. العدد الذري هو عدد البروتونات والإلكترونات في ذرة متعادلة. الهيدروجين ، العنصر الأول على الطاولة ، له عدد ذري ​​واحد. لكي يكون هذا العنصر محايدًا ، يجب أن يحتوي على بروتون واحد (+) وإلكترون واحد (-). مثال آخر هو الأكسجين. العدد الذري للأكسجين هو 8. هذا يعني أنه يحتوي على إجمالي 8 بروتونات (+) و 8 إلكترونات إجمالية (-). بينما نتحرك عبر الجدول الدوري ونزوله ، نضيف البروتونات والإلكترونات.

الآن بعد أن فهمت ما هو العدد الذري ، دعنا نلقي نظرة على كيفية ترتيب الإلكترونات في عنصر ما. يتم ترتيب الإلكترونات حسب المدارات. المدارات هي "الوطن" للإلكترونات. فكر في المدارات كمبنى سكني. يحتوي الطابق الأول على أقل طاقة وهو المداري s. يحتوي الطابق الثاني على طاقة أكثر قليلاً وهي المدارات p. يحتوي الطابق الثالث على المزيد من الطاقة وهو المدارات d ، وهكذا دواليك.

يتم ترتيب الإلكترونات بحيث تدخل المدار بأقل طاقة أولاً. على سبيل المثال ، الأكسجين الذي يحتوي على 8 إلكترونات ، سيكون له اثنان في مداره 1S ، واثنان في مداره 2S ، وأربعة في مدارات 2P (x ، y ، z). الشيء المتعلق بالإلكترونات هو أنهم يكرهون الاقتران في نفس المدار. نظرًا لوجود ستة مواقع محتملة في مدار 2P (2 في x و 2 في y و 2 في z) وأربعة إلكترونات فقط ، سيتم فصل اثنين منهم. هذه الإلكترونات غير المزاوجة هي ما تُستخدم لـ "الارتباط" بالعناصر الأخرى. يطلق عليهم إلكترونات التكافؤ.

لفهم كيفية ترابط الإلكترونات معًا ، دعونا نلقي نظرة على الماء (H2O). بالنظر إلى الجدول الدوري ، نرى أن عددًا ذريًا للهيدروجين هو واحد. هذا يعني أن لديها إلكترونًا واحدًا في مدارها 1S. الآن لأن هذا الإلكترون غير مزدوج ، يمكن استخدامه للترابط. يحتوي الأكسجين الذي نعرفه من الخطوة 3 على إلكترونين غير متزاوجين للترابط. يتكون الماء من عنصرين من الهيدروجين وعنصر واحد من الأكسجين. هذا يعني أنه يمكننا صنع "هجين" عن طريق أخذ الإلكترونين من الهيدروجين وربطهما بالإلكترونين من الأكسجين. من خلال القيام بذلك نزيل أي إلكترونات حرة والجزيء مستقر الآن.

الآن بعد أن عرفت كيفية ربط العناصر البسيطة معًا ، دعنا نلقي نظرة على مفهوم الكهربية (سأستخدم e-neg باختصار). E-neg هو مقياس لمدى كهرسلبية عنصر ما. بمعنى آخر ، إنه مقياس لمدى رغبة عنصر ما في جذب الإلكترونات نحو نفسه. يزيد E-neg إلى اليمين في الجدول الدوري. الفلور هو العنصر الأكثر كهرسلبية ويميل إلى سحب جميع الإلكترونات تجاه نفسها. هذا المفهوم هو ما يجعل فلوريد الهيدروجين (HF) حمضًا قويًا. يتم سحب الإلكترون الوحيد الموجود على الهيدروجين نحو الفلور لدرجة أنه يمكن إزالة الهيدروجين بواسطة عنصر آخر بسرعة كبيرة. كلما كان من الأسهل إزالة الهيدروجين من الجزيء ، كلما كان أكثر حمضية.

كلما سنحت لك الفرصة ، اجلس وحاول رسم المدارات لكل عنصر وانظر كم عدد الإلكترونات غير المزاوجة التي ستأتي بها. إذا كنت تستطيع إتقان الجدول الدوري ، يمكنك إتقان الكيمياء!

نصائح

عن المؤلف

اعتمادات الصورة