الجدول الدوري

فلزات قلوية	فلزات قلويات ترابية	لانثينيدات	أكتينيدات	فلزات إنتقالية
فلزات ضعيفة	أشباه الفلزات	اللافلزات	هالوجينات	غازات نبيلة

التصنيف

المجموعات

المجموعة
هي العامود 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 يعطى لهذه العناصر تشابها في الخواص.
أرقام المجموعات

هناك ثلاثة أنظمة لترقيم المجموعات الأول باستخدام الأرقام العربية، والثاني باستخدام الأرقام رومانية، والثالث عبارة عن 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.

طرق أخرى لعرض الجدول الدوري

الجدول الدوري العربي، وهو مثل المعروض بالأعلى وبه المعلومات الأساسية عن العناصر.
الجدول الدوري القياسي، وهو مثل المعروض بالأعلى وبه المعلومات الأساسية عن العناصر.
الجدول الدوري الرأسي والذي يحسن من القدرة على المتابعة أثناء التصفح في الشبكة المعلوماتية.
الجدول الدوري الكبير وبه المعلومات الأساسية عن العناصر، وأسماء العناصر.
الجدول الدوري الضخم وبه المعلومات الأساسية عن العناصر، وأسماء العناصر والكتل الذرية.
الجدول الدوري العريض وبه عناصر المستوى الفرعى f بداخله وأيضا مجموعة اللانثينيدات والأكتينيدات.
الجدول الدوري الممتد وبه أماكن العناصر حتى 218.
الجدول الدوري موضحا التوزيع الإلكتروني.
الجدول الدوري موضحا الخاصية الفلزبة واللا فلزية.
الجدول الدوري موضحا المستويات الفرعية.
قائمة العناصر مرتبة بالاسم.
قائمة العناصر مرتبة بالرمز.
قائمة العناصر مرتبة بالعدد الذري.
قائمة العناصر مرتبة بدرجة الغليان.
قائمة العناصر مرتبة بدرجة الانصهار.
قائمة العناصر مرتبة بالكثافة.
قائمة العناصر مرتبة بالكتلة الذرية.
*الجدول الدوري التفاعلي
الجدول الحديث لأحمد حمدي عبد النبي عبد العال

توضيح تركيب الجدول الدوري

عدد إلكترونات التكافؤ تحدد إلى أي دورة يتنتمى العنصر. 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
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
8s 5g 6f 7d 8p

...
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 للماس 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 لونتاريخ الجدول الدوري

كان 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. وفي عام 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. المجموعة الأولي 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 إلي آخره من
الترتيب. فاقترح قانون أوكتاف the 'Law of Octaves'.وكان ديمتري مندليف
Dmitri Mendeleev - عالم كيميائي روسي ولد بمدينة توبوليسك بسيبيريا عام
1834 - عرف بانه أبو الجدول الدوري للعناصر the periodic table of the
elements.وهذا الجدول له أهميته لدراسة الكيمياء وفهم وتبسيط التفاعلات
الكيميائية حتي المعقدة منها. ولم يكن مندليف قد رتب الجدول الدوري
للعناصر فقط، بل كتب مجلدين بعنوان مباديء الكيمياء Principles of
Chemistry. مات 20 يناير 1907.
تم اقتراح الجدول الدوري الأصلي بدون معرفة التركيب الداخلى 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 فولف جانج دوبرينير والذي لاحظ عام 1829 وجود ثلاثيات من العناصر تتقارب في صفاتها.
بعض الثلاثياتالعنصرالكتلة الذريةالكثافة

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 الإنجليزى 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 لأان مكانها الجديد
يتماشى بصورة أفضل مع العناصر الجديدة المجاورة لها, وقد تم تصحيح بعض
الاخطاء 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

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 حتي 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. ومعني 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 ان عناصر كالكلورين والحديد والنحاس مواد كيماوية أساسية
لاتتكسر بالتفاعلات الكيماوية.عكس المركبات الكيماوية التي تتكون من عدة
عناصر. فالجدول الدوري وسيلة لترتيب العناصر المعروفة حتي 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

حتي نهاية القرن 19 كانت الذرة تعتبر ككرة صلبة صغيرة. عندما اكتشف طومسون
الإلكترون عام 1897.فلقد كان العلماء بعرفون أن التيار الكهربائي لو مر في
أنبوبة مفرغة، فيمكن رؤية تيارا على هيئة مادة متوهجة. ولم يكن يعرف لها
تفسيرا. فلاحظ طومسون أن التبار 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
1932اكتشف جيمس كادويك نوعا ثالثا من جسيمات الذرة أطلق عليه نيترونات.
Neutrons. وأن النترونات تققل تنافر البروتوناتى النتشابعى الشحتة
الكهربائيى بالنواة المتماسكة. والنترونات حجمها نفي حجم البروتونات
بالنواة. ولاتحمل شحنات كهربائية لأنها. متعادلة الشحنات.والذرة متعادلة
الشحنة لأن عدد البروتونات الموجبة يعادل عدد الإلكترونات السالبة داخلها.
وأصغر ذرة ذرة الهيدروجين. ومعظم الفراغ بالذرة فارغ. لأن الإلكترونات
تدور قي مدارات بعيدة نسبيا من النواة. وكل عنصر من العناصر المختلفة
تتميز عن غبرها من العناصر بعدد ثابت من البروتونات. ولكل ذرة عتصر ما،
وزنها الذري الذي يعين حسب عدد البروتونات والنترونات بنواتها. ويجب أن
نعرف أن حجم الذرة ضئيل جدا. فذرة الهيدروجين قطرها (5 x 10–8 mm). فلو
وضعنا 20 مليون ذرة هيدروجين فتشكل جطا طوله واحد ملليمتر. وذرة
الهيدروجين تتكون من بروتون واحد والكترون واحد. وذرة الهيليوم بها 2
بروتون يدور حولها 2الكترون. وبصفة عامة نجد أن كل ذرة لها قلب يسمي
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 protonsموجبة الشحنات والنترونات neutrons متعادلة
الشحنات. ويدور بالفراغ حول النواة جسيمات خفبفة جدا تسمي الإلكترونات
electrons.وكل عنصر بذرته عدد ثابت ومتشابه من البروتونات بالنواة. فعنصر
الكسجين بنواته 8 بروتونات. والنترونات لاتجمل شحنات كهروبائية ز وليس
بالضرورة ذرة كل عنصر تجمل عددا ثابتا من البروتونات. فلو ذرات عنرا ما
تحمل عددا مختلفا من الروتونات يطلق عليها نظائر مشعة isotopes من العنصر
الواحد. والإلكترونات جسبمات سلبية الكهربائية ندور في الفراغ حول النواة.
وكتلة الإلكترون تعادل 1/2000 كتلة البروتون أو النيترون. والتفاعل أو
الإتحاد بين ذرات العناصر تتم بين ترابط الإلكترونات لتكوين الجزيئات أو
المركبات الكيماوية. لهذا نجد العدد الذري لكل ذرة يدل علي 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 بها29 بروتون. وكتلة الذرة نجدها مجموع عدد البروتونات
والنترونات بالنواة. لأن 99،99% من كتلة الذرة في النواة. فأمكن التعرف من
خلال التعرف علي مكنونات الذرة علي 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
أكتشفت عندما وضع العلماء الجداول الدورية الأولي. وحدسثنا السابق كان حول
الذرة المتعادلة الشحنات كهربائيا.لكن في الحقيقة الذرات يمكنها فقدان أو
اكتساب الكتلاونات سالبة. لكن عدد البروتونات لاتتغير بالنواة. فلو اكتسبت
الذرة الكترونات تصبح الذرة سالبة الشحنة لأن عدد الإلكتلاونات تزيد علي
عدد البروتونات بالنواة..ولو فقدت الذرة الكترونات تصبح الذرة موجبة
الشحنة لأن عدد البروتوناتبالنواة يزيد علي عدد الإلكترونات. وكل ذرة لها
شجنة تسمي ايون an ion فالهيدروجين الموجب الشجنة يسمي 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
البروتونات تتغير حسب نظير العنصر. لهذا نجد أن نظير العنصر يتغير في
الوزن الذري الذي هو مجموع عدد البروتونات والنترونات، وليس في العدد
الذري الذي هو عدد البروتونا ت. فالنظير لعنصر نجده ثابت في العدد الذري
ومختلف في الوزن الذري.فالهيدروجين عدده الذري 1 ووزنه الذري 1 والديتريم Deuterium 2نظير الهيدروجين نجد عدده الذري 1 ووزنه الذري

الجداول الحديثة

تحمل نفس المعلومات التي وضعها مندليف في جدوله. ففي هذه الجداول الحديثة
وضعت العناصر التي تتشابه في خواصها علي 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.
لهذ نجد العناصر في الجدول الدوري الحديث مرتبة من اليسار لليمين ومن أعلي
لأسفل في نظام تزايد العدد الذري للعناصر (العدد الذري هو عدد البروتونات
في نواة الذرة).و يوجد بالجدول أكثر من 90 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 116بروتون
في نواة كل ذرة. هذه العناصر الصناعية لم يطلق عليها أسماء رسمبة حتي
الآن. فالنظام المتبع، الترتيب حسب العدد الذري للعناصر.لكن الترتيب
العمودي الذي يسمي 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 علي اختلافات بسيطة من بينها الهيدروجينHydrogen والهليوم Helium.
فالهيليومHe غاز خامل لايتفاعل 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
تحوى إلكترونين في مدارها الخارجي. وقد نشرالجدول الدوري في أشكال وأحجام
عدة لكن أكثر الجداول الحديثة المستعملة تبدأ بالمجموعة (العمود) 1 حيث
توجد المعادن علي 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- 18في الجانب الأيمن من المجموعة يوجد خط فاصل فوقه
اللامعادن nonmetals كالأكسجين oxygen والكربون carbon والنيتروجين
nitrogen وفي الجزء الأسفل علي اليسار يوجد القصدير tin والرصاص lead.
بالإضافة لوجود مجموعتين مقسمتين لصفين. وتتكونان من 28 عنصر. كل صف به 14
عنصر. وهما باسفل الجدول الرئيسي.وهذه العناصر هي عناصر الأرض
النادرة(Lanthanide، lanthanons، lanthanoids) rare earth elements.لأن
خواصها متشابهة.لدرجة يصعب علي

» شاهد فديو نهائي الدوري المدرسي في كرة اليد