الخواص الكيميائية للعناصر في كيمياء HSC

لنفترض أن لديك أربع عينات غير مُعنونة: الصوديوم والمغنيسيوم والكلور والأرجون. كلها عناصر، لكن إدخال كل منها في تفاعل سيؤدي إلى نتائج مختلفة جدًا. يتفاعل الصوديوم بعنف مع الماء. ويتفاعل المغنيسيوم ببطء أكبر بكثير. ويكوّن الكلور مركبات مع الفلزات بسهولة. أما الأرجون، ففي الغالب لا يتفاعل على الإطلاق.

السؤال المفيد ليس فقط: «ما كل عنصر؟» بل: هل يمكننا التنبؤ بهذا السلوك قبل إجراء التجربة؟

في العادة، نعم. يخبرنا موضع العنصر في الجدول الدوري بمعلومات عن إلكتروناته الخارجية، وتؤثر هذه الإلكترونات الخارجية بشدة في كيفية تفاعله.

قبل أن تتابع القراءة، توقّع الآتي: أيهما ينبغي أن يكون أكثر تفاعلًا مع الماء، الليثيوم أم البوتاسيوم؟ كلاهما في المجموعة 1، لكن البوتاسيوم يقع في موضع أدنى في المجموعة.

البوتاسيوم أكثر تفاعلًا. وبنهاية هذا الدليل، ينبغي أن تكون قادرًا على تفسير السبب بدلًا من مجرد حفظ الاتجاه.

01الخواص الكيميائية تصف ما يفعله العنصر في التفاعل

تصف الخاصية الكيميائية كيفية تصرف مادة عندما تخضع لتغير كيميائي.

بالنسبة إلى العنصر، تشمل الخواص الكيميائية المفيدة ما يلي:

• ما إذا كان يتفاعل مع الماء
• ما إذا كان يتفاعل مع الأكسجين
• ما إذا كان يتفاعل مع الأحماض
• ما إذا كان يميل إلى فقد الإلكترونات أو اكتسابها
• الأيونات التي يكوّنها عادةً
• مدى تفاعله مقارنةً بالعناصر المشابهة

يختلف ذلك عن الخاصية الفيزيائية، مثل الكثافة أو درجة الانصهار أو اللون أو التوصيل الكهربائي. إذا كنت بحاجة إلى مراجعة هذا الفرق، فراجع الخواص الفيزيائية للعناصر في كيمياء HSC.

يساعد الجدول الدوري في فهم كليهما، لكن الخواص الكيميائية ترتبط بصورة خاصة بـ إلكترونات التكافؤ في الذرة.

02ابدأ بالإلكترونات الخارجية

تحتوي الذرة على نواة موجبة الشحنة تحيط بها إلكترونات.

تُسمى الإلكترونات الموجودة في أعلى مستوى طاقة مشغول إلكترونات التكافؤ. وهي الإلكترونات التي تشارك بصورة مباشرة أكثر في التفاعلات الكيميائية.

يمكنك تخيل الذرة وكأن إلكتروناتها الداخلية موجودة بأمان في الداخل، بينما تقف إلكترونات التكافؤ بالقرب من الباب الأمامي. وعندما تقترب ذرة أخرى، تكون هذه الإلكترونات الخارجية هي المتاحة للتبادل أو المشاركة أو المغادرة.

هذا التصور مفيد، لكنه مبسّط. فالإلكترونات لا توجد حرفيًا في أغلفة دائرية مثل كواكب صغيرة. وفي الكيمياء، يُعد نموذج الأغلفة وسيلة مناسبة لفهم الأنماط المتعلقة بطاقة الإلكترونات والسلوك الكيميائي.

بالنسبة إلى عناصر المجموعات الرئيسية، يعطينا الجدول الدوري دليلًا مباشرًا على عدد إلكترونات التكافؤ.

يمثل هذا الجدول نمطًا عامًا، وليس قاعدة مطلقة لكل مركب ممكن.

تحقق من فهمك

لماذا يتشابه الصوديوم والبوتاسيوم كيميائيًا رغم أن البوتاسيوم يحتوي على عدد أكبر من الإلكترونات إجمالًا؟

03لماذا تفقد الذرات الإلكترونات أو تكتسبها أو تشارك بها

بالنسبة إلى كثير من عناصر المجموعات الرئيسية، يمكن فهم التفاعلات باستخدام فكرة بسيطة: غالبًا ما تتجه الذرات نحو ترتيب أكثر استقرارًا لإلكترونات الغلاف الخارجي.

على سبيل المثال:

• يمتلك الصوديوم إلكترون تكافؤ واحدًا ويمكنه فقده
• يمتلك الكلور سبعة إلكترونات تكافؤ ويمكنه اكتساب إلكترون واحد
• يمتلك النيون بالفعل غلافًا خارجيًا ممتلئًا، ولذلك تكون لديه نزعة ضعيفة لاكتساب الإلكترونات أو فقدها

لذلك يتوافق الصوديوم والكلور معًا بصورة مناسبة:

\[
\ce{Na -> Na+ + e-}
\]

\[
\ce{Cl + e- -> Cl-}
\]

ويمكن بعد ذلك للأيونات متعاكسة الشحنة أن تكوّن مركبًا أيونيًا هو كلوريد الصوديوم.

يُفسَّر ذلك أحيانًا باستخدام قاعدة الثمانية، التي تنص على أن الذرات تميل إلى الوصول إلى ثمانية إلكترونات في غلافها الخارجي.

تُعد قاعدة الثمانية مفيدة، خاصةً عند دراسة العناصر في المراحل الأولى من كيمياء HSC، لكن لا تتعامل معها باعتبارها قانونًا عامًا ينطبق دائمًا. توجد استثناءات مهمة، خصوصًا عندما تدرس جزيئات أكثر تعقيدًا وعناصر تقع بعد الفترات القليلة الأولى.

04تتصرف الفلزات واللافلزات بطرق مختلفة

إحدى الطرق العامة لتصنيف العناصر كيميائيًا هي تقسيمها إلى فلزات ولافلزات وأشباه فلزات.

ولا يعتمد هذا التمييز على خاصية واحدة فقط. بل نبحث عن أنماط في السلوك.

الفلزات

تميل الفلزات عمومًا إلى فقد الإلكترونات وتكوين أيونات موجبة تُسمى كاتيونات.

على سبيل المثال:

\[
\ce{Mg -> Mg^2+ + 2e-}
\]

كما تتفاعل كثير من الفلزات مع الأحماض لإنتاج غاز الهيدروجين.

بالنسبة إلى المغنيسيوم:

\[
\ce{Mg(s) + 2HCl(aq) -> MgCl2(aq) + H2(g)}
\]

تأكسد المغنيسيوم من ذرات مغنيسيوم متعادلة إلى أيونات \(\mathrm{Mg}^{2+}\).

وبوجه عام، تفقد الفلزات الأكثر تفاعلًا الإلكترونات بسهولة أكبر.

اللافلزات

تميل اللافلزات بصورة أكثر شيوعًا إلى اكتساب الإلكترونات أو مشاركتها.

يمكن للكلور، على سبيل المثال، أن يكتسب إلكترونًا واحدًا:

\[
\ce{Cl + e- -> Cl-}
\]

كما يمكن لذرتين من اللافلزات مشاركة الإلكترونات لتكوين روابط تساهمية. فعلى سبيل المثال، تتشارك ذرات الأكسجين الإلكترونات في جزيء \(\ce{O2}\).

لذلك لا تحفظ عبارة «اللافلزات تكتسب الإلكترونات» وكأن هذا هو كل ما تفعله دائمًا. فهي كثيرًا ما تشارك بالإلكترونات أيضًا.

أشباه الفلزات

تقع أشباه الفلزات بالقرب من الحد الفاصل بين الفلزات واللافلزات في الجدول الدوري.

تشمل العناصر التي تُصنَّف عادةً كأشباه فلزات السيليكون والجرمانيوم. وخواصها وسطية من عدة نواحٍ، ولذلك لا تندرج بسهولة ضمن تقسيم بسيط إلى فلزات ولافلزات.

في أسئلة HSC، يكون من المفيد عادةً شرح الخاصية ذات الصلة بدلًا من الاعتماد فقط على وصف العنصر بأنه «شبه فلز».

05فلزات المجموعة 1: يزداد النشاط الكيميائي نزولًا في المجموعة

لنعد الآن إلى توقعنا الأصلي بشأن الليثيوم والبوتاسيوم.

تحتوي المجموعة 1 على الفلزات القلوية، ومنها الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم.

وجميعها تمتلك إلكترون تكافؤ واحدًا.

تفاعلها العام مع الماء هو:

\[
\ce{2M(s) + 2H2O(l) -> 2MOH(aq) + H2(g)}
\]

حيث يمثل \(M\) فلزًا من المجموعة 1.

بالنسبة إلى الصوديوم:

\[
\ce{2Na(s) + 2H2O(l) -> 2NaOH(aq) + H2(g)}
\]

التغير الكيميائي الأساسي هو أن كل ذرة صوديوم تفقد إلكترونًا واحدًا لتكوين \(\mathrm{Na}^{+}\).

لماذا يزداد النشاط الكيميائي نزولًا في المجموعة 1؟

قارن بين الليثيوم والبوتاسيوم.

لدى البوتاسيوم عدد أكبر من الأغلفة الإلكترونية المشغولة.

إلكترون التكافؤ لديه:

1. أبعد عن النواة الموجبة
2. محجوب بعدد أكبر من الإلكترونات الداخلية
3. ولذلك يكون انجذابه إلى النواة أضعف

لذلك يفقد البوتاسيوم إلكترون التكافؤ بسهولة أكبر من الليثيوم.

وهذا يجعل البوتاسيوم أكثر تفاعلًا.

الاتجاه هو:

\[
\ce{Li < Na < K < Rb < Cs}
\]

بالنسبة إلى نشاط فلزات المجموعة 1.

تطبيق: التنبؤ بسلوك فلز مجهول من المجموعة 1

لنفترض أن عنصرًا مجهولًا يقع مباشرةً أسفل الصوديوم في المجموعة 1.

توقّع كيف سيكون تفاعله مع الماء مقارنةً بالصوديوم.

06عناصر المجموعة 17 تتبع الاتجاه المعاكس

تحتوي المجموعة 17 على الهالوجينات، ومنها الفلور والكلور والبروم واليود.

تمتلك ذرة الهالوجين سبعة إلكترونات تكافؤ. وبدلًا من فقد إلكترون واحد، تميل إلى اكتساب إلكترون واحد.

بالنسبة إلى الكلور:

\[
\ce{Cl + e- -> Cl-}
\]

والآن توقّع الاتجاه.

إذا أصبح اكتساب إلكترون أكثر صعوبة عندما يزداد بُعد الغلاف الخارجي عن النواة، فأيهما سيكون أكثر تفاعلًا: الفلور أم اليود؟

الفلور أكثر تفاعلًا.

وهذا يعني أن اتجاه المجموعة 17 يسير في الاتجاه المعاكس للمجموعة 1:

\[
\ce{F > Cl > Br > I}
\]

بالنسبة إلى النشاط الكيميائي.

لماذا يقل نشاط الهالوجينات نزولًا في المجموعة؟

عندما تتحرك إلى أسفل المجموعة 17:

• تصبح الذرات أكبر
• يزداد عدد الأغلفة الإلكترونية الداخلية
• يزداد الحجب
• يكون الإلكترون الداخل أبعد عن النواة
• يضعف التجاذب بين النواة وهذا الإلكترون الداخل

لذلك تصبح الذرة أقل قدرة على اكتساب إلكترون.

ويعطينا ذلك مقارنة مفيدة:

لا تحفظ هذين الاتجاهين على أنهما حقيقتان منفصلتان لا رابط بينهما. تحدث الاتجاهات المتعاكسة لأن المجموعتين تقومان بأمرين متعاكسين.

تتفاعل فلزات المجموعة 1 عن طريق فقد إلكترون.

وتتفاعل هالوجينات المجموعة 17 عن طريق اكتساب إلكترون.

07تطبيق: إحلال الهالوجينات

يتيح لنا اتجاه النشاط الكيميائي التنبؤ بما إذا كان أحد الهالوجينات يستطيع إزاحة هالوجين آخر من مركب.

تأمل إضافة غاز الكلور إلى محلول بروميد البوتاسيوم:

\[
\ce{Cl2(g) + 2KBr(aq) -> 2KCl(aq) + Br2(aq)}
\]

لماذا يحدث ذلك؟

يقع الكلور فوق البروم في المجموعة 17، ولذلك يكون الكلور أكثر تفاعلًا. ويكتسب الكلور الإلكترونات بسهولة أكبر من البروم.

التغير الأيوني المهم هو:

\[
\ce{Cl2 + 2Br- -> 2Cl- + Br2}
\]

لقد أزاح الكلور البروم.

تحقق من فهمك

هل يستطيع البروم إزاحة الكلور من محلول كلوريد الصوديوم؟

08المجموعة 18: لماذا تكاد الغازات النبيلة لا تتفاعل؟

تحتوي المجموعة 18 على الغازات النبيلة، ومنها الهيليوم والنيون والأرجون.

تمتلك هذه العناصر أغلفة إلكترونية خارجية ممتلئة.

وهذا يجعلها مستقرة بدرجة غير معتادة مقارنةً بالعناصر المجاورة لها.

ولديها ميل ضعيف إلى:

• فقد الإلكترونات
• اكتساب الإلكترونات
• تكوين روابط كيميائية عادية

لذلك يكون نشاطها الكيميائي منخفضًا جدًا.

ولهذا يمكن استخدام الأرجون عندما تكون هناك حاجة إلى جو قليل التفاعل نسبيًا.

الفكرة المبسطة هي أن «الغلاف الخارجي الممتلئ يعني الاستقرار». وهذا مناسب لتفسير الاتجاهات الدورية التمهيدية. لكنه لا يعني أن الغازات النبيلة عاجزة حرفيًا عن تكوين المركبات. فبعض الغازات النبيلة الأثقل، وخاصة الزينون، يمكنها تكوين مركبات تحت ظروف مناسبة.

09تتبع فلزات المجموعة 2 نمطًا مشابهًا للمجموعة 1

تمتلك عناصر المجموعة 2 إلكتروني تكافؤ، وعادةً ما تكوّن أيونات بشحنة \(2+\).

على سبيل المثال:

\[
\ce{Mg -> Mg^2+ + 2e-}
\]

وكما في المجموعة 1، يزداد نشاطها الفلزي عمومًا كلما تحركت إلى أسفل المجموعة، لأن إزالة إلكترونات التكافؤ تصبح أسهل.

على سبيل المثال، يتفاعل الكالسيوم مع الماء بسهولة أكبر من المغنيسيوم في الظروف العادية.

لكن كن حذرًا عند إجراء مقارنات بين مجموعات مختلفة.

قد يكون من المغري أن تقول:

«أي عنصر يقع في موضع أدنى في الجدول الدوري لا بد أن يكون أكثر تفاعلًا.»

هذا خطأ.

لا يصبح الموضع مفيدًا إلا عندما تفهم نوع التفاعل الذي يخضع له العنصر.

يصبح البوتاسيوم أكثر تفاعلًا من الليثيوم نزولًا في المجموعة 1 لأن فقد الإلكترون يصبح أسهل.

أما اليود فيصبح أقل تفاعلًا من الكلور نزولًا في المجموعة 17 لأن اكتساب الإلكترون يصبح أصعب.

لا يوجد سهم واحد من نوع «يزداد النشاط الكيميائي في هذا الاتجاه» ينطبق على الجدول الدوري بأكمله.

10ماذا يحدث عبر الدورة؟

عند الانتقال من اليسار إلى اليمين عبر دورة، يزداد عدد البروتونات بينما تُضاف الإلكترونات إلى مستوى الطاقة الرئيسي نفسه.

ويؤدي ذلك عمومًا إلى زيادة قوة جذب النواة للإلكترونات الخارجية.

وكنمط عام:

• يقل السلوك الفلزي
• يزداد السلوك اللافلزي
• تصبح الذرات أقل ميلًا إلى فقد الإلكترونات
• باتجاه الجانب الأيمن، تصبح الذرات أكثر ميلًا إلى جذب الإلكترونات أثناء تكوين الروابط

تأمل الدورة 3:

\[
\ce{Na,\ Mg,\ Al,\ Si,\ P,\ S,\ Cl,\ Ar}
\]

الصوديوم على اليسار فلزي بدرجة كبيرة ويكوّن \(\mathrm{Na}^{+}\) بسهولة.

أما الكلور بالقرب من اليمين فهو لافلزي بدرجة كبيرة ويكوّن \(\mathrm{Cl}^{-}\) بسهولة.

والأرجون في أقصى اليمين قليل التفاعل جدًا لأن غلافه الخارجي ممتلئ.

لذلك يمكن النظر إلى الدورة على أنها تغير تدريجي في التوازن بين فقد الإلكترونات ومشاركتها واكتسابها، ثم الوصول في النهاية إلى حالة لا يوجد فيها سبب كبير للتفاعل أصلًا.

وهذا نموذج ذهني مفيد، رغم أن الكيمياء الحقيقية تصبح أكثر تعقيدًا في منتصف الجدول الدوري.

11قاعدة عملية لاتخاذ القرار في أسئلة HSC

إذا طُلب منك التنبؤ بالسلوك الكيميائي لعنصر من موضعه في الجدول الدوري، فلا تنتقل مباشرةً إلى اتجاه محفوظ.

استخدم هذا التسلسل.

1. حدّد المجموعة.
   يعطيك ذلك دليلًا أوليًا على عدد إلكترونات التكافؤ.

2. اسأل ما الذي يُرجح أن تفعله الذرة بالإلكترونات.
   هل تميل إلى فقدها أم اكتسابها أم مشاركتها؟

3. إذا كنت تقارن بين عناصر في المجموعة نفسها، ففكّر في المسافة والحجب.
   وجود عدد أكبر من الأغلفة يعني عمومًا نصف قطر ذري أكبر وحجبًا أكبر.

4. اربط هذا التغير بالتفاعل الفعلي.
   هل يتطلب التفاعل أن تفقد الذرة إلكترونًا أم تكتسب واحدًا؟

5. عندها فقط اذكر اتجاه النشاط الكيميائي.

يمنعك ذلك من الوقوع في أحد أكثر الأخطاء شيوعًا: تذكّر اتجاه ما مع نسيان سبب اتجاهه بهذه الصورة.

14الفكرة الخاطئة التي يجب تجنبها: «النشاط الكيميائي يعني الرغبة في غلاف ممتلئ»

غالبًا ما يقول الطلاب شيئًا مثل:

«البوتاسيوم نشط كيميائيًا لأنه يريد بشدة غلافًا خارجيًا ممتلئًا.»

تشير هذه العبارة بصورة عامة إلى الفكرة الصحيحة، لكنها ليست تفسيرًا كيميائيًا قويًا.

فالذرات لا «تريد» شيئًا.

والتفسير الأفضل يصف الحالة الفعلية من حيث الطاقة والقوى الكهروستاتيكية.

بالنسبة إلى البوتاسيوم، يكون الإلكترون الخارجي بعيدًا نسبيًا عن النواة ومحجوبًا بدرجة كبيرة بواسطة الإلكترونات الداخلية. ولذلك يكون التجاذب بين النواة وذلك الإلكترون أضعف، مما يجعل إزالة الإلكترون أسهل.

وبالمثل، فإن قول «الكلور يريد إلكترونًا واحدًا» هو مجرد اختصار.

الفكرة الأدق هي أن الكلور يستطيع جذب إلكترون إضافي بقوة كافية بحيث يكون اكتساب الإلكترون ملائمًا في كثير من التفاعلات.

استخدم اللغة البسيطة لبناء الفهم الحدسي، ثم اجعلها أكثر دقة عندما تشرح.

15توقع أخير

عنصر مجهول \(X\):

• يقع في المجموعة 2
• يقع أسفل المغنيسيوم
• يكوّن أيونات \(X^{2+}\)
• يتفاعل مع الماء بسهولة أكبر من المغنيسيوم

هل تتفق هذه المعلومات مع الاتجاه الدوري؟

نعم.

يمتلك عنصر من المجموعة 2 يقع أسفل المغنيسيوم عددًا أكبر من الأغلفة الإلكترونية المشغولة. وتكون إلكترونات التكافؤ لديه أبعد عن النواة وأكثر تعرضًا للحجب. ولذلك تكون إزالتها أسهل، وبالتالي يُتوقع ازدياد النشاط الفلزي.

إذا كان \(X\) يقع مباشرةً أسفل المغنيسيوم، فهو الكالسيوم.

يمكنك الآن تجاوز مجرد تصنيف العنصر على أنه «فلز» أو «لافلز». إذ يتيح لك موضعه في الجدول الدوري التنبؤ بنوع الأيون الذي يُرجح أن يكوّنه، وما إذا كان يميل إلى فقد الإلكترونات أو اكتسابها، وكيف ينبغي أن يتغير نشاطه الكيميائي مقارنةً بالعناصر المجاورة.

ويمثل هذا السلوك الإلكتروني جسرًا إلى الفكرة الرئيسية التالية: التنبؤ بصيغ المركبات وأسمائها عندما تتفاعل العناصر. وتصبح أنماط المجموعات نفسها المستخدمة هنا مفيدة بصورة خاصة عند دراسة تسمية IUPAC للمواد غير العضوية في كيمياء HSC.