Arabic:الذرة والجدول الدوري

مقدمة

المادة من حولك، من الهواء والماء إلى الهاتف والملح والحديد، تتكون من وحدات أساسية تسمى الذرات. وعندما نفهم كيف تُبنى الذرة، يصبح شكل الجدول الدوري منطقيًا بدل أن يبدو مجرد شبكة من الرموز. في هذا المقرر ستربط بين عدد البروتونات وهوية العنصر، وبين ترتيب الإلكترونات وتكوّن الأيونات، وبين موقع العنصر في الجدول وخواصه المتكررة.

هذا المقرر مناسب للمرحلة الثانوية المبكرة. يكفي أن تعرف أن المادة لها كتلة وتشغل حيزًا، وأن الشحنة الكهربائية قد تكون موجبة أو سالبة أو متعادلة. ستستخدم نماذج ورسومًا وصورًا متحركة وفيديوهات كي تنتقل من الصورة البسيطة للذرة إلى قراءة الجدول الدوري والتنبؤ ببعض الأنماط فيه.

فكرة أساسية: النموذج العلمي ليس صورة فوتوغرافية للحقيقة، بل تمثيل يساعدنا على تفسير الأدلة والتنبؤ بالنتائج. لذلك تطورت نماذج الذرة مع ظهور تجارب وأدوات قياس أفضل.

أهداف التعلم

بعد إكمال هذا المقرر ستكون قادرًا على أن:

1. تصف بنية الذرة: تميز بين البروتون والنيوترون والإلكترون من حيث الموقع والشحنة والدور.
2. تستخدم العدد الذري: تربط العدد الذري بعدد البروتونات وهوية العنصر.
3. تحسب العدد الكتلي: تجمع عدد البروتونات والنيوترونات وتستنتج عدد النيوترونات عند الحاجة.
4. تفسر النظائر: تشرح كيف تتفق نظائر العنصر في عدد البروتونات وتختلف في عدد النيوترونات.
5. تفسر الأيونات: تحدد كيف يؤدي فقد الإلكترونات أو اكتسابها إلى كاتيونات أو أنيونات.
6. تقرأ الجدول الدوري: تميز بين الدورات والمجموعات وتحدد مناطق الفلزات واللافلزات وأشباه الفلزات.
7. تتعرف الأنماط الدورية: تصف الاتجاه العام لنصف القطر الذري وطاقة التأين وبعض أنماط النشاط الكيميائي.
8. تقارن النماذج الذرية: تربط بين دالتون وطومسون ورذرفورد وبور والنموذج الكمي الحديث وبين الأدلة التي دفعت إلى تطوير كل نموذج.

الفصل الأول: داخل الذرة

الجسيمات دون الذرية

تتكون الذرة من نواة صغيرة جدًا وكثيفة في المركز، ومن منطقة خارجية توجد فيها الإلكترونات. تحتوي النواة على بروتونات موجبة الشحنة ونيوترونات متعادلة الشحنة، بينما تحمل الإلكترونات شحنة سالبة. كتلة البروتون والنيوترون متقاربتان، أما كتلة الإلكترون فأصغر بكثير؛ لذلك تتركز معظم كتلة الذرة في النواة.

رسم مبسط يبرز النواة المركزية والإلكترونات المحيطة بها.

في الذرة المتعادلة كهربائيًا يكون عدد البروتونات مساويًا لعدد الإلكترونات، فتتعادل الشحنات الموجبة والسالبة. إذا تغيّر عدد الإلكترونات فقط تتحول الذرة إلى أيون، أما إذا تغيّر عدد البروتونات فإننا لم نعد نتحدث عن العنصر نفسه.

الجسيم	الشحنة النسبية	الموقع المبسط	أهميته
البروتون	موجبة	داخل النواة	يحدد هوية العنصر
النيوترون	متعادلة	داخل النواة	يساهم في الكتلة ويختلف بين النظائر
الإلكترون	سالبة	خارج النواة	يشارك بقوة في السلوك الكيميائي وتكوين الروابط والأيونات

العدد الذري والعدد الكتلي والنظائر

العدد الذري هو عدد البروتونات في نواة الذرة، ويرمز له غالبًا بالرمز Z. لكل عنصر عدد ذري ثابت: للهيدروجين بروتون واحد، وللكربون ستة بروتونات، وللصوديوم أحد عشر بروتونًا. هذه الخاصية هي بطاقة هوية العنصر.

العدد الكتلي هو مجموع عدد البروتونات وعدد النيوترونات في نواة ذرة معينة. فإذا احتوت ذرة الصوديوم على 11 بروتونًا و12 نيوترونًا كان عددها الكتلي 23. ويمكن إيجاد عدد النيوترونات من العلاقة: عدد النيوترونات يساوي العدد الكتلي ناقص العدد الذري.

النظائر ذرات للعنصر نفسه لها العدد الذري نفسه، لكنها تختلف في عدد النيوترونات. فالكربون-12 والكربون-14 كلاهما كربون لأن في نواة كل منهما ستة بروتونات، لكنهما يختلفان في عدد النيوترونات. ولهذا قد ترى في الجدول الدوري كتلة ذرية نسبية غير صحيحة العدد؛ فهي غالبًا متوسط موزون لكتل النظائر الطبيعية وليست العدد الكتلي لذرة واحدة.

تحميل الفيديو

يوتيوب

قد يقوم يوتيوب بجمع البيانات الشخصية. سياسة الخصوصية

استمرار تجاهل

مثال محلول: ذرة متعادلة عددها الذري 8 وعددها الكتلي 16 تحتوي على 8 بروتونات و8 إلكترونات و8 نيوترونات. إذا اكتسبت إلكترونين بقي عدد البروتونات 8، وأصبح عدد الإلكترونات 10، وصارت أيونًا سالبًا بشحنة مقدارها سالب اثنين.

الفصل الثاني: كيف تطورت النماذج الذرية؟

من دالتون إلى طومسون

في بدايات القرن التاسع عشر ساعد دالتون على صياغة نظرية ذرية تصف المادة على أنها مكونة من ذرات، ومثّل الذرة كجسيم صغير مصمت. كان هذا النموذج مفيدًا في تفسير النسب الثابتة في التفاعلات الكيميائية، لكنه لم يتضمن جسيمات أصغر داخل الذرة.

تمثيل مبسط لنموذج دالتون: الذرة كجسيم مصمت.

بعد اكتشاف الإلكترون اقترح طومسون نموذجًا يحتوي على شحنة موجبة منتشرة تتخللها إلكترونات سالبة. كان هذا تقدمًا مهمًا لأنه أظهر أن الذرة لها بنية داخلية، لكنه لم يضع الشحنة الموجبة في نواة صغيرة.

نموذج طومسون المبسط: إلكترونات سالبة داخل توزيع موجب للشحنة.

رذرفورد والنواة

في تجربة رقائق الذهب مرّت معظم جسيمات ألفا عبر الرقيقة دون انحراف كبير، بينما انحرف عدد قليل منها بزوايا كبيرة. قاد ذلك رذرفورد إلى استنتاج أن معظم حجم الذرة فراغ نسبيًا، وأن معظم الشحنة الموجبة والكتلة متركزة في نواة صغيرة كثيفة.

تمثيل مبسط للنموذج النووي لرذرفورد.

لا يعني قولنا إن الذرة «معظمها فراغ» أن الإلكترونات كرات صغيرة تتحرك في مسارات يمكن رؤيتها بالعين؛ إنها عبارة تعليمية تصف أن النواة تشغل جزءًا ضئيلًا جدًا من حجم الذرة وأن السحابة الإلكترونية تمتد حولها.

بور ومستويات الطاقة والنموذج الحديث

اقترح بور أن الإلكترونات في الذرة يمكن أن توجد في مستويات طاقة محددة، وأن انتقال الإلكترون بين مستويات الطاقة يصاحبه امتصاص طاقة أو إطلاقها. هذا النموذج مفيد جدًا في المرحلة المدرسية لفهم الأغلفة الإلكترونية والطيف الذري، خاصة لذرة الهيدروجين.

صورة متحركة لنموذج بور توضح انتقالًا بين مستويات طاقة محددة.

تمثيل مبسط لذرة الهيليوم وفق نموذج الأغلفة.

لكن النموذج الحديث لا يصف الإلكترونات على أنها كواكب صغيرة تدور في مسارات دائرية ثابتة. في النموذج الكمي نصف مناطق احتمال وجود الإلكترون بما يسمى المدارات الذرية أو السحابة الإلكترونية. لذلك استخدم نموذج بور كأداة تعلم مفيدة، مع تذكّر أنه تبسيط وليس الصورة النهائية للذرة.

تحميل الفيديو

يوتيوب

قد يقوم يوتيوب بجمع البيانات الشخصية. سياسة الخصوصية

استمرار تجاهل

تأمل: كل نموذج جديد لم يجعل النماذج السابقة «عديمة الفائدة» تمامًا؛ بل أوضح حدودها وقدم وصفًا أفضل عندما ظهرت أدلة جديدة.

الفصل الثالث: الإلكترونات والأيونات

الأغلفة وإلكترونات التكافؤ

في النموذج المدرسي البسيط نرتب الإلكترونات في أغلفة أو مستويات طاقة حول النواة. الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي تسمى إلكترونات التكافؤ، وهي مهمة لأن التفاعلات الكيميائية وتكوين الروابط يعتمد كثيرًا عليها.

أغلفة إلكترونية مبسطة لذرة الصوديوم.

لذرة الصوديوم المتعادلة 11 بروتونًا و11 إلكترونًا، ويمكن تمثيل إلكتروناتها في النموذج البسيط بالتوزيع 2 ثم 8 ثم 1. وجود إلكترون واحد في الغلاف الخارجي يساعد على تفسير ميل الصوديوم إلى فقد هذا الإلكترون عند تكوين كثير من مركباته.

كيف يتكوّن الأيون؟

الأيون ذرة أو مجموعة ذرات تحمل شحنة صافية. في هذا المستوى نركز على الأيونات الأحادية الذرة:

1. الكاتيون: يتكون عندما تفقد الذرة إلكترونًا أو أكثر، فتزيد الشحنة الموجبة الصافية.
2. الأنيون: يتكون عندما تكتسب الذرة إلكترونًا أو أكثر، فتزيد الشحنة السالبة الصافية.

عند تكوين الأيونات في التفاعلات الكيميائية العادية لا يتغير عدد البروتونات في النواة. الصوديوم مثلًا يملك دائمًا 11 بروتونًا ما دام صوديومًا. ذرة الصوديوم المتعادلة لها 11 إلكترونًا، بينما أيون الصوديوم الموجب له 10 إلكترونات. والكلور له 17 بروتونًا؛ فإذا اكتسب إلكترونًا صار لديه 18 إلكترونًا وأصبح أيون كلوريد سالبًا.

تحميل الفيديو

يوتيوب

قد يقوم يوتيوب بجمع البيانات الشخصية. سياسة الخصوصية

استمرار تجاهل

قاعدة تحقق سريعة: الشحنة الصافية تساوي عدد البروتونات ناقص عدد الإلكترونات. إذا كان الناتج موجبًا فالأيون كاتيون، وإذا كان سالبًا فالأيون أنيون.

تنبيه مهم: لا تفترض أن كل عنصر يكون أيونًا واحد الشحنة فقط. كثير من العناصر الانتقالية يمكن أن تكون لها شحنات أيونية مختلفة، لذلك نستخدم اسم المركب وصيغته والسياق الكيميائي لتحديد الشحنة الصحيحة.

الفصل الرابع: تنظيم الجدول الدوري

لماذا يسمى دوريًا؟

يرتب الجدول الدوري الحديث العناصر حسب تزايد العدد الذري. عندما نسير عبر العناصر تظهر خواص تتكرر بنمط دوري؛ ولهذا سمي الجدول دوريًا. يتكون الشكل القياسي من سبع دورات أفقية وثماني عشرة مجموعة رأسية.

جدول دوري عربي شامل يساعدك على ربط موقع العنصر بعدده الذري وخواصه.

تحميل الفيديو

يوتيوب

قد يقوم يوتيوب بجمع البيانات الشخصية. سياسة الخصوصية

استمرار تجاهل

الدورة هي صف أفقي. الانتقال من دورة إلى أخرى يعني، في النموذج المبسط، إضافة مستوى طاقة رئيسي جديد للإلكترونات. أما المجموعة فهي عمود رأسي، وغالبًا ما تتشابه عناصر المجموعة الواحدة في عدد إلكترونات التكافؤ وأنماطها الكيميائية، خصوصًا في المجموعات الرئيسة.

المنطقة أو المجموعة	موقعها العام	فكرة أساسية مناسبة لهذا المستوى
الفلزات القلوية	المجموعة الأولى مع استثناء الهيدروجين من كثير من صفاتها	لها إلكترون تكافؤ واحد وتميل إلى تكوين أيونات موجبة أحادية الشحنة
الفلزات القلوية الترابية	المجموعة الثانية	لها إلكترونا تكافؤ وتميل كثيرًا إلى تكوين أيونات موجبة ثنائية الشحنة
الهالوجينات	المجموعة السابعة عشرة	لها سبعة إلكترونات تكافؤ وتميل كثيرًا إلى اكتساب إلكترون واحد
الغازات النبيلة	المجموعة الثامنة عشرة	غلافها الخارجي ممتلئ في النموذج البسيط ولذلك تكون منخفضة التفاعل غالبًا
العناصر الانتقالية	المجموعات من الثالثة إلى الثانية عشرة	فلزات لها خواص متنوعة وقد تكوّن أيونات بشحنات مختلفة

الهيدروجين موضوع في أعلى المجموعة الأولى لكنه عنصر مميز ولا يطابق جميع خواص الفلزات القلوية. كما تظهر اللانثانيدات والأكتينيدات عادة في صفين أسفل الجدول لتوفير المساحة، لكنها تنتمي فعليًا إلى الدورتين السادسة والسابعة.

الفلزات واللافلزات وأشباه الفلزات

تقع معظم الفلزات في يسار الجدول ووسطه، وتميل إلى توصيل الحرارة والكهرباء وتكوين كاتيونات في كثير من التفاعلات. تقع معظم اللافلزات في الجزء الأيمن العلوي، ولها خواص متنوعة وقد تكوّن أنيونات أو روابط تساهمية. تقع أشباه الفلزات قرب الخط المتعرج الفاصل تقريبًا، وتجمع بعض خصائص الفلزات واللافلزات.

هذا التقسيم مفيد للتنبؤ العام، لكنه ليس قانونًا بسيطًا لكل خاصية. أفضل طريقة هي استخدام موقع العنصر مع بياناته الفعلية بدل الاعتماد على لون واحد في رسم للجدول.

الفصل الخامس: الأنماط الدورية

نصف القطر الذري

نصف القطر الذري مقياس تقريبي لحجم الذرة. داخل الدورة الواحدة يتناقص نصف القطر الذري عمومًا من اليسار إلى اليمين؛ لأن عدد البروتونات يزداد بينما تضاف الإلكترونات إلى المستوى الرئيسي نفسه تقريبًا، فيزداد جذب النواة للإلكترونات الخارجية. أما عند النزول إلى أسفل المجموعة فيزداد نصف القطر عمومًا بسبب إضافة أغلفة إلكترونية جديدة.

الاتجاه على الجدول	الاتجاه العام لنصف القطر الذري
من اليسار إلى اليمين عبر دورة	يتناقص غالبًا ←
من أعلى إلى أسفل داخل مجموعة	يزداد غالبًا ↓

هذه اتجاهات عامة وليست قاعدة بلا استثناءات؛ القياسات الفعلية تتأثر بكيفية تعريف نصف القطر وبالبنية الإلكترونية الدقيقة.

طاقة التأين والكهرسلبية

طاقة التأين الأولى هي الطاقة اللازمة لانتزاع إلكترون من ذرة غازية متعادلة في حالتها الأساسية. تزداد عمومًا من اليسار إلى اليمين عبر الدورة، وتقل عمومًا عند النزول إلى أسفل المجموعة. هذا الاتجاه يرتبط بقوة جذب النواة للإلكترونات الخارجية وبالمسافة والحجب الإلكتروني.

الكهرسلبية تصف ميل ذرة مرتبطة كيميائيًا إلى جذب إلكترونات الرابطة نحوها. تزداد عمومًا باتجاه أعلى يمين الجدول، ويعد الفلور الأعلى كهرسلبية على المقياس الشائع. لا نحتاج هنا إلى حفظ قيم رقمية؛ المهم فهم الاتجاه واستخدامه بحذر.

الخاصية	عبر الدورة من اليسار إلى اليمين	داخل المجموعة من أعلى إلى أسفل
نصف القطر الذري	يقل عمومًا	يزيد عمومًا
طاقة التأين الأولى	تزيد عمومًا	تقل عمومًا
الكهرسلبية	تزيد عمومًا	تقل عمومًا

النشاط الكيميائي كدليل على الدورية

تتشابه عناصر المجموعة لأنها تمتلك أنماطًا متقاربة في إلكترونات التكافؤ. من الأمثلة المدرسية الواضحة أن نشاط الفلزات القلوية يزداد عادة عند النزول في المجموعة الأولى، لأن فقد إلكترون التكافؤ يصبح أسهل نسبيًا. وعلى العكس، يقل نشاط الهالوجينات عادة عند النزول في المجموعة السابعة عشرة لأن جذب إلكترون إضافي يصبح أقل سهولة مع زيادة الحجم والحجب.

لا تختزل التفاعل الكيميائي كله في اتجاه واحد؛ فدرجة الحرارة والحالة الفيزيائية ونوع المادة المتفاعلة وبنية المركب عوامل مهمة أيضًا.

الفصل السادس: من موقع العنصر إلى توقع سلوكه

استراتيجية قراءة بطاقة العنصر

عندما تنظر إلى خانة عنصر في الجدول، ابدأ بالعدد الذري لأنه يحدد عدد البروتونات. إذا كانت الذرة متعادلة فعدد الإلكترونات يساوي العدد الذري. بعد ذلك استخدم المجموعة والدورة لتكوين صورة أولية عن إلكترونات التكافؤ وعدد الأغلفة في النموذج المبسط. وأخيرًا استخدم موقع العنصر لتقدير إن كان فلزًا أو لافلزًا ولتوقع اتجاهات مثل الحجم وطاقة التأين.

مثال الصوديوم: عدده الذري 11، لذا يحتوي على 11 بروتونًا. الذرة المتعادلة لها 11 إلكترونًا. وجوده في المجموعة الأولى يدل على إلكترون تكافؤ واحد في النموذج المدرسي، ولذلك يفقد إلكترونًا بسهولة نسبيًا ويكوّن غالبًا كاتيونًا أحادي الشحنة.

مثال الكلور: عدده الذري 17، لذا يحتوي على 17 بروتونًا. وجوده في المجموعة السابعة عشرة يدل على سبعة إلكترونات تكافؤ في النموذج المبسط، ولذلك يكتسب إلكترونًا في كثير من التفاعلات ويكوّن أنيونًا أحادي الشحنة.

مفاهيم شائعة تحتاج إلى تصحيح

1. العدد الذري ليس الكتلة الذرية: العدد الذري يساوي عدد البروتونات، أما الكتلة الذرية النسبية في الجدول فترتبط بنظائر العنصر ووفرتها.
2. الأيون لا يغيّر هوية العنصر: فقد الإلكترونات أو اكتسابها يغيّر الشحنة، لكن عدد البروتونات يبقى ثابتًا في التفاعل الكيميائي العادي.
3. مدارات بور ليست مسارات كوكبية حقيقية لكل الذرات: النموذج مفيد تعليميًا، بينما يقدم النموذج الكمي وصفًا احتماليًا أدق.
4. المجموعة ليست دورة: المجموعة عمود رأسي، والدورة صف أفقي.
5. الاتجاه الدوري ليس قاعدة مطلقة: نقول غالبًا أو عمومًا لأن هناك استثناءات وتفاصيل بنيوية.

نقل التعلم إلى الحياة والتقنية

يساعد فهم الجدول الدوري في تفسير اختيار المواد في البطاريات والدوائر الإلكترونية والسبائك والأسمدة والأدوية ومواد البناء. فالمهندسون والكيميائيون وعلماء المواد لا يحفظون أسماء العناصر فقط؛ بل يستخدمون البنية الإلكترونية والخواص الدورية لاختيار مادة مناسبة أو تفسير تفاعل أو تصميم تجربة.

اسأل نفسك عند دراسة أي عنصر جديد: ما عدده الذري؟ أين يقع في الجدول؟ كم إلكترون تكافؤ نتوقع له في النموذج المدرسي؟ هل يميل إلى فقد الإلكترونات أم اكتسابها؟ وكيف يقارن حجمه أو طاقة تأينه بعناصر قريبة منه؟ هذه الأسئلة تحول الجدول الدوري من لوحة للحفظ إلى أداة للتفكير.

مهام تفاعلية

اختبار: اختبر معرفتك

ما الذي يحدد هوية العنصر الكيميائي؟ (عدد البروتونات في النواة) (!عدد النيوترونات فقط) (!عدد الأغلفة الإلكترونية فقط) (!العدد الكتلي وحده)

ذرة صوديوم متعادلة تحتوي على أحد عشر إلكترونًا. كم إلكترونًا في أيون الصوديوم الموجب الأحادي؟ (عشرة إلكترونات) (!أحد عشر إلكترونًا) (!اثنا عشر إلكترونًا) (!ثلاثة وعشرون إلكترونًا)

ما المقصود بالمجموعة في الجدول الدوري؟ (عمود رأسي من العناصر) (!صف أفقي من العناصر) (!عدد النيوترونات في العنصر) (!كتلة نواة العنصر)

ما الاستنتاج الرئيس من انحراف عدد قليل من جسيمات ألفا بزوايا كبيرة في تجربة رذرفورد؟ (تركز الشحنة الموجبة في نواة صغيرة كثيفة) (!توزع الشحنة الموجبة بالتساوي في الذرة) (!عدم وجود إلكترونات في الذرة) (!تساوي كتلة الإلكترون وكتلة البروتون)

ما الفكرة التعليمية الأساسية التي يوضحها نموذج بور؟ (وجود مستويات طاقة محددة للإلكترونات) (!أن الذرة كرة مصمتة بلا أجزاء) (!أن البروتونات خارج النواة) (!أن كل الإلكترونات ساكنة داخل النواة)

كيف تختلف نظائر العنصر الواحد؟ (تختلف في عدد النيوترونات) (!تختلف دائمًا في عدد البروتونات) (!تختلف دائمًا في الرمز الكيميائي) (!تختلف في هوية العنصر)

ما الاتجاه العام لنصف القطر الذري عند النزول في مجموعة؟ (يزداد عمومًا) (!يقل دائمًا إلى الصفر) (!يبقى ثابتًا تمامًا) (!يتحول إلى شحنة موجبة)

متى يتكون الكاتيون؟ (عندما تفقد الذرة إلكترونات) (!عندما تكتسب الذرة إلكترونات) (!عندما تفقد الذرة بروتونات في تفاعل كيميائي عادي) (!عندما يزداد عدد النيوترونات فقط)

ما الخاصية الشائعة لعناصر المجموعة السابعة عشرة في النموذج المدرسي؟ (لها سبعة إلكترونات تكافؤ غالبًا) (!لها إلكترون تكافؤ واحد دائمًا) (!كلها غازات نبيلة) (!كلها فلزات انتقالية)

على أي أساس يرتب الجدول الدوري الحديث العناصر؟ (تزايد العدد الذري) (!تزايد عدد النيوترونات فقط) (!الترتيب الأبجدي للرموز) (!تزايد الكتلة دون استثناء)

لعبة الذاكرة

العدد الذري	عدد البروتونات في نواة العنصر
العدد الكتلي	مجموع البروتونات والنيوترونات في نواة ذرة معينة
النظير	ذرة للعنصر نفسه تختلف في عدد النيوترونات
الكاتيون	أيون موجب ينتج عن فقد إلكترونات
الأنيون	أيون سالب ينتج عن اكتساب إلكترونات
المجموعة	عمود رأسي في الجدول الدوري
الدورة	صف أفقي في الجدول الدوري

السحب والإفلات

صِل كل مفهوم بالوصف الصحيح.	الوصف
البروتون	جسيم موجب يوجد داخل النواة
النيوترون	جسيم متعادل يوجد داخل النواة
الإلكترون	جسيم سالب يوجد في المنطقة المحيطة بالنواة
الفلز القلوي	عنصر من المجموعة الأولى يميل إلى فقد إلكترون تكافؤ
الهالوجين	عنصر من المجموعة السابعة عشرة يميل كثيرًا إلى اكتساب إلكترون
الغاز النبيل	عنصر من المجموعة الثامنة عشرة ذو غلاف خارجي ممتلئ في النموذج المبسط

كلمات متقاطعة

بروتون	جسيم موجب في النواة يحدد عدده هوية العنصر
نيوترون	جسيم متعادل في النواة يختلف عدده بين النظائر
إلكترون	جسيم سالب يشارك بقوة في السلوك الكيميائي
مجموعة	عمود رأسي في الجدول الدوري
نواة	جزء صغير كثيف يتركز فيه معظم كتلة الذرة
دورة	صف أفقي في الجدول الدوري

مهام مفتوحة

سهل

1. نموذج ذرة ورقي: اصنع نموذجًا ورقيًا لذرة تختارها من أول عشرين عنصرًا، ثم ضع البروتونات والنيوترونات والإلكترونات في أماكنها وفسر كيف عرفت أعدادها.
2. بطاقة عنصر: صمم بطاقة عربية لعنصر واحد تتضمن رمزه وعدده الذري ومجموعته ودورته وتصنيفه وشيئًا واحدًا من استخداماته اليومية.
3. خريطة ألوان للجدول الدوري: لوّن نسخة مطبوعة أو مرسومة من الجدول لتمييز الفلزات واللافلزات وأشباه الفلزات، ثم اكتب ثلاث ملاحظات عن مواقعها.
4. قصة أيون: أنشئ قصة مصورة قصيرة من أربع لقطات تشرح كيف تتحول ذرة متعادلة إلى كاتيون أو أنيون من دون تغيير عدد البروتونات.

متوسط

1. مقارنة النماذج الذرية: أنشئ جدولًا أو ملصقًا يقارن دالتون وطومسون ورذرفورد وبور والنموذج الكمي من حيث الفكرة الرئيسة والدليل والحدود.
2. محاكاة رذرفورد الصفية: صمم محاكاة آمنة باستخدام خرز صغير وسطح مستو وعائق مخفي لتمثيل فكرة التشتت، وسجل مسارات عدة محاولات وناقش ما الذي تمثله المحاكاة وما الذي لا تمثله.
3. فيديو دقيقة كيمياء: سجّل فيديو عربيًا قصيرًا لا يتجاوز دقيقتين يشرح الفرق بين العدد الذري والعدد الكتلي والنظير باستخدام مثال واحد من اختيارك ومن دون إظهار أي بيانات شخصية.
4. رسم اتجاه دوري: اجمع من مصدر علمي موثوق قيم نصف القطر الذري لخمسة عناصر متتالية في دورة واحدة، وارسم مخططًا بيانيًا وفسر الاتجاه الذي تراه.

متقدم

1. تحقيق في الأيونات: اختر أربعة عناصر من مجموعات مختلفة وتنبأ بالأيونات الأحادية الذرة الشائعة لها، ثم برر كل تنبؤ باستخدام إلكترونات التكافؤ وموقع العنصر واذكر أي حالة لا تكفي فيها القاعدة البسيطة.
2. مقابلة كيميائي: أجر مقابلة قصيرة مع معلم كيمياء أو طالب جامعي أو متخصص في مجال علمي عن كيفية استخدام الجدول الدوري في الدراسة أو العمل، ثم لخّص أهم ثلاث أفكار مع احترام الخصوصية والحصول على الموافقة قبل التسجيل.
3. نقد رسم ذري: ابحث عن رسم شائع للذرة في كتاب أو موقع تعليمي، ثم قيّم ما الذي يوضحه جيدًا وما الذي قد يوحي به خطأً حول حجم النواة أو مسارات الإلكترونات أو المقياس.
4. تصميم لوحة تعلم تفاعلية: أنشئ لوحة أو عرضًا تفاعليًا يربط بين المجموعة وإلكترونات التكافؤ ونوع الأيون والاتجاهات الدورية، واختبره مع زميلين ثم حسّنه بناءً على ملاحظاتهما.

مجالات تعلم مرتبطة

الذرة والجدول الدوري بنية الذرة العناصر الكيميائية النظائر الأيونات الروابط الكيميائية التوزيع الإلكتروني الكيمياء الفيزياء الذرية

ترتبط هذه الوحدة مباشرة بموضوعات الرابطة الأيونية والرابطة التساهمية والتفاعلات الكيميائية وخواص المواد. كما تمهد لدراسة التوزيع الإلكتروني بتفصيل أكبر، والطيف الذري، وطاقة التأين، والكهرسلبية، وبنية المركبات.

مسرد

المصطلح	التعريف
الذرة	أصغر وحدة من العنصر تحتفظ بهويته الكيميائية في الوصف المدرسي للمادة.
النواة	منطقة مركزية صغيرة وكثيفة في الذرة تحتوي على البروتونات والنيوترونات.
البروتون	جسيم دون ذري موجب الشحنة، وعدده يحدد العدد الذري وهوية العنصر.
النيوترون	جسيم دون ذري متعادل يوجد في النواة ويختلف عدده بين نظائر العنصر.
الإلكترون	جسيم دون ذري سالب الشحنة يوجد في السحابة الإلكترونية ويؤثر بقوة في السلوك الكيميائي.
العدد الذري	عدد البروتونات في نواة ذرة العنصر.
العدد الكتلي	مجموع عدد البروتونات والنيوترونات في نواة ذرة معينة.
النظير	شكل من العنصر له العدد نفسه من البروتونات وعدد مختلف من النيوترونات.
الأيون	ذرة أو مجموعة ذرات تحمل شحنة كهربائية صافية نتيجة تغير عدد الإلكترونات مقارنة بالشحنات الموجبة.
إلكترونات التكافؤ	إلكترونات الغلاف الخارجي في النموذج المدرسي، وهي مهمة في التفاعل والروابط.
المجموعة	عمود رأسي في الجدول الدوري تتشابه عناصره غالبًا في أنماط إلكترونات التكافؤ والخواص.
الدورة	صف أفقي في الجدول الدوري يرتبط في النموذج المبسط بتتابع مستويات الطاقة الرئيسة.
نصف القطر الذري	مقياس تقريبي لحجم الذرة يتغير وفق اتجاهات دورية عامة.
طاقة التأين	الطاقة اللازمة لانتزاع إلكترون من ذرة غازية متعادلة وفق تعريف الحالة المحددة.
الكهرسلبية	مقياس لميل الذرة المرتبطة إلى جذب إلكترونات الرابطة نحوها.