تصنيف العناصر

• هناك سبعة مستويات للطاقة هى (K, L, M, N, O, P, Q)
• تم اكتشاف المستويات الحقيقية للطاقة وهى المستويات الفرعية.
• ومن مبدأ البناء التصاعدى؛ حيث يزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه بإلكترون واحد.
• قد وجد أن ترتيب المستويات الفرعية يتفق مع ترتيب العناصر فى الجدول الدورى الحديث.

الشكل العام للجدول الدورى الحديث
• تقسيم الجدول إلى أربع فئات (مناطق) تتميز بخواص معينة.

• كما تقسم العناصر فى الجدول إلى أربعة أنواع من العناصر هى:-
[1] العناصر النبيلة.
[2] العناصر المثالية.
[3] العناصر الانتقالية الرئيسية.
[4] العناصر الانتقالية الداخلية.

جدول يوضح فئات الجدول وأنواع العناصر

مقارنة بين سلاسل الفئة (d)

مقارنة بين اللانثانيدات والأكتينيدات:

لنثينيدات
توجد فى الدورة السادسة ويتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (4f) ومستوى تكافؤها هو (6s2) ولذا فهى شديدة التشابه ولذلك يصعب فصلها ولذلك سميت العناصر الأرضية النادرة وهى تسمية خاطئة.

اكتينيدات 
توجد فى الدورة السابعة ويتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (5f) وتحتوى على نفس العدد من الإلكترونات من المستوى (7s, 6d) ولذا يصعب فصلها عن بعضها بطرق كيميائية ، جميعها عناصر مشعة وأنويتها غير مستقرة .

وصف الجدول الدورى الطويل

يتكون الجدول من:-

[1] سبع دورات أفقية:-
• رتبت فيه العناصر تصاعدياً حسب الزيادة فى العدد الذرى
• فيزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه فى نفس الدورة بإلكترون واحد.
• ويتتابع فى الدورة الواحدة ملء المستويات الفرعية حتى نصل إلى العنصر الأخير وهو الغاز الخامل.

الدورة الأفقية:- 
عدة عناصر غير متشابه الخواص مرتبة أفقياً حسب الزيادة فى العدد الذرى

[2] 18 مجموعة رأسية:- 

المجموعة الرأسية:-
عدة عناصر متشابهة فى الخواص لأنها متشابهة فى عدد إلكترونات مستوى الطاقة الأخير

مثال (1):-
اكتب التوزيع الإلكترونى لذرات العناصر التالية مبيناً نوع العنصر مع التعليل.
11Na, 18Ar, 25Mn, 40Zr, 35Br, 58Ce

الحل :

تدرج الخواص فى الجدول الدورى

أولاً: نصف قطر الذرة :

النظرية الموجية أظهرت أنه لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة وبالتالى من الخطأ تعريف نصف قطر الذرة بأنه المسافة من النواة إلى أبعد إلكترون.

تعريف نصف قطر الذرة:-
نصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرة

طول الرابطة:-
هو المسافة بين نواتى ذرتين متحدتين
العلاقة بين نصف القطر وطول الرابطة

[1] فى حالة تماثل الذرتين:-
طول الرابطة = 2 × نصف القطر

نصف القطر = طول الرابطة / 2

[2] فى حالة عدم التماثل:-

طول الرابطة = نق للذرة الأولى + نق للذرة الثانية
نق1 = طول الرابطة – نق2
نق 2 = طول الرابطة – نق1

مثال (1):- إذا علمت أن طول الرابطة فى جزئ الكلور [Cl - Cl] يساوى 1.98 أنجستروم وطول الرابطة بين ذرتى الكربون وذرة الكلور [C - Cl] يساوى 1.76 أنجستروم – أحسب نصف قطر ذرة الكربون

الحل:-
نصف قطر ذرة الكلور = طول الرابطة / 2 = 1.89 / 2 = 0.99 أنجستروم
نصف قطر ذرة الكربون = طول رابطة الكربون والكلور – نصف قطر ذرة الكلور
= 1.76 – 0.99 = 0.77 أنجستروم

مثال (2): إذا كان طول الرابطة بين ذرتى نيتروجين الرابطة بينهما أحادية فى جزئ مركب ما تساوى 1.46 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ غاز الهيدروجين (H2) تساوى 0.6 أنجستروم – أوجد طول الرابطة بين ذرتى النيتروجين والهيدروجين فى جزئ النشادر { نماذج الوزارة 2005 }

تدرج نصف قطر العنصر فى الجدول الدورى :

[1] فى الدورات الأفقية:- تقل أنصاف أقطار الذرات (يقل الحجم) من يسار الجدول إلى يمين الجدول أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
• زيادة شحنة النواة الموجبة.
• فيزداد جذب النواة لإلكترونات التكافؤ مما يؤدى إلى نقص نصف القطر.
ملاحظات:- 
• قوة الجذب الناتجة عن زيادة الشحنة الموجبة أكبر من قوى التنافر الناتجة عن زيادة الشحنة السالبة.
• أكبر ذرات الدورة الواحدة هى عناصر المجموعة الأولى.
• أقل ذرات الدورة حجماً ذرات عناصر المجموعة السابعة (الهالوجينات).

[2] فى المجموعة الرأسية:- تزداد أنصاف أقطار الذرات (يزداد الحجم) من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
1) زيادة عدد مستويات الطاقة الرئيسية.
2) مستويات الطاقة الرئيسية الممتلئة (المستويات الحاجبة) تعمل على حجب تأثير النواة على الإلكترونات وبذلك يقل جذب النواة لإلكترونات التكافؤ.
3) فتزداد قوى التنافر بين الإلكترونات وبعضها.
ملاحظات:- 
• الزيادة فى نصف القطر عند الانتقال من دورة إلى أخرى فى نفس المجموعة أكبر من النقص فى نصف القطر عند الانتقال من مجموعة إلى أخرى فى نفس الدورة ( علل )؟

(ج) وذلك لأن تأثير زيادة الغلاف أكبر من تأثير زيادة الشحنة الموجبة.

اختلاف نصف قطر الذرة عن نصف قطر أيونها:

فى حالة الفلزات:-
1- نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة الشحنة الموجبة {لزيادة عدد البروتونات عن عدد الإلكترونات} مما يؤدى إلى زيادة قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
2- كلما زادت شحنة الأيون الموجب كلما قل نصف قطره لأنه كلما زادت الشحنة الموجبة كلما زادت قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
علل: نصف قطر أيون الحديد (III) أقل من نصف قطر أيون الحديد (II)
ج: وذلك لزيادة الشحنة الموجبة فى أيون الحديد (III) عن أيون الحديد (II).

فى حالة اللافلزات:-
1- نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة الشحنة السالبة {لزيادة عدد الإلكترونات عن عدد البروتونات} مما يؤدى إلى نقص قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
2- كلما زادت الشحنة السالبة للأيون كلما زاد نصف قطره لأنه كلما زادت الشحنة السالبة زادت قوى التنافر بين الإلكترونات.

ثانياً: جهد التأين

تعريف جهد التأين (طاقة التأين):-
مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة وهى فى الحالة الغازية
تدرج جهد التأين فى الجدول الدورى
[1] فى الدورات الأفقية:-
تزداد قيم جهد التأين كلما اتجهنا ناحية يمين الجدول أى بزيادة العدد الذرى
السبب فى ذلك:- نقص نصف قطر الذرة (نقص الحجم) مما يؤدى إلى اقتراب إلكترونات التكافؤ من النواة فتحتاج إلى طاقة كبيرة لفصلها عن الذرة.

[2] فى المجموعة الرأسية:- 
يقل جهد التأين من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:- زيادة نصف القطر بسبب:-
1- زيادة عدد المستويات الرئيسية.
2- يزداد حجب شحنة النواة بسبب وجود المستويات الحاجبة
3- فيبتعد الإلكترون عن النواة فتسهل إزالته.
ملاحظات:-
• جهد التأين يتناسب عكسياً مع نصف القطر الذرى.
• يمكن إزالة إلكترون أو أكثر من الذرة ولذلك فهناك أكثر من جهد تأين للذرة الواحدة يعرف بجهد التأين الأول وجهد التأين الثانى …… الخ.

جهد التأين الأول:- يتكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنة موجبة واحدة.

جهد التأين الثانى:- يتكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنتين موجبتين.

• جهد التأين الأول للغازات النبيلة مرتفع جداً وذلك لاستقرار نظامها الإلكترونى حيث يصعب كسر مستوى طاقة مكتمل وبذلك يصعب إزالة إلكترون من مستوى طاقة مكتمل.
• يزداد جهد التأين الثانى عن جهد التأين الأول.

مثال:- جهد التأين الثالث للماغنسيوم ₁₂Mg يزداد زيادة كبيرة عن جهد التأين الأول والثانى (علل).
ج:- لأن ذلك يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل.

ثالثاً: الميل الإلكترونى

تعريف الميل الإلكترونى (القابلية الإلكترونية):-
مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً
تدرج الميل الإلكترونى فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
يزداد الميل الإلكترونى إذا اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:- صغر نصف القطر يسهل على النواة جذب الإلكترون الجديد
ملاحظات:-
• يشذ الميل الإلكترونى لكل من(₁₀Ne, ₇N, ₄Be) عن التدرج فى الميل الإلكترونى فى عناصر الدورة الثانية.
1- فى حالة البريليوم يكون تحت مستوياته ممتلئة (1s², 2s²) فتكون الذرة مستقرة.
2- فى حالة النيتروجين يكون المستوى الفرعى (p) نصف ممتلئ والامتلاء النصفى يعطى بعض الاستقرار للذرة (1s², 2s², 2p³)
3- فى حال النيون جميع مستوياته الفرعية ممتلئة وهذا يعطى استقرار كبير للذرة.
4- تكون قيم الميل الإلكترونى كبيرة عندما يعمل الإلكترون على ملء مستوى طاقة فرعى أو جعله نصف ممتلئ وكلاهما يساعد على استقرار الذرة.
• زيادة الميل الإلكترونى لذرة الكربون عن ذرة البورون لأن الإلكترون المكتسب فى هذه الحالة يجعل المستوى الفرعى (2p) نصف ممتلئ وهذا يساعد على استقرار الذرة (1s², 2s², 2p²)

[2] فى المجموعة الرأسية:- يقل الميل الإلكترونى من أعلى إلى أسفل أى كلما زاد العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
1- زيادة عدد المستويات الأصلية.
2- زيادة عدد المستويات المستقرة (المستوى الحاجب)
3- زيادة عدد الإلكترونات المتنافرة.
يلاحظ أن:-
• الميل الإلكترونى لذرة الفلور أقل من الميل الإلكترونى لذرة الكلور رغم صغر نصف قطر الفلور (علل) وسبب ذلك أن الإلكترون الجديد يتأثر بقوة تنافر مع الإلكترونات التسعة الموجودة أصلاً.

رابعاً: السالبية الكهربية

تعريف السالبية الكهربية:-
هى قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية
ملحوظة:-
• الميل الإلكترونى مصطلح طاقة يشير إلى الذرة فى حالتها المفردة.
• بينما تشير السالبية الكهربية إلى الذرة المرتبطة مع غيرها.
تدرج السالبية الكهربية فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
تزداد السالبية الكهربية إذا اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى ونقص نصف القطر.
وهذا يؤدى إلى:- زيادة قوة جذب النواة لإلكترونات الرابطة.
[2] فى المجموعة الرأسية:-
تقل السالبية الكهربية من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى وزيادة نصف القطر.
وهذا يؤدى إلى:- نقص قوة جذب النواة لإلكترونات الرابطة.
ملاحظات:-
• الفلور يعتبر أكبر العناصر سالبية كهربية.
• الفرق فى السالبية الكهربية للعناصر له دور فى تحديد نوع الرابطة بين الذرات.
• الفلزات لها أقل سالبية لكبر نصف قطرها.
• اللافلزات لها أكبر سالبية لصغر نصف قطرها.

خامساً: الخاصية الفلزية واللافلزية

قسم العالم ”برزيليوس“ العناصر:- إلى فلزات ولافلزات

الفلزات
عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأقل من نصف سعته بالإلكترونات (1، 2، 3)
عناصر كهروموجبة (علل)
لأنها تفقد إلكترونات غلاف التكافؤ وتصبح أيونات موجبة.
جيدة التوصيل للكهربية لسهولة انتقال الإلكترونات الحرة خلالها.
تتميز بكبر نصف قطرها.
صغر: جهد تأينها - ميلها الإلكترونى - سالبيتها الكهربية .

اللافلزات
عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته من الإلكترونات (5، 6، 7)
عناصر كهروسالبة (علل)
لأنها تكتسب إلكترونات لتكمل غلاف التكافؤ وتصبح أيونات سالبة.
لا توصل الكهربية لشدة ارتباط إلكترونات التكافؤ بالنواة فيصعب انتقال الإلكترونات.
تتميز بصغر نصف قطرها
كبر: جهد تأينها- ميلها الإلكترونى - سالبيتها الكهربية.

أشباه الفلزات
عناصر لها مظهر الفلزات ولكن خواصها تشبه خواص اللافلزات.
(1) غلاف تكافؤها نصف ممتلئ تقريباً بنصف سعته.
(2) سالبيتها الكهربية متوسطة بين الفلزات واللافلزات.
(3) أقل توصيل للكهرباء من الفلزات وأكثر من اللافلزات {توصل التيار الكهربى بدرجة متوسطة ولذلك تسمى أشباه الموصلات }
استخدامها: تستخدم فى الأجهزة الإلكترونية مثل الترانزستور
أمثلة:-

تدرج الصفة الفلزية واللافلزية فى الجدول الدورى

[1] فى الدورة الأفقية:-
تقل الصفة الفلزية كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى ونقص نصف القطر حتى تظهر أشباه الفلزات ثم تزداد الصفة اللافلزية وتنتهى الدورة بغاز خامل. {فى الدورة أقوى الفلزات يقع فى المجموعة الأولى وأقوى اللافلزات يقع فى المجموعة السابعة}

[2] فى المجموعة الرأسية:-
تزيد الصفة الفلزية وتقل الصفة اللافلزية كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى وكبر نصف القطر.
ملاحظات:-
• أقوى الفلزات فى الجدول الدورى يقع أسفل يسار الجدول وهو السيزيوم.
• أقوى اللافلزات فى الجدول يقع أعلى يمين الجدول وهو الفلور.

سادساً: الخاصية الحامضية والقاعدية

أنواع الأكاسيد:-
[1] حامضية.
[2] قاعدية.
[3] مترددة.

الأكاسيد الحامضية:-
• هى أكاسيد اللافلزات مثل:- CO₂, SO₂, SO₃, P₂O₅

• تذوب فى الماء وتعطى أحماضاً:- (لذلك تسمى أكاسيد اللافلزات الأكاسيد الحامضية)
CO₂ + H₂O

---

> H₂CO₃ (حمض الكربونيك)
SO₂ + H₂O

---

> H₂SO₃ (حمض الكبريتوز)
SO₃ + H₂O

---

> H₂SO₄ (حمض الكبريتيك)
P₂O₅ + 3H₂O

---

> 2H₃PO₄ (حمض الأرثوفسفوريك)

• تتفاعل مع القلويات وتعطى ملحاً وماءً:-
CO₂ + NaOH

---

> Na₂CO₃ + H₂O
SO₂ + 2NaOH

---

> Na₂SO₃ + H₂O

الأكاسيد القاعدية:-
• هى أكاسيد الفلزات مثل:- MgO, Na₂O, K₂O, CuO
• بعضها يذوب فى الماء ويكون قلويات:- (أكاسيد قلوية)
Na₂O + H₂O

---

> 2NaOH
K₂O + H₂O

---

> 2KOH
CaO + H₂O

---

> Ca(OH)2
MgO + H₂O

---

> Mg(OH)2
• بعضها لا يذوب فى الماء مثل:- CuO, Fe₂O₃, Ag₂O, PbO

• تتفاعل الأكاسيد القاعدية مع الأحماض منتجة ملحاً وماءً:-
Na₂O + 2HCl

---

> 2NaCl + H₂O
MgO + H₂SO₄

---

> MgSO₄ + H₂O

الأكاسيد المترددة:-
• هى الأكاسيد التى تتفاعل مع الأحماض كأكاسيد قاعدية وتتفاعل مع القلويات كأكاسيد حامضية وينتج فى الحالتين ملح وماء.
Al₂O₃, ZnO, Sb₂O₃, SnO
تدرج الخواص الحامضية والقاعدية فى الجدول الدورى

[1] فى الدورة الأفقية:-
بزيادة العدد الذرى تقل الصفة القاعدية للأكاسيد بينما تزداد الصفة الحامضية للأكاسيد (من يسار إلى يمين الجدول) وذلك لضعف الصفة الفلزية وزيادة الصفة اللافلزية (لنقص نصف القطر).
لأن ذلك يؤدى إلى زيادة الشحنة النواة وزيادة قوة الرابطة بين العنصر ومجوعة الهيدروكسيد وبالتالى صعوبة كسر الرابطة بينهما لكى تعطى أيون الهيدروكسيد.

[2] فى المجموعة الرأسية:-

المجموعة الأولى
تزداد الخاصية القاعدية بزيادة العدد الذرى وذلك بسبب زيادة نصف القطر الذرى وضعف قوى الترابط بين العنصر ومجموعة الهيدروكسيد مما يؤدى إلى سهولة انفصال أيون الهيدروكسيد السالب

المجموعة السابعة
تزداد الخاصية الحامضية بزيادة العدد الذرى وذلك بسبب زيادة نصف القطر الذرى وضعف قوى الترابط بين العنصر وأيون الهيدروجين مما يؤدى إلى سهولة انفصال أيون الهيدروجين الموجب.

باعتبار أن الأحماض والقواعد مركبات هيدروكسيلية يمكن تمثيلها بالصيغة العامة (MOH)
حيث (M) هى ذرة العنصر فيمكن تأينها بإحدى طريقتين إما أن:-

[1] تعطى أيونات هيدروكسيد وتعتبر قاعدة:

[2] تعطى أيونات هيدروجين وتعتبر حامضاً:

وبافتراض أن الذرات الثلاث مرتبة فى مثلث كما يلى:-
وهناك ثلاثة احتمالات:-

[أ] فى الوسط الحمضى:- تتفاعل كقاعدة.

[ب] فى الوسط القلوى:- تتفاعل كحامض.
تعتمد قوى الجذب السابقة على ذرة العنصر من حيث:-
1- الحجم.
2- مقدار الشحنة الكهربية.

مثال:-
• فى الفلزات القلوية مثل الصوديوم يكون حجم الذرة كبير ولا تحمل إلا شحنة واحدة موجبة فتضعف قوة الرابطة بينها وبين (O -) والتى تنجذب أكثر لأيون الهيدروجين وبذلك تعطى أيون (OH -) أى تتأين كقاعدة.

• كلما اتجهنا ناحية اليمين نجد أن ذرات اللافلزات مثل الكلور حجمها يقل وتزداد شحنتها وبذلك يزداد انجذابها إلى (O -) وبذلك تعطى أيون (H+) أى تتأين كحامض.

قوة الأحماض الأكسجينية:-
تعتمد قوة الأحماض الأكسجينية على عدد ذرات الأكسجين غير المرتبطة بذرات الهيدروجين

الصيغة العامة للأحماض الأكسجينية:-
MO_n(OH)_m
حيث:-
(M) : هى ذرة العنصر
(On) : عدد ذرات الأكسجين

الحمض الأقوى: هو الذى يحتوى على عدد أكبر من ذرات الأكسجين غير المرتبطة بالهيدروجين.

سابعاً: أعداد التأكسد

تطور مفهوم التكافؤ:-

التكافؤ:- 
هو عدد ذرات الهيدروجين المرتبطة بذرة واحدة من العنصر.

تعريف عدد التأكسد:-
هو عدد يمثل الشحنة الكهربية (الموجبة أو السالبة) التى تبدو على الأيون أو الذرة فى مركب سواء كان أيونياً أو تساهمياً

عدد التأكسد لذرة فى مركب:-
أولاً: فى المركبات الأيونية:-
عدد التأكسد لأى أيون يساوى تكافؤ هذا الأيون مسبوقاً بإشارة موجبة فى حالة الأيون الموجب أو سالبة فى حالة الأيون السالب.

أمثلة:-

ملاحظات:-

• الأيونات الموجبة تشمل:-

1- أيونات جميع الفلزات.
2- مجموعة الأمونيوم + NH₄
3- أيون الهيدروجين +H

• الأيونات السالبة تشمل:-
1- أيونات جميع اللافلزات.
2- باقى المجموعات الذرية.

• عدد التأكسد الموجب يدل على عدد الإلكترونات التى فقدتها الذرة.
• عدد التأكسد السالب يدل على عدد الإلكترونات التى اكتسبتها الذرة.

ثانياً: فى المركبات التساهمية:-

حيث لا يوجد أيونات موجبة أو سالبة فإن الشحنة التى تحملها الذرة تبين الإزاحة الإلكترونية فى الرابطة:-

[أ] الذرة الأكثر سالبية كهربية تحمل شحنة سالبة.
[ب] الذرة الأقل سالبية تحمل شحنة موجبة

[1] فى حالة الجزىء المتماثل:- 
عدد التأكسد لكل ذرة = صفر
تكون الإزاحة الإلكترونية فى الروابط بين الذرات متساوية لأن ذرات أى جزئ لعنصر واحد متساوية فى السالبية الكهربية:

عدد تأكسد الهيدروجين فى جزئ الهيدروجين = صفر
عدد تأكسد الكلور فى جزئ الكلور = صفر
عدد تأكسد الأكسجين فى جزئ الأكسجين = صفر

[2] إذا كانت الذرتان مختلفتان:-
تحسب الإلكترونات المشاركة مع الذرة الأكثر سالبية كهربية بحيث:-
• الذرة الأكثر سالبية يتكون عليها شحنة جزئية سالبة.
• الذرة الأقل سالبية يتكون عليها شحنة جزئية موجبة.

ملاحظات:-
[1] عدد تأكسد الأكسجين فى معظم مركباته: (-2) ماعدا الحالات الآتية:-
(أ) فى حالة فوق الأكسيد يكون عدد تأكسده = (-1)

مثال:-
فوق أكسيد الهيدروجين (H2O2)
فوق أكسيد الصوديوم (Na2O2)

(ب) فى حالة السوبر أكسيد = (- 1/2 )

مثال: سوبر أكسيد البوتاسيوم (KO₂)

(ج) فى حالة فلوريد الأكسجين (OF2) يكون عدد تأكسده = (+2)
لأن السالبية الكهربية للفلور أكبر من السالبية الكهربية للأكسجين.

[2] عدد تأكسد الهيدروجين فى معظم مركباته: (+1)
ماعدا هيدريدات الفلزات يكون عدد تأكسد الهيدروجين = (-1)
وذلك لأن السالبية الكهربية للهيدروجين فى هذه الحالة تكون أكبر من السالبية الكهربية للفلز.

مثل:-
هيدريد الصوديوم (NaH)
هيدريد الكالسيوم (CaH₂)
الهيدريدات مركبات أيونية لأنها تحتوى على أيون الهيدروجين السالب
عند صهرها وتحليلها كهربياً يتصاعد الهيدروجين عند المصعد.

[3] عدد التأكسد لأى عنصر فى الحالة الذرية (المنفردة) مهما كان عدد ذراته = صفر
(S₈, P₄, O₃, Cl₂, H₂, Fe)
[4] عداد تأكسد جزئ المركب المتعادل = صفر
[5] عدد تأكسد عناصر المجموعة الأولى (A) فى مركباتها دائماً (+1) وعناصر المجموعة الثانية (A) (+2) وعناصر المجموعة الثالثة (A) (+3)
[6] عدد التأكسد لأيون أى عنصر = عدد الشحنات التى عليه بإشارة موجبة أو سالبة
[7] عدد التأكسد للمجموعات الذرية = الشحنة التى تحملها المجموعة بإشارة موجبة أو سالبة:-

طريقة حساب أعداد التأكسد 

مثال (1):- احسب عدد تأكسد الكروم فى ثانى كرومات البوتاسيوم (K₂Cr₂O₇)

الحل:-

بما أن : المركب متعادل ---- إذاً : عدد تأكسده = صفر

K₂Cr₂O₇ = صفر

{(7 × -2) + 2س + (2 × +1)} = صفر

-14 +2س +2 = صفر
-12 +2س = صفر
س = +6

عدد تأكسد الكروم فى ثانى كرومات البوتاسيوم = +6

مثال (2):-
احسب عدد تأكسد الكبريت فى SO3-2
الحل:-
بما أن المركب متأين إذن : عدد تأكسده = - 2
{(3 × -2) + س} = -2
-6 + س = -2
س = 6 – 2 = +4
عدد تأكسد الكبريت فى مجموعة الكبريتيت = +4

مميزات استخدام عدد التأكسد:-
معرفة التغير الذى يحدث للعنصر من حيث التأكسد والاختزال أثناء التفاعلات الكيميائية.

التأكسد:-
هو عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة الموجبة

الاختزال:-
هو عملية اكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص فى الشحنة الموجبة

مثال:- بين نوع التغير الحادث من أكسدة واختزال لكل من الكروم والحديد فى التفاعل التالى:-

K₂Cr₂O₇ + 6FeCl₂ + 14 HCl

---

> 2KCl + 2CrCl₃ + 6FeCl₃ + 7H₂O

الحل:-

(1) بالنسبة للكروم:-
حساب عدد تأكسد الكروم فى: K₂Cr₂O7
{(7 × -2) + 2س + (2 × +1)} = صفر
-14 +2س +2 = صفر
-12 +2س = صفر
س = +6
عدد تأكسد الكروم فى ثانى كرومات البوتاسيوم = +6
حساب عدد تأكسد الكروم فى CrCl3
{(3 × -1) + س} = صفر
س = +3
K₂Cr₂O₇

---

> CrCl₃
Cr ^{+ 6}

---

> Cr ⁺³
عدد تأكسد الكروم نقص من (+6) إلى (+3) أى حدث له عملية اختزال

(2) بالنسبة للحديد:-

FeCl₂

---

> FeCl₃
Fe⁺²

---

> Fe⁺³

عدد تأكسد الحديد زاد من (+2) إلى (+3) أى حدث له عملية أكسدة.