الموسوعة العربية

أ ب ت ث ج ح خ د ذ ر ز س ش ص ض ط ظ ع غ ف ق ك ل م ن هـ و ي

المعدن

معدن

Metal - Métal

المعدن

تتميز المعادن metals من اللامعادن[ر. اللامعدن] عادة بخواص يمكن تقسيمها إلى نوعين: فيزيائية وكيمياوية.

من الوجهة الفيزيائية تتميز المعادن من اللامعادن عامة بكونها صلبة في الدرجة العادية من الحرارة، وبمتانتها وقابليتها للطرق والسحب وبالبريق المعدني وبدرجات انصهار ودرجات غليان عالية، كما تتميز بوزن نوعي مرتفع وناقلية جيدة للحرارة والكهرباء. أما من الوجهة الكيميائية، فالمعادن تشكل أكاسيد أساسية، وتذوب عادة في الحموض مطلقة الهدروجين. وبتعبير آخر تتميز المعادن بكهرجابية عالية فتعطي عند تحليل أملاحها تحليلاً كهربائياً أيونات ions بسيطة موجبة تنطلق على الكاثود (المهبط). وهي لا تشكل مع الهدروجين، بعكس اللامعادن، مركبات ثابتة وطيارة. أما اللامعادن فتشكل أكاسيد حمضية وتتحول إلى أيونات بسيطة سالبة تنطلق على الأنود (المصعد) لدى تحليل مركباتها تحليلاً كهربائياً.

وتكوِّن المعادن ثلاثة أرباع العناصر في الجدول الدوري. وتقع المعادن النموذجية في القسم الأيسر والسفلي منه. وهناك خاصتان رئيسيتان تميزان العناصر المعدنية جميعها: أولاهما انخفاض طاقة التأين للذرة الحرة في المعدن، وهذه الطاقة هي الطاقة اللازمة لإزاحة أضعف الإلكترونات ارتباطاً في الذرة وهي بالحالة الغازية وتحويلها إلى أيون موجب بالحالة الغازية. وبصورة عامة لا تزيد طاقة التأين على 919.6 كيلوجول/مول. ويشذ عن ذلك الزئبق الذي تبلغ طاقة تأينه 1003.2 كيلوجول/مول. أما الخاصة الثانية التي تميز الذرة المعدنية فهي أن عدد إلكتروناتها التكافؤية أقل من عدد مداراتها التكافؤية.

إن انخفاض طاقة التأين يعني أن للذرة قوة جذب ضعيفة للإلكترونات التكافؤية وإلفتها لإلكترونات أخرى ضعيفة جداً.

تتفق الرابطة المعدنية مع الرابطة المشتركة[ر. الرابطة الكيمياوية] المميزة لللامعادن من حيث الطبيعة، إذ إن كلاً من الرابطتين يتولد من اشتراك الذرات فيما بينها بإلكترونات التكافؤ. إلا أن الرابطة المشتركة رابطة متموضعة تنشأ فقط بين ذرتين متجاورتين وتبقى الإلكترونات المشتركة في جوارهما المباشر، مرتبطة بهما ارتباطاً متيناً. أما في حالة الرابطة المعدنية، فإن ذرات كتلة المعدن تضع إلكتروناتها التكافؤية مشاعاً فيما بينها؛ لذا فإن الرابطة المشتركة بين ذرات الجسم الصلب لا تسمح بانزلاق الذرات حول بعضها من دون تفكك الرابطة وتخرّب بنيان هذا الجسم، في حين أن هذا الانزلاق ممكن في حالة الرابطة المعدنية من دون تفكك الرابطة. وهذا ما يفسر كون البلورات الملحية واللامعادن الصلبة ذات الروابط المشتركة هشة تقبل الكسر بعكس المعادن التي تتصف بلدونة كبيرة بفضل الرابطة المعدنية.

تُقاس قوة الرابطة المعدنية بحرارة التصعّد وهي الطاقة التي يجب صرفها لفصل المعدن الصلب إلى ذرات معزولة، عندما يصبح بخاراً. وتبلغ هذه الطاقة قيماً كبيرة، خاصة في حالة المعادن الثقيلة، مما يدل على كبر قوة الرابطة واستقرار المعادن وهي في الحالة الصلبة أو السائلة.

إن تكوّن المعدن من أيونات موجبة تتخلّلها إلكترونات حرة يتفق مع أشكال نماذج الشبكات البلورية التي يمكن تعيينها بوساطة أشعة إكس X-rays. فبخلاف الأملاح التي تتناوب في عقد شبكاتها البلورية الأيونات الموجبة والسالبة؛ فإن الشبكات البلورية للمعادن تتكون من الأيونات الموجبة التي تتماسك بفضل الغاز الإلكتروني. وبما أن الإلكترونات لا تشغل مكاناً يُذكر بسبب ضآلة أبعادها، فإن الأيونات المعدنية تتوزع وفق بنيان يكون فيه تراصها أعظم ما يمكن في معظم الحالات. وإذا عُدّت هذه الأيونات كرات أنصاف أقطارها متساوية فإنه يوجد نموذجان من البنيان البلوري يكون فيه تراص الكرات أعظم ما يمكن، تتوزع الكرات في أحدهما وفق رؤوس مكعب ومراكز وجوهه كما هو مبين في الشكل (1). ويُسمّى هذا النمط بالنمط المكعبي المركزي الوجوه.

أما في النمط الثاني فإن الكرات تتوزع وفق موشور قاعدته مسدس تقع الكرات في رؤوسه ومركزي قاعدتيه ومراكز ثلاثة من وجوهه (الشكل 2).

إلا أن هناك كثيراً من المعادن التي تتبلور وفق نمط بلوري لا يكون فيه التراصّ أعظمياً. فالصوديوم والبوتاسيوم، والفاناديوم على سـبيل المثال، ذات بلـورات تتـوزع فيها الـذرات وفق رؤوس مكعبات ومراكزها. ويُسمّى نمطها البلوري النمط المكعبي المركزي (الشكل 3).



الشكل (1) النمط المكعبي المركزي الوجوه	الشكل (2) النمط السداسي ذو التراص الأعظمي	الشكل (3) النمط المكعبي المركزي

الناقلية الحرارية والكهربائية

إن سهولة تنقل الإلكترونات في كتلة المعدن تولد ناقليـة جيدة للحرارة والكهرباء. فالمعادن جيدة النقـل للحرارة تكون جيدة النقل للكهربـاء أيضـاً. وإن الفضـة والنحاس من أجود المعادن ناقلية للحرارة والكهرباء في حين يعدّ الرصاص والزئبق من أسوئها.

تعلَّل الناقلية الحرارية والكهربائية في المعادن وانخفاضها في أشباه المعادن واللامعادن بأن حالة الإلكترونات الخارجية في الذرة الحرة لعنصر تختلف عن حالتها عندما تتجمع ذرات العنصر لتشكل كتلة متراصة، في حين تحافظ الإلكترونات الداخلية على حالتها الطاقية. ففي الذرات الحرة تكون الإلكترونات الخارجية (إلكترونات التكافؤ) ذات طاقات محددة، أو بتعبير آخر، تشغل سويات طاقة محددة. أما في كتلة العنصر عندما تصبح هذه الإلكترونات خاضعة لتأثير عدد كبير من النوى تزداد السويات الطاقية الممكنة لهذه الإلكترونات حتى قيم أعلى، أو بتعبير آخر، تشغل هذه الإلكترونات منطقة طاقية عريضة محدّدة أعلى من سويات الطاقة الموافقة في الذرات الحرة، ومن ثم تصبح الطاقة اللازمة لتهييج الإلكترون الخارجي كي ينتقل إلى حالة طاقية أعلى أو لخروجه من الغلاف الإلكتروني أصغر بكثير، ويكفي لذلك حقل صغير أو طاقة حرارية صغيرة. وكلما كان الفرق بين سويتي الطاقتين الموافقتين للحالة العادية والحالة المهيَّجة صغيراً (في حالة وجود مناطق طاقية شاغرة) كانت الناقلية الحرارية والكهربائية كبيرة، وهذه هي الحال في حالة المعادن بعكس اللامعادن.

تتميز المعادن النموذجية من اللامعادن أيضاً بخاصة اصدار إلكترونات عند تسخينها. وهي تُقسم حسب كتلتها الحجمية إلى قسمين: معادن خفيفة لا تزيد كتلتها الحجمية على 5غرام/السنتمتر المكعب، ومعادن ثقيلة وهي المعادن الأخرى. وتكون المعادن الخفيفة عموماً سهلة الانصهار والغليان بعكس المعادن الثقيلة التي درجات انصهارها ودرجات غليانها عالية. وأخفض درجة انصهار بعد درجة انصهار الزئبق - 38.87 ْس، هي للسيزيوم 28 ْس، وأعلاها للتنغستن 3410 ْس. وأبخرة المعادن النموذجية، غالباً، تكون في الحالة الذرية بخلاف اللامعادن في الحالة الغازية (باستثناء الغازات الخاملة).

Li⁺/Li	-3.045
Rb⁺/Rb	-2.925
Ba²⁺/Ba	-2.90
Al³⁺/Al	-1.7
2H⁺/H₂	0.00
Bi³⁺/Bi	+0.20
Cu²⁺/Cu	+0.34
F₂/2F^-	+2.87
قيم كمونات المساري النظامية لبعض العناصر

الخواص الكيمياوية المعدنية

تتحدُّد كهرجابية العناصر كمياً بقيم كمون المسرى النظامي الموافقة لها مقدرة بالڤولط، وتنظم هذه القيم في جدول هو الجدول الكهرحركي.

للجدول الكهرحركي أهمية بالغة في كيمياء المعادن. فكل معدن في الجدول يزيح مبدئياً المعادن التي تليه من محاليلها. فالليثيوم يزيح الألمنيوم من محاليله. وبصورة عامة تتفاعل المعادن التي تقع فوق الهدروجين (أي التي كمونات مساريها سالبة) مع الحموض الممددة مطلقة الهدروجين، أما المعادن التي تليه فلا تتفاعل في الشروط نفسها، كما أن المعادن شديدة الكهر جابية تزيح الهدروجين من الماء أيضاً.

المعادن الانتقالية

هي العناصر التي تحتوي في تركيبها الإلكتروني في الحالة الأساسية على طبقات ثانوية d و/أو f مملوءة جزئياً (غير مشبعة)، وهي تشكل ثلاث مجموعات من الجدول الدوري.

أ - تشمل المجموعة الأولى ثلاث سلاسل:

1- السلسة الأولى: تمتد من الاسكنديوم Sc إلى النيكل ويجري فيها إشباع الطبقة الثانوية 3d.

2- السلسلة الثانية: تشمل العناصر من الإتريوم إلى البلاديوم ويجري فيها إشباع الطبقة 4d.

3- السلسلة الثالثة: وتبدأ باللانثانوم وتنتهي بالبلاتين ويدخل فيها الإلكترون الأول الطبقة الإلكترونية 4f ثم يجري إشباع الطبقة 5d.

ب - تشمل المجموعة الثانية العناصر من اللانثانوم إلى اللوتيسيوم ويتم فيها إشباع الطبقة الثانوية 4f تدريجياً وتدعى هذه المجموعة «اللانتانيدات».

ج- تبدأ المجموعة الثالثة بالأكتينيوم وتنتهي بعنصر اللورنسيوم (عدده الذري 103). ويتم في هذه المجموعة ملء الطبقة 5f من الأكتينيوم إلى اللورنسيوم، ويُطلق عليها اسم فصيلة الأكتينيدات، ومن ثم يستمر امتلاء الطبقة 6d جزئياً في العناصر التي تلي زمرة الأكتينيدات إلى آخر الجدول الدوري.

- إذا أضيف إلى العناصر السابقة العناصر التي لها أيونات ذات طبقات إلكترونية d غير مشبعة؛ فيمكن عدّ النحاس والفضة والذهب عناصر انتقالية أيضاً.

- بالرغم من وجود فصيلة الزنك في آخر السلاسل d لايمكن عدّ عناصرها انتقالية.

- بالرغم من التركيب الإلكتروني الخارجي لكل من اللانثانيوم (6s²5d1) (واللوتيسيوم) (6s²5d¹4f¹⁴) والذي يجعل تلك العناصر انتقالية فمن المستحسن، بالاعتماد على خواصها الكيمياوية، دراستهما في زمرة «اللانتانيدات» وكذلك الأمر بالنسبة إلى الأكتينيوم.

العناصر الانتقالية d معادن نموذجية بخواصها الفيزيائية؛ فهي ناقلة للحرارة والكهرباء وقابلة للسحب والطرق، وتكوِّن سبائك، مثل باقي المعادن، مع المعادن الأخرى. وحجوم ذراتها (نظراً لامتلاء المدارات الداخلية بالإلكترونات) صغيرة إذا ما قورنت بعناصر الفصيلتين القلوية والقلوية الترابية لذا فإن كثافتها عالية.

تتميز المعادن الانتقالية بارتفاع درجات غليانها وانصهارها. فجميعها باستثناء الفضه واللانثانوم تنصهر فوق الدرجة 1000 ْس(تنصهر الفضة بالدرجة 961). كما أن قيم كمون تأين العناصر الانتقالية وسط بين قيم كمون تأين عناصر المجموعتين s وp الكائنتين في الدور ذاته، وهذا يجعل تلك العناصر أقل كهر جابية من عناصر المجموعة s.

تتصف العناصر الانتقالية بصورة عامة بعدة درجات أكسدة، ويرجع هذا إلى إمكان نزع الإلكترونات من الطبقتين الثانويتين d أو s التي لها مستويات طاقة متقاربة. يكون عدد الأكسدة الأعلى رقم الفصيلة بالجدول الدوري، أما القيمة الدنيا لهذا العدد فهي تساوي 2. وتشكل العناصر الانتقالية روابط أيونية عندما تكون هذه العناصر في أدنى درجة أكسدة. أما في درجات الأكسدة الأعلى، فتكون الروابط مشتركة.

تكوِّن معظم العناصر الانتقالية أيونات ملّونة ويعلّل ذلك بتقارب مستويات الطاقة d وs؛ إذ يمكن للإلكترون d الانتقال من مستوى طاقة منخفض إلى مستوى طاقة أعلى منه. ويكون هذا التحول إما من d إلى s أو من nd إلى nd آخر نتيجة انقسام سويات الطاقة d تحت تأثير الحقل البلوري أو نتيجة تشكل مدارات جزيئية رابطة أو غير رابطة. وينتقل الإلكترون من سوية طاقة إلى أخرى بامتصاصه جزءاً فقط من طاقة الضوء المرئي ويصبح الأيون ملوناً باللون المتمم للضوء الممتَص.

تتصف العناصر الانتقالية وكذلك أيوناتها بوجه عام بمغنطيسية طردية، ويرجع ذلك إلى وجود إلكترونات عازبة في الطبقات غير المشبعة لتلك العناصر أو الأيونات.

وتتصف أيونات العناصر الانتقالية بميلهـا الواضح إلى تشـكيل معقـدات[ر. المعقَّد]، ويُعزى هذا الميل إلى وجود مدارات شاغرة في بنيتها الإلكترونية.

للعناصر d أهمية خاصة في المتعضيات الحية، وفي عمليات صناعية كثيرة، وكمواد للاستعمال. مثال ذلك الكوبلت الذي يؤدي دوراً حفّازاً مهماً في الفيتامين B₁₂. والحديد عنصر رئيسي في عمليات الأكسدة - إرجاع الكيمياوية الحيوية باستعمال الهيموغلوبين أو المايوغلوبين. المولبدن والحديد، مع الكبريت، يكوِّنان الجزء الفعّال من النتروجيناز، وهو حفّاز حيوي تستعمله النباتات لتحويل الآزوت الجوي إلى أمونيا، والنحاس والزنك عنصران مهمان في حفّازات بيولوجية أخرى. كما تقوم بعض هذه العناصر بدور حفّازات في تفاعلات غير بيولوجية، مثال ذلك الحديد الذي يستعمل حفّازاً في صناعة الأمونيا، والنيكل يستعمل حفّازاً في هدرجة الزيوت.

تُستعمل مركبات هذه العناصر في الدهانات والأصبغة والملوِّنات pigments لكونها ملوّنة. وتُستعمل ضروب السيليكات وأكسيد الألمنيوم عند احتوائها أيونات المعادن الانتقالية أحجاراً كريمة. فمثلاً ضروب الياقوت rubies تحوي Cr³⁺التي حلّت محل أيونات Al³⁺في الشبكة البلورية لـ Al₂O₃، فالمعدن الانتقالي يمنح اللون الأحمر إلى المادة، ولهذا السبب تستعمل ضروب الياقوت ليزرات. ويلوَّن الزجاج باللون الأزرق بإضافة كميات صغيرة من ملح CO²⁺

للمعادن الانتقالية وسبائكها استعمالات كثيرة في الصناعة. فمنها تصك النقود في كثير من البلاد، كما تدخل في صناعة السيارات والأجهزة المختلفة. يصنّع سنوياً ما يزيد على 700 مليون طن من الفولاذ، وأكثر من ثمانية ملايين طن من النحاس، وأكثر من 750 ألف طن من النيكل عالمياً لسد حاجة الصناعات المختلفة.

هيام بيرقدار

الموضوعات ذات الصلة:

الرابطة الكيمياوية ـ اللامعدن، المعقَّد.

مراجع للاستزادة:

ـ فريدريك ر.لونجو، الكيمياء العامة، ترجمة مروان كمال وزملائه (مجمع اللغة العربية الأردني 1401هـ/1981م).

- JOHN C. KOTZ & KEITH F. PURCELL, Chemistry & Chemical Reactivity (Saunders College Publishing 1991).