مذكرة كيمياء مباشرة بدون رابط [sitemap] - مناهج مصرية\nمناهج مصرية > المرحلة الثانوية > المواد المشتركة للمجموعة العلمية > الكيمياء للثانوية العامة > مذكرة كيمياء مباشرة بدون رابط\nمشاهدة النسخة كاملة : مذكرة كيمياء مباشرة بدون رابط\nالــبــاب الأول : بــنــيــة الــذرة\n( 1 ) الـفـلاسـفـة الإغـريـق :\nيمكن تجزئة المادة إلى أجزاء أصغر فأصغر حتى تصل إلى أجزاء متناهية فى الصغر لا يمكن أن تتجزأ إلى ما هو\nأصغر منها تسمى الذرات .\n( 2 ) أرسـطـو :\nكل المواد مهما اختلفت طبيعتها تتألف من مكونات أربعة هى ( الهواء ، الماء ، التراب ، النار ) وبتغيير نسب هذه\nالمكونات يمكن تحويل المواد الرخيصة مثل الحديد أو النحاس إلى مواد نفيسة كالذهب والفضة .\n( 3 ) بـويـل :\nتوصل إلى أن العنصر هو مادة نقية بسيطة لا يمكن تحليلها إلى ما هو أبسط منها بالطرق الكيميائية المعروفة .\n( 4 ) دالــتــون :\nأول من وضع نظرية عن تركيب الذرة لخصها فى الفروض التالية :\n1 – المادة تتكون من دقائق صغيرة جداً تسمى الذرات .\n2 – كل عنصر يتكون من ذرات مصمتة متناهية فى الصغر غير قابلة للتجزئة .\n3 – ذرات العنصر الواحد متشابهة .\n4 – الذرات تختلف من عنصر لعنصر آخر.\nاكـتـشـاف أشـعـة الـمـهـبـط ( الـكـاثـود ) : - ( الـتـفـريـغ الـكـهـربـى لـلـغـازات ) :\n♣ جميع الغازات تحت الظروف العادية من الضغط ودرجة الحرارة عازلة للكهرباء .\n♣ ولكن إذا فرغت الأنبوبة الزجاجية من الغاز الذى بها بحيث\nيصبح ضغط الغاز فيها أقل من 0.01 – 0.001 مم زئبق .\nيصبح الغاز موصلاً للكهرباء إذا تعرض لفرق جهد مناسب .\n♣ وإذا تعرض لفرق جهد عالى بحيث يصل فرق الجهد بين القطبين\n( الأنود والكاثود ) إلى 10.000 فولت نلاحظ ظهور سيل من\nالأشعة غير المرئية من المهبط تسبب وميضاً لجدا ر أنبوبة التفريغ .\nأهم خصائص أشعة الكاثود\n1– تتكون من دقائق مادية صغيرة .\n2 – تسير فى خطوط مستقيمة .\n3 – لها تأثير حرارى .\n4 – تتأثر بالمجالين الكهربى والمغناطيسى بحيث تنحرف نحو القطب الموجب .\n5 – سالبة الشحنة .\n6 – لا تختلف فى سلوكها أو طبيعتها باختلاف مادة المهبط أو نوع الغاز مما يثبت أنها تدخل فى تركيب جميع المواد\nأشـعـة الـمـهـبـط : هى فيض من الأشعة الغير مرئية تحدث وميضاً لجدار الأنبوبة الزجاجية .\n( 5 ) طــومــســون :\nاستنتج طومسون بناءً على تجربته على أشعة المهبط أن:\nالــــذرة : عبارة عن كرة متجانسة من الكهرباء الموجبة مطمور بداخلها عدد من الإلكترونات السالبة يكفى لجعل\nالذرة متعادلة كهربياً .\n( 6 ) رذرفـــورد :\nأجرى كل من جيجر وماريسدن بناءً على اقتراح رذرفورد تجربة عملية بسيطة ساعدت رذرفورد على اكتشاف\nتركيب الذرة .\n1 – لوح معدنى مبطن بطبقة من كبريتيد الخارصين .\n2 – مصدر لجسيمات ألفا .\n3 – صفيحة ذهب .\n1 – قذف ذررفورد لوح معدنى مبطن بطبقة من كبريتيد الخارصين يومض ( يضئ ) عند اصطدامه بجسيمات ألفا\nالموجبة فى عدم وجود صفيحة الذهب .\n2 – وضع ذررفورد صفيحة رقيقة جداً من الذهب لتعترض مسار جسيمات ألفا قبل اصطدامها باللوح المعدنى .\nوكان لرذرفورد المشاهدات والاستنتاجات الآتية :\n( 1 ) معظم جسيمات ألفا ظهر أثرها فى نفس المكان الأول الذى\nظهرت فيه قبل وضع صفيحة الذهب .\tمعظم الذرة فراغ وليست كرة مصمتة\nكما صورها دالتون وطومسون .\n( 2 ) نسبة قليلة جدا من جسيمات ألفا لم تنفذ من غلالة الذهب\nوارتدت فى عكس مسارها وظهرت بعض ومضات على الجانب\nالآخر من اللوح .\tيوجد بمركز الذرة جزء كثافته كبيرة\nويشغل حيز صغير جداً يسمى النواة .\n( 3 ) ظهرت بعض ومضات على جانبى الموضع الأول\nتحمل النواة نفس شحنة ألفا الموجبة\nبدليل حدوث تنافر بين جسيمات ألفا\nونواة ذرة الذهب .\nجسيمات ألفا : هى جسيمات موجبة الشحنة تحدث وميضاً ضوئياً عندما تتقابل مع مادة كبريتيد الخارصين .\n♣ تنحرف جسيمات ألفا عند تعريضها لمجال كهربى ومغناطيسى فى عكس اتجاه أشعة المهبط ؟\nج : لأن أشعة ألفا موجبة الشحنة فتنحرف نحو القطب السالب بينما المهبط سالب الشحنة فينحرف نحو القطب الموجب .\n1 – الذرة :\nمتناهية فى الصغر معقدة التركيب وتشبه المجموعة الشمسية فهى تتركب من نواة مركزية( مثل الشمس ) وتدور حولها الإلكترونات ( مثل الكواكب ) .\n2 – النواة :\n( أ ) أصغر كثيراً من الذرة وتوجد مسافة شاسعة بين النواة وبين المدارات الإلكترونية .\n( أى أن الذرة ليست مصمتة ) .\n( ب ) تتركز فيها الشحنة الموجبة ومعظم كتلة الذرة .\n3 – الإلكترونات :\n( أ ) كتلتها ضئيلة جداً إذا ما قورنت بكتلة النواة .\n( ب ) الشحنة السالبة لجميع الإلكترونات فى الذرة تساوى الشحنة الموجبة على النواة .\n( أى أن الذرة متعادلة كهربياً ) .\n( جـ ) تدور الإلكترونات حول النواة بسرعة كبيرة فى مدارات خاصة تحت تأثير قوتان متساويتان فى المقدار\nومتضادتان فى الاتجاه هما : 1 – قوة جذب النواة نحو الداخل . 2 – قوة الطرد المركزية نحو الخارج .\n1 - الذرة متعادلة كهربياً ؟\nج : لأن عدد الشحنات الموجبة داخل نواة الذرة ( البروتونات ) يساوى عدد الشحنات السالبة خارج النواة ( الإلكترونات ) .\n2 – تدور الإلكترونات حول النواة بسرعة كبيرة فى مدارات خاصة دون أن تسقط فى النواة ؟\nج : لأنها تقع تحت تأثير قوتان متساويتان فى المقدار ومتضادتان فى الاتجاه هما :\n1 – قوة جذب النواة نحو الداخل . 2 – قوة الطرد المركزية نحو الخارج .\n3 – الذرة معظمها فراغ ؟\nج : لصغر حجم النواة بالنسبة للحجم الكلى للذرة ولوجود مسافات كبيرة بين النواة ومستويات الطاقة وبين مستويات\nالطاقة وبعضها البعض .\n4 – تتركز معظم كتلة الذرة فى النواة ؟\nج : لأنه يمكن إهمال كتلة الإلكترونات لأنها متناهية فى الصغر إذا ما قورنت بكتلة البروتونات والنيوترونات الموجودة داخل\nنواة الذرة .\nالاعتراض على النموذج الذرى للعالم رذرفورد\nتعارض تصور رذرفورد لتركيب الذرة مع نظرية ( ماكسويل ) التى تنطبق على الأجسام الكبيرة نسبياً والقائمة على\nقوانين ميكانيكا ( نيوتن ) .\nنظرية ماكسويل :\n( إذا تحرك جسم مشحون بشحنة كهربية فى مدار دائرى فإنه يفقد جزءاً من طاقته تدريجياً بانبعاث إشعاعات مما\nينتج عنه صغر نصف قطر مدار الجسيم المتحرك تدريجياً تبعاً لنقص طاقته ) وبتطبيق هذه النظرية على حركة\nالإلكترون فى ذرة ( رذرفورد ) نتوقع أن يكون الإلكترون فى حالة إشعاع مستمر فيقل نصف قطر المدار تدريجياً\nوبذلك يتخذ الإلكترون مساراً حلزونياً إلى أن يسقط فى النواة وينتهى النظام الذرى وهو ما لا يحدث فى الطبيعة .\nطيف الانبعاث للذرات :\nوجد بالتجربة أن الطيف الخطى لأى عنصر هو خاصية أساسية ومميزة للعنصر فلا يوجد عنصران لهما نفس\nالطيف الخطى . فهو مثل بصمة الإصبع التى يمكن عن طريقها تمييز إنسان عن آخر .\nوبدراسة الطيف الخطى لأشعة الشمس أثبت أنه يتكون من عنصرى الهيدروجين والهيليوم .\nوبدراسة طيف الانبعاث الخطى لذرات الهيدروجين تمكن بور من وضع نموذجه الذرى .\nاستخدم بور بعض فروض رذرفورد وهى :\n1 – توجد فى مركز الذرة نواة موجبة الشحنة .\n2 – عدد الإلكترونات السالبة يساوى عدد الشحنات الموجبة التى تحملها النواة .\n3 – أثناء دوران الإلكترون حول النواة تنشأ قوة طاردة مركزية تتعادل مع قوة جذب النواة .\nثم أضاف الفروض التالية :\n4 – تتحرك الإلكترونات حركة سريعة حول النواة دون أن تفقد أو تكتسب أى قدر من الطاقة .\n5 – تدور الإلكترونات حول النواة فى عدد من مستويات الطاقة المحددة والثابتة وتعتبر الفراغات الموجودة بين\nهذه المستويات منطقة محرمة تماماً لدوران الإلكترونات .\n6- للإلكترون أثناء حركته حول النواة طاقة معينة تتوقف على بعد مستوى طاقته عن النواة وتتزايد طاقة المستوى\nكلما زاد نصف قطر الذرة . ويعبر عن طاقة كل مستوى بعدد صحيح يسمى عدد الكم الرئيسى\nرقم المستوى\tالأول الـثـانـى الـثـالـث\tالـرابـع\tالـخـامـس الـسـادس الـسـابـع\nالرمز الأبجدى k\tl\tm\tn\to\tp\tq\nعدد الكم الرئيسى 1 2 3 4 5 6 7\n7 – يبقى الإلكترون فى أقل مستويات الطاقة فى الحالة المستقرة ولكن إذا اكتسب الإلكترون قدراً معيناً من الطاقة\nيسمى ( كم أو كوانتم ) عن طريق التسخين أو التفريغ الكهربى تصبح الذرة مثارة وينتقل الإلكترون ( مؤقتاً )\nإلى مستوى طاقة أعلى يتوقف على مقدار الكم المكتسب . ويكون الإلكترون فى المستوى الأعلى فى وضع غير\nمستقر لا يلبث أن يعود إلى مستواه الأصلى ويفقد نفس الكم من الطاقة الذى كان قد اكتسبه أثناء إثارته على\nهيئة إشعاع من الضوء له طول موجى وتردد مميز ينتج طيفاً خطياً مميزاً .\n8 – هناك الكثير من الذرات تمتص كميات مختلفة من الطاقة فى نفس الوقت الذى تشع فيه الكثير من الذرات كميات\nمن الطاقة ونتيجة لذلك تنتج خطوط طيفية تدل على مستويات الطاقة التى تنتقل الإلكترونات منها .\n( 1 ) الذرة المثارة : هى الذرة التى اكتسبت قدراً من الطاقة تسبب انتقال إلكترون من مستواه إلى مستوى أعلى\nفى الطاقة .\n( 2 ) الكم ( الكوانتم ) : هو مقدار الطاقة المكتسبة أو المنطلقة عندما ينتقل إلكترون من مستوى طاقة إلى\nمستوى طاقة أخر .\n( 3 ) الفرق فى الطاقة بين المستويات ليس متساوياً فهو يقل كلما بعدنا عن النواة ولذلك فالكم من الطاقة اللازم\nلنقل الإلكترون بين المستويات المختلفة ليس متساوياً .\n( 4 ) لا ينتقل الإلكترون من مستواه إلى مستوى طاقة آخر إلا إذا كانت كمية الطاقة المكتسبة أو المفقودة مساوية\nلفرق الطاقة بين المستويين ( أى كماً واحداً ) حيث أن الكم أو الكوانتم لا يقبل التجزئة أو التضاعف\n( أى لا يوجد ½ كوانتم أو 2 كوانتم ) . ويمكن تمثيل مستويات الطاقة فى الذرة كما صورها بور بالكرة عندما\nتقفز بين درجات السلم قفزات محددة حيث يلاحظ أن الكرة لا يمكن أن تستقر فى أية مرحلة بين درجات السلم.\nمميزات النموذج الذرى لبور :\n1 – تفسير طيف الهيدروجين تفسيراً صحيحاً .\n2 – أدخلت نظرية بور فكرة الكم فى تحديد طاقة الإلكترونات فى مستويات الطاقة المختلفة لأول مرة .\n3 – التوفيق بين رذرفورد وماكسويل .\n( الإلكترونات أثناء دورانها حول النواة فى الحالة المستقرة لا تشع طاقة وبالتالى لن تسقط فى النواة )\nقـصـور الـنمـوذج الـذرى لـبـور :\n1 – فشل فى تفسير طيف الذرات الأثقل من الهيدروجين حتى ذرة الهيليوم التى تحتوى على إلكترونين فقط .\n2 – اعتبر الإلكترون مجرد جسيم مادى سالب ولم يأخذ فى الاعتبار أن له أيضاً خواص موجبة .\n3 – افترض انه يمكن تحديد مكان وسرعة الإلكترون معاً بكل دقة فى نفس الوقت وهذا يستحيل عملياً .\n4 – بينت معادلات نظرية بور أن الإلكترون عبارة عن جسيم يتحرك فى مسار دائرى مستوٍ وهذا يعنى أن الذرة\nمسطحة وقد ثبت بعد ذلك أن الذرة لها الاتجاهات الفراغية الثلاثة( x, y, z ) .\nالـنـظـريـة الـذريـة الـحـديـثـة\nقامت بإدخال ثلاث تعديلات على نموذج بور هى :\n1 – الـطـبـيـعـة الـمـزدوجـة لـلإلـكـتـرون :\nأثبتت التجارب أن للإلكترون طبيعة مزدوجة بمعنى أنه جسيم مادى له خواص موجبة على عكس النظريات السابقة\nالتى اعتبرت أن الإلكترون مجرد جسيم صغير سالب الشحنة .\nومعنى ذلك أن كل جسيم متحرك مثل : ( الإلكترون – النواة – الجزئ – الذرة ) تصاحبه حركة موجية تسمى\nبالموجات المادية وهى تختلف عن الموجات الكهرومغناطيسية فى أنها لا تنفصل عن الجسيم المتحرك وسرعتها\nلا تساوى سرعة الضوء .\n2 – مـبـدأ عـدم الـتـأكـد لـهـيـزنـبـرج :\n( يستحيل عملياً تحديد مكان وسرعة الإلكترون معاً فى وقت واحد وإنما يمكننا أن نقول من المحتمل بقدر كبير أو\nصغير وجود الإلكترون فى هذا المكان أو ذاك ) .\nأى أن التحدث بلغة الاحتمالات هو القرب .\n3 – الـمـعـادلـة الـمـوجـيـة لـشـرودنـجـر :\nتمكن العالم النمساوى شرودنجر اعتماداً على أفكار بلانك وأينشتين ودى براولى وهايزنبرج من وضع المعادلة\nالموجية والتى بحلها إيجاد :\n( أ ) مستويات الطاقة المسموح بها فى الذرة .\n( ب ) مناطق الفراغ حول النواة التى يزيد فيها احتمال تواجد الإلكترونات فى كل مستوى .\nوكان من نتيجة ذلك :\nتغير مفهوم العلماء لحركة الإلكترونات حول النواة حيث كان مفهوم خط سيرها تبعاً لذرة ( بور ) أنها تسير\nفى مسارات محددة ثابتة والمناطق بين المدارات تعتبر مناطق محرمة على الإلكترونات وهكذا أصبح من\nالصواب استخدام كلمة ( الأوربيتال ) للتعبير عن احتمال تواجد الإلكترون فى منطقة ما من الفراغ المحيط\nبالنواة . ( أى أنه : استبدل كلمة المدار بكلمة الأوربيتال ) .\nس1 : اشرح المقصود بالطبيعة المزدوجة للإلكترون .\nس2 : علل : اعتبار الإلكترون جسيم مادى سالب الشحنة فقط اعتبار خاطئ وغير دقيق .\nس 3 : ما الفرق بين المدار بمفهوم بور والأوربيتالات بمفهوم النظرية الموجية ؟\nج : المدار بمفهوم ( بور ) :\nهو خط دائرى وهمى مستو يدور فيه الإلكترون فى اتجاه معين .\nالأوربيتالات بمفهوم النظرية الموجية :\nهو احتمال تواجد الإلكترون فى منطقة ما فى الفراغ حول النواة ( السحابة الإلكترونية ) .\nلتقريب مفهوم السحابة الإلكترونية :\nيمكن تخيل حركة الإلكترون حول النواة بمروحة تدور حول محورها بسرعة . فعند بداية تشغيلها يمكن تمييز كل\nذراع من أذرع المروحة وعندما تزداد سرعتها فلا يمكن إطلاقاً تمييز أو تحديد أى من الأذرع نتيجة لسرعتها .\nالسحابة الإلكترونية : ♣ هى احتمال تواجد الإلكترون فى كل الاتجاهات والأبعاد حول النواة .\n♣ هى منطقة من الفراغ حول النواة يزداد احتمال تواجد الإلكترون فيها .\nس : علل : أصبح تعبير السحابة الإلكترونية النموذج المقبول لوصف حركة الإلكترون فى الأوربيتال ؟\nملحوظة هامة : أعطى الحل الرياضى لمعادلة شرودنجر أربعة أعداد سميت بأعداد الكم .\n( هى أعداد تحدد أحجام الحيز من الفراغ الذى يكون احتمال تواجد الإلكترونات فيه أكبر ما يمكن ( الأوربيتالات )\nكما تحدد طاقة هذه ( الأوربيتالات ) وأشكالها واتجاهاتها بالنسبة لمحاور الذرة ) .\n1 – عدد الكم الرئيسى ( n ) :\nهو عدد يستخدم فى تحديد :\n1 – رتبة مستويات الطاقة الرئيسية أو الأغلفة الإلكترونية وعددها فى أثقل الذرات المعروفة وهى فى الحالة\nالمستقرة تساوى سبعة .\n2 – عدد الإلكترونات التى يتشبع بها مستوى طاقة معين تساوى ضعف مربع رقم الغلاف ( 2n2)\nحيث ( n ) = رقم الغلاف .\nرقم المستوى الرئيسى ( n )\tعدد الإلكترونات التى تشبع المستوى الرئيسى (2n2)\nالمستوى الأول ( 1 = n )\nالمستوى الثانى ( 2 = n )\nالمستوى الثالث ( 3 = n )\nالمستوى الرابع ( 4 = n )\t2 × 21 = 2 إلكترون\n2 × 22 = 8 إلكترون\n2 × 23 = 18 إلكترون\n2 × 24 = 32 إلكترون\n( 1 ) عدد الكم الرئيسى عدداً صحيحاً ويأخذ القيم 1 ، 2 ، 3 .............. إلى ما لا نهاية ولا يأخذ قيمة الصفر أو\nقيماً غير صحيحة .\n( 2 ) لا ينطبق القانون ( 2n2) على مستويات الطاقة الأعلى من المستوى الرابع لأن الذرة تصبح غير مستقرة\nإذا زاد عدد إلكترونات أى مستوى عن 32 إلكترون . ( أى أن المستويات : الخامس والسادس والسابع\nتتشبع بـ 32 إلكترون ) .\nس : علل : لا ينطبق القانون ( 2n2) على مستويات الطاقة الأعلى من المستوى الرابع ؟\nعدد الكم الرئيسى ( n ) : هو عدد يحدد رقم مستوى الطاقة الرئيسى فى الذرة وعدد الإلكترونات التى يتشبع\nبها كل مستوى ( 2n2) وهو عدد صحيح يأخذ القيم من 1 إلى ما لا نهاية .\n2 – عدد الكم الثانوى : ( )\nويتميز بما يلى :\n1 – يحدد عدد مستويات الطاقة الفرعية فى كل مستوى طاقة رئيسى .\n2 – كل مستوى طاقة رئيسى يتكون من عدد من مستويات الطاقة الفرعية يساوى رقمه .\nمثال : المستوى الرئيسى الأول له مستوى فرعى واحد ( 1S) والمستوى الفرعى الثانى له مستويين فرعيين\n( 2S) ، ( 2P) وهكذا .................\n3 – تأخذ المستويات الفرعية الرموز ( f‚ d‚ p‚ s ) .\n4 – المستويات الفرعية لنفس المستوى الرئيسى تختلف عن بعضها اختلافاً بسيطاً فى الطاقة ويمكن ترتيبها حسب\nطاقاتها كما يلى :\nوقد استدل ( سمر فيلد ) : على هذا العدد عندما استخدم مطيافاً له قدرة تحليلية كبيرة فتبين له أن الطيف\nالخطى الواحد الذى كان يمثل انتقال الإلكترون بين مستويين مختلفين من الطاقة هو فى الواقع عبارة عن عدة\nخطوط طيفية دقيقة تمثل انتقال الإلكترونات بين مستويات طاقة متقاربة ( المستويات الفرعية ) .\nعدد الكم الرئيسى\n( n )\tعدد الكم الثانوى\n( ) عدد المستويات الفرعية المستويات الفرعية\n1 1 مستوى واحد 1S\n2 2 مستويين فرعيين\t2S‚ 2P\n3 3 ثلاث مستويات فرعية 3S‚ 3P‚3d\n4 4 أربعة مستويات فرعية\t4S‚ 4P‚4d ‚ 4f\n3 – عدد الكم المغناطيسى ( m ) :\nويتميز بالآتى :\n1 – يمثل عدد الأوربيتالات التى يحتوى عليها مستوى فرعى معين .\n2 – ♣ المستوى الفرعى ( s) : له أوربيتال واحد كروى الشكل متماثل حول النواة .\n♣ المستوى الفرعى ( p) : عبارة عن ثلاثة أوربيتالات (Px ‚ Py ‚ Pz ) تتخذ محاورها الاتجاهات الفراغية\nالثلاثة وهى متعامدة وتأخذ الكثافة الإلكترونية لكل أوربيتال منها شكل كمثرتين متقابلتين عند الرأس فى نقطة\nتنعدم عندها الكثافة الإلكترونية .\n♣ المستوى الفرعى ( d) : عبارة عن خمسة أوربيتالات .\n♣ المستوى الفرعى ( f) : عبارة عن سبعة أوربيتالات .\nس : علل : يتشبع المستوى الفرعى ( s) بإلكترونين بينما يتشبع المستوى الفرعى ( p) بستة إلكترونات ؟\nج : يتشبع المستوى الفرعى ( s) بإلكترونين لأن له أوربيتال واحد . و يتشبع المستوى الفرعى ( p) بستة\nإلكترونات لأنه عبارة عن ثلاثة أوربيتالات وكل أوربيتال يتشبع بإلكترونين .\n1 – عدد الأوربيتالات عدد فردى .\n2 – أوربيتالات المستوى الفرعى الواحد تتشابه فى الحجم والطاقة وتختلف فى الاتجاه .\n4 – عدد الكم المغزلى (ms ) :\nهو عدد يحدد نوعية حركة الإلكترون المغزلية فقد تكون فى اتجاه عقارب الساعة أو عكسها .\n1 – كل أوربيتال يتشبع بزوج من الإلكترونات .\n2 – لا يتنافر زوج الإلكترونات نتيجة لاختلاف اتجاه الحركة الدورانية المغزلية لكل إلكترون .\n( 1 ) بالرغم من أن إلكترونى الأوربيتال الواحد يحملان نفس الشحنة السالبة إلا أنهما لا يتنافران ؟\nج : لأن اتجاه المجال المغناطيسى الناشئ عن دوران أحد الإلكترونين حول محوره يكون فى اتجاه عكس اتجاه\nالمجال المغناطيسى الناشئ عن دوران الإلكترون الآخر حول محوره ويقال أن الإلكترونين فى حالة ازدواج .\n( 2 ) يعتبر الإلكترون كمغناطيس صغير ؟\nج : لأنه ينشأ عن حركته المغزلية مجالاً مغناطيسياً .\nالعلاقة بين رقم الـمستوى الأساسى والـمستويات الفرعية والأوربيتالات\n1 – عدد المستويات الفرعية تساوى رقم المستوى المنتمى له .\nأمثلة : ♣ المستوى الأول له مستوى فرعى واحد .\n♣ المستوى الثانى له مستويين فرعيين ........ إلخ .\n2 – عدد الأوربيتالات فى المستوى الأساسى تساوى مربع رقم المستوى ( . ( n2\nأمثلة : ♣ المستوى االثانى له أربعة أوربيتالات هى :2 Px ‚ 2 Py ‚ 2 Pz) 2S‚ ) .\n♣ المستوى الثالث له تسعة أوربيتالات هى : واحد فى المستوى ( 3S ) وثلاثة فى المستوى الفرعى\n(3P ) وخمسة فى المستوى الفرعى ( 3d ) .\n3 – عدد الإلكترونات التى يمكن أن يتسع لها المستوى الأساسى تساوى ضعف مربع رقم المستوى ( 2n2) .\nمثال : المستوى الثانى يتسع لثمانية إلكترونات تتوزع كالآتى : 2 Px2 ‚ 2 Py2 ‚ 2 Pz2 2S2‚\n4 3 2 1 المستوى الأساسى ( . ( n\n4S 4P 4d 4f 3d 3P 3S 2P 2S 1S المستويات الفرعية (e )\n16 9 4 1 عدد الأوربيتالات ( ( n2\n32 18 8 2 عدد الإلكترونات التى تشبع المستوى ( 2n2)\nتدريب : بين التوزيع الإلكترونى للذرات الآتية :\n11Na ‚ 20 Ca ‚ 30 Zn\nالحل : 2 S2 ‚ 2 P6 ‚ 3 S1 1S2‚ : 11Na\n2 S2 ‚ 2 P6 ‚ 3 S2 ‚3 P6‚ 4 S2 1S2‚ : 20Ca\n2 S2 ‚ 2 P6 ‚ 3 S2 ‚3 P6‚ 4 S2‚3 d10 1S2‚ :30 Zn\nس : علل : يملأ المستوى الفرعى ( 4 s) قبل المستوى الفرعى ( 3d) ؟\nج : لأن طاقة المستوى الفرعى ( 4s) أقل من طاقة المستوى ( 3d) لتداخل المستويات الفرعية .\n1 – مبدأ البناء التصاعدى :\n( لابد للإلكترونات أن تملأ المستويات الفرعية ذات الطاقة المنخفضة أولاً ثم المستويات الفرعية ذات الطاقة الأعلى)\nوتترتب المستويات الفرعية تصاعدياً ما يلى :\n1S < 2S < 2P < 3S < 3P < 4S < 3d < 4P < 5S < 4d < 5P < 6S < 4f < 5d < 6P <7S < 5f < 6d\n2 – قاعدة هوند :\n( لا يحدث ازدواج بين إلكترونين فى مستوى فرعى معين إلا بعد أن تشغل أوربيتالاته فرادى أولاً )\n( 1 ) يفضل الإلكترون أن يشغل أوربيتالات مستقلة قبل أن يزدوج ؟\nج : لأن ذلك أفضل له من جهة الطاقة لأنه عند ازدواج إلكترونين فى أوربيتال واحد ، وبالرغم من أن كلاً منهما\nله حركة دوران مغزلية مضادة للآخر ، إلا أن هناك قوى تنافر بينهما تعمل على تقليل استقرار الذرة\n( زيادة طاقتها ) . أما فى حالة الإلكترونات المفردة فتكون الذرة أكثر استقراراً لأن حركة الدوران المغزلية\nللإلكترونات المفردة يكون فى اتجاه واحد .\n( 2 ) يفضل الإلكترون أن يزدوج مع إلكترون آخر فى أوربيتال نفس المستوى الفرعى على الدخول فى\nأوربيتال مستقل فى المستوى الفرعى التالى ؟\nج : لأن الطاقة الناتجة من تنافر إلكترونى أوربيتال واحد عند الازدواج أقل من الطاقة اللازمة لنقل إلكترون من\nمستوى فرعى إلى المستوى الذى يليه .\nمثال : التوزيع الإلكترونى للنيتروجين (7N ) هو : 2p 2S 1S\n( 1 ) ( 2‚ 5)\n( 2 ) تبعاً لمبدأ البناء التصاعدى : (1S2‚2 S2 ‚ 2 P3 )\n( 3 ) تبعاً لقاعدة هوند : (1S2 ‚ 2S2‚ 2p 1x ‚ 2p 1y ‚ 2p 1z )\nس : اكتب التوزيع الإلكترونى لذرات كل من : ( الكربون – الأكسجين – الحديد )\nج : التوزيع الإلكترونى لذرة الكربون : التوزيع الإلكترونى لذرة الأكسجين :\n1S2‚2 S2 ‚ 2 P2 : 6C 1S2‚2 S2 ‚ 2 P4 : 8O\nالتوزيع الإلكترونى لذرة الحديد : 1S2‚2 S2 ‚ 2 P6‚3 S2 ‚ 3 : 26Fe\nس 1 : أكمل ما يأتى :\n1 – إذا اكتسبت الذرة قدراً من الطاقة فإن الإلكترون ينتقل من المستوى الذى يشغله إلى المستوى ........ فى الطاقة\n2 – طاقة المستوى الفرعى ( 4S ) ............. من طاقة المستوى الفرعى (3d ) .\n3 – يرمز للمستويات الفرعية بالرموز ............ ، ............ ، ............. ، ..............\n4 – تتوقف طاقة الإلكترون على .......................... وتزيد طاقة المستوى ................................\n5 – عدد الإلكترونات التى تشغل المستوى الأساسى يساوى ........................\n6 – تختلف الموجات المادية عن الموجات الكهرومغناطيسية فى .............................. ، ...............................\n7 – أوربيتالات مستوى الطاقة الفرعى الواحد تكون .......................... فى الطاقة .\n8 – المستوى الفرعى ( d ) يحتوى على ..... أوربيتالات بينما يحتوى المستوى الفرعى ( f ) على ..... أوربيتالات\n9 – عدد الكم المغناطيسى يحدد ............................ بينما عدد الكم المغزلى يحدد ..................................\n10- السحابة الإلكترونية عبارة عن ............... حول النواة التى يحتمل أن يتواجد بها ..............................\n11- يتركز فى نواة الذرة الشحنة ................... ومعظم ................ الذرة .\n12- المستوى الفرعى ( S ) له ............. واحد بينما المستوى الفرعى ( p ) عبارة عن .................. تتخذ\nمحاورها الاتجاهات ............................\n13- يتشبع المستوى الفرعى ……….. بإلكترونين والمستوى الفرعى ................. بستة إلكترونات .\n14- مبدأ عدم التأكد توصل إليه ..................................\n15- من التعديلات التى أدخلتها النظرية الحديثة على نموذج بور ..................................................\n16- عدد المستويات الفرعية يساوى ...............................\nس 2 : اختر الإجابة الصحيحة :\n1 – عدد أوربيتالات المستوى الفرعى ( 3d ) ............. ( خمسة – ستة – سبعة )\n2 – مستوى الطاقة الفرعى الذى يتكون من خمسة أوربيتالات هو .......... ( S – p – d )\n3 – مستوى الطاقة الرابع (N ) يتشبع بعدد من الإلكترونات يساوى ......... ( 8 – 18 – 32 – 72 )\n4 – أقصى عدد مستويات الطاقة فى أثقل الذرات المعروفة وهى فى حالتها المستقرة ( خمسة – ستة – سبعة )\n5 – العدد الذي يحدد مستويات الطاقة الرئيسية هو عدد الكم ( المغناطيسى – الثانوى – الرئيسى – المغزلى )\n6 – الحد الأقصى من الإلكترونات التى تشغل المستوى الفرعى ( d ) يساوى ( 2 – 6 – 10 – 14 )\n7 – أول من وضع تعريف للعنصر هو .............. ( دالتون – رذرفورد – بويل – طومسون )\nس 3 : أعد كتابة العبارات الآتية بعد تصويب ما تحته خط منها :\n1 – توصل شرودنجر باستخدام ميكانيكا الكم إلى مبدأ عدم التأكد .\n2 – مضمون مبدأ دى براولى أنه لا يحدث ازدواج بين إلكترونين فى مستوى فرعى معين إبل بعد أن تشغل\nأوربيتالاته فرادى أولاً .\n3 – الصيغة الرياضية( 2n2) تحدد مستويات الطاقة الفرعية التى تشغل مستوى الطاقة ( n) .\n4 – عدد الكم الثانوى يحدد عدد الأوربيتالات فى المستوى الفرعى للذرة .\n5 – العالم ( سمر فيلد ) استدل على وجود مستويات الطاقة الرئيسية فى الذرة .\n6 – عندما ينتقل إلكترون من مستوى الطاقة (K ) إلى مستوى الطاقة ( M ) فإنه يكتسب كمية من الطاقة مقدارها\n2 كوانتم .\nس 4 : أكتب المصطلح العلمى :\n1 – أعداد تحدد الأوربيتالات وأشكالها واتجاهاتها الفراغية .\n2 – مقدار الطاقة المكتسبة أو المنطلقة عندما ينتقل إلكترون من مستوى طاقة إلى مستوى طاقة أخر .\n3 – احتمال تواجد الإلكترون بالفراغ المحيط بالنواة .\n4 – الإلكترون جسيم مادى له طبيعة موجية .\n5 – لابد للإلكترونات أن تملأ المستويات الفرعية ذات الطاقة المنخفضة أولاً ثم المستويات الفرعية ذات الطاقة\n6 – يستحيل عملياً تحديد مكان وسرعة الإلكترون معاً فى وقت واحد .\n1 – عدد الكم الرئيسى وعدد الكم الثانوى .\n2 – الموجات المادية والموجات الكهرومغناطيسية\n3 – المدار بمفهوم بور والأوربيتال بمفهوم النظري الموجية .\nس 6 : علل لما يأتى :\n1 – بالرغم من أن إلكترونى الأوربيتال الواحد يحملان نفس الشحنة لكنهما لا يتنافران .\n2 – تفضل الإلكترونات أن تشغل الأوربيتالات مستقلة قبل أن تزدوج .\n3 – التعارض بين قوانين الميكانيكا الكلاسيكية وتصور ( رذرفورد ) فيما يتعلق بحركة الإلكترونات حول النواة .\n4 – يتشبع المستوى الفرعى (d ) بعشرة إلكترونات بينما يتشبع المستوى الفرعى (f ) بأربعة عشر إلكتروناً .\n5 – الطيف الخطى لأى عنصر هو خاصية أساسية ومميزة له .\nس 7 : أكتب نبذة مختصرة عن : قصور ومميزات النموذج الذرى لبور .\nس 8 : أذكر العلاقات بين رقم المستوى الأساسى والمستويات الفرعية والأوربيتالات موضحاً ذلك بالرسم للمستوى\nالأساسى الرابع فقط .\nس 9 : رتب المستويات الفرعية التالية حسب امتلائها بالإلكترونات حسب مبدأ البناء التصاعدى :\n( 3d 4d ‚ ‚ 5S‚ 3P‚4S ‚ 4p)\nالباب الثانى : الجدول الدورى وتصنيف العناصر\nالجدول الدورى الحديث :\nتم بناء الجدول الدورى الحديث بحيث يوافق ترتيب العناصر مبدأ البناء التصاعدى ورتبت العناصر بحيث يزيد كل\nعنصر عن العنصر الذى يسبقه بإلكترون واحد يسمى " الإلكترون المميز " ويلاحظ أن ترتيب المستويات الفرعية\nتبعاً للزيادة فى الطاقة تتفق مع ترتيب العناصر فى الجدول الدورى الحديث كما يلى :\nترتيب المستويات الفرعية :\n4S< 3d< 4p 3S< 3P 2S < 2P 1S\n7S< 5f< 6d 6S<4f < 5d< 6p 5S< 4d< 5p\nترتيب العناصر فى الجدول الدورى الحديث :\n2 1S 1S\n8 2P 2S\n8 3P 3S\n18 4p 3d 4S\n18 5p 4d 5S\n32 6p 5d 4f 6S\n32 5f 7S\nفئات الجدول الدورى\nيقسم الجدول إلى أربع مناطق رئيسية أو فئات وهى :\n(1) عناصر الفئة (S ) :\n☻تشغل المنطقة اليسرى من الجدول .\n☻تحتوى على العناصر التى تقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى (S ) وهى مجموعتان :\n1 – عناصر المجموعة ( 1A) : وهى تحتوى على إلكترون واحد فى المستوى الفرعى الخارجى .\nوتركيبها الإلكترونى (ns 1 ) .\n2 – عناصر المجموعة ( 2A) : وهى تحتوى على إلكترونين فى المستوى الفرعى الخارجى .\nوتركيبها الإلكترونى (ns 2 ) .\nحيث ( n) : رقم مستوى الطاقة الخارجى ورقم الدورة فى نفس الوقت .\n(2) عناصر الفئة (P ) :\n☻تشغل المنطقة اليمنى من الجدول .\n☻تحتوى على العناصر التى تقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى (P ) وهى ستة مجموعات :\n1 – عناصر المجموعة ( 3A) : وتركيبها الإلكترونى (np 1 ) .\n2 – عناصر المجموعة ( 4A) : وتركيبها الإلكترونى (np 2 ) .\n3 – عناصر المجموعة ( 5A) : وتركيبها الإلكترونى (np 3 ) .\n4 – عناصر المجموعة ( 6A) : وتركيبها الإلكترونى (np 4 ) .\n5 – عناصر المجموعة ( 7A) : وتركيبها الإلكترونى (np 5 ) .\n6 – عناصر المجموعة الصفرية ( الغازات النبيلة ) : وتركيبها الإلكترونى (np 6 ) .\n☻ تسمى عناصر المجموعات للفئتين(S ) ، (P ) بالعناصر الممثلة وتشمل كل المجموعات (A ) .\n– مثال : حدد نوع وموقع وفئة العناصر الآتية : X 11 ، Y 15 ، Z 18\nالحل : 3S 1 : (Ne10 ) : X 11 3S 2‚3P 3 : (Ne10 ) : Y 15 3S 2‚3P 6 : (Ne10 ) : Z 18\nالموقع : الدورة الثالثة الموقع : الدورة الثالثة الموقع : الدورة الثالثة\nالمجموعة الأولى . المجموعة الخامسة . المجموعة الصفرية .\nالنوع : ممثل الفئة (S ) . النوع : ممثل الفئة (P ) . النوع : ممثل الفئة (P )"خامل/ نبيل"\n(3) عناصر الفئة (d ) :\n☻تشغل المنطقة الوسطى من الجدول .\n☻تحتوى على العناصر التى تقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى (d ) .\nوحيث أن المستوى الفرعى (d ) يتسع لعشرة إلكترونات فلذلك تتكون من عشرة صفوف رأسية سبعة منها\nتخص المجموعات (B ) وثلاثة صفوف لعناصر المجموعة الثامنة .\n☻تسمى عناصر الفئة (d ) بالعناصر الانتقالية الرئيسية .\nالأولى السلسلة الانتقالية\nالثانية السلسلة الانتقالية\nالجدول الدورى\tتقع فى الدورة\nالرابعة\tتقع فى الدورة\nالخامسة تقع فى الدورة\nالذرى يتتابع فيها امتلاء\nالمستوى الفرعى ( 3d) يتتابع فيها امتلاء\nالمستوى الفرعى( 4d)\tيتتابع فيها امتلاء\nالمستوى الفرعى( 5d)\nتنتهى بعنصر السكانديوم 21Sc\nالخارصين 30Zn\tاليوتيريوم 39Y\nالكادميوم 48Cd\tاللنثانيوم 57 La\n☻تقسم حسب رقم مستوى الطاقة الأخير ( أو الدورة ) إلى ثلاثة سلاسل هى :\n(4) عناصر الفئة (f ) :\n☻يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (f ) الذى يتسع لـ ( 14 ) إلكتروناً .\nسلسلة اللانثانيدات سلسلة الأكتينيدات\n♠ يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (4f ) .\n♠ تتكون من ( 14 ) عنصر .\n♠ تقع فى الدورة السادسة .\n♠ مستوى التكافؤ الخارجى لجميع هذه العناصر هو\n( 6S 2 ) لذلك فعناصرها شديدة التشابه بحيث\nيصعب فصلها عن بعضها ولذا سميت بالعناصر\nالأرضية النادرة وهى تسمية خاطئة . ♠ يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (5f ) .\n♠ تقع فى الدورة السابعة .\n♠ جميعها عناصر مشعة وأنويتها غير مستقرة .\n☻تتكون من سلسلتين هما :\n1 – تتميز اللانثانيدات بشيوع التكافؤ الثلاثى ؟\nج : لأنها تفقد إلكترونى ( 6S 2 ) + إلكترون ( 5d 1 )\n2 – تسمية اللانثانيدات بالعناصر الأرضية النادرة تسمية خاطئة ؟\nج : لأنها توجد على هيئة أكاسيد وأكسيد باللاتينى يعنى أرضى وسميت نادرة للصعوبة الشديدة فى فصا أكاسيدها\nعن بعضها للتشابه الكبير فى خواصها .\n3 – سلسلة الأكتينيدات تسمى بالعناصر المشعة ؟\nج : لأنها تتميز جميعاً بالنشاط الاشعاعى نتيجة لعدم ثبات أنويتها .\n4 – تفصل عناصر الفئة (f ) تحت الجدول ؟\nج : حتى لا يكون طويلاً جداً .\n1 – العناصر النبيلة :\n♣ هى عناصر الصف الرأسى الأخير من عناصر الفئة (p ) ( المجموعة الصفرية أو المجموعة رقم 18 ) .\n♣ تركيبها الإلكترونى (np 6 ) ما عدا الهيليوم ( 1S2 ) .\n♣ تتميز بإمتلاء جميع مستويات الطاقة بالإلكترونات لذا فهى عناصر مستقرة تماماً وتكون مركبات بغاية الصعوبة .\n2 – العناصر الممثلة :\n♫ هى عناصر الفئتين (p ، S ) ما عدا عناصر المجموعة الصفرية .\n♫ تتميز بإمتلاء جميع مستويات الطاقة بالإلكترونات ما عدا مستوى الطاقة الأخير .\n♫ تميل إلى الوصول إلى التركيب( np6 nS2 ) لمستوياتها الخارجية وذلك بفقد أو اكتساب إلكترونات أو بالمشاركة.\n3 – العناصر الانتقالية الرئيسية :\n♪ هى عناصر الفئة ( d ) حيث يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى ( d ) .\n♪ تتميز بإمتلاء جميع مستويات الطاقة بالإلكترونات ما عدا المستويين الأخيرين .\n4 – العناصر الانتقالية الداخلية :\n♥ هى عناصر الفئة ( f ) حيث يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى ( f ) .\n♥ تتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة بالإلكترونات ما عدا الثلاثة مستويات الأخيرة .\nوصف الـجدول الدورى\n◙ يتكون الجدول الدورى الطويل من 18 مجموعة رأسية و 7 دورات أفقية .\n◙ رتبت فيه العناصر ترتيباً تصاعدياً حسب الزيادة فى العدد الذرى .\n◙ يزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه فى نفس الدورة بإلكترون واحد .\n◙ تبدأ كل دورة بملء مستوى طاقة جديد بإلكترون واحد ويتتابع ملأ المستويات الفرعية التى فى نفس الدورة حتى\nنصل إلى العنصر الأخير وهو الغاز الخامل .\n◙ فى المجموعات الرأسية عناصر المجموعة الواحدة تتشابه فى التركيب الإلكترونى لمستوى الطاقة الأخير\nفيما عدا عدد الكم الرئيسى (n ) .\nتدرج الخواص فى الجدول الدورى\n1 – نصف قطر الذرة :\nأظهرت النظرية الموجية أنه لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة بالضبط لذا يكون من الخطأ أن نعرف نصف قطر الذرة بأنه : ( المسافة من النواة إلى أبعد إلكترون ) وبدلاً من ذلك يعرف نصف قطر الإلكترون بأنه :\n( نصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرة ) .\nس : علل : لا يمكن قياس نصف قطر الذرة فيزيائياً ؟\nج : لعدم إمكان تحديد موقع الإلكترون حول النواة بالضبط .\n♣ طول الرابطة : هو المسافة بين نواتى ذرتين متحدتين .\n(1) إذا كانت الذرتين متماثلتان يكون نصف طول هذه الرابطة هو نصف القطر التساهمى .\nنصف القطر التساهمى = طول الرابطة ÷ 2\n♣ نصف القطر التساهمى : هو نصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين متحدتين برابطة تساهمية لتكوين\nجزئ ثنائى الذرة .\n(2) إذا كانت الذرتين مختلفتان ( غير متماثلتان ) يكون : طول هذه الرابطة هو مجموع نصفى قطرى الأيونين .\nويسمى نصف القطر المقاس فى هذه الحالة بنصف القطر الأيونى .\nطول الرابطة = نصف قطر الذرة الأولى + نصف قطر الذرة الثانية\nوتتكون البلورات الأيونية من أيونات موجبة وأيونات سالبة مثل بلورة كلوريد الصوديوم .\nويعتمد نصف القطر الأيونى على عدد الإلكترونات المفقودة أو المكتسبة .\n♣ نصف القطر الأيونى : هو نصف المسافة بين مركزى الأيونين الموجب والسالب فى جزئ المركب الأيونى .\n(3) تقاس طول الرابطة بعدة طرق مثل الأشعة السينية أو حيود الإلكترونات .\n(1) إذا كان طول الرابطة فى جزئ الكلور ( Cl – Cl ) تساوى 1.98 أنجستروم وطول الرابطة بين ذرة الكربون\nوذرة الكلور ( C – Cl ) = 1.76 أنجستروم . احسب نصف قطر ذرة الكربون .\nنصف قطر ذرة الكلور = طول الرابطة فى جزئ الكلور ÷ 2\n= 1.98 ÷ 2 = 0.99 أنجستروم .\nنصف قطر ذرة الكربون = طول الرابطة بين الكلور والكربون – نصف قطر ذرة الكلور\n= 1.76 – 0.99= 0.77 أنجستروم .\n(2) إذا كان طول الرابطة فى جزئ أكسيد النيتريك تساوى 1.36 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ الأكسجين\nتساوى 1.32 أنجستروم . احسب نصف قطر ذرة النيتروجين .\nنصف قطر ذرة الأكسجين = طول الرابطة فى جزئ الأكسجين ÷ 2\n= 1.32 ÷ 2 = 0.66 أنجستروم .\nنصف قطر ذرة النيتروجين = طول الرابطة فى جزئ أكسيد النيتريك – نصف قطر ذرة الأكسجين\n= 1.36 – 0.66= 1.7 أنجستروم\n(3) إذا كان طول الرابطة فى جزئ النيتروجين تساوى 1.46 أنجستروم وطول الرابطة بين ذرة النيتروجين\nوذرة الهيدروجين فى جزئ النشادر= 1.03 أنجستروم . احسب طول الرابطة فى جزئ الهيدروجين.\nنصف قطر ذرة النيتروجين = طول الرابطة فى جزئ النيتروجين ÷ 2\n= 1.46 ÷ 2 = 0.73 أنجستروم .\nطول الرابطة بين النيتروجين و الهيدروجين = نصف قطر ذرة النيتروجين + نصف قطر ذرة الهيدروجين\n1.03 = 0.73+ نصف قطر ذرة الهيدروجين\nنصف قطر ذرة الهيدروجين = 1.03 – 0.73 = 0.3 أنجستروم .\nطول الرابطة فى جزئ الهيدروجين = 2 × 0.3 = 0.6 أنجستروم .\n(4) إذا كان طول الرابطة فى جزئ النشادر تساوى 1 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ الهيدروجين = 0.6\nأنجستروم. احسب طول الرابطة فى جزئ النيتروجين.\nنصف قطر ذرة الهيدروجين = طول الرابطة فى جزئ الهيدروجين ÷ 2\n= 0.6 ÷ 2 = 0.3 أنجستروم .\nطول الرابطة بين النيتروجين و الهيدروجين = نصف قطر ذرة الهيدروجين + نصف قطر ذرة النيتروجين\n1 = 0.3+ نصف قطر ذرة النيتروجين\nنصف قطر ذرة النيتروجين = 1– 0.3 = 0.7 أنجستروم .\nطول الرابطة فى جزئ النيتروجين = 2 × 0.7 = 1.4 أنجستروم .\nتدرج نصف القطر فى الجدول الدورى\n(1) فى الدورات الأفقية :\nتقل قيمة نصف القطر كلما اتجهنا ناحية اليمين ( أى بدأنا من المجموعة الأولى واتجهنا إلى المجموعة الصفرية )\nوسبب ذلك : زيادة شحنة النواة الموجبة فيزداد جذب النواة لإلكترونات التكافؤ مما يؤدى إلى تقلص نصف القطر .\n☻أكبر الذرات حجماً فى الدورة الواحدة هى ذرات عناصر المجموعة الأولى وأصغرها حجماً هى ذرات عناصر\nالمجموعة السابعة ( الهالوجينات ) .\n(2) فى المجموعات الرأسية :\nيزداد نصف القطر كلما اتجهنا رأسياً إلى أسفل بزيادة العدد الذرى ويرجع ذلك إلى ما يلى :\n1 – زيادة عدد مستويات الطاقة فى الذرة .\n2 – مستويات الطاقة الممتلئة تعمل على حجب تأثير النواة على الإلكترونات الخارجية .\n3 – زيادة التنافر بين الإلكترونات وبعضها .\n1 – يقل نصف قطر الأيون الموجب عن نصف قطر ذرته ؟\nج : ☻لزيادة الشحنة الموجبة فى حالة الأيون وذلك لزيادة عدد البروتونات عن عدد الإلكترونات فتنجذب الأغلفة\nنحو النواة .\n☻لنقص عدد الأغلفة الإلكترونية حيث أن الفلزات تفقد إلكترونات الغلاف الأخير عند التأين .\n2 – يزيد نصف قطر الأيون السالب عن نصف قطر ذرته ؟\nج : لزيادة عـدد الإلكترونات ( الشحنات السالبة ) عن عـدد البروتونات ( الشحنات الموجبة ) لأن اللافلزات تمـيل\nإلى اكتساب إلكترونات فى غلافها الأخير وبذلك يزداد عدد الشحنات السالبة عن عدد الشحنات الموجبة فتزداد\nقوة التنافر بين الأغلفة فيزداد التباعد بينها ويزداد نصف قطر الأيون السالب .\n2 – جهد التأين ( طاقة التأين ) :\n( هو مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة وهى فى الحالة الغازية ) .\nيعين جهد التأين من القياسات الطيفية . وحيث أنه من الممكن إزالة إلكترون أو اثنين أو ثلاثة من الذرة فهناك جهد\nالتأين الأول والثانى والثالث ..... إلخ .\nجهد التأين الأول : ينتج عنه إزالة إلكترون واحد من الذرة ويتكون نتيجته أيون يحمل شحنة موجبة واحدة .\nM M+ + e–\nجهد التأين الثانى : ينتج عنه إزالة إلكترونين من الذرة ويتكون نتيجته أيون يحمل شحنتين موجبتين .\nM+2+ e M+\nتدرج جهد التأين فى الجدول الدورى\nتزداد قيمة جهد التأين كلما اتجهنا ناحية اليمين ( أى كلما قل نصف قطر الذرة ) .\nوسبب ذلك : لأنه كلما قل نصف قطر الذرة كلما كانت إلكترونات التكافؤ قريبة من النواة فتحتاج إلى طاقة أكبر\nلفصلها عن الذرة ( أى أن جهد التأين يتناسب عكسياً مع نصف قطر الذرة ) .\nيقل جهد التأين رأسياً فى المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذرى ذلك لأنه بزيادة عدد الأغلفة الإلكترونية يزداد نصف\nقطر الذرة كذلك يزداد حجب شحنة النواة فيبتعد الإلكترون عن النواة فيسهل إزالته ( أى تقل الطاقة اللازمة إزالته ).\n1 – الصوديوم أكثر قابلية للتأين من الليثيوم ؟\nج :لأنه يقل جهد التأين فى المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذرى لزيادة نصف قطر الذرة فالعدد الذرى للصوديوم\n(11) والعدد الذرى لليثيوم (3) .\n2 – جهد التأين الأول للغازات النبيلة فى المجموعة الصفرية مرتفع جداً ؟\nج : لإستقرار نظامها الإلكترونى إذ يصعب إزاحة إلكترون من مستوى طاقة مكتمل .\n3 – يزداد جهد التأين الثانى عن جهد التأين الأول ؟\nج : لزيادة شحنة النواة وزيادة قوة جذب النواة .\n4 – يزداد جهد التأين الثالث زيادة كبيرة ؟\nج : لأن ذلك يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل .\nأمـثـلـة : جهود تأين الماغنسيوم :\nMg Mg ++ e – ‚ ∆H = +737 Kj / mol\nMg+ Mg2+ + e – ‚ ∆H = +1450 Kj / mol\nMg2+ Mg3+ + e – ‚ ∆H = +7730 Kj / mol\n3– القابلية الإلكترونية ( الميل الإلكترونى ) :\nتعريفه : " هو مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً " .\nطاقةX + e – X – +\nقياسه : من الأمور الصعبة كيميائياً وكثير من هذه القيم المقاسة بالتجربة غير دقيقة .\nتدرج الميل الإلكترونى فى الجدول الدورى\n(1) فى المجموعات الرأسية :\nيقل الميل الإلكترونى فى المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذرى ويرجع ذلك إلى زيادة الحجم الذرى وبعد غلاف التكافؤ عن شحنة النواة .\n(2) فى الدورات الأفقية :\nيزداد الميل الإلكترونى أفقياً كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين ( أى بزيادة العدد الذرى ) ويرجع ذلك إلى صغر\nالحجم الذرى تدريجياً مما يسهل على النواة جذب الإلكترون الجديد .\n1 – يقل الميل الإلكترونى فى المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذرى ؟\nج : لزيادة الحجم الذرى وبعد غلاف التكافؤ عن شحنة النواة .\n2 – يزيد الميل الإلكترونى فى الدورات بزيادة العدد الذرى ؟\nج : لصغر الحجم الذرى تدريجياً مما يسهل على النواة جذب الإلكترون الجديد .\n3 – لا يتمشى جهد التأين للبريليوم والنيتروجين مع التدرج فى جهد التأين لعناصر الدورة الثانية ؟\nج : يرجع عدم الانتظام فى حالة البريليوم [1S 2‚ 2S 2 :4Be ] إلى امتلاء المستويين الفرعين( 1S 2‚ 2S 2)\nفتكون الذرة مستقرة . وفى حالة النيتروجين [1S 2‚ 2S 2‚ 2P 3 :7N ] المستوى ( 2P ) به ثلاثة\nإلكترونات أى نصف ممتلئ مما يعطى بعض الاستقرار للذرة.\n4 – الميل الإلكترونى للفلور أكبر من الميل الإلكترونى للكلور ؟\nج : نظراً لصغر ذرة الفلور فإن الإلكترون الجديد يتأثر بقوة تنافر قوية مع الإلكترونات التسعة الموجودة أصلاً\nحول النواة .\n5 – ينعدم الميل الإلكترونى لعناصر المجموعة الصفرية / لا تكون الغازات النبيلة مركبات غلا بصعوبة ؟\nج : لأن جميع مستوياتها الفرعية ممتلئة وهذا يعطى استقراراً كبيراً للذرة . أو : لإستقرار نظامها الإلكترونى .\n4 – السالبية الكهربية :\nتعريفها : هى قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية .\nهى متوسط الميل الإلكترونى وجهد التأين للذرة .\nس : ما الفرق بين الميل الإلكترونى والسالبية الكهربية ؟\nج : الميل الإلكترونى : مصطلح طاقة يشير إلى الذرة فى حالتها المفردة .\nالسالبية الكهربية : تشير إلى الذرة المرتبطة مع غيرها .\nتدرج السالبية الكهربية فى الجدول الدورى\nتزداد السالبية الكهربية بزيادة العدد الذرى ونقص نصف قطر الذرة .\nتقل السالبية الكهربية بزيادة العدد الذرى .\n1 – يعتبر الفلور أكبر العناصر المعروفة فى السالبية الكهربية .\n2 – الفرق فى السالبية الكهربية للعناصر له دور أساسى فى تحديد نوع الرابطة الكيميائية بينهما .\n3 – يعبر عن السالبية الكهربية بقيم تدل زيادتها على ارتفاع السالبية الكهربية .\n1 – يعتبر الفلور أكبر العناصر المعروفة فى السالبية الكهربية ؟\nج : لأن له أصغر نصف قطر بين عناصر الجدول الدورى .\n2 – يعتبر السيزيوم أقل العناصر المعروفة فى السالبية الكهربية ؟\nج : لأن له أكبر نصف قطر بين عناصر الجدول الدورى .\n2 –السالبية الكهربية للأكسجين أكبر من السالبية الكهربية للنيتروجين ؟\nج : لأن نصف قطر ذرة الأكسجين أقل من نصف قطر ذرة النيتروجين .\nبزيادة العدد الذرى\nفى المجموعات الرأسية فى الدورات الأفقية\n♣ تزداد السالبية الكهربية . ♣ تقل السالبية الكهربية .\n♣ تزداد طاقة التأين والميل الإلكترونى . ♣ تقل طاقة التأين والميل الإلكترونى .\n♣ يقل نصف قطر الذرة . ♣ يزداد نصف قطر الذرة .\n5 – الخاصية الفلزية واللافلزية :\n1 – مجموعة العناصر التى يمتلئ غلاف تكافؤها بأقل من نصف سعته بالإلكترونات .\n2 – عناصر كهروموجبة لأنها تفقد إلكترونات غلاف التكافؤ لتصل إلى تركيب الغاز الخامل وتصبح أيونات موجبة .\n3 – يعزى توصيلها للكهرباء إلى سهولة إنتقال إلكترونات تكافؤها القليلة من كان ما فى الفلز إلى مكان آخر .\n4 – تتميز بكبر نصف قطر ذراتها مما يؤدى إلى صغر جهد تأينها وميلها الإلكترونى .\n1 – مجموعة العناصر التى يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته بالإلكترونات .\n2 – عناصركهروسالبة لأنها تكتسب عدداً قليلاً من الإلكترونات لتصل إلى تركيب الغاز الخامل وتصبح أيونات سالبة لذا.\n3 – يعزى عدم توصيلها للكهرباء إلى شدة ارتباط إلكترونات تكافؤها بالنواة لقربها منها حيث أن أنصاف أقطار\nذرات اللافلزات صغيرة لذا يصعب إنتقال هذه الإلكترونات وتكون اللافلزات عازلة للكهرباء.\n4 – تتميز بصغر نصف قطر ذراتها مما يؤدى إلى كبر جهد تأينها وميلها الإلكترونى .\nأشباه الفلزات( أشباه الموصلات ) :\nمجموعة من العناصر لها مظهر الفلزات ومعظم خواص اللافلزات وتتميز بـ :\n1 – غلاف تكافؤها نصف ممتلئ تقريباً .\n2 – سالبيتها الكهربية متوسطة بين الفلزات واللافلزات .\n3 – تتشابه مع الفلزات أحياناً ومع اللافلزات أحياناً أخرى .\n4 – توصيلها الكهربى أقل من الفلزات ولكنه أكبر كثيراً من اللافلزات .\n5 – تستخدم فى الأجهزة الإلكترونية كالترانزستور .\n6– تقع فى الجدول الدورى على يمين الفلزات ويسار اللافلزات .\n7– مثل : السيلكون – البورون – الجرمانيوم – الزرنيخ – الأنتيمون .\nالصفة الفلزية واللافلزية فى الجدول الدورى\nتبدأ الدورة بأقوى الفلزات ( المجموعة الأولى ) ثم تقل هذه الصفة بالتدريج بزيادة العدد الذرى حتى نصل إلى أشباه\nالفلزات وبزيادة العدد الذرى تبدأ الخاصية اللافلزية فى الظهور وتزداد تدريجياً حتى تنتهى بأقوى اللافلزات\n( المجموعة السابعة ) . ( أى أن الدورة تبدأ بأقوى الفلزات وتنتهى بأقوى اللافلزات ) .\nتزداد الصفة الفلزية وتقل الصفة اللافلزية بزيادة العدد الذرى كلما اتجهنا إلى أسفل .\nونستنتج من ذلك : – يقع أقوى الفلزات ( السيزيوم ) فى أسفل يسار الجدول .\n– يقع أقوى اللافلزات ( الفلور ) فى أعلى يمين الجدول .\n1 – توصف الفلزات بأنها عناصر كهروموجبة ؟\nج : لأنها تفقد إلكترونات غلاف التكافؤ لتصل إلى تركيب الغاز الخامل وتصبح أيونات موجبة .\n2 – توصف اللافلزات بأنها عناصر كهروسالبة ؟\nج : لأنها تكتسب عدداً قليلاً من الإلكترونات لتصل إلى تركيب الغاز الخامل وتصبح أيونات سالبة .\n3 – الفلزات جيدة التوصيل للكهرباء ؟\nج : لسهولة إنتقال إلكترونات تكافؤها القليلة من كان ما فى الفلز إلى مكان آخر .\n4 – اللافلزات لا توصل التيار الكهربى ؟\nج : لشدة ارتباط إلكترونات تكافؤها بالنواة لقربها منها حيث أن أنصاف أقطار ذرات اللافلزات صغيرة لذا يصعب\nإنتقال هذه الإلكترونات .\n5 – السيزيوم أقوى الفلزات ؟\nج : لكبر نصف قطر ذرته ولصغر جهد تأينه فتقل قوة جذب النواة لإلكترون التكافؤ فيسهل انفصاله فتزداد الخاصية\n6 – الفلور أقوى اللافلزات ؟\nج : لصغر نصف قطر ذرته فيسهل اكتساب إلكترونات فتزداد الخاصية اللافلزية . ************************************************** **********************\n6 – الخواص الحامضية والقاعدية :\nأنواع الأكاسيد :\n(1) أكاسيد حامضية :\n1 – أكاسيد اللافلزات .\n2 – عند ذوبانها فى الماء تعطى أحماضاً مثل :\n( حمض الكربونيك ) CO2 + H2O H2CO3\n( حمض الكبريتيك ) SO3 + H2O H2SO4\n3 – تتفاعل مع القلويات منتجة ملحاً وماء مثل :\nCO2 + 2NaOH Na2 CO3 + H2O\n(2) أكاسيد قاعدية :\n1 – أكاسيد الفلزات .\n2 – بعضها قابل للذوبان فى الماء مكونة قلويات (الأكاسيد القلوية ) والبعض الآخر لا يذوب فى الماء مثل :\n3 – تتفاعل مع الأحماض منتجة ملحاً وماء مثل :\n(3) أكاسيد مترددة :\n1 – مثل : أكسيد الألومنيوم Al2O3 ، أكسيد الخارصين ZnO ، أكسيد الأنتيمون Sb2O3 ، وأكسيد القصديرSnO\n2 – أكاسيد تتفاعل تارة كأكاسيد قاعدية وتارة أخرى كأكاسيد حامضية .\nالخواص الحامضية والقاعدية فى الجدول الدورى\nتقل الصفة القاعدية للأكسيد بينما تزداد الصفة الحامضية بزيادة العدد الذرى .\n♣ فى المجموعة الأولى : تزداد الصفة القاعدية بزيادة العدد الذرى ( أى كلما اتجهنا لأسفل ) .\n♣ فى المجموعة السابعة : تزداد الصفة الحامضية بزيادة العدد الذرى .\n1 – تزداد الخاصية القاعدية لعناصر المجموعة الأولى رأسياً بزيادة العدد الذرى ؟\nج : لزيادة نصف قطر أيون الفلز فتقل قوة جذب النواة ويسهل انفصال – OH .\n2 – تزداد الخاصية الحامضية لعناصر المجموعة السابعة بزيادة العدد الذرى ؟\nج : لأنه بزيادة نصف قطر ذرة العنصر يقل جذب ذرة الهيدروجين فيسهل تأينها .\nوباعتبار أن الأحماض والقواعد هى مركبات هيدروكسيلية يمكن تمثيلها بالصيغة العامة MOH حيث ( M هى\nذرة العنصر ) فيمكن تأينها بإحدى الطريقتين :\n1 – تعطى أيونات الهيدروكسيد وتعتبر قاعدة . MOH M + + OH – ( قاعدة )\n2 – تعطى أيونات الهيدروجين وتعتبر حمض . MOH MO – + H+ ( حمض )\nوبافتراض أن الذرات الثلاث مرتبة فى مثلث كما يلى :\n( أ ) إذا كانت قوة الجذب بين O– ، M+ أكبر من قوة الجذب بين O– ، H+ تتأين المادة كحمض .\n(ب) إذا كانت قوة الجذب بين O– ، H+ أكبر من قوة الجذب بين O– ، M+ تتأين المادة كقاعدة .\n(جـ) إذا تساوت قوتا الجذب فإن المادة تتأين كحمض أو كقاعدة ويتوقف ذلك على وسط التفاعل فهى تتفاعل فى\nالوسط الحمضى كقاعدة وفى الوسط القلوى كحامض .\nالعوامل التى تتوقف عليها قوة الجذب : 1 – حجم ذرة العنصر .\n2 – مقدار الشحنة الكهربية .\n1 – فى الفلزات القلوية مثل الصوديوم نجد أن حجم الذرة كبير ولا تحمل إلا شحنة واحدة موجبة فتضعف قوة\nالرابطة بين M+ و O–فتنجذب O–أكثر لأيون الهيدروجين H+ وبذلك تعطى OH – أى تتأين كقاعدة .\n2 – كلما اتجهنا ناحية اليمين نجد أن ذرات اللافلزات مثل الكلور حجمها يقل وتزداد شحنتها وبذلك يزداد انجذابها\nإلى O– مما يسهل من انفصال H+ وتتأين كحمض .\n3 – تعتمد قوة الأحماض الأكسجينية على عدد ذرات الأكسجين غير المرتبطة بذرات الهيدروجين فى جزئ الحمض\nفلو مثلنا الحمض الأكسجينى بالصيغة ( MOn ( OH )m ) حيث M هى ذرة العنصر نجد أن الحمض الأقوى\nهو الذى يحتوى على عدد أكبر من ذرات الأكسجين On غير المرتبطة بالهيدروجين .\nنوع الحمض عدد ذرات الأكسجين\nغير المرتبطة بالهيدروجين الحمض\n( MOn ( OH ) m )\nحمض ضعيف –\tحمض الأرثوسليكونيك Si ( OH )4\nحمض متوسط 1 حمض الأرثوفوسفوريك PO ( OH ) 3\nحمض قوى 2 حمض الكبريتيك SO2 ( OH ) 2\nحمض قوى جداً\t3 حمض البيركلوريك ClO3 ( OH )\n7 – أعداد التأكسد :\nتستخدم حالياً أعداد التأكسد بدلاً من التكافؤ .\nتعريف التكافؤ : قديـماً : (1) هو قدرة الذرة على الارتباط بعدد معين من الذرات الأخرى .\n(2) هو عدد ذرات الهيدروجين التى تتحد مع ذرة واحدة من العنصر .\nمثال : الأكسجين ثنائى الذرة لأن ذرة منه تتحد مع ذرتين من الهيدروجين .\nحديثاً : هو عدد الإلكترونات المفردة فى غلاف التكافؤ للذرة .\n1 – يعبر عن التكافؤ بعدد الإلكترونات المفردة الموجودة لغلاف التكافؤ ؟\nج : لأن الإلكترونات المفردة هى وحدها التى تدخل فى تكوين الرابطة التساهمية .\n2 – يفضل عدد التأكسد عن التكافؤ ؟\nج : لأن عدد التأكسد يمتاز عن التكافؤ بأنه يدل على التغير الإلكترونى للذرات المتفاعلة .\nعدد التأكسد : هو عدد يمثل الشحنة الكهربية ( الموجبة أو السالبة ) التى تبدو على الأيون أو الذرة فى\nالمركب سواء كان مركباً أيونياً أو تساهمياً .\nقواعد حساب عدد التأكسد\n(1) فى المركبات الأيونية :\n☻عدد تأكسد الأيون = تكافؤ هذا الأيون مسبوقاً بإشارة موجبة فى حالة الأيونات الموجبة وبإشارة سالبة فى حالة\nالأيونات السالبة .\n☻إذا كان عدد التأكسد موجباً فإن ذلك يدل على عدد الإلكترونات التى فقدتها الذرة لتعطى كاتيون .\n☻إذا كان عدد التأكسد سالباً فإن ذلك يدل على عدد الإلكترونات التى اكتسبتها الذرة لتعطى أنيون .\nأمثلة : K+Br – , Na+Cl – , Mg2+O2– , Ca2+ ( CO3 ) 2– , Cu2+ ( SO4 ) 2–\n(2) فى المركبات التساهمية :\n( أ )عندما يتكون الجزئ من ذرتين متشابهتين فى السالبية الكهربية تقسم الإلكترونات بالتساوى بين هاتين الذرتين\nويكون عدد تأكسد كل من الذرتين = صفر .\nH H O O N N\nجزئ هيدروجين H2 جزئ أكسجين O2 جزئ نيتروجين N2\n( ب )عندما يتكون الجزئ من ذرتين متشابهتين فى السالبية الكهربية تحسب الإلكترونات المشتركة مع الذرة الأكثر\nسالبية كهربية . مع ملاحظة أن عدد تأكسد الأكسجين فى معظم مركباته هو (– 2) وعدد تأكسد الهيدروجين\nفى معظم مركباته هو (+ 1) .\nO C O H O H H Cl\nجزئ ثانى أكسيد الكربون CO2 جزئ الماء H2O جزئ كلوريد الهيدروجين HCl\nأى أن : ♣ الأعلى سالبية يكون عدد تأكسده سالب .\n♣ الأقل سالبية يكون عدد تأكسده موجب .\n( 3 ) عدد تأكسد الأكسجين فى معظم مركباته هو (– 2) فيما عدا :\n( أ ) فوق الأكاسيد : مثل فوق أكسيد الهيدروجين ( H2O2 ) وفوق أكسيد الصوديوم ( Na2O2 )\nعدد تأكسد الأكسجين فيه (– 1)\nفوق أكسيد الهيدروجين H2O2\n( ب ) سوبر الأكسيد : مثل سوبر أكسيد البوتاسيوم ( KO2 ) عدد تأكسد الأكسجين فيه (– )\n( جـ ) فلوريد الأكسجين ( OF2 ) : عدد تأكسد الأكسجين فيه (+ 2)\n( 4 ) عدد تأكسد الهيدروجين فى معظم مركباته هو (+ 1) فيما عدا :\n♣ هيدريدات الفلزات النشطة : مثل هيدريد الصوديوم ( NaH ) وهيدريد الكالسيوم ( CaH2 )\nعدد تأكسد الهيدروجين فيهما (– 1)\n♣ هيدريدات الفلزات : هى مركبات أيونية تحتوى على أيون الهيدروجين السالب فإذا صهر هيدريد الصوديوم\nمثلاً وحلل كهربياً يتصاعد الهيدروجين عند المصعد .\nNa H H Ca H\nهيدريد الصوديوم NaH هيدريد الكالسيوم CaH2\n1 – عدد التأكسد للهيدروجين فى جزئ الهيدروجين = صفر ؟\nج : لأن الإلكترونات التى تربط بين ذرتى الهيدروجين تقسم بالتساوى بين الذرتين ويكون عدد تأكسد كل من\nالذرتين = صفر .\n2 – عدد تأكسد الهيدروجين فى هيدريد الصوديوم = – 1 ؟\nج : لأن السالبية الكهربية للهيدروجين أكبر من الصوديوم وعدد تأكسد الصوديوم (+ 1) .\n3 – عدد التأكسد للكلور سالب فى مركباته مع الهيدروجين وموجب فى مركباته الأكسجينية ؟\nج : لأن الكلور أعلى سالبية كهربية من الهيدروجين أكبر واقل سالبية كهربية من الأكسجين .\nويراعى عند حساب أعداد التأكسد ما يلى :\n1 – مجموع أعداد التأكسد للعناصر المختلفة فى الجزئ المتعادل = صفر .\n2 – عدد تأكسد العنصر فى الجزئ منه = صفر بغض النظر عن عدد الذرات فى الجزئ .\nأمثلة : ☼ عدد تأكسد الكبريت فى جزئ الكبريت S8 = صفر .\n☼ عدد تأكسد الفوسفور فى جزئ الفوسفور P4 = صفر .\n☼ عدد تأكسد الأكسجين فى جزئ الأوزون O3 = صفر .\n3 – عدد تأكسد عناصر المجموعة الأولى (A ) فى مركباتها دائماً (+1) وعناصر المجموعة الثانية (A ) (+2)\nوالثالثة (A ) (+3) لذا نبدأ بكتابة أعداد تأكسدها أولاً ثم نكمل حساب أعداد تأكسد بقية العناصر .\nالمركب Na2O Na2O2 KO2 CaH2 AlH3\nأكسيد الصوديوم فوق أكسيد الصوديوم سوبر أكيد البوتاسيوم هيدريد الكالسيوم هيدريد الألمونيوم\nالــذرات Na2 O Na2 O2 K O2 Ca H2 Al H3\n4 – عدد التأكسد للمجموعات الذرية = الشحنة التى تحملها المجموعة .\nأمثلة : ◄ NH4+ مجموعة أمونيوم ( + 1 ) . ◄ SO42– مجموعة كبريتات ( – 2 )\n◄ CO32– مجموعة كربونات ( – 2 ) . ◄ NO3 – مجموعة نترات ( – 1 )\nس : احسب عدد التأكسد :\n1 – للكبريت فى كل من : H2S2O3 , H2S\n2 – الكروم فى كل من : ( CrO4 ) 2– , K2Cr2O7\n3 – الكلور فى : Cl2O7\n4 – المنجنيز فى : KMnO4\n5 – الأكسجين فى : O3\nج : 1 – فى حالة : H2S : عدد تأكسد ذرة كبريت + 2 هيدروجين = صفر\nعدد تأكسد ذرة كبريت + ( 2 × + 1 ) = صفر\nعدد تأكسد ذرة كبريت = – 2\nفى حالة H2S2O3 : عدد تأكسد 3 ذرات أكسجين + 2 كبريت + 2 هيدروجين = صفر\n( 3 × – 2 ) + 2 كبريت + ( 2 × + 1 ) = صفر\n( – 6 ) + 2 كبريت + ( + 2 ) = صفر\n2 كبريت + ( – 4 ) = صفر\n2 كبريت = + 4\nعدد التأكسد لذرة الكبريت = + 4 ÷ 2 = + 2\n2 – فى حالة : K2Cr2O7 : عدد تأكسد 7 ذرات أكسجين + 2 كروم + 2 بوتاسيوم = صفر\n( 7 × – 2 ) + 2 كروم + ( 2 × + 1 ) = صفر\n(– 14 ) + 2 كروم + ( + 2 ) = صفر\n2 كروم + ( – 12 ) = صفر\n2 كروم = + 12\nعدد التأكسد لذرة الكروم = + 12 ÷ 2 = + 6\nفى حالة ( CrO4 ) 2– : عدد التأكسد لـ 4 أكسجين + عدد التأكسد للكروم = – 2\n( 4 × – 2 ) + عدد التأكسد للكروم = – 2\n(– 8 ) + عدد التأكسد للكروم = – 2\nعدد التأكسد للكروم = + 8 – 2 = +6\n3 – فى حالة : Cl2O7 : عدد التأكسد لـ 7 أكسجين + 2 كلور = صفر\n( 7 × – 2 ) + 2 كلور = صفر\n(– 14 ) + 2 كلور = صفر\n2 كلور = + 14\n2 كروم = + 14\nعدد التأكسد للكروم = + 14 ÷ 2 = + 7\n4 – فى حالة KMnO4 : عدد التأكسد لـ 4 أكسجين + ذرة منجنيز + ذرة بوتاسيوم = صفر\n( 4 × – 2 ) + ذرة منجنيز + ( + 1 ) = صفر\n(– 8 ) + ذرة منجنيز + ( + 1 ) = صفر\n(– 7 ) + ذرة منجنيز = صفر\nعدد التأكسد للمنجنيز = +7\n5 – فى حالة : O3 : عدد تأكسد الأكسجين = صفر\nملاحظة هامة : من مميزات استخدام أعداد التأكسد أنها تعرفنا نوع التغير الذى يحدث للعنصر أثناء\nالتفاعل الكيميائى .\nمثال : الأكسدة والإختزال .\nالأكـسـدة : هى عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة الموجبة .\nالإخـتـزال : هى عملية اكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص الشحنة الموجبة .\n(1) يتم التفاعل بين بيكربونات البوتاسيوم وكلوريد الحديد ( II ) حسب المعادلة :\nK2Cr2O7 + 6FeCl2 + 14 HCl 2KCl + 2CrCl3 + 6FeCl3 + 7H2O\nبين نوع التغير الحادث من أكسدة وإختزال كل من الكروم والحديد فى التفاعل السابق .\nج : FeCl3 FeCl2 CrCl3 K2Cr2O7\n–1×3 + Fe = صفر –1×2 + Fe = صفر –3 +Cr = صفر 7× – 2 + 2Cr + 2× 1= صفر\n– 3+ Fe = صفر – 2+ Fe = صفر + 3= Cr – 14 + 2Cr + 2= صفر\nFe = + 3 Fe = + 2 – 12 + 2Cr = صفر\nأكسدة 2Cr = + 12\n= Cr + 12 ÷ 2\n= Cr + 6\n(2) وضح الأكسدة والإختزال فى التفاعل الآتى :\nج : S H2S S SO2\nصفر – 2 صفر +4\n(3) فى التفاعل الآتى :\n2H2SO4 + Cu Cu SO4 + 2H2O + SO2\nلاحظ ما حدث للنحاس والكبريت\nج : SO2 H2SO4 Cu SO4 Cu\n– 2 × 2 + S = صفر – 8 + S + 2 = صفر – 2 + Cu = صفر صفر\nS = + 4 S = + 6 Cu = +2 صفر\n1 – العناصر المثالية هى عناصر الفئتين .............. ، ................. ما عدا ....................\n2 – جهد تأين العناصر النبيلة .............. نسبياً بسبب ..................\n3 – أكاسيد الفلزات تسمى ................ بينما أكاسيد اللافلزات تسمى ...............\n4 – فى الجدول الدورى تقع أقوى الفلزات فى ................ بينما أقوى اللافلزات فى .................\n5 – نصف قطر الأيون الموجب ............ من ذرته بينما نصف قطر الأيون السالب ........... من ذرته .\n6 – تعتبر ............... عناصر كهروموجبة بينما تعتبر ................. عناصر كهروسالبة .\n7 – ZnO من الأكاسيد ...................\n8 – عدد تأكسد الهيدروجين فى معظم مركباته .............. بينما فى الهيدريدات ............\n9 – عدد تأكسد الأكسجين يساوى ( – 1 ) فى ........................\n10 – فى الدورات الأفقية .......... السالبية الكهربية بزيادة العدد الذرى بينما ............. فى المجموعات الرأسية .\n11 – التأكسد هو عملية ............. إلكترونات ينتج عنها ............. فى الشحنة الموجبة .\n12 – عدد تأكسد العناصر النبيلة يساوى ...................\n13 – السالبية الكهربية تعتبر متوسط .................... و ....................\n14 – جهد التأين يتناسب عكسياً مع .......................\n15 –أكاسيد .............. تعطى عند ذوبانها فى الماء أحماضاً بينما أكاسيد ................ تسمى عادة أكاسيد قاعدية.\n16 – تتميز الفلزات بـ .............. نصف قطر ذرتها و ............. قلة ميلها الإلكترونى .\n17 – عدد تأكسد الهيدروجين فى هيدريد الليثيوم ............. وعدد تأكسد الأكسجين فى فوق أكسيد الهيدروجين\n......... وسوبر أكسيد البوتاسيوم ..............\n18 – عدد تأكسد الفوسفور فى جزئ P4 = ........... والهيدروجين فى هيدريد الصوديوم .............\n19 – يتكون الجدول الدورى الطويل من ........... مجموعة رأسية و ............... دورات أفقية .\n20 – مجموعة أشباه الموصلات لها مظهر ............... ولها معظم خواص .............. وتستخدم فى .................\n21 – ثالث أكسيد الكبريت من الأكاسيد .............. ، وأكسيد النحاس من الأكاسيد ............... ، وأكسيد الخارصين\nمن الأكاسيد ...............\n22 – القلويات تعطى فى محاليلها أيونات ..................\n23 – سلسلة اللانثانيدات يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى .............. وتقع فى الدورة ................\n24 – سلسلة الأكتينيدات يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى .............. وتقع فى الدورة ................\n25 – تبدأ الدورة الأفقية من جهة اليسار بعناصر لها خواص ......... وتنتهى جهة اليمين بعناصر لها خواص ........\n26 – عدد تأكسد الهيدروجين ............ مع الفلزات بينما يكون ................. مع اللافلزات .\n27 – نصف قطر الذرة هو ............ المسافة بين ذرتين .................. فى جزئ ..............\n28 – الإختزال هو عملية ........................ ينتج عنها ................ فى ...................\n29 – تبدأ السلسلة الانتقالية الأولى بعنصر ................ وتنتهى بعنصر .................\nس 2 : أعد كتابة العبارات الآتية بعد تصويب ما بها من أ خطاء:\n1 – الأرجون يعتبر غاز نبيل لاكتمال المستوى الخارجى له بالإلكترونات .\n2 – نصف قطر الذرة هو المسافة من مركز الذرة إلى أبعد إلكترون .\n3 – جهد تأين الأرجون أكبر من جهد تأين الكلور .\n4 – يزداد نصف قطر الذرة تدريجياً بزيادة العدد الذرى فى الدورة الأفقية .\n5 – نصف قطر أيون الصوديوم أكبر من نصف قطر ذرته .\n6 – تتميز الفلزات بكبر أنصاف أقطار ذراتها مما يؤدى إلى صغر جهود تأينها .\n7 - تحتوى الدورة الواحدة على العناصر المتشابهة فى الخواص .\n8 – جهد التأين الثالث للماغنسيوم أكبر من جهد التأين الأول .\n9 – يطلق الميل الإلكترونى على الذرة المفردة .\n10- عدد تأكسد الكلور فى NaClO3 هو– 6 .\n11 – SnO أكسيد حمضى .\n12 – أقوى الفلزات تقع فى أعلى يسار الجدول الدورى .\n13 – تعطى أكاسيد اللافلزات عند ذوبانها فى الماء قلويات .\nس 3 : اختر الإجابة الصحيحة :\n1 – عدد تأكسد الهيدروجين فى CaH2 هو ............. ( + 1 ، – 1 ، – 2 )\n2 – عدد تأكسد النيتروجين فى الهيدروكسيل أمين NH2OH هو ............. ( + 1 ، – 1 ، + 2 )\n3 – تسمى عناصر الفئة d عناصر............. ( مثالية – إنتقالية – نبيلة – الأكتينيدات )\n4 – عدد تأكسد الكبريت فى مركب Na2S2O3 هو ............. ( + 1 ، – 1 ، – 2 )\n5 – عدد عناصر الأكتينيدات ........... عنصر ( 4 – 8 – 14 – 18 )\n6 – جهد التأين الثانى لعناصر المجموعة الأولى ............ ( صغير – كبير – كبير جداً – صغير جداً )\n7 – أكسيد الكالسيوم من الأكاسيد .......... ( الحامضية – اللافلزية – المترددة – القاعدية )\n8 – عندما ترتبط ذرة فلز مع ذرة لافلز لتكوين جزئ فإن طول الرابطة يساوى ..................\n( مجموع نصفى قطر الذرتين – ضعف نصف قطر ذرة الفلز – مجموع نصفى قطرى الأيونين )\n9 – أكسيد الألمونيوم Al2O3 أكسيد ........... ( حمضى – متردد – قاعدى – متعادل )\n10 – فى اللانثانيدات يتتابع امتلاء المستوى الفرعى ........... ( 5F – 4f – 4d – 4S )\n11 – تتميز اللافلزات بأن ...........\n( ميلها الإلكترونى صغير – عناصر كهروموجبة – جهد تأينها كبير – نصف قطر ذراتها كبير )\n1 – عناصر تشغل المنطقة اليسرى من الجدول .\n2 – عناصر تشغل المنطقة اليمنى من الجدول .\n3 – عناصر تشغل المنطقة الوسطى من الجدول .\n4 – عناصر يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (4f ) .\n5 – عناصر يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (5f ) .\n6 – رتبت فيه العناصر ترتيباً تصاعدياً حسب الزيادة فى العدد الذرى .\n7 – نصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرة\n8 – مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة وهى فى الحالة الغازية .\n9 – مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً\n10 – قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية .\n11 – متوسط الميل الإلكترونى وجهد التأين للذرة .\n12 – مجموعة العناصر التى يمتلئ غلاف تكافؤها بأقل من نصف سعته بالإلكترونات .\n13 – مجموعة العناصر التى يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته بالإلكترونات .\n14 – مجموعة من العناصر لها مظهر الفلزات ومعظم خواص اللافلزات .\n15 – أكاسيد تتفاعل تارة كأكاسيد قاعدية وتارة أخرى كأكاسيد حامضية .\n16 – عدد الإلكترونات المفردة فى غلاف التكافؤ للذرة .\n17 – عدد يمثل الشحنة الكهربية التى تبدو على الأيون أو الذرة فى المركب سواء كان مركباً أيونياً أو تساهمياً .\n18 – مركبات أيونية تحتوى على أيون الهيدروجين السالب .\n19 – عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة الموجبة .\n20 – عملية اكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص الشحنة الموجبة .\n21 – مجموعة العناصر التى يكتمل فيها جميع مستويات الطاقة .\n1 – جهد التأين الأول وجهد التأين الثانى .\n2 – الميل الإلكترونى والسالبية الكهربية .\n3 – الفلزات واللافلزات .\n4 – اللانثانيدات والأكتينيدات .\n5 – التأكسد والإختزال .\n6 – الأكسيد الحمضى والأكسيد القاعدى .\n1 – يقل جهد التأين فى المجموعة بزيادة العدد الذرى .\n2 – طاقة التأين الأول للغازات النبيلة مرتفعة جداً .\n3 – يزداد نصف القطر الذرى فى نفس المجموعة بزيادة العدد الذرى .\n4 – جهد تأين 12 Mg أقل من جهد تأين 17 Cl .\n5 – تسمية اللانثانيدات بالعناصر الأرضية النادرة .\n6 – لا يمكن حساب نصف قطر الذرة بالمسافة بين مركز النواة إلى أبعد إلكترون .\n7 – نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر ذرة نفس العنصر .\n8 – نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرة نفس اللافلز .\n9 – جهد التأين الثانى للصوديوم كبير جداً .\n10 – CO2 أكسيد حمضى بينما Na2O أكسيد قاعدى .\n11 – أكسيد الألمونيوم أكسيد متردد .\n12 – عدد تأكسد الأكسجين ( + 2 ) فى مركب OF2 بينما فى مركب CaO يساوى ( – 2 ) .\n13 – الفلزات عناصر كهروموجبة واللافلزات عناصر كهروسالبة .\n14 – يقل الميل الإلكترونى فى المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذرى .\n15 – سلسلة اللانثانيدات تتكون من 14 عنصر .\n16 – حمض الهيدرويوديك أقوى من حمض الهيدروفلوريك .\n17 – عناصر الصف الرأسى الأخير من التجمع (A ) تكون مركبات بصعوبة بالغة .\n18 – سلسلة الأكتينيدات تسمى بالعناصر المشعة .\n19 – تفصل عناصر الفئة (f ) تحت الجدول .\n20 – الميل الإلكترونى للفلور أكبر من الميل الإلكترونى للكلور .\n21 – يعتبر الفلور أكبر العناصر المعروفة فى السالبية الكهربية .\n22 – يعتبر السيزيوم أقل العناصر المعروفة فى السالبية الكهربية .\n23 – السالبية الكهربية للأكسجين أكبر من السالبية الكهربية للنيتروجين .\n24 – الفلور أقوى اللافلزات .\n25 – اللافلزات لا توصل التيار الكهربى .\n26 – السيزيوم أقوى الفلزات .\n27 – الفلزات جيدة التوصيل للكهرباء .\n28 – يفضل عدد التأكسد عن التكافؤ .\n29 – يعبر عن التكافؤ بعدد الإلكترونات المفردة الموجودة لغلاف التكافؤ .\n30 – عدد التأكسد للكلور سالب فى مركباته مع الهيدروجين وموجب فى مركباته الأكسجينية .\nس 7 : احسب أعداد التأكسد للعناصر الآتية :\n1 – الأكسجين فى : OF2 – KO2 – Na2O2 – Li2O – O3 – O2\n2 – الكلور فى : NaCl – NaClO4 – NaClO3 – NaClO2 – NaClO\n3 – النيتروجين فى : HNO3 – NO2 – HNO2 – NO – N2O – N2 – NH3\n4 – الكبريت فى : Na2S2O3 – K2S – SO2 – NaHSO3 – H2SO4\n5 – المنجنيز فى : NaMnO4 – MnCl2 – KMnO4 – MnO2\n6 – الكربون فى : C12H22O11\nس 8 : تتبع التغيرات التالية وبين ما تم من أكسدة أو إختزال إن وجدت :\n1 – C CO2 4 – 4 N2O NO2\n2 – Cr2O3 2– Cr2O7 5 – MnO2 – MnO4\n3 – O3 O2 6 – – ClO3 ClO–\n7 – FeCl2 FeCl3\nس 9 : تكلم عن تدرج الخواص الآتية فى الجدول الدورى :\n1 – نصف قطر الذرة . 2 – جهد التأين .\n3 – الميل الإلكترونى . 4 – السالبية الكهربية .\n5 – الخاصية الفلزية واللافلزية .\nس 10 : ما المقصود بكل من :\n1 – نصف قطر الذرة . 4 – جهد التأين . 7 – الميل الإلكترونى .\n2 – السالبية الكهربية . 5 – الفلزات . 8 – اللافلزات .\n3 – التكافؤ . 6 – عدد التأكسد . 9 – هيدريدات الفلزات .\nس 11 : يتأكسد الإيثانول أثناء العمليات الحيوية فى جسم الإنسان على عدة خطوات :\nتتبع عدد تأكسد الكربون فى كل مركب .\nC2h5oh ch3cho ch3cooh co2\nثانى أكسيد الكربون حمض الأسيتك أسيتالدهيد إيثانول\n1 – احسب طول الرابطة فى جزئ الفلور علماً بأن طول الرابطة فى جزئ كلوريد الهيدروجين 0.94 أنجستروم\nوطول الرابطة فى جزئ الهيدروجين 0.6 أنجستروم .\n( الجواب : 1.28 أنجستروم )\n2 – إذا كان طول الرابطة فى جزئ الهيدروجين 0.6 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ الكلور 1.98 أنجستروم\nاحسب طول الرابطة بين ذرة الهيدروجين وذرة الكلور .\n( الجواب : 1.29 أنجستروم )\n3 – إذا كان طول الرابطة فى جزئ النيتروجين 1.4 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ الهيدروجين0.6 أنجستروم\nاحسب من ذلك : ♣ نصف قطر ذرة النيتروجين .\n♣ نصف قطر ذرة الهيدروجين .\n♣ طول الرابطة بين الهيدروجين والنيتروجين .\n( الجواب : 0.7 – 0.3 – 1 )\nالباب الثالث : الإتحاد الكيميائى\n1 – الغازات النبيلة :\n♣ هى أكثر ذرات العناصر استقراراً .\n♣ هى العناصر التى لا تدخل فى أى تفاعل كيميائى فى الظروف العادية مع غيرها من العناصر أو مع بعضها\nلذا نجد أن : – جزيئاتها أحادية الذرة .\n– مستوى الطاقة الخارجى بها مكتمل بالإلكترونات .\nالتركيب الإلكترونى الغاز النبيل\n2 S 2 , 2 P 6 ( He) ,\n( Ne ) , 3 S 2 , 3 P 6\n( Ar ) , 4S2 , 3 d 10 , 4 P 6\n( Kr ) , 5S2 , 4 d 10 , 5 P 6\n( Xe ) , 6S2 , 4F 14 , 5 d 10 , 6 P 6 2 He\n2 – جميع العناصر المعروفة فيما عدا الغازات النبيلة فى الظروف العادية نشيطة وتدخل فى تفاعلات كيميائية\nليكتمل مستوى الطاقة الخارجى لها بأن تكتسب أو تفقد أو تشارك بعدد من الإلكترونات ليصبح تركيبها\nالإلكترونى مشابهاً للتركيب الإلكترونى لأقرب غاز نبيل لها فى العدد الذرى ( أى تكون روابط كيميائية ) .\n3 – التفاعل الكيميائى : هو عملية كسر روابط بين جزيئات المتفاعلات وتكوين روابط جديدة بين جزيئات النواتج\nمثال : عند خلط برادة الحديد مع مسحوق الكبريت لا يكون الناتج مركباًَ كيميائياً لأنه لم تتكون روابط بين\nالحديد والكبريت ، إنما لو سخنا هذا الخليط لدرجة تكفى لتكوين روابط كيميائية بينهما نقول إنه حدث\nتفاعل كيميائى وتكونت رابطة كيميائية بين الحديد والكبريت نتج عنها مركب كبريتيد الحديد .\nتعريفها : هى رابطة كيميائية تنشأ نتيجة قوى الجذب الكهربى بين أيون موجب ( لعنصر فلزى )\nوأيون سالب ( لعنصر لافلزى ) .\nخطوات تكوينها : تتكون هذه الرابطة غالباً بين الفلزات واللافلزات كما يلى :\n1 – ذرات الفلزات : تتميز بكبر حجمها وبالتالى فجهد تأينها صغير فيسهل عليها فقد إلكترونات مستوى طاقتها\nالأخير القليلة لتتحول إلى أيون موجب يشبه فى تركيبه أقرب غاز نبيل لها فى الجدول الدورى .\n2 – ذرات اللافلزات : تتميز بصغر حجمها وبالتالى فميلها الإلكترونى كبير فيسهل عليها اكتساب هذه الإلكترونات\nالتى تفقدها الفلزات لتتحول إلى أيون سالب يشبه تركيبه تركيب أقرب غاز نبيل لها فى الجدول\n3 – يحدث تجاذب كهربى بين الأيون الموجب والأيون السالب لتتكون الرابطة الأيونية .\nأمثلة : ( 1 ) اتحاد ذرة الصوديوم مع ذرة الكلور لتكوين جزئ كلوريد الصوديوم .\n( 2 ) اتحاد ذرة ماغنسيوم مع ذرة أكسجين لتكوين جزئ أكسيد ماغنسيوم .\n1 – الرابطة الأيونية ليس لها وجود مادى أو اتجاه محدد .\n2 – تتكون الرابط الأيونية غالباً بين عناصر طرفى الجدول ( الطرف الأيسر الخاص بالفلزات والطرف الأيمن\nالخاص باللافلزات ) .\n3 – كلما زاد الفرق فى السالبية الكهربية بين العناصر المرتبطة ( زاد البعد الأفقى بينهما فى الجدول ) كلما زادت\nالخاصية الأيونية .\n4 – عندما يكون الفرق فى السالبية الكهربية أكبر من 1.7 فإن المركب الناتج يكون أيونياً غالباً .\nمثال : مركب كلوريد الصوديوم تتضح فيه تماماً الخواص الأيونية من حيث ارتفاع درجتى الانصهار والغليان\nوجودة التوصيل الكهربى بعكس مركب كلوريد الألمونيوم الذى تظهر فيه خواص الرابطة التساهمية\nأكثر من الرابطة الأيونية .\nالمركب فرق السالبية الخواص\n1.5\tدرجة الانصهار والغليان مرتفعة – جيد التوصيل للكهرباء .\nدرجة الانصهار والغليان متوسطة – متوسطة التوصيل للكهرباء .\nدرجة الانصهار منخفضة - يتسامى – لا يوصل التيار لأنه مركب تساهمى\nحيث فرق السالبية أقل من 1.7 وبالتالى لا يتأين .\n1 – مصهور كلوريد الصوديوم أجود توصيلاً للتيار الكهربى من مصهور كلوريد الألمونيوم ؟\nج : لأن الفرق فى السالبية الكهربية بين الصوديوم والكلور أكبر من الفرق فى السالبية الكهربية بين الألمونيوم\nوالكلور وكلما زاد الفرق فى السالبية الكهربية زادت الخاصية الأيونية .\n2 – تكون عناصر المجموعة الأولى ( ( Aمع عناصر المجموعة السابعة ( ( Aروابط أيونية ؟\nج : لأن الفرق فى السالبية الكهربية بين عناصر المجموعة الأولى ( ( Aوعناصر المجموعة السابعة ( ( Aأكبر\nمن 1.7 .\nثانياً : الرابطة التساهمية : :\nتعريفها : هى رابطة كيميائية تنشأ ذرتين من اللافلزات بحيث تساهم كل منهما بعدد متساوى من الإلكترونات .\n(1) الرابطة التساهمية النقية (2) الرابطة التساهمية القطبية\nتنشأ بين ذرتين متساويتين تماماً فى السالبية الكهربية\nلأن كلاً من الذرتين له نفس القدرة على جذب الإلكترونات\nالمشتركة بينهما فيقضى زوج الإلكترونات وقتاً متساوياً\nفى حيازة كلاً من الذرتين وتكون الشحنة النهائية لكل من\nالذرتين تساوى صفر .\nأمـثـلـة : 1 – جزئ الفلور .\n2 – جزئ الهيدروجين . تنشأ عندما يكون الفرق فى السالبية الكهربية كبيراً\nنوعاً ما ( ولكن أقل من 1.7 ) و ≠ صفر .\nأمـثـلـة : 1 – جزئ كلوريد الهيدروجين .\n2 – جزئ الماء .\n3 – جزئ النشادر .\nس : تكلم عن الرابطة فى جزئ كلوريد الهيدروجين .\nج : السالبية الكهربية للكلور = 3 وللهيدروجين = 2.1 فنجد أن ذرة الكلور الأكثر سالبية تجذب إلكترونى الرابطة\nالتساهمية أكثر فى اتجاهها أى تقضى الإلكترونات وقتاً أطول فى حيازة ذرة الكلور وتكون النتيجة أن تكتسب\nذرة الكلور شحنة سالبة صغيرة أو جزئية وليست شحنة سالبة كاملة ( كما فى حالة أيون الكلوريد السالب )\nأما ذرة الهيدروجين فنتيجة إزاحة الإلكترونات عنها قليلاً تكتسب شحنة موجبة صغيرة أو جزئية ويوصف\nكلوريد الهيدروجين بأنه جزئ قطبى .\nس : علل لما يأتى : 1 – الفرق فى السالبية الكهربية بين ذرتى الجزئ التساهمى النقى يساوى صفر .\n2 – الرابطة فى جزئ كلوريد الهيدروجين تساهمية قطبية .\nنظريات تفسير الرابطة التساهمية\n1 – نظرية الثمانيات : ( النظرية الإلكترونية للتكافؤ ) :\nوضع هذه النظرية كوسل ولويس وتنص على :\n( بخلاف الهيدروجين والليثيوم والبريليوم تميل ذرات جميع العناصر للوصول إلى التركيب الثمانى ) .\nوتتكون الرابطة التساهمية نتيجة لتلامس عدد من إلكترونات الغلاف الخارجى للذرتين بحيث يصل التركيب الإلكترونى لكل منهما إلى ثمانية إلكترونات . ويرمز لإلكترونات الغلاف الخارجى بنقط ( ● ) أو علامة ( x ) .\nCl Cl H O H\nجزئ الكلور Cl2 جزئ الماء H2O جزئ النشادر NH3\nعيوب النظرية الإلكترونية للتكافؤ :\n1 – لم تستطع النظرية تفسير الترابط فى كثير من الجزيئات على أساس قاعدة الثمانيات مثل :\n( أ ) جزئ خامس كلوريد الفوسفور : حيث تحاط ذرة الفوسفور بعشرة إلكترونات وليس ثمانية .\n( ب ) جزئ ثالث فلوريد البورون : حيث تحاط ذرة البورون بستة إلكترونات فقط .\nجزئ ثالث فلوريد البورون BF3 جزئ خامس كلوريد الفوسفور PCl5\n2 – لم تعد الصورة المبسطة للرابطة التساهمية كزوج من الإلكترونات المشتركة كافية لتفسير الكثير من خواص\nالجزيئات مثل الشكل الفراغى للجزئ والزوايا بين الروابط فيه .\nملاحظة هامة : تصلح نظرية الثمانيات فى تفسير الرابطة الأيونية .\n2 – نظرية رابطة التكافؤ :\n1 – بنيت نظرية رابطة التكافؤ على نتائج ميكانيكا الكم عندما تغيرت النظرة إلى الإلكترون من كونه مجرد جسيم\nمادى يحمل شحنة سالبة يسير فى مدارات محددة إلى كونه جسيم مادى له خواص موجية يحتمل تواجده فى أى\nمنطقة من الفراغ المحيط بالنواة .\n2 – تبقى نظرية رابطة التكافؤ على صورة الذرات المفردة التى تقترب من بعضها لتكوين الرابطة التساهمية .\nنص النظرية :\n( تنشأ الرابطة التساهمية بتداخل أوربيتال أحد الذرتين به إلكترون واحد مفرد مع أوربيتال ذرة أخرى بها إلكترون\nواحد مفرد ) .\nأمثلة : 1 – تكوين جزئ الهيدروجين : يتكون نتيجة لتداخل ذرتى الهيدروجين بإلكترونها المفرد فى الأوربيتال 1S\n2 – تكوين جزئ فلوريد الهيدروجين : يتكون نتيجة لتداخل أحد أوربيتالات المستوى الفرعى 2P الذى\nيحتوى على إلكترون مفرد من ذرة الفلور مع الأوربيتال 1S الذى به إلكترون مفرد لذرة الهيدروجين .\nس : كيف فسرت نظرية التكافؤ تركيب جزئ الميثان ؟\nج : عند اتحاد الكربون والهيدروجين لتكوين جزئ الميثان CH4 ترتبط أربعة ذرات هيدروجين مع ذرة الكربون\nبأربعة روابط تساهمية وتكون جميع الروابط متكافئة ( متساوية فى الطول والقوة ) وتكون الزوايا بين هذه\nالروابط (5109.28 ) ويأخذ الجزئ شكل هرم رباعى .\n♣ التفسير :\n1 – تحتوى ذرة الكربون فى الحالة المستقرة على أوربيتالين اثنين فقط بهما إلكترونان مفردان هما اللذان يمكنهما\nتكـوين روابط تساهمية ولـكن الكربون يكون أربـع روابط تساهمية وليس اثنين . على ذلك لابد أن تحتـوى ذرة\nالكربون على أربعة إلكترونات مفردة . ويتم ذلك بإثارة إلكترون من الأوربيتال ( 2S ) ليحتل أوربيتال المستوى\nالفـرعى ( 2P ) الفارغ ويقال حينئذ بأنـها فى حـالـة مثارة وتتم الإثارة عـن طـريق اكتساب الذرة لقدر قليل مـن\nذرة كربون مثارة ذرة كربون فى الحالة العادية\n2 – إلى هنا وذرة الكربون تمتلك أربعة إلكترونات مفردة ولكن الإلكترونات الأربعة المفردة غير متكافئة وقد وجد\nأن الأربع روابط فى جزئ الميثان متكافئة ولذلك نفترض حدوث عملية تهجين فى ذرة كربون جزئ الميثان .\nتعريفه : هو اتحاد أو تداخل بين أوربيتالين مختلفين أو أكثر فى نفس الذرة وينتج عنه أوربيتالات ذرية جديدة\nتعرف بالأوربيتالات المهجنة .\nشروطه : 1 – يحدث التهجين بين أوربيتالات نفس الذرة .\n2 – لا يحدث التهجين إلا بين الأوربيتالات القريبة من بعضها فى الطاقة .\nمثل ( 2S ) مع ( 2P ) أو ( 4S ) مع ( 3d ) .\n3 – عدد الأوربيتالات المهجنة = عدد الأوربيتالات الداخلة فى عملية التهجين وتأخذ رمزها .\nخواص الأوربيتالات المهجنة :\n1 – أكثر بروزاً إلى الخارج لتكون قدرتها على التداخل أقوى من قدرة الأوربيتالات العادية .\n2 – لها فصان أحدهما كبير والآخر صغير ويتم التداخل عن طريق الفص الكبير .\nSP3 ذرة كــربــون مــهــجــنــة\n3 – وقد فسرت قيم الزوايا بين الروابط (5109.28 ) بأن الأوربيتالات المهجنة كل منها عبارة عن إلكترون سالب\nفيتباعد كل منهما عن الآخر فى الفراغ بأقصى درجة ممكنة لتقليل قوى التنافر بينها فعندما تكون الزوايا بين\nالأوربيتالات (5109.28 ) ستصبح أكثر استقراراً ( أى أقل تنافراً ) مما لو كانت 90 5 مثلاً .\n4 – لتكوين جزئ الميثان يرتبط الأربعة إلكترونات المتكافئة فى الأوربيتالات الأربعة المهجنة( SP3 ) لذرة الكربون\nمع الأربعة إلكترونات لذرات الهيدروجين الأربع .\nأنواع التهجين التى تكتسبها ذرة الكربون\nأولاً : تهجين الهرم الرباعى ( SP3 ) :\nمــثــال : ذرة الكربون فى جزئ الميثان .\nوفـيه يتم خلـط أوربيتالات التـكافؤ الذرية الأربعة ( S, Px, Py, Pz ) فى ذرة كـربون الميثان للحصـول على أربعـة\nأوربيتالات مهجنة متكافئة يرمز إلى كل منها بالرمز ( SP3 ) ولقد دلت الحسابات على أن الزاوية بين كل أوربيتالين\nمن هذه الأوربيتالات المهجنة حوالى (5109.28 ) .\nثانياً : تهجين من النوع ( SP2 ) :\nمــثــال : ذرة الكربون فى جزئ الإيثيلين .\nبعد حدوث عملية الإثارة فى ذرتى الكربون يحدث تهجين بين أوربيتالين المستوى الفرعى ( 2P ) مع الأوربيتال\n( 2S ) وينتج من هذه الأوربيتالات الثلاثة ثلاثة أوربيتالات مهجنة كلا منها يسمى ( SP2 ) . ولتلافى قوى التنافر\nبينها تبتعد عن بعضها بقدر الإمكان فى الفراغ فتكون الزوايا بينهما 120 5 .\nويتضـح أن هناك أحـد الأوربيتالات ( 2Pz ) لم يدخل فى عمليـة التهجين ويكون عمودياً علـى المستوى الذى يمـر\nبـالثلاثـة أوربيتالات ( SP2 ) . وبعـد حدوث عملية التهجيـن فى ذرتى الكـربون يـحدث نـوعـان مـن الـتـداخـل بين الأوربيتالات هما :\n( أ ) تداخل بين الأوربيتالين ( SP2 ) لكل ذرة كربون مع الأوربيتال (1S ) لذرتى هيدروجين لتكوين الرابطتين\n( C – H ) وتداخل آخر بين الأوربيتال ( SP2 ) الثالث لذرة كربون مع الأوربيتال ( SP2 ) لذرة الكربون\nالثانية لتكوين الرابطة ( C – C ) ويسمى هذا النوع من الروابط تبعاً لنظرية الأوربيتالات الجزيئية بروابط\nسيجما ( σ ) .\n( ب ) تداخل بين الأوربيتالات( 2Pz) لذرتى كربون لتكوين رابطة أخرى تسمى رابطة باى( π ) بين ذرتى الكربون\nثالثاً : تهجين من النوع ( SP ) أو التهجين القطرى :\nوفـيه يتم خلـط أوربيتالين ذريين [ أوربيتال من نوع( ( S وأوربيتال من نوع ( P )] وينتج عنه أوربيتالان مهجنان يطلق على كل منها أوربيتال ( SP ) ولقد دلت الحسابات على أن الزاوية بين مثل هذه الأوربيتالات المهجنة هى\n( 180 5 ) أى أنهما يكونان على خط مستقيم .\nس : قارن بين : أنواع التهجين الثلاثة .\nالتهجين الأوربيتالات الداخلة\nالفراغى\tالزاوية بين\nSP3\t1 1\n1 3 نصف نصف\nربع 3 / 4 2\nهرم رباعى 180 5\n109.28 5\tC2H2\n3 – نظرية الأوربيتالات الجزيئية :\nاعتبرت الجزئ كوحدة واحدة أو ذرة كبيرة متعددة الأنوية يحدث فيها تداخل بين جميع الأوربيتالات الذرية لتكوين\nأوربيتالات جزيئية . ويرمز للأوربيتالات الجزيئية بالرمز سيجما ( σ ) ، باى( π ) ، دلتا ( δ ) .\nأما نظرية رابطة التكافؤ : اعتبرت الجزئ مجرد ذرتين أو أكثر حدث بينهما تداخل بين بعض أوربيتالاتهم الذرية لتكوين الروابط التساهمية بين هذه الذرات . وتبقى بقية الأوربيتالات الذرية التى لم تشارك فى تكوين الروابط\nبحالاتها كما هى فى الذرة المفردة . ويرمز للأوربيتالات الذرية بالرمز d , p , s ........ إلخ .\nس : قارن بين نظرية رابطة التكافؤ ونظرية الأوربيتالات الجزيئية .\nأنواع الأوربيتالات الجزيئية\n1 – الرابطة سيجما ( σ ) :\nتنشأ من تداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضها بالرأس أى يكون الأوربيتالان المتداخلان على خط واحد .\n1 – تداخل الأوربيتال المهجن ( SP2 ) فى ذرة الكربون مع الأوربيتال ( 1S ) لذرة الهيدروجين .\n2 – تداخل الأوربيتال( SP2 ) لذرة كربون بالرأس مع الأوربيتال ( SP2 ) لذرة الكربون الأخرى فى جزئ الإيثيلين\n2 – الرابطة باى ( π ) :\nتنشأ من تداخل أوربيتالين ذريين جنباً إلى جنب أى يكون الأوربيتالان المتداخلان متوازيان .\nأمثلة : ♣ تداخل الأوربيتال ( 2Pz ) بالجنب مع الأوربيتال ( 2Pz ) لذرة كربون أخرى كما فى جزئ الإيثيلين .\nس : قارن بين الرابطة سيجما والرابطة باى .\nس : علل لما يأتى : الرابطة سيجما أقوى من الرابطة باى ؟\nج : لأنه فى الرابطة سيجما يحدث التداخل بالرأس فيحدث أقصى تداخل بين الأوربيتالين حيث يكون الفقد فى الطاقة\nكبيـراً وطـاقـة الرابطة أكـبر . بينما فى الرابطة بـاى يحدث التداخل بين أوربيتالـين متوازيـين بالجـنب فلا يحـدث\nأقصى تداخل ويكون الفقد الناشئ من التداخل الجانبى صغيراً .\nفى جزئ الأسيتيلين C2H2 ترتبط ذرتا الكربون ببعضهما برابطة سيجما واحدة ورابطتين باى . وتفسير ذلك :\n1 – بعد حدوث عملية الإثارة فى ذرتى الكربون يحدث تهجين بين ( 2Px ) من أوربيتال المستوى الفرعى ( 2P )\nمع الأوربيتال ( 2S ) وينتج من تهجين هذين الأوربيتالين أوربيتالان مهجنان كل منهما يسمى ( SP ) .\n2 ( SP ) 1 ( 2S ) + 1 ( 2P )\n2 – لتلافى قوة التنافر بين الأوربيتالين المهجنين فإنهما يبتعدان عن بعضهما بقدر الإمكان فتكون الزوايا بينهما\n180 5 . ويلاحظ أنه ما زال أوربيتالان فى كل ذرة لم يدخلا فى عملية التهجين ( 2Pz , 2Py ) .\n3 – يحدث التداخل بين الأوربيتالات الذرية لكل من الذرتين لتكوين الروابط الآتية :\n( أ ) روابـط سـيـجـمـا : وتنتج من التداخل بالرأس بين :\n♣ الأوربيتال ( SP ) لذرة الكربون مع الأوربيتال ( SP ) للذرة الأخرى .\n♣ الأوربيتال ( SP ) لذرة الكربون مع الأوربيتال ( 1S) لذرة الهيدروجين .\n( ب ) روابـط بـاى : وتنتج من التداخل بالجنب بين : ♣ الأوربيتالين ( 2Py ) المتوازيين لذرتى الكربون .\n♣ الأوربيتالين ( 2Pz) المتوازيين لذرتى الكربون .\nH σ C σ H σ C\nخواص المركبات التساهمية :\n1 – لا تذوب فى الماء ولكن تذوب فى المذيبات العضوية مثل البنزين ورابع كلوريد الكربون .\n2 – لا توصل التيار الكهربى .\n3 – درجة انصهارها وغليانها منخفضة .\nثالثاً : الرابطة التناسقية :\n1 – تـعـتـبـر الـرابـطـة الـتـنـاسـقية نوعاً خاصاً من الرابطة التساهمية ولا يختلف زوج الإلكترونات المكون لأى من\nالرابطتين إلا من حيث المنشأ .\n● الرابطة التساهمية : يـتـكـون زوج الإلـكـتـرونـات الـمكون للرابطة التساهمية من مساهمة كل من الذرتين\nالمرتبطين بإلكترون واحد . ( أى أن زوج الإلكترونات مصدره من ذرتين ) .\n● الرابطة التناسقية : يتكون زوج الإلكترونات المكون للرابطة التناسقية من زوج من الإلكترونات الحرة أى\nيشغل أوربيتالاً واحـداً موجـوداً فى أحد الذرتين وتسمى الـذرة المانحة ويمنح هـذا الزوج الإلكترونى الحر ذرة\nأخـرى بها أوربيتال فارغ أى يلزمها هذا الزوج الإلكترونى لتصل إلى التركيب الإلكترونـى الثابت وتسمى هـذه\nالذرة بالذرة المستقبلة . ( أى أن زوج الإلكترونات مصدره من ذرة واحدة ) .\n2 – تتكون الرابطة التناسقية بين ذرتين إحداهما به أوربيتال به زوج من الإلكترونات الحرة ( غير المشتركة فى\nروابط ) وتسمى الذرة المانحة ويمنح هذا الزوج الحر إلى ذرة أخرى بها أوربيتال فارغ ويلزمها هذا الزوج\nمن الإلكترونات وتسمى الذرة المستقبلة .\nس : قارن بين الرابطة التساهمية والرابطة التناسقية .\nيرمز لهذا النوع من الروابط بسهم ويكون اتجاه السهم من الذرة المانحة ( المعطية ) إلى الذرة المستقبلة .\nأمـثـلـة على الرابطة التناسقية :\n( 1 ) أيون الهيدرونيوم +[H3O ] :\nيتكون عند إذابة الأحماض فى الماء حيث يرتبط أيون الهيدروجين الموجب مع جزئ الماء المتعادل .\nH – O + H + H – O H\nالذرة المانحة : أكسجين الماء .\nالذرة المستقبلة : أيون الهيدروجين الموجب . ( 2 ) أيون الأمونيوم +[NH4 ] :\nيتكون من اتحاد أيون الهيدروجين [ H + ] ( البروتون ) مع جزئ النشادر حيث يستقبل البروتون زوج الإلكترونات الحر من ذرة النيتروجين فى جزئ النشادر .\nH – N H H – N + H +\nالذرة المانحة : النيتروجين .\nالذرة المستقبلة : أيون هيدروجين الماء .\nرابعاً : الرابطة الهيدروجينية : :\nتعريفها : هى رابطة كيميائية تنشأ عندما تقع ذرة هيدروجين بين ذرتين لهما سالبية كهربية عالية .\nتكوينها : تتكون هذه الرابطة عندما تقع ذرة الهيدروجين بين ذرتين لهما سالبية كهربية عالية مثل الأكسجين أو\nالنيتروجين وتكون مرتبطة مع إحدى الذرتين برابطة تساهمية قطبية وترتبط مع الذرة الأخرى برابطة\nهيدروجينية حيث تعمل ذرة الهيدروجين كقنطرة أو جسر تربط الجزيئات معاً .\n♣ بعض المشاهدات التى تؤيد وجود الرابطة الهيدروجينية :\n1 – ارتفاع درجة غليان الماء :\nيغلى الماء عند درجة (100 5 م ) وهى درجة مرتفعة بالنسبة لكتلته الجزيئية ( 18) بالمقارنة بدرجة غليان غاز\nكبريتيد الهيدروجين الذى يغلى فى (– 61 5م ) وكتلته الجزيئية ( 34 ) أعلى من الكتلة الجزيئية للماء .\n2 – تكون بلورات من الجليد صغيرة جداً وذلك عند تحول الماء إلى مادة صلبة مباشرة .\nتفسير شذوذ درجة غليان الماء :\n1 – تتميز ذرة الأكسجين بأن سالبيتها الكهربية عالية ( 3.5 ) بينما السالبية الكهربية للهيدروجين ( 2.1 ) .\n2 – نتيجة لهذا الفرق فى السالبية الكهربية يكون جزئ الماء قطبياً تحمل ذرة الأكسجين فيه شحنة سالبة جزئية\nبينما تحمل ذرتا الهيدروجين شحنة موجبة جزئية .\n3 – نـتـيـجـة لاخـتـلاف الشحنة على ذرة الأكسجين وذرتى الهيدروجين فى جزيئات الماء يحدث تجاذب بين الشحنة\nالموجبة الجزئية على ذرة الهيدروجين وبين الشحنة السالبة الجزئية على ذرة أكسجين لجزئ ماء آخر وتتكون\nالرابطة الهيدروجينية . وهكذا ترتبط جزيئات مع بعضها عن طريق الرابطة أو القنطرة الهيدروجينية .\nس : علل : ارتفاع درجة غليان الماء؟\nج : يعزى ارتفاع درجة غليان الماء إلى ارتباط جزيئات الماء معاً بروابط هيدروجينية فيلزم طاقة حرارية لتكسير\nهذه الروابط .\nأهمية الرابطة الهيدروجينية :\nهى التى تجعل الماء يوجد على الحالة السائلة ولولاها لكان الماء مركب غازى نظراً لصغر كتلته الجزيئية .\n1 – درجة غليان الماء أعلى من درجة غليان كبريتيد الهيدروجين علماً بأن الكتلة الجزيئية للماء (18) ولكبريتيد\nالهيدروجين ( 34 ) ؟\n2 – الماء سائل رغم صغر كتلته الجزيئية .\nس : ما الفرق بين الرابطة التساهمية والرابطة الهيدروجينية ؟\nج : الرابطة الهيدروجينية أضعف كثيراً وأكثر طولاً من الرابطة التساهمية .\nتعتمد قوة الرابطة الهيدروجينية على السالبية الكهربية للذرتين التى تربطهما معاً .\nأشكال المركبات ذات الروابط الهيدروجينية:\n1 – خط مستقيم . H H\nO H O H O H O\nالروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء\n2 – حلقة مغلقة .\n3 – شبكة مفتوحة . H H H\nالروابط الهيدروجينية بين جزيئات فلوريد الهيدروجين\nخامساً : الرابطة الفلزية :\n☻ لكل فلز شبكة بلورية لها شكل هندسى معين تترتب فيها أيونات الفلز الموجبة .\n☻ إلكترونات مستوى الطاقة الخارجى ( إلكترونات التكافؤ ) لكل ذرة تتجمع معاً مكونة سحابة إلكترونية حرة\nالحركة تربط هذا التجمع الكبير من أيونات الفلز الموجبة . أى أن :\nالرابطة الفلزية : هى رابطة كيميائية تنتج من سحابة إلكترونات التكافؤ الحرة التى تقلل من قوى التنافر بين\nأيونات الفلز الموجبة فى الشبكة .\nيعزى التوصيل الحرارى والكهربى فى الفلزات إلى إلكترونات التكافؤ الحرة .\nس : علل : الفلزات جيدة التوصيل للحرارة والكهرباء ؟\nج : لسهولة حركة إلكترونات التكافؤ بين أيونات الفلز الموجبة .\nقوة الرابطة الفلزية :\nتعتمد قوة الرابطة الفلزية على عدد إلكترونات التكافؤ فكلما زاد عدد إلكترونات التكافؤ فى ذرة الفلز :\n1 – أصبحت الذرات فى البلورة أكثر تماسكاً ( يصبح الفلز أكثر صلابة ) .\n2 – تكون درجة انصهاره عالية .\nويتضح ذلك عند مقارنة خواص الصوديوم والماغنسيوم والألمونيوم فى الدورة الثالثة :\nالـفـلـز عدد إلكترونات المستوى الأخير الـصـلابـة درجة الانصهار 5 م\n1 – درجة انصهار الألمونيوم أعلى منها للصوديوم ؟\nج : لأن صلابة الألمونيوم أعلى من صلابة الصوديوم .\n2 – الصوديوم لين والماغنسيوم طرى ؟\nج : لأن إلكترونات تكافؤ الصوديوم أقل من الماغنسيوم .\nس : وضح ما نوع الرابطة فى كل مما يأتى :\nكلوريد الهيدروجين – النشادر – الميثان – الإيثيلين – هيدروكسيد الأمونيوم – الكلور .\nج : ♣ كلوريد الهيدروجين : رابطة تساهمية قطبية .\n♣ النشادر : رابطة تساهمية قطبية .\n♣ الميثان : أربعة روابط سيجما بين الكربون والهيدروجين .\n♣ الإيثيلين : ستة روابط تساهمية :\n–\tأربعة روابط سيجما بين الكربون والهيدروجين .\n–\tرابطة سيجما بين الكربون والكربون .\n–\tرابطة باى بين الكربون والكربون .\n♣ هيدروكسيد الأمونيوم : خمسة روابط\n–\tثلاثة روابط تساهمية قطبية .\n–\tرابطة تناسقية .\n–\tرابطة أيونية بين أيون الأمونيوم الموجب وأيون الهيدروكسيد السالب .\n♣ الكلور : رابطة تساهمية نقية .\n1 – ترتبط جزيئات الماء مع بعضها بروابط ......................\n2 – جزئ الميثان له شكل ................ وقيمة الزوايا بين الروابط ............... والتهجين من نوع ................\n3 – جزئ الأسيتيلين ................ لأن الزاوية بين الرابطة ............... والتهجين من نوع ................\n4 – الرابطة فى جزئ الهيدروجين من نوع ................. بينما فى جزئ كلوريد الهيدروجين من نوع .................\n5 – عندما تتساوى السالبية الكهربية بين ذرتين تتكون رابطة ..........................\n6 – يعزى التوصيل الكهربى للفلزات إلى .........................\n7 – التهجين فى جزئ الأسيتيلين من نوع ............... بينما فى جزئ الإيثيلين من نوع .................\n8 – تزداد قوة الرابطة ................ كلما ................ عدد إلكترونات ................. فى ذرة الفلز .\n9 – كلما زاد الفرق فى السالبية الكهربية بين العناصر المرتبطة كلما زاد البعد بينهما فى الجدول الدورى وزادت\nالخاصية ............. فعندما يكون الفرق أكبر من 1.7 فإن المركب الناتج يكون ............. مثل .................\n10 – تعتمد قوة الرابطة الهيدروجينية على ..................... للذرتين التى تربطهما معاً .\n11 – فى الرابطة التساهمية القطبية تحمل الذرة الأكثر ............... شحنة ............... وتحمل الذرة الأقل فى\nالسالبية الكهربية شحنة ...................\n12 – لا يوجد مركبات للعناصر النبيلة فى الظروف العادية بسبب .............................\n13 – فى أيون الأمونيوم الذرة المانحة هى .................. والمستقبلة ......................\n14 – عنصر عدده الذرى (9) وعندما ترتبط ذرتان منه معاً فإن الرابطة فى الجزئ الناتج تكون ..................\n15 – عندما تتداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضها بالجنب تنشأ رابطة .....................\n16 – الرابطة الأيونية ليس لها ............... أو .....................\n17 – بنيت نظرية رابطة التكافؤ على نتائج ..........................\n18 – يحدث التهجين بين أوربيتالات نفس .....................\n19 – لا يحدث التهجين إلا بين الأوربيتالات القريبة من بعضها فى .....................\n20 – الرابطة ................ أضعف كثيراً وأكثر طولاً من الرابطة ...................\n21 – من أشكال المركبات ذات الروابط الهيدروجينية .................... و ................... و ......................\n1 – تكون عناصر المجموعة الأولى a روابط أيونية مع عناصر المجموعة السابعة a .\n2 – استطاع كوسل ولويس وضع نظرية رابطة التكافؤ .\n3 – لم تستطع نظرية الثمانيات تفسير الشكل الفراغى للجزيئات .\n4 – الرابطة باى أقوى وأطول من الرابطة سيجما .\n5 – تزداد قوة الرابطة الفلزية كلما قل عدد إلكترونات التكافؤ الحرة فى ذرة الفلز .\n6 – درجة غليان الماء مرتفعة بسبب قدرته على تكوين روابط تساهمية .\n7 – الزوايا بين الأوربيتالات من النوع sp3 ( 120 5 ) .\n8 – الرابطة فى جزئ الأكسجين من النوع التساهمى القطبى .\n9 – أوربيتالات ( sp ) تأخذ شكل الهرم الرباعى .\n10 – الرابطة الهيدروجينية أطول من الرابطة التساهمية .\n11 – عندما يكون الفرق فى السالبية الكهربية أكبر من 1.7 تكون الرابطة تساهمية .\n12 – الروابط فى جزئ النشادر أيونية .\n13 – عدد الأوربيتالات المهجنة أقل من عدد الأوربيتالات الداخلة فى عملية التهجين .\n1 – التهجين فى جزئ الإيثيلين فى ذرة الكربون يكون من النوع ( SP – SP2 – SP3 )\n2 – الرابطة فى جزئ كلوريد الهيدروجين ( أيونية – تساهمية نقية – تناسقية – تساهمية قطبية )\n3 – التهجين فى ذرة الكربون فى جزئ الميثان يكون من النوع ( SP – SP2 – SP3 )\n4 – الأوربيتالات المهجنة ( SP2 ) لها الخصائص الآتية ما عدا\n( عددها (3) – تشكل هرم رباعى فى الفراغ – الزوايا بين الأوربيتالات 120 5 )\n5 – عند تداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضه بالجنب تنشأ رابطة ( سيجما – تناسقية – باى – هيدروجينية )\n6 – تكون الرابطة التساهمية نقية عندما يكون الفرق فى السالبية الكهربية\n( يساوى 1.7 – أقل من 1.7 – أكبر من 1.7 – صفر )\n7 – أحد الجزيئات الآتية له خاصية قطبية ( CH4 – Cl2 – H2O – O2 )\n8 – يرتبط جزئ النشادر مع أيون الهيدروجين برابطة ( أيونية – تساهمية – تساهمية تناسقية – هيدروجينية )\n9 – الرابطة فى ملح الطعام ( تساهمية نقية – تناسقية – تساهمية قطبية – هيدروجينية )\n10 – الرابطة فى جزئ الماء ( تساهمية نقية – تناسقية – تساهمية قطبية – أيونية )\n11 – الروابط فى هيدروكسيد الأمونيوم ( تناسقية – تساهمية قطبية – أيونية – جميع ما سبق )\n12 – عملية تهجين الأوربيتالات الذرية تتم بخلط :\nأ – أوربيتالين ذريين متشابهين لنفس الذرة .\nب – أوربيتالين ذريين مختلفين لذرتين مختلفتين .\nجـ – أوربيتالين ذريين أو أكثر متشابهين لنفس الذرة .\nد – أوربيتالين ذريين أو أكثر مختلفين لنفس الذرة .\n13 – الأوربيتالات المهجنة SP لها الخصائص التالية :\nأ – عددها ثلاثة . ب – خطية الاتجاه .\nجـ – عددها اثنان . د – ب ، جـ صحيحة .\n1 – أكثر ذرات العناصر استقراراً .\n2 – العناصر التى لا تدخل فى أى تفاعل كيميائى فى الظروف العادية مع غيرها من العناصر أو مع بعضها .\n3 – عملية كسر روابط بين جزيئات المتفاعلات وتكوين روابط جديدة بين جزيئات النواتج .\n4 – رابطة كيميائية تنشأ نتيجة قوى الجذب الكهربى بين أيون موجب وأيون سالب .\n5 – رابطة كيميائية ليس لها وجود مادى أو اتجاه محدد .\n6 – رابطة كيميائية تنشأ ذرتين من اللافلزات بحيث تساهم كل منهما بعدد متساوى من الإلكترونات .\n7 – تنشأ بين ذرتين متساويتين تماماً فى السالبية الكهربية .\n8 – تنشأ عندما يكون الفرق فى السالبية الكهربية كبيراً نوعاً ما ( ولكن أقل من 1.7 ) .\n9 – اتحاد أو تداخل بين أوربيتالين مختلفين أو أكثر فى نفس الذرة وينتج عنه أوربيتالات ذرية جديدة تعرف\nبالأوربيتالات المهجنة .\n10 – تنشأ الرابطة التساهمية بتداخل أوربيتال أحد الذرتين به إلكترون واحد مفرد مع أوربيتال ذرة أخرى بها\nإلكترون واحد مفرد .\n11 – تنشأ من تداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضها بالرأس .\n12 – رابطة كيميائية تنشأ عندما تقع ذرة هيدروجين بين ذرتين لهما سالبية كهربية عالية .\n13 – رابطة كيميائية تنتج من سحابة إلكترونات التكافؤ الحرة التى تقلل من قوى التنافر بين أيونات الفلز\nالموجبة فى الشبكة .\n14 – الجزئ عبارة عن ذرة كبيرة متعددة الأنوية .\n15 – رابطة تنشا من تداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضها بالجنب .\n16 – رابطة تتكون بين جزيئات الماء مع بعضها .\n17 – رابطة يكون فيها زوج الإلكترونات المكون للرابطة مصدره ذرة واحدة .\n18 – جزئ يتخذ شكل مثلث والتهجين به من نوع sp2 .\n1 – الرابطة التناسقية والرابطة التساهمية .\n2 – الرابطة التساهمية النقية والرابطة التساهمية القطبية .\n3 – الرابطة سيجما والرابطة باى .\n4 – نظرية رابطة التكافؤ ونظرية الأوربيتالات الجزيئية .\n5 – جزئ الإيثيلين وجزئ الأسيتيلين من حيث : نوع التهجين – الروابط – الشكل الفراغى .\n1 – الألومونيوم أكثر صلابة ودرجة انصهاره أعلى من الصوديوم بالرغم من كونهما فلزان .\n2 – درجة غليان الماء أعلى من درجة غليان كبريتيد الهيدروجين .\n3 – تعتمد قوة الرابطة الفلزية على عدد إلكترونات التكافؤ الحرة .\n4 – الرابطة باى أضعف وأسهل فى الكسر عن الرابطة سيجما .\n5 – الفرق فى السالبية الكهربية بين ذرتى الجزئ التساهمى النقى يساوى صفر .\n6 – الرابطة فى جزئ كلوريد الهيدروجين تساهمية قطبية .\n7 – الأوربيتالات المهجنة أكثر نشاطاً من الأوربيتالات النقية .\n8 – لا تنطبق قاعدة الثمانيات على جزئ ثالث فلوريد البورون .\n9 – فشل نظرية الثمانيات .\n10 – تعتبر الروابط التناسقية نوع من الروابط التساهمية .\n11 – أيون الفلوريد السالب وأيون الصوديوم الموجب لهما نفس العدد من الإلكترونات .\nس 7 : ما المقصود بكل من :\n1 – التفاعل الكيميائى . 5 – الرابطة الهيدروجينية . 9 – التهجين .\n2 – الرابطة الأيونية . 6 – الرابطة الفلزية . 10 – الرابطة سيجما .\n3 – الرابطة التساهمية . 7 – نظرية الثمانيات . 11 – الرابطة باى .\n4 – الرابطة التناسقية . 8 – نظرية رابطة التكافؤ . 12 – الغازات النبيلة .\nس 8 : فى جزيئات المركبات التالية :\nالميثان ch4 – الإيثيلين c2h4 – الأسيتيلين c2h2 وضح :\nنوع التهجين – الشكل الفراغى – قيم الزوايا .\nس 9 : صوب ما تحته خط :\n1 – تتميز جميع المركبات التساهمية بقدرتها على توصيل التيار الكهربى .\n2 – عنصر عدده الذرى 8 وعندما ترتبط ذرتان منه فإن الرابطة تكون أيونية فى الجزئ الناتج .\n3 – كل الروابط فى أيون الهيدرونيوم أيونية .\n4 – الرابطة الأيونية أطول وأضعف من الرابطة التساهمية .\n5 – الروابط فى جزئ النشادر أيونية متماثلة .\n6 – كلما زاد الفرق فى السالبية الكهربية بين الذرات عن 1.7 قويت الرابطة الفلزية .\nس 10: ما نوع الروابط الموجودة فى المواد الآتية :\n1 – هيدروكسيد الأمونيوم . 4 – غاز الميثان . 7 – جزئ الماء .\n2 – فلوريد الهيدروجين . 5 – غاز الأسيتيلين . 8 – جزئ النشادر .\n3 – جزئ الأكسجين . 6 – غاز الإيثيلين . 9 – أيون الهيدروجين وجزئ الماء داخل أيون الهيدرونيوم\nس 11 : ما عيوب كل من :\n1 – نظرية الثمانيات .\n2 – نظرية رابطة التكافؤ .\nس 11 : ثلاثة عناصر أ ، ب ، جـ أعدادها الذرية 1 ، 11 ، 17 .\nاكتب التوزيع الإلكترونى لكل منها . واذكر كيف يمكن الحصول منها على :\n1 – رابطة تساهمية نقية .\n2 – رابطة تساهمية قطبية .\n3 – رابطة أيونية .\nفى بعض المجموعات المنتظمة فى الجدول الدورى\n1 – من أهم أهداف دراسة الجدول الدورى هو تصنيف العناصر لتسهيل دراستها بشكل منظم .\n2 – كلمة مجموعة منتظمة تعنى أن عناصرها تظهر تدرجاً منتظماً لا نجده فى العناصر الانتقالية .\nأولاً : عـنـاصـر الـفـئـة ( S )\nمثال : عناصر المجموعة الأولى ( الأقلاء )\nتسمى : 1 – الفلزات القلوية ( تكون عند ذوبانها فى الماء قلويات ) .\n2 – الأقلاء .\nوقد أطلق علماء المسلمين اسم ( القلى ) على مركبات الصوديوم والبوتاسيوم . ثم نقل الأوربيون هذه التسمية\nلتصبح ( alkali ) وتوسعت هذه التسمية لتشمل جميع عناصر المجموعة الأولى .\nتوزيع الإلكترونات فى المستويات الأساسية رمزه وعدده الذرى العنصر\n2 , 1 3 Li الليثيوم\n2 , 8 , 1 11 Na الصوديوم\n2 , 8 , 8 , 1 19 K البوتاسيوم\n2 , 8 , 18 , 8 , 1 37 Rb الروبيديوم\n2 , 8 , 18 , 18 , 8 , 1 55 Cs السيزيوم\n2 , 8 , 18 , 32 , 18 , 8 , 1 87 Fr الفرانسيوم\nوجود عناصر الأقلاء فى الطبيعة :\n1 – الصوديوم ( Na ) :\n☻ يحتل الترتيب السادس من حيث انتشار العناصر فى القشرة الأرضية .\n☻ أهم خاماته : الملح الصخرى ( NaCl ) .\n2 – البوتاسيوم ( K ) :\n☻ يحتل الترتيب السابع من حيث انتشار العناصر فى القشرة الأرضية .\n☻ أهم خاماته : كلوريد البوتاسيوم الذى يوجد فى ماء البحر و فى رواسب الكارناليت (MgCl2.6H2O .KCl )\n3 – باقى فلزات المجموعة :\n☻ نادرة الوجود .\n☻ عنصر الفرانسيوم عنصر مشع لم يكتشف إلا سنة 1946 م كناتج لانحلال عنصر الأكتنيوم .\n227 223 4\nAc Fr + He\nوحيث أن مقدار العنصر المتكون من التفاعل السابق كان ضئيلاً جداً فإن كل ما نعرفه عن هذا العنصر هو :\n–\tعدده الذرى ووزنه الذرى التقريبى .\n–\tصفاته تشبه صفات السيزيوم .\n–\tعنصر مشع تبلغ فترة عمر النصف له عشرون دقيقة فقط .\nالخواص العامة لعناصر المجموعة الأولى ( فلزات الأقلاء ) :\n1 – تتميز كل عناصر المجموعة بوجود إلكترون واحد مفرد فى المستوى الأخير ويترتب على وجود هذا الإلكترون\nفى مستوى الطاقة الأخير ( nS1 ) ما يلى :\nأ – يقع كل عنصر من عناصر هذه المجموعة فى بداية دورة جديدة فى الجدول الدورى .\nب – عدد تأكسدها جميعاً ( + 1 ) .\nجـ – نشطة كيميائياً لسهولة فقد إلكترون التكافؤ ولذلك فهى أقل عناصر الجدول الدورى فى جهد التأين الأول\nأما جهد التأين الثانى فهو كبير جداً وذلك لأنه يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل .\nد – معظم مركباتها أيونية ، وأيون كل عنصر منها يشبه تركيب الغاز النبيل الذى يسبقه .\nهـ – عوامل مختزلة قوية جداً .\nو – أكثر الفلزات ليونة وأقلها فى درجات الانصهار والغليان لأنها تحتوى على إلكترون واحد فى غلاف التكافؤ\nلذا نجد أن هذه الفلزات تتميز بضعف قوة تماسك ذراتها .\n1 – عناصر المجموعة الأولى ( A ) عوامل مختزلة قوية ؟\nج : لسهولة فقدها لإلكترون مستوى الطاقة الخارجى لذلك فهى عناصر مانحة للإلكترونات .\n2 – تسمى عناصر المجموعة الأولى ( A ) بالأقلاء ؟\nج : لأن لها أكاسيد قاعدية سهلة الذوبان فى الماء مكونة محاليل قلوية التأثير على عباد الشمس .\n3 – تمتاز عناصر المجموعة الأولى ( A ) بصغر جهد تأينها الأول وكبر جهد تأينها الثانى ؟\nج : لسهولة فقدها لإلكترون مستوى الطاقة الخارجى بأقل كمية من الطاقة لضعف قوة جذب النواة لهذا الإلكترون\nأما جهد التأين الثانى فهو كبير جداً لأنه يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل .\n4 – تمتاز فلزات المجموعة الأولى ( A ) بالليونة ؟\nج : لأنها تحتوى على إلكترون واحد فى غلاف التكافؤ لذا نجد أن هذه الفلزات تتميز بضعف قوة تماسك ذراتها .\n5 – تمتاز عناصر المجموعة الأولى ( A ) بكبر أنصاف أقطار ذراتها ؟\nج : لأن كل عنصر من عناصر المجموعة يمثل بداية دورة .\n2 – ذرات عناصر هذه المجموعة تعتبر أكبر الذرات المعروفة حجماً ( ذرة كل عنصر تعتبر أكبر الذرات حجماً فى\nدورته ) ويزيد الحجم الذرى فى المجموعة بزيادة العدد الذرى ويترتب على ذلك :\nأ – أعلى الفلزات المعروفة إيجابية كهربية وأكثرها نشاطاً لأن زيادة نصف قطر الذرة يقلل ارتباط إلكترون\nالتكافؤ بنواة الذرة ويجعل فقده سهلاً .\nب – تستغل ظاهرة كبر أحجام ذراتها وصغر جهد تأينها فى استخدامها فى الخلايا الكهروضوئية كما فى\nالبوتاسيوم والسيزيوم .\n♣ الظاهرة الكهروضوئية : هى ظاهرة تحرير الإلكترونات من سطح الفلز عند سقوط الضوء عليه .\nجـ – تتميز بقلة كثافتها ( خفيفة ) .\nد – السالبية الكهربية لها صغيرة جداً إذا ما قورنت بالعناصر الأخرى لذا عند اتحادها مع العناصر اللافلزية\nتكون روابط أيونية قوية .\n1 – عناصر المجموعة الأولى ( A ) عناصر كهروموجبة ؟\nج : لأن زيادة نصف قطر الذرة يقلل ارتباط إلكترون التكافؤ بنواة الذرة ويجعل فقده سهلاً .\nأو : لأنها تميل إلى فقد إلكترون مستوى الطاقة الخارجى وتتحول إلى أيونات موجبة الشحنة .\n2 – استخدام السيزيوم فى الخلايا الكهروضوئية ؟\nج : لأنه يتميز بصغر جهد التأين مما يساعد على سهولة تحرر الإلكترونات من سطحه عند سقوط الضوء عليه .\n3 – الـكـشـف الـجـاف ( كـشـف الـلـهـب ) :\nعند إثارة إلكترونات ذرات هذه العناصر إلى مستويات طاقة أعلى فأنها تعطى الألوان المميزة لهذه العناصر .\nالعنصر الليثيوم الصوديوم البوتاسيوم السيزيوم\nاللون قرمزى أصفر ذهبى بنفسجى فاتح أزرق بنفسجى\nويستخدم ذلك فى الكشف الجاف عن هذه العناصر فى مركباتها بالطريقة التالية :\nيغمس سلك البلاتين فى حمض الهيدروكلوريك المركز لتنظيفه ثم يغمس بعد ذلك فى الملح المجهول ويعرض\nللهب بنزن غير المضئ فيكتسب اللهب اللون المميز لكاتيون العنصر .\n4 – نظراً للنشاط الكبير لعناصر هذه المجموعة فهى تحفظ بعيداً عن الهواء والرطوبة مغمورة فى الهيدروكربونات\nالسائلة مثل الكيروسين .\n5 – تـأثـيـر الـهـواء الـجـوى :\nعـناصـر هـذه المجمـوعة نشطـة كيميائياً وتصـدأ فـى الهـواء بسهـولة وتفقد بريقها الفلزى اللامع نتيجة تكوين\nالأكاسيد . أما الليثيوم فقط يتحد مع نيتروجين الهواء مكوناً نيتريد الليثيوم الذى يتفاعل مع الماء مكوناً النشادر\n6 Li + N2 ∆ 2 Li3N\nLi3N + 3H2O 3LiOH + NH3\n6 – مـع الـمـاء :\nتعتبر فلزات هذه المجموعة أنشط الفلزات المعروفة لذا فهى :\n–\tتحتل قمة السلسلة الكهروكيميائية .\n–\tتحل محل هيدروجين الماء ويكون التفاعل مصحوباً بإنطلاق طاقة كبيرة تؤدى إلى اشتعال\nالهيدروجين المتصاعد ويزداد التفاعل عنفاً من الليثيوم إلى السيزيوم .\n2Na + 2H2O 2NaOH + H2 + heat\n1 – عدم إطفاء حرائق الصوديوم بالماء ؟\nج : لأن الصوديوم يتفاعل مع الماء بشدة فيحل محل هيدروجين الماء ويكون التفاعل مصحوباً بإنطلاق طاقة كبيرة\nتؤدى إلى اشتعال الهيدروجين المتصاعد .\n2 – لا يحفظ الصوديوم تحت سطح الماء ؟\nج : لأنه يتفاعل مع الماء ويحل محل هيدروجينه .\n7 – مـع الأكـسـجـيـن :\nيتضـح تـدرج نشـاط عـناصر المجمـوعة الأولى عـند تفاعلها مـع الأكسجين فعند حرق هذه الفلزات ينتج ثلاثة\nأنواع من الأكاسيد :\n☻الليثيوم : يعطى الأكسيد العادى الذى تكون فيه حالة التأكسد ( – 2 ) .\n☻الصوديوم : يعطى فوق أكسيد الصوديوم( Na2O2 ) الذى يتميز بوجود فوق الأكسيد (– 2 O2 ) وعدد\nتأكسد الأكسجين فيه (– 1 ) .\n☻البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم : تعطى سوبر أكسيد وعدد تأكسد الأكسجين فيه (– ) .\nأكسيد الليثيوم 4Li + O2 ∆ 2Li2O\nفوق أكسيد الصوديوم 2Na + O2 ∆ Na2O2\nسوبر أكسيد البوتاسيوم K + O2 ∆ KO2\nس : علل : يستخدم سوبر أكسيد البوتاسيوم فى تنقية جو الغواصات والطائرات ؟\nج : لأنه يتفاعل مع ثانى أكسيد الكربون معطياً الأكسجين حيث يمرر هواء الزفير على مرشحات تحتوى على\nسـوبر أكسـيد البـوتاسيوم والعامـل الـحفاز أى أن ثانـى أكسـيد الكـربون الناتـج مـن هـواء الزفير يستبدل\nبالأكسجين وهو صالح للتنفس .\n2CO2 2K2CO3 + 3 O2 + KO2 4\n( عامل حفاز )\n1– يمكن تحضير أكاسيد هذه العناصر بإذابة الفلز فى غاز النشادر المسال ثم إضافة الكمية المحسوبة من الأكسجين\n2 – الأكسيـد المثالى لهـذه العناصر هو X2O حيث ( X ) رمـز العنصر وهـو عـبارة عن أكسيد قاعدى قوى يتفاعل\nمع الماء منتجاً أقوى القلويات المعروفة فيما عدا Li2O .\n2 H2O 2NaOH + H2O Na2O2 + 2\nH2O 2KOH + H2O2 + O2 2KO2 + 2\n8 – مـع الأحـمـاض :\nتحل هذه الفلزات محل هيدروجين الأحماض ويكون التفاعل عنيفاً .\nHCl 2NaCl + H2 2Na + 2\n9 – مـع الـهـيـدروجـيـن :\nتتفاعل فلزات الأقلاء مع الهيدروجين وتكون الهيدريدات .\nوالهيدريدات مركبات أيونية يكون عدد تأكسد أيون الهيدروجين فيها (–1) .\nهيدريد الليثيوم 2Li + H2 ∆ 2LiH\nهيدريد الصوديوم 2Na + H2 ∆ 2NaH\nس : علل : تعتبر هيدريدات الأقلاء عوامل مختزلة قوية ؟\nج : لأنها تذوب فى الماء وينطلق الهيدروجين .\n10 – مـع الـهـالـوجـيـنـات :\nتتفاعل فلزات الأقلاء مع الهالوجينات بشدة ويكون التفاعل مصحوباً بإنفجار وتتكون هاليدات أيونية شديدة\nكلوريد صوديوم 2Na + Cl2 2NaCl\nبروميد بوتاسيوم 2K + Br2 2KBr\n11 – مـع الـلافـلـزات الأخـرى :\nتتحد الفلزات القلوية الساخنة مباشرة مع الكبريت والفوسفور .\nكبريتيد صوديوم 2Na + S ∆ Na2S\nفوسفيد بوتاسيوم 3K + P ∆ K3P\n12 – أثـر الـحـرارة عـلـى الأمـلاح الأكـسـجـيـنـيـة لـلأقـلاء :\nتمتاز الأملاح الأكسجينية للأقلاء بأنها ثابتة حرارياً .\n( أ ) الـكـربـونـات :\nجميع كربونات الأقلاء لا تتحلل بالحرارة ما عدا كربونات الليثيوم التى تنحل عند 1000 5 م .\nC 5 1000\n( ب ) الـنـتـرات :\nتنحل نترات الأقلاء انحلالاً جزئياً إلى نيتريت الفلز والأكسجين .\n2Na NO3 ∆ 2NaNO2 + O2\n1 – تستخدم نترات البوتاسيوم فى صناعة البارود ؟\nج : لأنه عند انحلالها يحدث انفجار شديد .\n2 – لا تستخدم نترات الصوديوم فى صناعة البارود ؟\nج : لأنها مادة متميعة تمتص بخار الماء من الهواء .\nاستخلاص فلزات الأقلاء من خاماتها\nتعتبر فلزات هذه المجموعة أقوى العوامل المختزلة المعروفة لأنها أكبر الفلزات قدرة على فقد إلكترونات التكافؤ\nلذا فإنها لا توجد فى الطبيعة على حالة إنفراد وتوجد فى شكل مركبات أيونية مثل كلوريد الصوديوم NaCl .\nولاستخلاص العنصر الحر ( الصوديوم مثلاً ) لابد من إرجاع الإلكترون المفقود إلى الأيون الموجب .\nNa + + e – Na\nس : كيف تحضر فلزات الأقلاء ؟\nج : بالتحليل الكهربى لمصهور هاليداتها فى وجود بعض المواد الصهارة التى تخفض من درجات انصهار هذه\n1 – من الصعب إرجاع الإلكترون المفقود بالطرق الكيميائية العادية .\n2 – حصل ديفى Davy على فلزى الصوديوم والبوتاسيوم لأول مرة بعد اكتشاف التحليل الكهربى عام 1807 م\nوأمكن الحصول على فلزات الليثيوم والروبيديوم والسيزيوم بنفس الطريقة .\n(1) هيدروكسيد الصوديوم NaOH\n1 – مركب صلب لونه أبيض متميع .\n2 – تأثيره كاو على الجلد .\n3 – يذوب فى الماء بسهولة مكوناً محلولاً قلوياً مع انبعاث طاقة حرارية نتيجة هذا الذوبان ( ذوبان طارد للحرارة )\n4 – يتفاعل مع الأحماض مكوناً ملح وماء .\n1 – يدخل فى كثير من الصناعات الهامة مثل : ( صناعة الصابون – صناعة الحرير الطبيعى – صناعة الورق ) .\n2 – تنقية البترول من الشوائب الحامضية .\n3 – الكشف عن الشقوق القاعدية ( الكاتيونات ) :\n( أ ) الـكـشـف عـن كـاتـيـون الـنـحـاس ( Cu 2+ ) :\nمحلول الملح + محلول هيدروكسيد الصوديوم راسب أزرق من هيدروكسيد النحاس (II ) يسود\nCuSO4 + 2NaOH Cu ( OH ) 2 + Na2SO4\nCu ( OH ) 2 ∆ CuO + H2O\n( ب ) الـكـشـف عـن كـاتـيـون الألـومـنـيـوم ( Al 3+ ) :\nمحلول الملح + محلول هيدروكسيد الصوديوم راسب أبيض من هيدروكسيد الألومنيوم يذوب فى\nوفرة من هيدروكسيد الصوديوم لتكون ميتا ألومينات الصوديوم الذى يذوب فى الماء .\nAlCl3 + 3NaOH Al ( OH ) 3 + 3NaCl\nراسب أبيض جيلاتينى\nAl ( OH ) 3 + NaOH NaAlO2 + 2H2O\nيسمى الملح المتهدرت بصودا الغسيل Na2CO3.10H2O\n1 – فى الـمعمل :\nبإمرار غاز ثانى أكسيد الكربون فى محلول هيدروكسيد الصوديوم الساخن ثم يترك المحلول ليبرد تدريجياً حيث تنفصل بلورات كربونات الصوديوم .\n2NaOH + CO2 ∆ Na2CO3 + H2O\n2 – فى الصناعة ( طريق سولفاى ) :\nبإمرار غازى الأمونيا وثانى أكسيد الكربون فى محلول مركز من كلوريد الصوديوم فينتج بيكربونات الصوديوم التى يتم تسخينها لتنحل إلى كربونات الصوديوم وماء وثانى أكسيد الكربون .\nNH3 + CO2 + H2O + NaCl NaHCO3 + NH4Cl\n2NaHCO3 ∆ Na2CO3 + H2O + CO2\n1 – مسحوق أبيض يذوب بسهولة فى الماء ومحلوله قاعدى التاثير .\n2 – لا تتأثر بالتسخين فهى تنصهر دون أن تتفكك .\n3 – تتفاعل مع الأحماض ويتصاعد غاز ثانى أكسيد الكربون .\n1 – صناعة الزجاج . 2 – صناعة الورق .\n3 – صناعة النسيج . 4 – إزالة عسر الماء .\n1 – عند ذوبان نيتريد الماغنسيوم فى الماء يتصاعد غاز ......... بينما يتفاعل الصوديوم مع الماء ويتصاعد..........\n2 – يتفاعل فوق أكسيد الصوديوم مع الماء البارد مكوناً ................. و ......................\n3 – تنحل نترات فلز الأقلاء بالحرارة إلى ................. و ......................\n4 – عدد تأكسد عناصر المجموعة الأولى ( A ) جميعاً ................\n5 – عند تعرض قطعة من الصوديوم للهواء الجوى فإن سطحها الخارجى يتغطى بطبقة من ....................\n6 – يحضر فلز الصوديوم بالتحليل الكهربى ......................\n7 – الفرانسيوم من عناصر المجموعة ......................\n8 – Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + ……….…. + ……………\n9 – 2NaOH + CO2 ∆ …………… + ………….\n10 – ...………. ………….. + H2O Na2O2 + 2\n11 – Li3N + 3H2O …………. + ………….\nس 2 : ضـع علامـة ( p ) أو عـلامـة ( û ) :\n1 – عند التحليل الكهربى لمحلول كلوريد الصوديوم نحصل على فلز الصوديوم . ( )\n2 – لفلزات المجموعة الأولى ( a ) نوع واحد من الأكاسيد . ( )\n3 – عناصر المجموعة الأولى ( a ) عوامل مؤكسدة قوية جداً . ( )\n4 – يحفظ فلز الصوديوم تحت سطح الكيروسين لخموله كيميائياً . ( )\n6 – جهد تأين المجموعة الأولى ( a ) صغير . ( )\n7 – يستخدم سوبر أكسيد البوتاسيوم فى تنقية هواء الغواصات . ( )\n8 – تستخدم نترات الصوديوم فى صناعة البارود . ( )\n1 – يحفظ فلز الصوديوم تحت سطح ......... ( حمض الكبريتيك – محلول الصودا الكاوية – الماء – الكيروسين )\n2 – عند تسخين نترات الصوديوم تنحل إلى ............................\n– أكاسيد نيتروجينية وصوديوم . – نيتريت صوديوم وأكسجين .\n– أكسيد صوديوم وثانى أكسيد النيتروجين . – أكسيد صوديوم و أكسيد نيتريك .\n3 – يستخلص فلز الصوديوم فى الصناعة بالتحليل الكهربى لـ ...................\n( محلول الصودا الكاوية – مصهور كلوريد الصوديوم – محلول ملح الطعام )\n4 – الظاهرة الكهروضوئية تحدث فى أحد العنصر التالية عدا ( النحاس – الصوديوم – البوتاسيوم – السيزيوم )\n1 – أطلق عليها علماء المسلمين اسم ( القلى ) .\n2 – يحتل الترتيب السابع من حيث انتشار العناصر فى القشرة الأرضية .\n3 – يحتل الترتيب السادس من حيث انتشار العناصر فى القشرة الأرضية .\n4 – أهم خاماته : كلوريد البوتاسيوم .\n5 – أهم خاماته : الملح الصخرى . 6 – صفاته تشبه صفات السيزيوم .\n7 – عنصر مشع تبلغ فترة عمر النصف له عشرون دقيقة فقط .\n8 – ظاهرة تحرير الإلكترونات من سطح الفلز عند سقوط الضوء عليه .\n9 – تحتل قمة السلسلة الكهروكيميائية . 10 – كربونات فلز لا تتحلل بالحرارة .\n11 – سائل يستخدم لحفظ الصوديوم بعيداً عن الهواء .\n12 – مركب يستخدم لتنقية جو الغواصات والطائرات من غاز ثانى أكسيد الكربون .\n13 – مركب يستخدم فى صناعة الورق والزجاج .\nس 5 : علل لما يأتى :\n1 – فلزات المجموعة الأولى ( a ) عوامل مختزلة قوية .\n2 – انخفاض درجة انصهار فلزات المجموعة الأولى ( a ) .\n3 – يستخدم السيزيوم فى فى عمل الخلايا الكهروضوئية .\n4 – لا يحفظ الصوديوم تحت سطح الماء ويحفظ تحت سطح الكيروسين .\n5 – استخدام سوبر أكسيد البوتاسيوم فى الغواصات والطائرات .\n6 – تستخدم نترات البوتاسيوم فى صناعة البارود .\n7 – لا تطفأ حرائق الصوديوم بالماء .\n8 – جهد التأين الأول لعناصر الأقلاء صغير بينما جهد التأين الثانى كبير جداً .\n9 – تتميز عناصر الأقلاء بنشاطها وتكوينها لروابط أيونية .\n10 – تحضر فلزات الأقلاء بالتحليل الكهربى لمصهورات هاليداتها .\n11 – عدد تأكسد عناصر المجموعة الأولى ( a ) جميعاً ( + 1 ) .\nس 6: وضح ماذا يحدث فى الحالات الآتية :\n1 – تسخين الليثيوم مع النيتروجين وذوبان الناتج فى الماء .\n2 – تسخين البوتاسيوم فى الهواء وذوبان الناتج فى الماء .\n3 – تفاعل فلز الصوديوم مع كل من البروم والفوسفور .\n4 – تفاعل حمض الهيدروكلوريك مع فوق أكسيد الصوديوم .\n5 – ترك قطعة من الصوديوم معرضة للهواء .\n6 – تسخين كربونات الليثيوم .\nس 7 : وضح مع كتابة معادلات التفاعل أثر الحرارة على كل من :\n1 – كربونات الصوديوم . 2 – بيكربونات الصوديوم .\n3 – كربونات البوتاسيوم . 4 – نترات الصوديوم .\n5 – كربونات ليثيوم . 6 – مخلوط لكل من كلوريد الأمونيوم وهيدروكسيد الصوديوم .\n7 – فلز البوتاسيوم مع الأكسجين . 8 – فلز الصوديوم مع الأكسجين .\nس 8 : كيف تحصل على :\n1 – الأكسجين من سوبر أكسيد البوتاسيوم . 2 – فوق أكسيد الهيدروجين من فوق أكسيد الصوديوم .\n3 – ثانى أكسيد الكربون من كربونات الأقلاء . 4 – الهيدروجين من هيدريد الصوديوم .\n5 – فلز الصوديوم من ملح الطعام . 6 – غاز النشادر من الليثيوم .\n7 – الهيدروجين من هيدريد الليثيوم . 8 – ثانى أكسيد الكربون من الأقلاء .\n9 – غاز الأكسجين من نترات البوتاسيوم . 10 – فوق أكسيد الهيدروجين مبتدئاً بقطعة من الصوديوم .\n11 – غاز الهيدروجين باستخدام قطعة من الصوديوم .\nس 9 : كيف تميز بين :\n1 – أكسيد الصوديوم وفوق أكسيد الصوديوم .\n2 – فوق أكسيد الصوديوم وسوبر أكسيد البوتاسيوم .\nثـانـيـاً : عـنـاصـر الـفـئـة ( P)\nمثال : عناصر المجموعة الخامسة A « الخامسة عشر » :\n♣ تتكون المجموعة من خمسة عناصر هى :\nتوزيع الإلكتـرونات فى المستويات الأساسية رمــزه وعـدده الـذرى الــعــنــصــر\n2 , 5\t7N الـنـيـتـروجـيـن\n2 , 8 , 5\t15P الـفـوسـفـور\n2 , 8 , 18 , 5\t33As الـزرنـيـخ\n2 , 8 , 18 , 18 , 5\t51Sb الأنـتـيـمـون\n2 , 8 , 18 , 32 , 18 , 5\t83Bi الـبـزمـوت\nوجودها فى الطبيعة\n☻ عناصر هذه المجموعة ليست منتشرة فى الطبيعة باستثناء النيتروجين فهو يمثل ( 4 / 5 [ 80 ٪ ] من حجم\nالهواء الجوى تقريباً )\n☻ الـفـوسـفـور : هو الأكثر انتشاراً فى القشرة الأرضية ( يحتل الترتيب التاسع من حيث انتشار العناصر فى\nالقشرة الأرضية ) حيث يوجد على هيئة :\n1 – فوسفات الكالسيوم الصخرى Ca3 ( PO4 ) 2\n2 – الأباتيت : CaF2 . Ca3 ( PO4 ) 2 وهو ملح مزدوج لفلوريد وفوسفات الكالسيوم .\n☻ الـزرنـيـخ : يوجد على هيئة كبريتيد الزرنيخ (As2S3 )\n☻ الأنـتـيـمـون : يوجد على هيئة كبريتيد الأنتيمون ( Sb2S3 )\n☻ الـبـزمـوت : يوجد على هيئة كبريتيد البزموت ( Bi2S3 )\nالـخـواص الـعـامـة لـعـنـاصـر الـمـجـمـوعـة الـخـامـسـة A\nالـصـفـة الـفـلـزيـة والـلافـلـزيـة :\n1 – يغلب الطابع اللافلزى على خواص عناصر هذه المجموعة وتزداد الصفة الفلزية بزيادة العدد الذرى للعنصر :\n◙ الـنـيـتـروجـيـن والـفـوسـفـور : ( لا فلزات )\n◙ الـزرنـيـخ والأنـتـيـمـون : ( أشباه فلزات )\n◙ الـبـزمـوت : عنصر فلزى ومع ذلك فقدرته على التوصيل الكهربى ضعيفة .\nذريـة الـجـزيـئـات : ( عـدد الـذرات بـجـزئ كـل عـنـصـر ) :\n2 – ◙ يحتوى جزئ النيتروجين على ذرتين .\n◙ أما الفوسفور والزرنيخ والأنتيمون أبخرتها عند درجات الحرارة العادية تحتوى جزيئاتها على أربع ذرات Sb4 , As4 , P4\n◙ أما البزموت يكون بلورة فلزية فى وعند درجات الحرارة العالية تتكون أبخرته من جزيئات ثنائية الذرة Bi 2\nوبذلك فهو يشذ عن معظم الفلزات التى تكون جزيئاتها أحادية الذرة فى الحالة البخارية .\nأعـداد الـتـأكـسـد :\n3 – تتميز عناصر هذه المجموعة بتعدد أعداد التأكسد فى المركبات المختلفة فهى تتراوح بين (– 3 ) إلى ( + 5 )\nحيث تكتسب ثلاثة إلكترونات عن طريق المشاركة الإلكترونية أو تفقد خمسة إلكترونات .\nالــمــادة الــصـيـغـة أعـداد التأكسد الــمــادة\tالـصـيـغـة\tأعـداد التأكسد\nأكسيد نيتروز NH3\nN2O – 3\n+1 أكسيد نيتريك\nثالث أكسيد نيتروجين\nثانى أكسيد نيتروجين\nخامس أكسيد نيتروجين NO\n( 1 ) أعداد تأكسد النيتروجين موجبة فى المركبات الأكسجينية ؟\nج : لأن السالبية الكهربية للأكسجين أعلى من النيتروجين .\n( 2 ) أعداد تأكسد النيتروجين سالبة فى المركبات الهيدروجينية ؟\nج : لأن السالبية الكهربية النيتروجين أعلى من الهيدروجين .\n4 – الـتـآصـل : هو جود العنصر فى عدة صور تختلف فى خواصها الفيزيائية وتتفق فى الخواص الكيميائية .\nس : علل : ظهور خاصية التآصل بين عناصر المجموعة الخامسة A ؟\nج : نتيجة وجود العنصر فى أكثر من شكل بلورى يختلف كل شكل عن الآخر فى ترتيب الذرات وفى عددها .\nتـتـمـيـز الـلافـلـزات الـصـلـبـة بـظـاهـرة الـتـآصـل أمـا الـنـيـتـروجـيـن والـبـزمـوت فـلا يـوجـد بهما ظاهرة التآصل .\nالـعـنـصـر الـصـورة الـتـآصـلـيـة\nالـفـوسـفـور\tشـمـعـى أبـيـض – أحـمـر – بـنـفـسـجـى\nالـزرنـيـخ\tأسـود – رمـادى – شـمـعـى أصـفـر\nالأنـتـيـمـون\tأصـفــر – أسـود\nس : علل : لا تحدث ظاهرة التآصل فى النيتروجين والبزموت ؟\nج : لأن النيتروجين غاز ليس له شكل ثابت أما البزموت فلز له شكل بلورى ثابت .\n5 – مـع الأكـسـجـيـن :\nتكون جميع عناصر هذه المجموعة أكاسيد بعضها :\n1 – حـمـضـى : مثل ( N2O5 ) [ تقل الصفة الحمضية بزيادة العدد الذرى ]\n2 – مــتـــردد : مثل ( Sb2O3 )\n3 – قــاعــدى : مثل (Bi2O5 ) [ تزداد الصفة القاعدية بزيادة العدد الذرى ]\n6 – مـع الـهـيـدروجـيـن :\nتكون معظم عناصر المجموعة مركبات مع الهيدروجين يكون عدد تأكسد العنصر فيها ( – 3 ) مثل النشادر NH3\nوالفوسفين PH3 والأرزين AsH3.\n( 1 ) تكون هيدريدات المجموعة الخامسةA بروابط تناسقية ؟\nج : لوجود زوج من الإلكترونات الحرة على الذرة المركزية يمكن أن تعطى هذا الزوج لذرات أو أيونات أخرى .\n( 2 ) درجة غليان النشادر عالية غالباً ؟\nج : لتجمع جزيئاته بروابط هيدروجينية ناتجة من قطبية الرابطة N – H .\n( 3 ) النشادر أقوى قاعدية من الفوسفين ؟\nج : لأن النشادر أكثر ميلاً لتقبل البروتون لصغر حجم ذرة النيتروجين .\n( 4 ) يقل ذوبان هيدريدات المجموعة الخامسةA فى الماء بزيادة العدد الذرى ؟\nج : لأن الصفة القطبية لهيدريدات عناصر المجموعة تقل بزيادة العدد الذرى وبذلك تقل قابليتها للذوبان فى الماء\nملاحظات هامة : ( 1 ) عناصر المجموعة الخامسةA غير ثابتة حرارياً .\n( 2 ) يؤدى التسخين الهين لعناصر المجموعة الخامسةA إلى تفككها .\nأشـهـر عـنـاصـر الـمـجـمـوعـة الـخـامـسـة A\nأهـم الـخـواص الـكـيـمـيـائـيـة :\nس : علل : لا تتم تفاعلات النيتروجين مع العناصر الآخرى إلا فى وجود شرر كهربى أو قوس كهربى أو تسخين شديد ؟\nج : لصعوبة كسر الرابطة الثلاثية بين ذرتى النيتروجين فى جزئ النيتروجين ( N N ) .\n1 – مـع الـهـيـدروجـيـن :\nيتكون غاز النشادر فى وجود الشرر الكهربى شـرر كـهـربـى\n2 – مـع الأكـسـجـيـن :\nفى وجود قوس كهربى عند (3000 5 م) يتكون أكسيد النيتريك الذى سرعان ما يتاكسد إلى ثانى أكسيد النيتروجين\n3 – مـع الـفـلـزات فـى درجـات حـرارة عـالـيـة :\nيتفاعل النيتروجين مع الفلزات مثل الماغنسيوم ويتكون نيتريد الفلز\nنيتريد ماغنسيوم 3Mg + N2 ∆ Mg 3 N2\nوتتحلل النيتريدات المتكونة بسهولة فى الماء ويتصاعد غاز النشادر .\nMg3N2 + 6H2O 3Mg ( OH ) 2 + 2NH3\n4 – مـع كـربـيـد الـكـالـسـيـوم :\nيتحد كربيد الكالسيوم مع النيتروجين بواسطة القوس الكهربى ويتكون سياناميد الكالسيوم وهو سماد زراعى .\nسياناميد الكالسيوم كربيد الكالسيوم\nويعتبر سياناميد الكالسيوم مصدراً للنشادر فى التربة الزراعية عند عملية الرى .\nCaCN2 + 3H2O CaCO3 + 2NH3 س : علل : سياناميد الكالسيوم يستخدم كسماد زراعى ؟\nج : لأنه يتفاعل مع ماء الرى مكوناً النشادر المفيد للتربة الزراعية حسب المعادلة :\nس : ( مـتـروك لـلـطـالـب ) : بـثـلاث طـرق مـخـتـلـفـة كـيـف تـحـصـل عـلـى غـاز الـنـشـادر ؟\nأشـهـر مـركـبـات الـنـيـتـروجـيـن\nأولاً : الـنـشـادر NH3\n♣ تـحـضـيـر الـنـشـادر فـى الـمـعـمـل :\n1 – يحضر بتسخين مخلوط من كلوريد الأمونيوم والجير المطفأ\n( هيدروكسيد الكالسيوم )\n2 – يجفف بإمراره على جير حى ( أكسيد الكالسيوم )\n3 – يجمع الغاز بإزاحة الهواء إلى أسفل .\nمـعـادلـة الـتـحـضـيـر :\nكلوريد أمونيوم + هيدروكسيد كالسيوم نشادر + ماء + كلوريد كالسيوم\n2NH4Cl + Ca( OH )2 ∆ 2NH3 + 2H2O + CaCl2\n( 1 ) يجمع غاز النشادر بإزاحة الهواء إلى أسفل ؟\nج : لأنه أخف من الهواء .\n( 2 ) لا يجمع غاز النشادر بإزاحة الماء إلى أسفل ؟\nج : لأن الغاز يذوب فى الماء مكوناً هيدروكسيد الأمونيوم .\nتـدريـب عـمـلـى : دراسـة خـواص الـنـشـادر\n1 – مـا لـون الـغـاز ؟ ومـا رائـحـتـه ؟\n2 – ضـع بـضـع قـطـرات مـن الماء فى\nمـخـبـار الـغـاز ورج المخبار وضع\nمـحـلـول عـبـاد الـشـمـس الأحـمـر\nفـى المخبار . ما تأثير الغاز عليه ؟\n3 – قـرب شـظـيـة مـشـتـعـلـة من فوهة\nالـمـخـبـار هـل تـنـطـفـئ الـشـظية ؟\n4 – حـضـر جـهـاز الـنـافـورة الموضـح\nبـالـشـكـل وأمــلأ الـدورق بـغـــاز\nالـنـشـادر ولاحـظ مـا يحدث ولماذا ؟\nغـاز عـديـم الـلـون لـه رائـحـة\nيـزرق مـحـلـول عـبـاد الـشمس\nلا يشتعل الغاز وتنطفئ الشظية\nالـمـاء الـمـلـون لـصـبـغـة عـبـاد\nالـشـمـس الـحـمـراء المـوجودة\nبالدورق السفلى يـندفع للدورق\nالـعـلـوى الـمـوجـود بـه النشادر\nحيـث يـذوب فيه مباشرة ويتغير\nلـون صـبـغـــة عـبـاد الـشـمـس\nالـحـمـراء إلـى الـلـون الأزرق\nالنشادر غاز شفاف عديم اللون له\nرائحة نفاذة .\nالـغـاز يذوب فى الماء مكوناً محلول\nهيدروكسيد الأمونيوم القلوى التأثير\nعـلـى عـبـاد الـشـمـس .\nالـغـاز لا يـشـتـعـل ولا يـسـاعـد على\nالاشـتـعـال الـعـادى .\nيــذوب الـغــاز فـى الــمـاء مـكـونـاً\nهـيـدروكـسـيـد الأمـونـيـوم الـقـلوى\nالـتـأثـيـر عـلـى عـبـاد الـشـمـس .\n1 – غاز شفاف عديم اللون له طعم خاص ورائحة نفاذة .\n2 – يمكن إسالته بالضغط والتبريد .\n3 – أخف من الهواء .\n4 – منعش إذا استنشق بكمية قليلة .\n5 – خانق إذا استنشق بكمية كبيرة .\n1 – لا يشتعل ولا يساعد على الاشتعال العادى .\n2 – محلوله المائى قلوى التأثير على عباد الشمس\n3 – يتفاعل مع الأحماض مكوناً أملاح .\n4 – أنهيدريد قاعدة ( قاعدة منتزع ماؤها ) .\n( 1 ) يستخدم الجير الحى فى تجفيف غاز النشادر ولا يستخدم حمض الكبريتيك ؟\nج : لأن أكسيد الكلسيوم ( الجير الحى ) قاعدى فلا يتفاعل مع النشادر القاعدى بل يمتص بخار الماء فقط\nأما حمض الكبريتيك يتفاعل مع النشادر مكوناً كبريتات أمونيوم .\n( 2 ) يذوب غاز النشادر فى الماء مكوناً محلولاً قلوياً ؟\nج : لانتزاع بروتون الماء ويتحرر ( – oh ) ذو التأثير القلوى على محلول عباد الشمس .\n( 3 ) يعتبر غاز النشادر أنهيدريد قاعدة ؟\nج : لأنه يذوب فى الماء ويعطى قاعدة .\n♣ تـحـضـيـر الـنـشـادر فـى الـصـنـاعـة ( طـريـقـة هـابـر وبـوش ) :\nيـمـكـن تـحـضـيـر الـنـشـادر صـنـاعـيـاً مـن عـنـصـرى الـنيتروجين والهيدروجين فى وجود عوامل حفازة هى الحديد\nوالـمـولـبـيـدنـم وتـحـت ضـغـط 200 جـو فـى درجـة حـرارة 500 5 م .\nFe / Mo 500o C\nالكشف عن غاز النشادر ( الأمونيا ) :\nعند تعريض ساق زجاجية مبللة بحمض الهيدروكلوريك المركز لغاز النشادر تتكون سحب بيضاء كثيفة من\nكلوريد الأمونيوم . NH3 + HCl NH4Cl\nالأمـونـيـا وصـنـاعـة الأسـمـدة\n☻ يدخل عنصر النيتروجين فى تحضير الأمونيا ( النشادر ) فى الصناعة .\n☻ يعتبر النيتروجين من أهم مصادر التغذية للنباتات لأنه عنصر هام فى تركيب البروتين .\n☻ يوجد النيتروجين فى التربة ضمن المواد العضوية أو المركبات غير العضوية المكونة للتربة .\n☻ تقل كمية النيتروجين فى التربة مع مرور الزمن ويجب تعويضها بإضافة الأسمدة النيتروجينية ( الآزوتية )\nأو الأسمدة الطبيعية ( روث البهائم ) .\n☻ على الرغم من أن النيتروجين يشكل حوالى 4 / 5 من حجم الهواء الجوى إلا أن النبات لا يستطيع أن يستفيد\nمنه بشكله الغازى ومن هنا جاءت فكرة إمداد التربة بعنصر النيتروجين على هيئة أملاح الأمونيوم واليوريا\nالتى تذوب فى ماء الرى وتمتصها جذور النباتات .\n☻ يعتبر النشادر المادة الأولية الرئيسية التى تصنع منها معظم الأسمدة النيتروجينية ( الآزوتية ) .\nس : كيف يمكن الحصول على بعض أملاح الأمونيوم الهامة ؟\nج : أولاً : يمكن صناعة الأسمدة النيتروجينية غـير العـضوية بواسطة تفاعلات بين الأمونيا والحمض المناسب\nلإنتاج أملاح الأمونيوم التى تستخدم كأسمدة غـير عـضوية :\nأمــثــلــة : نترات الأمونيوم NH3 + HNO3 NH4NO3\nكبريتات الأمونيوم ( سلفات النشادر ) 2NH3 + H2SO4 ( NH4 )2SO4\nثـانـيـاً : لتحضير سماد نيتروجينى فوسفاتى هام مثل فوسفات الأمونيوم يتم تحضير حمض الأرثوفوسفوريك\nأولاً لإستخدامه فى التفاعل مع الأمونيا :\nمــثــال : فوسفات الأمونيوم H3PO4 + 3NH3 ( NH4)3PO4\nبعض الملاحظات على الأسمدة الشائعة :\n1 – نترات الأمونيوم :\n♣ تحتوى على نسبة عالية من النيتروجين ( 35 ٪ ) .\n♣ سريعة الذوبان فى الماء والزيادة منه تسبب حمضية التربة .\n2 – كبريتات الأمونيوم :\n♣ تعمل على زيادة حامضية التربة لذلك يجب معادلة التربة التى تعالج بصفة مستمرة بهذا النوع من الأسمدة .\n3 – سماد فوسفات الأمونيوم :\n♣ سريع التأثير فى التربة ويمدها بنوعين من العناصر الأساسية وهما النيتروجين والفوسفور .\n4 – سماد اليوريا :\n♣ يحتوى على نسبة عالية من النيتروجين ( 46 ٪ ) .\n♣ هو من أنسب الأسمدة التى تستخدم فى المناطق الحارة حيث أن درجة الحرارة المرتفعة تساعد على سرعة\nتفككه إلى أمونيا وثانى أكسيد الكربون .\n5 – سماد المستقبل النيتروجينى :\n♣ هو سائل الأمونيا اللامائية .\n♣ يمكن إضافته للتربة على عمق حوالى 12 سم .\n♣ يتميز عن الأسمدة الأخرى بإرتفاع نسبة النيتروجين حيث تصل إلى حوالى ( 82 ٪ ) .\nثـانـيـاً : حـمـض الـنـيـتـريـك HNO3\nتحضير حمض النيتريك فى المعمل :\n1 – كون الجهاز الموضح بالشكل .\n2 – ع فى المعوجة نترات البوتاسيوم مع حمض الكبريتيك المركز .\n3 – سخن لدرجة حرارة لا تزيد عن ( 100 5 م ) واستقبل الحمض\nالناتج فى القابلة الموضوعة فى حوض به ماء بارد .\n2KNO3 + 2H2SO4 K2SO4 + 2HNO3\nس : مـا الأسـاس الـعـلـمـى لـتـحـضـيـر حـمـض الـنـيـتـريـك فـى الـمـعـمـل ؟\nج : طرد حمض النيتريك من أملاحه بواسطة حمض الكبريتيك المركز ( لأن حمض الكبريتيك أكثر ثباتاً من حمض\nالنيتريك ) أى يغلى فى درجة حرارة أعلى منه .\nتـدريـب عـمـلـى : دراسـة خـواص حـمـض الـنـيـتـريـك\n1 – مـا لـون الـسـائـل الـمـتـكـون ؟\n2 – أضف إلى السائل المتكون محـلـول\nعـباد الشمس الأزرق ماذا تشاهد ؟\n3 – خـذ كـمـيـة مـن الـسـائل فى أنبوبة\nاخـتبار وأضف إليه خـراطة النحاس\nمـع الـتـسـخـيـن مـاذا تـشـاهـد ؟\n4 – خـفـف الـحـمـض بـكـمية مـن الماء\nوأضف إليـه برادة الحـديد . ما لون\nالـغـاز المتصاعـد وما تأثير الهواء\nتـحـمـر الـورقـة الـزرقـاء\nيـتـصـاعـد غـاز بـنـى مـسـمـر\nويتلـون السائل باللون الأزرق .\nيـتـصـاعـد غـاز عـديـم الـلـون\nيـشـتـعـل بـفـرقعة عند تقريب\nسـبـب اصـفـرار اللون ذوبان جـزء\nبـسـيـط من ثانى أكسيد النيتروجين .\nالـسـائـل حـمـضـى التأثير على عباد\nالـغـاز الـمـتـصـاعـد هـو ثانى أكسيد\nالنيتروجيـن وتتكون نـترات النحاس\nالغـاز المتصاعـد هـو الهيدروجيـن .\nالـخـواص الـفـيـزيـائـيـة : 1 – سائل شفاف عديم اللون إذا كان نقياً ومائل للصفرة إذا احتوى على شوائب .\n2 – له تأثير على عباد الشمس . 3 – له تأثير كاو على الجلد .\nالخـواص الـكـيـمـيـائـيـة : 1 – يتحلل بالتسخين إلى ثانى أكسيد نيتروجين وأكسجين وماء .\n2 – عامل مؤكسد قوى .\nس : علل : حمض النيتريك عامل مؤكسد ؟\nج : لأنه ينحل بالحرارة وينتج غاز الأكسجين .\n3 – ( أ ) يتفاعـل مـع الـفـلـزات الـتى تـسـبـق الـهـيـدروجـيـن فى السلسلة الكهروكيميائية ويتكون نترات الفلز\nوالـهـيـدروجـيـن الـذرى الـذى يـخـتــزل الـحـمـض . ∆\nFe + 4HNO3 Fe ( NO3 )3 + 2H2O + NO\n( ب ) تتفاعل الفلزات التى تلى الهيدروجين فى السلسلة الكهروكيميائية على أساس أن الحمض عامل مؤكسد\n3Cu + 8HNO3 3Cu( NO3 )2 + 4H2O + 2NO\nCu + 4HNO3 Cu ( NO3 )2 + 2H2O + 2NO2\nس : عـلـل : يـتـفـاعـل الـنـحـاس مـع حـمـض الـنـيـتـريـك رغـم أنـه يـلـى الـهـيـدروجـيـن فـى المـتـسـلـسـلـة الـكـهـروكـيـمـيـائـيـة ؟\nج : لأن الحمض عامل مؤكسد يؤكسد الفلز إلى أكسيد النحاس ثم يتفاعـل معه .\nس : كـيـف تـمـيـز بـيـن حـمـض الـنـيـتـريـك الـمـخـفـف والـمـركـز بـاسـتـخـدام خـراطـة نـحـاس ؟\nج : خراطة النحاس + الحمض والتسخين :\n● إذا تصاعد غاز أكسيد النيتريك عديم اللون الذى يحمر عند فوهة الأنبوبة يكون الحمض مخففاً .\n● إذا تصاعدت أبخرة بنية حمراء من ثانى أكسيد النيتروجين يكون الحمض مركزاً .\n( جـ ) لا يؤثر الحمض المركز فى بعض الفلزات مثل الحديد والكروم والألومنيوم\nس : علل لما يأتى : لا يؤثر حمض الكبريتيك المركز فى الحديد ؟\nج : نتيجة تكوين طبقة من الأكسيد غير المسامية تفصل الفلز عن الحمض فيتوقف التفاعل وتعرف هذه الظاهرة\nبإسم ظاهرة الخمول .\nالـكـشـف عـن أيـون الـنـتـرات – no3 ( تـجـربـة الـحـلـقـة الـسـوداء )\n1 – محـلول ملح النترات + محـلول مركـز من كبريتات الحديد ii حـديث التحضير .\n2 – أضف قـطرات من حـمض الكـبريتيك المركز باحـتراس عـلى الـجـدار\nالداخـلى لأنبوبة الاختبار حيث يهبط الحمض إلى قاع الأنـبوبة .\nتظهر حلقة بنية أو سمراء\nعند سطح الانفصال تزول\nبالرج أو التسخين .\n2NaNO3 + 6FeSO4 + 4H2SO4 3Fe2( SO4 )3 + Na2SO4 +2H2O +2NO\nFeSO4 . NO FeSO4 + NO\nمركب الحلقة السمراء\nكـيـف تـمـيـز بـيـن أمـلاح الـنـتـرات والـنـيـتـريـت\nالمحمض بحمض الكبريتيك\nمع أملاح النترات no3\nمع أملاح النيتريت no2\nلا يزول لون برمنجنات البوتاسيوم البنفسجى .\nيزول لون برمنجنات البوتاسيوم البنفسجى .\n5KNO2+ 2KMnO4+ 3H2SO4 5KNO3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O\nالأهمية الاقتصادية لعـنـاصـر الـمـجـمـوعـة الـخـامـسـة a\n1 – الـنـيـتـروجـيـن ♣ فى صناعة النشادر .\n♣ فصناعة حمض النيتريك .\n♣ الأسمدة النيتروجينية .\n2 – الـفـوسـفـور ♣ صناعة الثقاب .\n♣ سم الفئران .\n♣ الأسمدة الفوسفاتية .\n♣ صناعة العديد من السبائك مثل سبيكة برونز الفوسفور ( نحاس + قصدير +\nفوسفور ) والتى يصنع منها مراوح دفع السفن .\n♣ صناعة القنابل الحارقة والألعاب النارية .\n3 – الأنـتـيـمـون\t♣ يكون سبيكة الأنتيمون – رصاص التى تستخدم فى المراكم وهى أصلب من\n♣ يستخدم كبريتيد الأنتيمون الأصفر فى الصبغات .\n4 – الـبـزمـوت ♣ يستخدم مع الرصاص والكادميوم والقصدير فى سبائك تتميز بإنخفاض درجة\n1 – تترواح أعداد التأكسد للنيتروجين من ............. إلى ...............\n2 – ثالث أكسيد الأنتيمون أكسيد ..................\n3 – تظهر الصفة الفلزية فى المجموعة الخامسة a فى عنصر .......................\n4 – يوجد للأنتيمون صورتان متآصلتان هما .................... و .......................\n5 – تتضح ظاهرة التآصل فى ................. والزرنيخ ولا توجد فى ................. والبزموت .\n6 – يجفف غاز النشادر عند تحضيره فى المعمل بإمراره على ................. ويجمع بـ ................ لأنه ..............\nمن الهواء .\n7 – تجربة النافورة تثبت أن غاز النشادر ................ ويتكون ............. الذى .............. صبغة عباد الشمس .\n8 – ينتج غاز النشادر عند تسخين ................... مع ........................\n9 – عند ذوبان ثانى أكسيد النيتروجين فى الماء ينتج .............. و ............... أما عند ذوبان غاز النشادر فى\nحمض الهيدروكلوريك ينتج ......................\n10 – عند إمرار غاز النيتروجين على كربيد كالسيوم فى وجود شرر كهربى ينتج ............... الذى يذوب فى الماء\nمكوناً ..................... و .....................\n11 – تعتمد فكرة تحضير حمض النيتريك فى المعمل على أساس أن الحمض ............. يطرد الحمض ...............\nمن محاليل أملاحه .\n12 – يحتوى جزئ النيتروجين فى الحالة البخارية على ................. وجزئ الفوسفور والزرنيخ والأنتيمون على\n................... فى الحالة البخارية ويحتوى جزئ البزموت على جزيئات .....................\n1 – عند إمرار غاز ثانى أكسيد النيتروجين فى الماء يتكون حمض النيتريك وحمض النيتروز . ( )\n2 – يتخذ النيتروجين أعداد تأكسد سالبة مع الهيدروجين وأعداد تأكسد موجبة مع الأكسجين . ( )\n3 – حمض النيتريك عامل مختزل . ( )\n4 – يستخدم حمض الكبريتيك المركز فى تجفيف غاز النشادر . ( )\n1 – يحتوى جزئ الفوسفور فى الحالة البخارية على ........................\n( ذرة واحدة – ذرتين – ثلاث ذرات – أربع ذرات )\n2 – عند تفاعل سياناميد الكالسيوم مع الماء يتصاعد غاز ...................\n( الأمونيا – الهيدروجين – أكسيد النيتريك – ثانى أكسيد النيتروجين )\n3 – حمض النيتريك له تأثير ......................\n( حمضى على عباد الشمس – كاو على الجلد – الاثنين معاً )\n4 – يستخدم سياناميد الكالسيوم .........................\n( كسماد زراعى – اللعاب النارية – رفاصات السفن )\n5 – الخواص الآتية تميز غاز النشادر ما عدا خاصية واحدة هى .....................\n( شديد الذوبان فى الماء – أثقل من الهواء – محلوله قلوى التأثير – يتفاعل مع الأحماض )\n6 – توجد ظاهرة التآصل فى ........................\n( الحديد – الفوسفور – الصوديوم – النيتروجين )\n1 – وجود العنصر فى عدة صور تختلف فى صفاتها الفيزيقية وتتفق فى خواصها الكيميائية .\n2 – مركب يستخدم فى صناعة الصبغات .\n3 – أيون ينتج من اتحاد جزئ نشادر مع البروتون .\n4 – سبيكة تستخدم فى المراكم وأشد صلابة من الرصاص .\n5 – غاز ينتج من ذوبان سياناميد الكالسيوم فى الماء .\n6 – تفاعل النيتروجين والهيدروجين فى وجود حافز وتحت ضغط 200 جو ودرجة 500 5 م .\n7 – تفاعل الفلز مع حمض النيتريك وتكوين طبقة واقية من الأكسيد لمنع استمرار التفاعل .\n8 – سبيكة تستخدم فى صناعة مراوح دفع السفن .\n9 – مركب كيميائى يستخدم كسماد نيتروجينى .\n1 – لا يتفاعل الحديد أو الألومنيوم أو الكروم مع حمض النيتريك المركز .\n2 – لا يستخدم حمض الكبريتيك المركز فى تجفيف غاز النشادر .\n3 – حمض النيتريك عامل مؤكسد قوى .\n4 – يستخدم سياناميد الكالسيوم كسماد زراعى .\n5 – لا تستخدم سدادات من المطاط فى جهاز تجفيف حمض النيتريك فى المعمل .\n6 – يجمع غاز النشادر بإزاحة الهواء لأسفل ولا يجمع بإزاحة الماء لأسفل .\n7 – يتفاعل النحاس مع حمض النيتريك المركز برغم أن النحاس يلى الهيدروجين فى المتسلسلة الكهروكيميائية .\n8 – تعدد حالات التأكسد للنيتروجين .\n9 – يتميز الفوسفور والزرنيخ والأنتيمون بظاهرة التآصل .\n10 – يتخذ النيتروجين أعداد تأكسد موجبة مع الأكسجين وسالبة مع الهيدروجين .\n11 – يفضل استخدام سماد اليوريا فى المناطق الحارة .\n12 – استخدام حمض الهيدروكلوريك المركز فى الكشف عن الأمونيا .\n13 – تستخدم سبائك البزموت مع الرصاص والكادميوم والقصدير فى صناعة الفيوزات ( المنصهرات ) .\nس 6 : وضح بالمعادلات الرمزية :\n1 – ماذا يحدث عند تسخين خليط من كلوريد الأمونيوم والجير المطفأ .\n2 – أثر الحرارة على حمض النيتريك .\n3 – تسخين نترات البوتاسيوم مع حمض الكبريتيك المركز .\n4 – حرق شريط من الماغنسيوم فى مخبار به غاز النيتروجين ثم إضافة الماء إلى المادة الناتجة من التسخين .\n5 – إضافة الماء إلى سياناميد الكالسيوم .\n6 – تسخين حمض النيتريك .\n7 – تفاعل النيتروجين مع الهيدروجين فى وجود شرر كهربى .\nس 7 : كيف تحصل على :\n1 – أكسيد نيتريك من حمض نيتريك .\n2 – نيتروجين من نيتريت أمونيوم .\n3 – حمض نيتريك من غاز النشادر .\n4 – حمض نيتريك من نترات بوتاسيوم .\n5 – النشادر من نيتريد ماغنسيوم .\n6 – النشادر من النيتروجين .\n7 – هيدروكسيد الأمونيوم من النيتروجين .\n8 – النشادر من كربيد الكالسيوم .\n9 – ثانى أكسيد النيتروجين من حمض النيتريك المركز .\n10 – النشادر من كلوريد الأمونيوم .\n11 – حمض النيتريك بواسطة حمض الكبريتيك .\nس 8 : اشرح طريقة الحصول معملياً مع رسم الجهاز المستخدم على :\n1 – غاز النشادر .\n2 – حمض النيتريك .\nس 9 : كيف تميز عملياً بين كل من :\n1 – نترات الصوديوم ونيتريت الصوديوم .\n2 – كبريتات النحاس وكبريتات الألومنيوم .\nس 10 : كيف تميز عملياً بتجربة واحدة بين حمض النيتريك المركز والمخفف ؟\nلم تنتهى المذكرة بعد\nمش لذيذ و مش حلو\nشكرا للك دائما\nPowered by vBulletin™ Version 3.8.5 Copyright © 2018, Trans by mbcbaba diamond