مقتطفات من الموقع

حمل جميع المصاحف من مكتبة القرآن الصوتية حمل ألفية ابن مالك والصحاح فى اللغة وغيرها من معاجم وأمهات اللغة حمل سيرة ابن هشام والرحيق المختوم والبداية والنهاية وغيرها من كتب السيرة الموسوعة الشاملة للصحابة ضمن شخصيات تاريخية حمل كتب السنة البخارى ومسلم وجميع كتب الحديث هنا حمل مقامات الهمذانى والحريرى وموسوعات الشعر وأمهات كتب الأدب العربى حمل تفسير ابن كثير والجلالين والكشاف وجميع كتب التفاسير من هنا صور طبية التشريح Anatomy صور طبية هيستولوجى Histology حمل كتب الفقه المالكى والحنفى والحنبلى والشافعى وكتب الفقه المقارن وغيرها من كتب الفقه هنا حمل كتاب إحياء علوم الدين وغيرها من كتب الأخلاق والتزكية المكتبة الكبرى والعلمية لصور الحيوانات ضمن مكتبة الصور المكتبة الكبرى والعلمية لصور الطيور دليل الجامعات العربية جامعات عالمية مكتبة العلماء مكتبات الفيديو المتنوعة Anatomy picures Histology picures and slides Histology pictures and slides Bacteriae slides Surgery pictures الموسوعة الإسلامية الشاملة موسوعة علم النبات موسوعة الكيمياء موسوعة الجيولوجيا موسوعة اللغة والأدب مكتبة الفيديو للجراحة وهى احد المكتبات الطبية

الاثنين، 30 أبريل، 2012

موسوعة الكيمياء : شرح مبسط لبعض تعريفات الكيمياء الجزء الثانى

شرح مبسط لبعض تعريفات الكيمياء الجزء الثانى


رأى العلماء قديماً وحديثاً عن الذرة:-
[1] الذرة عند فلاسفة الإغريق:- لا يمكن تجزئتها أو تقسيمها.
[2] رأى أرسطو:-
رفض فكرة الذرة.
تبنى فكرة أن كل المواد تتكون من مكونات أربعة هى:-
(أ) الماء. (ب) الهواء
(ج) التراب. (د) النار
ولذلك اعتقد العلماء أنه يمكن تحويل المواد الرخيصة (مثل الحديد أو النحاس) إلى مواد نفيسة (مثل الذهب) بتغير نسب المكونات الأربعة.
[3] رأى بويل:-
رفض مفهوم أرسطو. 2- وضع أول تعريف للعنصر.
العنصر:-
مادة نقية بسيطة لا يمكن تحليلها إلى ما هو أبسط منها بالطرق الكيميائية المعروفة
[4] ذرة دالتون:-
مصمتة متناهية فى الصغر وغير قابلة للتجزئة.
وضع دالتون أول نظرية عن تركيب الذرة بناء على العديد من التجارب والأبحاث التى أجراها.
فروض النظرية الذرية لدالتون:-
المادة تتكون من دقائق تسمى الذرات.
الذرات مصمتة متناهية فى الصغر غير قابلة للتجزئة.
ذرات العنصر الواحد متشابهة.
الذرات تختلف من عنصر إلى آخر.
[5] ذرة طومسون:-
اكتشاف أشعة المهبط (الإلكترونات):- (عام1897)
جميع الغازات تحت الظروف العادية من الضغط ودرجة الحرارة عازلة للكهرباء.
أجرى طومسون تجارب على التفريغ الكهربى خلال الغازات داخل أنبوبة زجاجية كما بالرسم فوجد أن:-
إذا فرغت الأنبوبة من الغاز بحيث يصبح ضغط الغاز أقل من 0.01 حتى 0.001 مم زئبق فإن الغاز يصبح موصلاً للكهرباء إذا تعرض لفرق جهد مناسب.
إذا زيد فرق الجهد بين القطبين إلى حوالى 10000 فولت (عشرة آلاف فولت) يلاحظ انطلاق سيل من الأشعة غير المنظورة من المهبط تسبب وميضاً لجدار أنبوبة التفريغ سميت هذه الأشعة بأشعة المهبط.
خواص أشعة المهبط:-
1- تتكون من دقائق مادية صغيرة.
2- تسير فى خطوط مستقيمة.
3- لها تأثير حرارى.
4- تتأثر بكل من المجالين الكهربى والمغناطيسى.
5- سالبة الشحنة.
6- لا تختلف فى سلوكها أو طبيعتها باختلاف مادة المهبط أو نوع الغاز مما يدل على أنه تدخل فى تركيب جميع المواد.
أشعة المهبط:
سيل من الأشعة غير المنظورة تنتج من المهبط وتسبب وميضاً لجدار أنبوبة التفريغ
من هذه التجارب قدم العالم طومسون نظريته عن الذرة
الذرة عند طومسون:
عبارة عن كرة متجانسة من الكهرباء الموجبة مطمور بها عدد من الإلكترونات السالبة لجعل الذرة متعادلة كهربياً.
[6] ذرة رذرفورد:-
تجربة رذرفورد
أجراها العالمان جيجر وماريسدن بناء على اقتراح رذرفورد
الجهاز المستخدم يتكون من:-
لوح معدنى مغطى بكبريتيد الخارصين (كبريتيد الخارصين يعطى وميضاً عند سقوط جسيمات ألفا عليه).
مصدر لجسيمات ألفا.
شريحة رقيقة من الذهب.


خطوات التجربة:-
(1) سمح لجسيمات ألفا أن تصطدم باللوح المعدنى المبطن بطبقة كبريتيد الخارصين.
(2) تم تحديد مكان وعدد جسيمات ألفا المصطدمة باللوح من الومضات.
(3) تم وضع صفيحة رقيقة جداً من الذهب (10 –4 : 10 –5 سم) لتعترض مسار جسيمات ألفا قبل اصطدامها باللوح.


المشاهدة الاستنتاج
(1) معظمها ظهر أثرها فى نفس المكان الأول الذى ظهرت فيه قبل وضع صفيحة الذهب. (1) معظم الذرة فراغ وليست كرة مصمتة (كما فى ذرة دالتون وطومسون).
(2) نسبة قليلة منها ارتدت فى عكس مسارها ولم تنفذ من غلالة الذهب ولذلك ظهرت بعض ومضات على الجانب الآخر من اللوح. (2) يوجد بالذرة جزء كثافته كبيرة ويشغل حيز صغير جداً هو النواة.
(3) ظهرت بعض ومضات على جانبى الموضع الأول. (3) شحنة النواة موجبة مثل شحنة جسيمات ألفا لذا تنافرت معه.
من التجربة السابقة وتجارب أخرى تمكن رذرفورد من وضع النموذج التالى:-

نموذج ذرة رذرفورد:-
الذرة:-
معقدة التركيب تشبه المجموعة الشمسية؛ تتركب من نواة مركزية (مثل الشمس) تدور حولها الإلكترونات (مثل الكواكب).
النواة:-
أصغر كثيراً من الذرة.
توجد مسافات شاسعة بين النواة وبين المدارات الإلكترونية (الذرة غير مصمتة)
تتركز فى النواة الشحنة الموجبة.
تتركز فى النواة معظم كتلة الذرة لإهمال كتلة الإلكترونات.
الإلكترونات:-
سالبة الشحنة.
كتلتها ضئيلة بالنسبة لكتلة النواة.
الشحنة السالبة لجميع الإلكترونات فى الذرة تساوى الشحنة الموجبة فى النواة (الذرة متعادلة كهربياً).
تدور الإلكترونات حول النواة بسرعة كبيرة فى مدارات خاصة رغم قوى الجذب بينها وبين النواة.
تخضع الإلكترونات فى دورانها حول النواة إلى قوتين متبادلتين متساويتين مقداراً ومتضادتين اتجاهاً هما:-
(1) قوة جذب النواة الموجبة للإلكترونات.
(2) قوة طرد مركزية ناشئة عن دوران الإلكترون حول النواة.
التعارض بين نظرية رذرفورد ونظرية ماكسويل:
تعارض تصور رذرفورد للتركيب الذرى مع نظرية ماكسويل التى تنطبق على الأجسام الكبيرة والقائمة على قوانين ميكانيكا نيوتن (الميكانيكا الكلاسكية).
نظرية ماكسويل:-
إذا تحرك جسم مشحون بشحنة كهربية فى مدار دائرى فإنه يفقد جزء من طاقته تدريجياً بانبعاث إشعاعات فيقل نصف قطر المدار تبعاً لنقص طاقته.
بتطبيق نظرية ماكسويل على حركة الإلكترون فى ذرة رذرفورد:-
فإن الإلكترون يكون فى حالة إشعاع مستمر ويقل نصف قطر مداره وتقل سرعته تدريجيا ويدور فى مدار حلزونى حتى يسقط فى النواة وينتهى النظام الذرى وهذا يخالف الحقيقة.

[7] ذرة بور:-
دراسة الطيف الذرى وتفسيره ساعد فى حل لغز التركيب الذرى وقد استحق ”بور“ عليه جائزة نوبل.
طيف الانبعاث للذرات:-
تعريف طيف الانبعاث:
عبارة عن ضوء عند فحصه بالمطياف نجده مكونا من عدد محدود من الخطوط الملونة.
الحصول على طيف الانبعاث (الطيف الخطى):
يتم الحصول عليه بتسخين الغازات أو أبخرة المواد تحت ضغط منخفض إلى درجات حرارة عالية أو بإمرار شرارة كهربية.
خصائصه:
الطيف الخطى مميز لنوع العنصر مثل بصمة الإصبع حيث يختلف طوله الموجى وتردده من عنصر إلى آخر فلا يوجد عنصران لهما نفس الطيف الخطى.
أهمية دراسة الطيف الانبعاث:
بدراسة الطيف الخطى لأشعة الشمس وجود أنها تتكون أساساً من الهيليوم والهيدروجين.
بدراسة طيف الانبعاث الخطى لذرات الهيدروجين تمكن بور من وضع نموذجه الذرى.
نموذج ذرة بور:-
تمكن ”بور“ من تطوير نموذج ”رذرفورد“ ولم يعامل دوران الإلكترون حول النواة بفروض الديناميكا الكلاسيكية لـ ”نيوتن“ كما فعل ”ماكسويل“.
فروض بور:-
[أ] استخدم بور بعض فروض رذرفورد:-
النواة موجبة الشحنة توجد فى مركز الذرة.
الذرة متعادلة كهربياً.
أثناء دوران الإلكترون حول النواة يخضع لقوة جذب مركزية وقوة طرد مركزية.
[ب] وأضاف بور الفروض التالية:-
تدور الإلكترونات حول النواة حركة سريعة دون أن تفقد أو تكتسب طاقة.
تدور الإلكترونات حول النواة فى عدد من مستويات الطاقة المحددة والثابتة.
الفراغ بين المستويات منطقة محرمة تماماً لدوران الإلكترونات.
للإلكترون أثناء حركته حول النواة طاقة معينة تتوقف على بعد مستوى طاقته عن النواة.
تزداد طاقة المستوى كلما زاد نصف قطره ويعبر عن طاقة كل مستوى بعدد صحيح يسمى عدد الكم الرئيسى.
فى الحالة المستقرة يبقى الإلكترون فى أقل مستويات الطاقة المتاحة.
إذا اكتسب الإلكترون قدراً معيناً من الطاقة ((يسمى كوانتم أو كم)) بواسطة التسخين أو التفريغ الكهربى تصبح الذرة مثارة وينتقل الإلكترون مؤقتاً إلى مستوى طاقة أعلى يتوقف على مقدار الكم المكتسب.
الإلكترون فى المستوى الأعلى فى وضع غير مستقر فيعود إلى مستواه الأصلى, ويفقد نفس الكم من الطاقة الذى اكتسبه على هيئة طيف خطى مميز.
تمتص كثير من الذرات كمات مختلفة من الطاقة فى نفس الوقت الذى تشع فيه الكثير من الذرات كمات أخرى من الطاقة ولذلك تنتج خطوط طيفية تدل على مستويات الطاقة التى تنتقل الإلكترونات خلالها. (تفسير خطوط طيف ذرة الهيدروجين)
ملاحظات:-
الكم ”الكوانتم“:-
هو مقدار الطاقة المكتسبة أو المنطلقة عندما ينتقل إلكترون من مستوى طاقة إلى مستوى طاقة آخر
الفرق فى الطاقة بين المستويات ليس متساوياً فهو يقل كلما بعدنا عن النواة وبذلك يكون الكم من الطاقة اللازم لنقل الإلكترون بين المستويات المختلفة ليس متساوياً.
لا يمكن للإلكترون أن يستقر فى أى مسافة بين مستويات الطاقة إنما يقفز قفزات محددة هى أماكن مستويات الطاقة.
مزايا نموذج بور
تفسير طيف الهيدروجين تفسيراً صحيحاً.
أدخلت نظرية بور فكرة الكم فى تحديد طاقة الإلكترونات فى مستويات الطاقة المختلفة لأول مرة.
التوفيق بين رذرفورد وماكسويل حيث أثبت أن الإلكترونات أثناء دورنها حول النواة فى الحالة المستقرة لا تشع طاقة وبالتالى لن تسقط فى النواة.
عيوب نموذج بور:-
فشل فى تفسير طيف أى عنصر آخر غير الهيدروجين حتى أنه لم يستطع تفسير طيف ذرة الهيليوم التى تحتوى على إلكترونين.
اعتبر الإلكترون مجرد جسيم مادى سالب ولم يأخذ فى الاعتبار أن له خواصاً موجية.
افترض أنه يمكن تعيين كل من مكان وسرعة الإلكترون بكل دقة فى نفس الوقت وهذه يستحيل عملياً. لأن الجهاز المستخدم فى عملية رصد مكان وسرعة الإلكترون سوف يغير من مكانه أو سرعته.
بينت معادلات نظرية ”بور“ أن الإلكترون عبارة عن جسيم يتحرك فى مدار دائرى مستو ٍ أى أن الذرة مسطحة، وقد ثبت أن الذرة لها الاتجاهات الفراغية الثلاثة.
[8] النظرية الذرية الحديثة
قامت على ثلاثة فروض هى

[1] الطبيعة المزدوجة للإلكترون:-
أثبتت التجارب أن للإلكترون طبيعة مزدوجة بمعنى أنه جسيم مادى له خواص موجية.
يصاحب حركة أى جسيم مثل الإلكترون أو النواة أو الجزئ حركة موجية تسمى الموجات المادية
الموجات المادية:- تختلف عن الموجات الكهرومغناطيسية فى:-
لا تنفصل عن الجسم المتحرك.
سرعتها لا تساوى سرعة الضوء.
[2] مبدأ عدم التأكد لـ ”هايزنبرج“
قد توصل هايزنبرج باستخدام ميكانيكا الكم إلى مبدأ مهم هو:-
أن تحديد مكان وسرعة الإلكترون معاً فى وقت واحد يستحيل عملياً
وإنما التحدث بلغة الاحتمالات هو الأقرب إلى الصواب حيث يمكننا أن نقول من المحتمل بقدر كبير أو صغير وجود الإلكترون فى هذا المكان.
[3]المعادلة الموجية لـ ”شرودنجر“
تمكن شرودنجر بناءاً على أفكار ”بلانك“ و”أينشتين“ و”دى براولى“ و ”هايزنبرج“ من وضع المعادلة الموجية وبحل هذه المعادلة أمكن:-
[أ] إيجاد مستويات الطاقةالمسموح بها وتحديد مناطق الفراغ حول النواة التى يزيد فيها احتمال تواجد الإلكترون أكبر ما يمكن (الأوربيتال).
وأصبح تعبير السحابة الإلكترونية هو النموذج المقبول لوصف الأوربيتال.
السحابة الإلكترونية:-
هى المنطقة التى يحتمل تواجد الإلكترون فيها فى كل الاتجاهات والأبعاد حول النواة.











[ب] تحديد أعداد الكم.
أعداد الكم:-
أعداد تحدد أحجام الحيز من الفراغ الذى يكون احتمال الإلكترونات فيها أكبر ما يمكن (الأوربيتالات) وطاقتها وأشكالها واتجاهاتها الفراغية بالنسبة لمحاور الذرة
وتشمل أربعة أعداد هى:-
1- عدد الكم الرئيسى (n) 2- عدد الكم الثانوى (l)
3- عدد الكم المغناطيسى (m) 4- عدد الكم المغزلى (ms)
عدد الكم الرئيسى (n):-
[1] يستخدم فى تحديد:-
(1) رقم مستويات الطاقة الرئيسية.
(2) عدد الإلكترونات التى يتشبع بها كل مستوى رئيسى وهو يساوى 2n2
[2] عدد صحيح ويأخذ القيم 1، 2، 3، 4، ……
[3] لا يأخذ قيمة الصفر أو قيم غير صحيحة.
ملاحظات: عدد مستويات الطاقة فى أقل الذرات المعروفة وهى فى الحالة المستقرة سبع مستويات وهى:-

K L M N O P Q
1 2 3 4 5 6 7
ولا تنطبق العلاقة 2n2 على المستويات بعد الرابع حيث تصبح الذرة غير مستقرة إذا زاد عدد الإلكترونات بمستوى طاقة عن 32 إلكترون.

المستوى الأساسى الرقم (n) عدد الإلكترونات التى يتشبع بها (2n2)
K 1 2 × 1 2 = 2
L 2 2 × 2 2 = 8
M 3 2 × 3 2 = 18
N 4 2 × 4 2 = 32
عدد الكم الثانوى (l):-
توصل إلى ذلك العالم ”سمرفيلد“ عندما استخدم مطيافاً له قدرة كبيرة على التحليل فتبين له أن الخط الطيفى الواحد الذى كان يمثل انتقال الإلكترونات بين مستويين رئيسيين مختلفين فى الطاقة هو عبارة عن عدة خطوط طيفية دقيقة تمثل انتقال الإلكترونات بين مستويات طاقة متقاربة سميت المستويات الفرعية.






· يحدد عدد المستويات الفرعية.
· كل مستوى رئيسى يتكون من عدة مستويات فرعية (عدد الكم الثانوى).
· عدد المستويات الفرعية يساوى رقم المستوى الرئيسى.
· تأخذ المستويات الفرعية الرموز (f, d, p, s)

المستوى الأساسى الرقم (n) عدد المستويات الفرعية
K 1 1s
L 2 2s, 2p
M 3 3s, 3p, 3d
N 4 4s, 4p, 4d, 4f
· تختلف المستويات الفرعية لنفس المستوى الرئيسى عن بعضها البعض فى الطاقة اختلافاً بسيطاً (f > d > p > s)
· تختلف طاقة المستويات الفرعية تبعاً لبعدها عن النواة (4s > 3s > 2s > 1s)
· لا يزيد عدد المستويات الفرعية عن 4 مستويات.

عدد الكم المغناطيسى (m):-
[1] يستخدم فى تحديد:-
· عدد أوربيتالات كل مستوى فرعى (أعداد فردية)

المستوى الفرعى s p d f
عدد الأوربيتالات 1 3 5 7
عدد الإلكترونات 2 6 10 14
· الاتجاه الفراغى للأوربيتالات.
- [s] أوربيتال واحد كروى متماثل حول النواة.


- [p] ثلاثة أوربيتالات متعامدة [px, py, pz].
حيث تأخذ الكثافة الإلكترونية لكل أوربيتال منها شكل كمثرتين متقابلتين عند الرأس فى نقطة تنعدم عندها الكثافة الإلكترونية.








عدد الكم المغزلى (ms):-
يستخدم فى تحديد:-
نوعية حركة الإلكترون المغزلية فى الأوربيتال فى اتجاه عقارب الساعة (h) ?? ????? ().
· ?? ???? ?? ???????? ????? ?? 2 ??????? [E].
· ??? ??????? ?????? {???? ??? ????? [??????] – ???? ??? ?????? [???????]}
· ?? ?????? ??????????? ?? ?????????? ??????? ????? ?????? ????????? ??? ????? ????? ?? ???? ???????? ?? ????? ??? ????? ?????? ?????????? ????????? ?????? [E] ????? ??? ??? ??????? ??? ????????????.





العلاقة بين رقم المستوى الأساسى والمستويات الفرعية وعدد الأوربيتالات

المستوى الرئيسى رقم المستوى (n) عدد المستويات الفرعية n = l عدد الأوربيتالات n2 = m عدد الإلكترونات 2n2
K 1 1s 1 2
L 2 2s, 2p 4 8
M 3 3s, 3p, 3d 9 18
N 4 4s, 4p, 4d, 4f 16 32




يتم توزيع الإلكترونات على أساسين هما








مبدأ البناء التصاعدى:-
لابد للإلكترونات أن تملأ المستويات الفرعية ذات الطاقة المنخفضة أولاً ثم المستويات الفرعية ذات الطاقة الأعلى.

رسم يوضح طريقة ملء مستويات الطاقة الفرعية
أس / أس /بس / بس /دبس / دبس / فدبس / فدب

1s
2p 2s
3p 3s
4p 3d 4s
5p 4d 5s
6p 5d 4f 6s
7p 6d 5f 7s


أمثلة على توزيع الإلكترونات فى المستويات المختلفة:

العنصر توزيعالإلكتروناتفىالمستوياتالفرعية توزيع الإلكترونات فى المستويات الرئيسية
K L M N O
1H 1s1 1
3Li 1s2 – 2s1 2 1
7N 1s2 – 2s2 – 2p3 2 5
11Na 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s1 2 8 1
19K 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s1 2 8 8 1
20Ca 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 2 8 8 2
21Sc 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d1 2 8 9 2
26Fe 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d6 2 8 14 2
29Cu 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s1 – 3d10 2 8 18 1
قاعدة هوند:-
لا يحدث ازدواج لإلكترونين فى مستوى طاقة فرعى معين إلا بعد أن تشغل أوربيتالاته فرادى أولاً
لأن ذلك أفضل له من جهة الطاقة.
أمثلة:-


7N 1s2 – 2s2 – 2p3




8O 1s2 – 2s2 – 2p4
· فى ذرة 8O يفضل الإلكترون الرابع أن يزدوج مع إلكترون آخر فى نفس المستوى الفرعى عن الدخول فى أوربيتال مستقل فى المستوى الفرعى التالى لأن طاقة التنافر بين الإلكترونين عند الازدواج أقل من الطاقة اللازمة لنقل الإلكترون من مستوى فرعى إلى مستوى فرعى آخر.
· غزل الإلكترونات المفردة يكون فى اتجاه واحد لأن هذا الوضع يعطى الذرة أكبر قدر من الاستقرار.

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

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

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

نوع الفئة نوع العنصر خواص عناصر الفئة عددها فى كل دورة وتركيبها موضعها فى الجدول
الفئة s عناصر ممثلة إلكتروناتها الخارجية تشغل المستوى الفرعى (s) عنصران
ns1, ns2 فى بداية كل دورة (يسار الجدول) وتشمل عناصر المجموعة 1A وعناصر المجموعة 2A
الفئة عناصر ممثلة إلكتروناتهاالخارجيةتشغلالمستوىالفرعى 5 عناصر
np1 : np5 فى يمين الجدول من الدورة الثانية حتى الدورة السادسة. وتشمل عناصر المجموعات (A)
3A, 4A, 5A, 6A, 7A
عناصر نبيلة عنصر واحد
np6 المجموعة الصفرية
الفئة
d عناصر انتقالية رئيسية إلكتروناتها الخارجية تشغل المستوى الفرعى (d) 10 عناصر
nd1: nd10 فى وسط الجدول فى الدورات الرابعة والخامسة والسادسة (B) وتنقسم إلى ثلاث سلاسل:-
(1) السلسلة الانتقالية الأولى
(2) السلسلة الانتقالية الثانية
(3) السلسلة الانتقالية الثالثة
الفئة
f عناصر انتقالية داخلية إلكتروناتها الخارجية تشغل المستوى الفرعى (f) 14 عنصراً
nf1: nf14 توجد منفصلة أسفل الجدول فى جدول خاص وتشمل:-
(1) سلسلة اللانثانيدات
(2) سلسلة الأكتينيدات
مقارنة بين سلاسل الفئة (d)

السلسلة الانتقالية الأولى السلسلة الانتقالية الثانية السلسلة الانتقالية الثالثة
3d 4d 5d
تقع فى الدورة الرابعة تقع فى الدورة الخامسة تقع فى الدورة السادسة
تشمل العناصر من الإسكانديوم (Sc) حتى الخارصين (Zn) تشمل العناصر من اليوتريوم (Y) حتى الكادميوم (Cd) تشمل العناصر من اللنثانيوم (La) حتى الزئبق (Hg)
مقارنة بين اللانثانيدات والأكتينيدات:

لنثينيدات اكتينيدات
توجد فى الدورة السادسة ويتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (4f) ومستوى تكافؤها هو (6s2) ولذا فهى شديدة التشابه ولذلك يصعب فصلها ولذلك سميت العناصر الأرضية النادرة وهى تسمية خاطئة. توجد فى الدورة السابعة ويتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (5f) وتحتوى على نفس العدد من الإلكترونات من المستوى (7s, 6d) ولذا يصعب فصلها عن بعضها بطرق كيميائية
جميعها عناصر مشعة وأنويتها غير مستقرة
وصف الجدول الدورى الطويل
يتكون الجدول من:-
[1] سبع دورات أفقية:-
رتبت فيه العناصر تصاعدياً حسب الزيادة فى العدد الذرى
فيزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه فى نفس الدورة بإلكترون واحد.
ويتتابع فى الدورة الواحدة ملء المستويات الفرعية حتى نصل إلى العنصر الأخير وهو الغاز الخامل.
الدورة الأفقية:-
عدة عناصر غير متشابه الخواص مرتبة أفقياً حسب الزيادة فى العدد الذرى
[2] 18 مجموعة رأسية:-
المجموعة الرأسية:-
عدة عناصر متشابهة فى الخواص لأنها متشابهة فى عدد إلكترونات مستوى الطاقة الأخير
مثال (1):-
اكتب التوزيع الإلكترونى لذرات العناصر التالية مبيناً نوع العنصر مع التعليل.
11Na, 18Ar, 25Mn, 40Zr, 35Br, 58Ce
الحل:-

العنصر التوزيع الإلكترونى نوع العنصر مع التعليل
11Na [10Ne] 3s1 عنصر مثالى ومن الفئة (s) لأنه غير مكتمل فى المستوى الفرعى (s) والمستوى الرئيسى الأخير غير مكتمل.
18Ar [10Ne] 3s2, 3p6 عنصر نبيل لأن المستوى الأخير (الثالث) مكتمل بالإلكترونات {عدد إلكترونات s + p = 8}
25Mn [18Ar] 4s2, 3d5 عنصر انتقالى رئيسى (من السلسلة الانتقالية الأولى) (3d غير مكتمل) والمستويين الأخيرين غير مكتملين (الثالث والرابع)
35Br [18Ar] 4s2, 3d10, 4p5 عنصر مثالى من الفئة (p) ومستوى الطاقة الرئيسى الرابع غير ممتلئ
58Ce [54Xe] 6s2, 5d1, 4f1 عنصر انتقالى داخلى من اللنثينيدات (4f) والثلاث مستويات الأخيرة غير مكتملة وهى الرابع والخامس والسادس.
  
النظرية الموجية أظهرت أنه لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة وبالتالى من الخطأ تعريف نصف قطر الذرة بأنه المسافة من النواة إلى أبعد إلكترون.
تعريف نصف قطر الذرة:-
نصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرة
طول الرابطة:-
هو المسافة بين نواتى ذرتين متحدتين
العلاقة بين نصف القطر وطول الرابطة
[1] فى حالة تماثل الذرتين:-
طول الرابطة = 2 × نصف القطر

نصف القطر =
[2] فى حالة عدم التماثل:-

طول الرابطة = نق للذرة الأولى + نق للذرة الثانية
نق1 = طول الرابطة – نق2
نق 2 = طول الرابطة – نق1
مثال (1):- إذا علمت أن طول الرابطة فى جزئ الكلور [Cl - Cl] يساوى 1.98 أنجستروم وطول الرابطة بين ذرتى الكربون وذرة الكلور [C - Cl] يساوى 1.76 أنجستروم – أحسب نصف قطر ذرة الكربون
الحل:-
نصف قطر ذرة الكلور = = = 0.99 أنجستروم
نصف قطر ذرة الكربون = طول رابطة الكربون والكلور – نصف قطر ذرة الكلور
= 1.76 – 0.99 = 0.77 أنجستروم
مثال (2): إذا كان طول الرابطة بين ذرتى نيتروجين الرابطة بينهما أحادية فى جزئ مركب ما تساوى 1.46 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ غاز الهيدروجين (H2) تساوى 0.6 أنجستروم – أوجد طول الرابطة بين ذرتى النيتروجين والهيدروجين فى جزئ النشادر {نماذج الوزارة 2005}
تدرج نصف قطر العنصر فى الجدول الدورى
[1] فى الدورات الأفقية:- تقل أنصاف أقطار الذرات (يقل الحجم) من يسار الجدول إلى يمين الجدول أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
زيادة شحنة النواة الموجبة.
فيزداد جذب النواة لإلكترونات التكافؤ مما يؤدى إلى نقص نصف القطر.
ملاحظات:-
قوة الجذب الناتجة عن زيادة الشحنة الموجبة أكبر من قوى التنافر الناتجة عن زيادة الشحنة السالبة.
أكبر ذرات الدورة الواحدة هى عناصر المجموعة الأولى.
أقل ذرات الدورة حجماً ذرات عناصر المجموعة السابعة (الهالوجينات).
[2] فى المجموعة الرأسية:- تزداد أنصاف أقطار الذرات (يزداد الحجم) من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
زيادة عدد مستويات الطاقة الرئيسية.
مستويات الطاقة الرئيسية الممتلئة (المستويات الحاجبة) تعمل على حجب تأثير النواة على الإلكترونات وبذلك يقل جذب النواة لإلكترونات التكافؤ.
فتزداد قوى التنافر بين الإلكترونات وبعضها.
ملاحظات:-
الزيادة فى نصف القطر عند الانتقال من دورة إلى أخرى فى نفس المجموعة أكبر من النقص فى نصف القطر عند الانتقال من مجموعة إلى أخرى فى نفس الدورة (علل)؟
(ج) وذلك لأن تأثير زيادة الغلاف أكبر من تأثير زيادة الشحنة الموجبة.
اختلاف نصف قطر الذرة عن نصف قطر أيونها:
فى حالة الفلزات:-
1- نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة الشحنة الموجبة {لزيادة عدد البروتونات عن عدد الإلكترونات} مما يؤدى إلى زيادة قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
2- كلما زادت شحنة الأيون الموجب كلما قل نصف قطره لأنه كلما زادت الشحنة الموجبة كلما زادت قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
علل: نصف قطر أيون الحديد (III) أقل من نصف قطر أيون الحديد (II)
ج: وذلك لزيادة الشحنة الموجبة فى أيون الحديد (III) عن أيون الحديد (II).
فى حالة اللافلزات:-
نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة الشحنة السالبة {لزيادة عدد الإلكترونات عن عدد البروتونات} مما يؤدى إلى نقص قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
كلما زادت الشحنة السالبة للأيون كلما زاد نصف قطره لأنه كلما زادت الشحنة السالبة زادت قوى التنافر بين الإلكترونات.


تعريف جهد التأين (طاقة التأين):-
مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة وهى فى الحالة الغازية
تدرج جهد التأين فى الجدول الدورى
[1] فى الدورات الأفقية:-
تزداد قيم جهد التأين كلما اتجهنا ناحية يمين الجدول أى بزيادة العدد الذرى
السبب فى ذلك:- نقص نصف قطر الذرة (نقص الحجم) مما يؤدى إلى اقتراب إلكترونات التكافؤ من النواة فتحتاج إلى طاقة كبيرة لفصلها عن الذرة.
[2] فى المجموعة الرأسية:- يقل جهد التأين من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:- زيادة نصف القطر بسبب:-
زيادة عدد المستويات الرئيسية.
يزداد حجب شحنة النواة بسبب وجود المستويات الحاجبة
فيبتعد الإلكترون عن النواة فتسهل إزالته.
ملاحظات:-
جهد التأين يتناسب عكسياً مع نصف القطر الذرى.
يمكن إزالة إلكترون أو أكثر من الذرة ولذلك فهناك أكثر من جهد تأين للذرة الواحدة يعرف بجهد التأين الأول وجهد التأين الثانى …… الخ.
جهد التأين الأول:- يتكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنة موجبة واحدة.
Mg Mg+ + e-, H = + 737 KJ/mole
2,8,2 2,8,1
جهد التأين الثانى:- يتكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنتين موجبتين.
Mg+ Mg++ + 2e-, H = + 1450 KJ/mole
2,8,1 2,8
جهد التأين الأول للغازات النبيلة مرتفع جداً وذلك لاستقرار نظامها الإلكترونى حيث يصعب كسر مستوى طاقة مكتمل وبذلك يصعب إزالة إلكترون من مستوى طاقة مكتمل.
يزداد جهد التأين الثانى عن جهد التأين الأول.
مثال:- جهد التأين الثالث للماغنسيوم 12Mg يزداد زيادة كبيرة عن جهد التأين الأول والثانى (علل).
ج:- لأن ذلك يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل.


تعريف الميل الإلكترونى (القابلية الإلكترونية):-
مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً
تدرج الميل الإلكترونى فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
يزداد الميل الإلكترونى إذا اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:- صغر نصف القطر يسهل على النواة جذب الإلكترون الجديد
ملاحظات:-
يشذ الميل الإلكترونى لكل من(10Ne, 7N, 4Be) عن التدرج فى الميل الإلكترونى فى عناصر الدورة الثانية.
فى حالة البريليوم يكون تحت مستوياته ممتلئة (1s2, 2s2) فتكون الذرة مستقرة.
فى حالة النيتروجين يكون المستوى الفرعى (p) نصف ممتلئ والامتلاء النصفى يعطى بعض الاستقرار للذرة (1s2, 2s2, 2p3)
فى حال النيون جميع مستوياته الفرعية ممتلئة وهذا يعطى استقرار كبير للذرة.
تكون قيم الميل الإلكترونى كبيرة عندما يعمل الإلكترون على ملء مستوى طاقة فرعى أو جعله نصف ممتلئ وكلاهما يساعد على استقرار الذرة.
زيادة الميل الإلكترونى لذرة الكربون عن ذرة البورون لأن الإلكترون المكتسب فى هذه الحالة يجعل المستوى الفرعى (2p) نصف ممتلئ وهذا يساعد على استقرار الذرة (1s2, 2s2, 2p2)
[2] فى المجموعة الرأسية:- يقل الميل الإلكترونى من أعلى إلى أسفل أى كلما زاد العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
زيادة عدد المستويات الأصلية.
زيادة عدد المستويات المستقرة (المستوى الحاجب)
زيادة عدد الإلكترونات المتنافرة.
يلاحظ أن:-
الميل الإلكترونى لذرة الفلور أقل من الميل الإلكترونى لذرة الكلور رغم صغر نصف قطر الفلور (علل) وسبب ذلك أن الإلكترون الجديد يتأثر بقوة تنافر مع الإلكترونات التسعة الموجودة أصلاً.
تعريف السالبية الكهربية:-
هى قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية
ملحوظة:-
الميل الإلكترونى مصطلح طاقة يشير إلى الذرة فى حالتها المفردة.
بينما تشير السالبية الكهربية إلى الذرة المرتبطة مع غيرها.
تدرج السالبية الكهربية فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
تزداد السالبية الكهربية إذا اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى ونقص نصف القطر.
وهذا يؤدى إلى:- زيادة قوة جذب النواة لإلكترونات الرابطة.
[2] فى المجموعة الرأسية:-
تقل السالبية الكهربية من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى وزيادة نصف القطر.
وهذا يؤدى إلى:- نقص قوة جذب النواة لإلكترونات الرابطة.
ملاحظات:-
الفلور يعتبر أكبر العناصر سالبية كهربية.
الفرق فى السالبية الكهربية للعناصر له دور فى تحديد نوع الرابطة بين الذرات.
الفلزات لها أقل سالبية لكبر نصف قطرها.
اللافلزات لها أكبر سالبية لصغر نصف قطرها

قسم العالم ”برزيليوس“ العناصر:- إلى فلزات ولافلزات

الفلزات اللافلزات
عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأقل من نصف سعته بالإلكترونات (1، 2، 3) عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته من الإلكترونات (5، 6، 7)
عناصر كهروموجبة (علل)
لأنها تفقد إلكترونات غلاف التكافؤ وتصبح أيونات موجبة. عناصر كهروسالبة (علل)
لأنها تكتسب إلكترونات لتكمل غلاف التكافؤ وتصبح أيونات سالبة.
جيدة التوصيل للكهربية لسهولة انتقال الإلكترونات الحرة خلالها. لا توصل الكهربية لشدة ارتباط إلكترونات التكافؤ بالنواة فيصعب انتقال الإلكترونات.
تتميز بكبر نصف قطرها. تتميز بصغر نصف قطرها
صغر: جهد تأينها - ميلها الإلكترونى - سالبيتها الكهربية كبر: جهد تأينها- ميلها الإلكترونى - سالبيتها الكهربية.
أشباه الفلزات
عناصر لها مظهر الفلزات ولكن خواصها تشبه خواص اللافلزات.
(1) غلاف تكافؤها نصف ممتلئ تقريباً بنصف سعته.
(2) سالبيتها الكهربية متوسطة بين الفلزات واللافلزات.
(3) أقل توصيل للكهرباء من الفلزات وأكثر من اللافلزات {توصل التيار الكهربى بدرجة متوسطة ولذلك تسمى أشباه الموصلات }
استخدامها: تستخدم فى الأجهزة الإلكترونية مثل الترانزستور
أمثلة:-

البورون السليكون الجرمانيوم الزرنيخ أنتيمون
B Si Ge As Sb
تدرج الصفة الفلزية واللافلزية فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
تقل الصفة الفلزية كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى ونقص نصف القطر حتى تظهر أشباه الفلزات ثم تزداد الصفة اللافلزية وتنتهى الدورة بغاز خامل. {فى الدورة أقوى الفلزات يقع فى المجموعة الأولى وأقوى اللافلزات يقع فى المجموعة السابعة}

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


أنواع الأكاسيد:- [1] حامضية. [2] قاعدية. [3] مترددة.
الأكاسيد الحامضية:-
هى أكاسيد اللافلزات مثل:- CO2, SO2, SO3, P2O5
تذوب فى الماء وتعطى أحماضاً:- (لذلك تسمى أكاسيد اللافلزات الأكاسيد الحامضية)
CO2 + H2O H2CO3 (حمض الكربونيك)
SO2 + H2O H2SO3 (حمض الكبريتوز)
SO3 + H2O H2SO4 (حمض الكبريتيك)
P2O5 + 3H2O 2H3PO4 (حمض الأرثوفسفوريك)
تتفاعل مع القلويات وتعطى ملحاً وماءً:-
CO2 + NaOH Na2CO3 + H2O
SO2 + 2NaOH Na2SO3 + H2O
الأكاسيد القاعدية:-
هى أكاسيد الفلزات مثل:- MgO, Na2O, K2O, CuO
بعضها يذوب فى الماء ويكون قلويات:- (أكاسيد قلوية)
Na2O + H2O 2NaOH
K2O + H2O 2KOH
CaO + H2O Ca(OH)2
MgO + H2O Mg(OH)2
بعضها لا يذوب فى الماء مثل:- CuO, Fe2O3, Ag2O, PbO
تتفاعل الأكاسيد القاعدية مع الأحماض منتجة ملحاً وماءً:-
Na2O + 2HCl 2NaCl + H2O
MgO + H2SO4 MgSO4 + H2O
الأكاسيد المترددة:-
هى الأكاسيد التى تتفاعل مع الأحماض كأكاسيد قاعدية وتتفاعل مع القلويات كأكاسيد حامضية وينتج فى الحالتين ملح وماء.
Al2O3, ZnO, Sb2O3, SnO
تدرج الخواص الحامضية والقاعدية فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
بزيادة العدد الذرى تقل الصفة القاعدية للأكاسيد بينما تزداد الصفة الحامضية للأكاسيد (من يسار إلى يمين الجدول) وذلك لضعف الصفة الفلزية وزيادة الصفة اللافلزية (لنقص نصف القطر).
لأن ذلك يؤدى إلى زيادة الشحنة النواة وزيادة قوة الرابطة بين العنصر ومجوعة الهيدروكسيد وبالتالى صعوبة كسر الرابطة بينهما لكى تعطى أيون الهيدروكسيد.
[2] فى المجموعة الرأسية:-

المجموعة الأولى المجموعة السابعة
تزداد الخاصية القاعدية بزيادة العدد الذرى وذلك بسبب زيادة نصف القطر الذرى وضعف قوى الترابط بين العنصر ومجموعة الهيدروكسيد مما يؤدى إلى سهولة انفصال أيون الهيدروكسيد السالب تزداد الخاصية الحامضية بزيادة العدد الذرى وذلك بسبب زيادة نصف القطر الذرى وضعف قوى الترابط بين العنصر وأيون الهيدروجين مما يؤدى إلى سهولة انفصال أيون الهيدروجين الموجب.
قلوى ضعيف LiOH تزدادالخاصيةالقاعدية حمض ضعيف HF تزدادالخاصيةالحامضية
قلوى قوى NaOH حمض متوسط HCl
قلوى أكثر قوة KOH حمض قوى HBr
قلوى أكثر قوة RbOH أقوى الأحماض HI
أقوى القلويات CsOH
باعتبار أن الأحماض والقواعد مركبات هيدروكسيلية يمكن تمثيلها بالصيغة العامة (MOH)
حيث (M) هى ذرة العنصر فيمكن تأينها بإحدى طريقتين إما أن:-
[1] تعطى أيونات هيدروكسيد وتعتبر قاعدة:
MOH M+ + OH-
[2] تعطى أيونات هيدروجين وتعتبر حامضاً:
MOH MO- + H+
وبافتراض أن الذرات الثلاث مرتبة فى مثلث كما يلى:-
وهناك ثلاثة احتمالات:-
إذا كانت قوة الجذب بين (M +, O -) أكبر من قوة الجذب بين (H +, O -) تتأين المادة كحمض.
إذا كانت قوة الجذب بين (H +, O -) أكبر من قوة الجذب بين (M +, O -) تتأين المادة كقاعدة.
إذا تساوت قوتا الجذب فإن المادة تتأين كحمض أو كقاعدة ويتوقف ذلك على وسط التفاعل.
[أ] فى الوسط الحمضى:- تتفاعل كقاعدة.
[ب] فى الوسط القلوى:- تتفاعل كحامض.
تعتمد قوى الجذب السابقة على ذرة العنصر من حيث:-
1- الحجم. 2- مقدار الشحنة الكهربية.
مثال:-
فى الفلزات القلوية مثل الصوديوم يكون حجم الذرة كبير ولا تحمل إلا شحنة واحدة موجبة فتضعف قوة الرابطة بينها وبين (O -) والتى تنجذب أكثر لأيون الهيدروجين وبذلك تعطى أيون (OH -) أى تتأين كقاعدة.
كلما اتجهنا ناحية اليمين نجد أن ذرات اللافلزات مثل الكلور حجمها يقل وتزداد شحنتها وبذلك يزداد انجذابها إلى (O -) وبذلك تعطى أيون (H+) أى تتأين كحامض.
قوة الأحماض الأكسجينية:-
تعتمد قوة الأحماض الأكسجينية على عدد ذرات الأكسجين غير المرتبطة بذرات الهيدروجين
الصيغة العامة للأحماض الأكسجينية:-
MOn(OH)m
حيث:- (M) : هى ذرة العنصر (On) : عدد ذرات الأكسجين
الحمض الأقوى: هو الذى يحتوى على عدد أكبر من ذرات الأكسجين غير المرتبطة بالهيدروجين.

نوع الحمض عدد ذرات O غير المرتبطة بـ H اسم الحمض صيغة الحمض الأكسجينية
MOn(OH)m
حمض ضعيف -- الأرثوسليكونيك Si(OH)2
حمض متوسط 1 الأرثوفسفوريك PO(OH)3
حمض قوى 2 الكبريتيك SO2(OH)2
حمض قوى جداً 3 البيروكلوريك ClO3(OH)


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

HCl H2O NH3
الكلور أحادى التكافؤ الأكسجين ثنائى التكافؤ النيتروجين ثلاثى التكافؤ
تعريف عدد التأكسد:-
هو عدد يمثل الشحنة الكهربية (الموجبة أو السالبة) التى تبدو على الأيون أو الذرة فى مركب سواء كان أيونياً أو تساهمياً
عدد التأكسد لذرة فى مركب:-
أولاً: فى المركبات الأيونية:-
عدد التأكسد لأى أيون يساوى تكافؤ هذا الأيون مسبوقاً بإشارة موجبة فى حالة الأيون الموجب أو سالبة فى حالة الأيون السالب.
أمثلة:-

المركب NaCl MgO Al2O3
الأيونات Cl - Na + O –2 Mg +2 O – 2 Al +3
عدد التأكسد -1 +1 -2 +2 -2 +3
ملاحظات:-
الأيونات الموجبة تشمل:-
1- أيونات جميع الفلزات. 2- مجموعة الأمونيوم NH4+ 3- أيون الهيدروجينH +
الأيونات السالبة تشمل:-
1- أيونات جميع اللافلزات. 2- باقى المجموعات الذرية.
عدد التأكسد الموجب يدل على عدد الإلكترونات التى فقدتها الذرة.
عدد التأكسد السالب يدل على عدد الإلكترونات التى اكتسبتها الذرة.
ثانياً: فى المركبات التساهمية:-
حيث لا يوجد أيونات موجبة أو سالبة فإن الشحنة التى تحملها الذرة تبين الإزاحة الإلكترونية فى الرابطة:-
[أ] الذرة الأكثر سالبية كهربية تحمل شحنة سالبة.
[ب] الذرة الأقل سالبية تحمل شحنة موجبة
[1] فى حالة الجزىء المتماثل:-
عدد التأكسد لكل ذرة = صفر
تكون الإزاحة الإلكترونية فى الروابط بين الذرات متساوية لأن ذرات أى جزئ لعنصر واحد متساوية فى السالبية الكهربية:  

عدد تأكسد الهيدروجين فى جزئ الهيدروجين = صفر
عدد تأكسد الكلور فى جزئ الكلور = صفر
عدد تأكسد الأكسجين فى جزئ الأكسجين = صفر
[2] إذا كانت الذرتان مختلفتان:-
تحسب الإلكترونات المشاركة مع الذرة الأكثر سالبية كهربية بحيث:-
الذرة الأكثر سالبية يتكون عليها شحنة جزئية سالبة.
الذرة الأقل سالبية يتكون عليها شحنة جزئية موجبة.

جزئ ثانى أكسيد الكربون CO2 جزئ الماء H2O

عدد تأكسد (O) = -2 / عدد تأكسد (C) = +4 عدد تأكسد (O) = -2 / عدد تأكسد (H) = +1
جزئ النشادر NH3 جزئ فوق أكسيد الهيدروجين H2O2

عدد تأكسد (N) = -3 / عدد تأكسد (H) = +1 عدد تأكسد (O) = -1 / عدد تأكسد (H) = +1

ملاحظات:-
[1] عدد تأكسد الأكسجين فى معظم مركباته: (-2) ماعدا الحالات الآتية:-
(أ) فى حالة فوق الأكسيد يكون عدد تأكسده = (-1)
مثال:- فوق أكسيد الهيدروجين (H2O2) فوق أكسيد الصوديوم (Na2O2)

(ب) فى حالة السوبر أكسيد = (- )
مثال: سوبر أكسيد البوتاسيوم (KO2)
(ج) فى حالة فلوريد الأكسجين (OF2) يكون عدد تأكسده = (+2)
لأن السالبية الكهربية للفلور أكبر من السالبية الكهربية للأكسجين.
[2] عدد تأكسد الهيدروجين فى معظم مركباته: (+1)
ماعدا هيدريدات الفلزات يكون عدد تأكسد الهيدروجين = (-1)
وذلك لأن السالبية الكهربية للهيدروجين فى هذه الحالة تكون أكبر من السالبية الكهربية للفلز.
مثل:- هيدريد الصوديوم (NaH) هيدريد الكالسيوم (CaH2)
الهيدريدات مركبات أيونية لأنها تحتوى على أيون الهيدروجين السالب
عند صهرها وتحليلها كهربياً يتصاعد الهيدروجين عند المصعد.

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

المجموعة الأمونيوم الكبريتات الكربونات النيترات
صيغتها NH4+ SO4- 2 CO3- 2 NO3-
عدد تأكسدها +1 -2 -2 -1
طريقة حساب أعداد التأكسد
مثال (1):- احسب عدد تأكسد الكروم فى ثانى كرومات البوتاسيوم (K2Cr2O7)
الحل:-
المركب متعادل عدد تأكسده = صفر
K2Cr2O7 = صفر
{(7 × -2) + 2س + (2 × +1)} = صفر
-14 +2س +2 = صفر -12 +2س = صفر س = +6
عدد تأكسد الكروم فى ثانى كرومات البوتاسيوم = +6

مثال (2):- احسب عدد تأكسد الكبريت فى SO3-2
الحل:-
المركب متأين عدد تأكسده = - 2
{(3 × -2) + س} = -2 -6 + س = -2
س = 6 – 2 = +4
عدد تأكسد الكبريت فى مجموعة الكبريتيت = +4
مميزات استخدام عدد التأكسد:-
معرفة التغير الذى يحدث للعنصر من حيث التأكسد والاختزال أثناء التفاعلات الكيميائية.
التأكسد:-
هو عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة الموجبة
الاختزال:-
هو عملية اكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص فى الشحنة الموجبة
مثال:- بين نوع التغير الحادث من أكسدة واختزال لكل من الكروم والحديد فى التفاعل التالى:-
K2Cr2O7 + 6FeCl2 + 14 HCl 2KCl + 2CrCl3 + 6FeCl3 + 7H2O
الحل:-
(1) بالنسبة للكروم:-
حساب عدد تأكسد الكروم فى: K2Cr2O7
{(7 × -2) + 2س + (2 × +1)} = صفر -14 +2س +2 = صفر
-12 +2س = صفر س = +6
عدد تأكسد الكروم فى ثانى كرومات البوتاسيوم = +6
حساب عدد تأكسد الكروم فى CrCl3
{(3 × -1) + س} = صفر س = +3
K2Cr2O7 CrCl3
Cr + 6 Cr +3
عدد تأكسد الكروم نقص من (+6) إلى (+3) أى حدث له عملية اختزال
(2) بالنسبة للحديد:-
FeCl2 FeCl3
Fe+2 Fe+3
عدد تأكسد الحديد زاد من (+2) إلى (+3) أى حدث له عملية أكسدة

الغازات الخاملة:-
لا تتفاعل فى الظروف العادية مع غيرها من العناصر أو مع بعضها وذلك لاكتمال مستوى الطاقة الخارجى لها بالإلكترونات (ns2, np6) لذا نجد جزيئاتها أحادية الذرة.

الغاز الرمز التركيب الإلكترونى
هيليوم 2He 1s2 2
نيون 10Ne [2He] 2s2, 2p6 2, 8
أرجون 18Ar [10Ne] 3s2, 3p6 2, 8, 8
كربتون 36Kr [18Ar] 4s2, 3d10, 4p6 2, 8, 18, 8
زينون 54Xe [36Kr] 5s2, 4d10, 5p6 2, 8, 18, 18, 8
رادون 86Rn [54Xe] 6s2, 4f14, 5d10, 6p6 2, 8, 18, 32, 18, 8
العناصر الأخرى تكون نشطة كيميائياً لعدم اكتمال مستوى الطاقة الخارجى بها.
وليصبح تركيبها الإلكترونى مشابهاً لأقرب غاز نبيل فى الجدول الدورى.
فإنها تدخل فى تفاعلات كيميائية ليكتمل مستوى الطاقة الخارجى لها بأن تكتسب أو تفقد أو تشارك بعدد من الإلكترونات
التفاعل الكيميائى:-
عبارة عن كسر للروابط بين الذرات فى المتفاعلات وتكوين روابط جديدة فى النواتج
ملاحظة:- إذا لم يحدث كسر وتكوين روابط فإنه لا يحدث تفاعل كيميائى.
مثال:- عند خلط الحديد مع الكبريت فإنه لا يحدث تفاعل كيميائى.
عند تسخين هذا الخليط لدرجة تكفى لتكوين روابط كيميائية بينهما نقول: أنه حدث تفاعل كيميائى نتج عنه مركب كبريتيد حديد (II)
Fe + S FeS
الهدف من التفاعل الكيميائى:-
هو أن تصل ذرات العناصر إلى حالة الاستقرار مثل الغازات الخاملة

أيونية تساهمية تناسقية هيدروجينية فلزية

أولاً: الرابطة الأيونية
تعريفها:-
هى رابطة تنشأ بسبب التجاذب الكهربى بين أيونات موجبة وأيونات سالبة بحيث يكون الفرق فى السالبية الكهربية بين ذرة الفلز وذرة اللافلز لا يقل عن 1.7
الرابطة الأيونية:-
تتم غالباً بين الفلزات واللافلزات (عناصر طرفى الجدول الدورى).
الفلزات كبيرة الحجم تتميز بصغر جهد التأين وصغر الميل الإلكترونى ولذلك تميل إلى فقد إلكترونات غلاف التكافؤ وتتحول إلى أيون موجب (كاتيون).
اللافلزات صغيرة الحجم تتميز بكبر جهد التأين وكبر الميل الإلكترونى لذلك تميل إلى اكتساب إلكترونات لتكمل غلاف التكافؤ وتتحول إلى أيون سالب (أنيون).
ثم يحدث تجاذب كهربى بين الأيون الموجب والأيون السالب ويتكون مركب أيونى
الرابطة الأيونية ليس لها وجود مادى لأنها تنشأ بسبب تجاذب كهربى بين الأيونين
مثال:- تفاعل الصوديوم مع الكلور
Na Na+ + e- Cl + e- Cl-
2, 8, 1 2, 8 2, 8, 7 2, 8, 8
Na+ + Cl - NaCl كلوريد صوديوم

العنصر Al Mg Na
السالبية الكهربية 1.5 1.2 0.9
كلوريد العنصر AlCl3 MgCl2 NaCl
فرق السالبية 3 – 1.5 = 1.5 3 – 1.2 = 1.8 3 – 0.9 = 2.1
نوع المركب تساهمى أيونى أيونى قوى
التوصيل للكهرباء لا يوصل يوصل موصل جيد جداً
ملاحظات:-
يكون المركب أيونياً عندما يكون الفرق فى السالبية الكهربية بين أكبر من 1.7
كلما زاد الفرق فى السالبية الكهربية كلما زادت الخاصية الأيونية.
(كلوريد الصوديوم مركب أيونى - كلوريد الألومنيوم مركب تساهمى)
تتميز المركبات الأيونية بارتفاع درجتى الانصهار والغليان وجودة التوصيل الكهربى.
ثانياً: الرابطة التساهمية
تعريفها:-
رابطة تتم بالمشاركة الإلكترونية بين ذرات عناصر متشابهة أو متقاربة فى السالبية الكهربية (غالباً اللافلزات) بحيث يكون الفرق فى السالبية الكهربية أقل من (1.7)

تنقسم الروابط التساهمية إلى:-

رابطة تساهمية نقية رابطة تساهمية قطبية
تتكون بين ذرتين لعنصر لافلزى واحد. تتكون بين ذرتين لعنصرين لا فلزيين.
الذرتين متساويتين فى السالبية الكهربية. الذرتين مختلفتين فى السالبية الكهربية.
فرق السالبية بين الذرتين = صفر فرق السالبية بين الذرتين أقل من 1.7
كل من الذرتين لها نفس القدرة على جذب الإلكترونات المشتركة. الذرة الأكثر سالبية تجذب زوج الإلكترونات المشتركة فى اتجاهها أكثر من الأخرى.
يقضى زوج الإلكترونات وقتاً متساوياً بين كل من الذرتين. يقضى زوج الإلكترونات وقتاً أطول حول الذرة الأكثر سالبية.
تكون شحنة كل من الذرتين = صفر تكتسب الذرة الأكثر سالبية شحنة سالبة جزئية والذرة الأخرى شحنة موجبة جزئية.

أمثلة:-
جزئ الفلور – جزئ الهيدروجين – جزئ النيتروجين – جزئ الأكسجين – جزئ الكلور أمثلة:-
جزئ فلوريد الهيدروجين – جزئ الماء – جزئ النشادر – جزئ كلوريد الهيدروجين

جزئ الكلور

جزئ الهيدروجين

جزئ الأكسجين
جزئ النشادر

جزئ الماء

جزئ فلوريد الهيدروجين
النظريات التى وضعت لتفسر الرابطة التساهمية
[1] النظرية الإلكترونية للتكافؤ (الثمانيات):- وضعها العالمان (كوسل) و (لويس)
النظرية:-
أنه بخلاف الهيدروجين والليثيوم والبريليوم تميل جميع ذرات العناصر للوصول إلى التركيب الثمانى

عيوب النظرية الإلكترونية للتكافؤ:-
لم تفسر الشكل الفراغى للجزىء والزوايا بين الروابط فيه.
لم تستطع تفسير شذوذ استقرار بعض الذرات بأقل أو أكثر من ثمانية إلكترونات.
مثل:
[أ] فى جزئ ثالث فلوريد البورون:- تكون ذرة البورون محاطة بستة إلكترونات فقط.
[ب] فى جزئ خامس كلوريد الفوسفور:- تكون ذرة الفوسفور محاطة بعشرة إلكترونات.

BF3 فلوريد البورون PCl5 خامس كلوريد الفوسفور
[2] نظرية رابطة التكافؤ:-
بنيت نظرية رابطة التكافؤ على نتائج ميكانيكا الكم وهى أن الإلكترون جسيم مادى له خواص موجية يحتمل تواجده فى أية منطقة من الفراغ المحيط بالنواة.
النظرية:-
تتكون الرابطة التساهمية بتداخل أوربيتال ذرى من أحد الذرتين به إلكترون مفرد مع أوربيتال ذرى من الذرة الأخرى به إلكترون مفرد
مثال [1] تكوين جزئ الهيدروجين:-
يتم عن طريق تداخل أوربيتال 1s لكل من الذرتين حيث يحتوى كل منهما على إلكترون مفرد.

مثال [2] تكوين جزئ فلوريد الهيدروجين:- يتكون بتداخل أحد أوربيتالات المستوى الفرعى (2p) الذى يحتوى على إلكترون مفرد من الفلور مع الأوربيتال (1s) الذى يحتوى على إلكترون مفرد من الهيدروجين.

9F 1s2 – 2s2 – 2p5
1H 1s1
التهجين
هو اتحاد أو تداخل بين أوربيتالين مختلفين أو أكثر فى نفس الذرة ينتج عنه أوربيتالات ذرية جديدة تعرف بالأوربيتالات المهجنة
حدوث عملية التهجين:-
تتم عملية التهجين بين أوربيتالات الذرة الواحدة.
التهجين يتم بين الأوربيتالات المتقاربة فى الطاقة مثل: (2s) مع (2p) أو (4s) مع (3d) … الخ
عدد الأوربيتالات المهجنة = عدد الأوربيتالات النقية الداخلة فى التهجين.
الأوربيتالات المهجنة أكثر بروزاً للخارج حتى تكون قدرتها على التداخل أكبر من قدرة الأوربيتالات النقية.

أنواع التهجين:- مثال ذرة الكربون

المقارنة sp3 Sp2 sp
الأوربيتالات الداخلة فى التهجين أوربيتال (2s) مع ثلاثة أوربيتالات (2p) أوربيتال (s) مع 2 أوربيتال (2p) أوربيتال (2s) مع أوربيتال (2p)
الأوربيتالات المهجنة 4 أوربيتالات (sp3) متكافئة فى الطاقة والشكل الفراغى 3 أوربيتالات (sp2) بالإضافة إلى أوربيتال (2pz) غير مهجن يكون عمودى. 2 أوربيتال (sp) بالإضافة إلى 2 أوربيتال (2py, 2pz) غير مهجن عمودى.
الزوايا بين الأوربيتالات المهجنة 28/ 109 5
لتقليل قوى التنافر
وتصبح أكثر استقراراً 120 5
لتقليل قوى التنافر وتصبح أكثر استقراراً 180 5
لتقليل قوى التنافر وتصبح أكثر استقراراً
الشكل الفراغى هرم رباعى الأوجه مثلث مستوى خطى
مثال الكربون فى الميثان الإيثيلين الأسيتيلين
أولاً: تهجين ذرة الكربون فى جزئ الميثان:-

ذرة مثارة ذرة مستقرة 

التهجين sp3

ثانياً: تهجين ذرة الكربون فى جزئ الاثيلين

C2H4

بين ذرتى الكربون رابطة ثنائية: (رابطة واحدة قوية + رابطة واحدة π باى)
بين كل ذرة كربون والهيدروجين أربع روابط
ثالثاً: تهجين ذرة الكربون فى جزئ الأسيتيلين

C2H2

توجد بين ذرتى الكربون رابطة ثلاثية (2 π + )
و بين كل ذرة كربون والهيدروجين رابطتين أحاديتين .
[3] نظرية الأوربيتالات الجزيئية:-
النظرية:-
الجزىء وحدة واحدة أو ذرة كبيرة متعددة الأنوية يحدث فيها تداخل بين جميع الأوربيتالات الذرية لتكوين أوربيتالات جزيئيه
يرمز للأوربيتالات الجزيئية بالرمز سيجما وباى …… الخ.
[1] الرابطة سيجما :-
تنشأ من تداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضها البعض بالرأس عندما يكون الأروبيتالان المتداخلان على خط واحد فيحدث أقصى تداخل لذلك فهى رابطة قوية صعبة الكسر.
[2] الرابطة باى :-
تنشأ من تداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضها البعض بالجنب عندما يكون الأوربيتالان المتداخلان متوازيان فيحدث تداخل ضعيف لذلك فهى سهلة الكسر

رابطة سيجما (قوية) رابطة باى (ضعيفة)

s/s
p/p

s/p
ثالثاً: الرابطة التناسقية
تتكون بين ذرتين إحداهما بها أوربيتال به زوج حر من الإلكترونات وتسمى الذرة المانحة والثانية بها أوربيتال فارغ وتسمى الذرة المستقبلة
تعتبر الرابطة التناسقية إحدى أنواع الرابطة التساهمية حيث لا يختلف زوج الإلكترونات المكون للرابطتين إلا من حيث المنشأ؛ فمصدر زوج الإلكترونات فى الرابطة التساهمية يكون الذرتين المشاركتين بينما فى الرابطة التناسقية يكون مصدر الإلكترونات هو الذرة المانحة.
مثال1: تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ وتحدث عند ذوبان الأحماض فى الماء:

أيون هيدرونيوم الذرة المستقبلة H الذرة المانحة O

وبذلك لا يوجد أيون الهيدروجين الناتج من تأين الأحماض فى محاليلها المائية منفرداً لأنه ينجذب إلى زوج الإلكترونات الحر الموجود على ذرة الأكسجين لأحد جزيئات الماء ويرتبط مع جزئ الماء برابطة تناسقية.
مثال2: تكوين أيون الأمونيوم NH4 + عند ذوبان النشادر فى الماء.
الذرة المانحة: بها أوربيتال يحتوى على الأقل على زوج من الإلكترونات الحرة تمنحها إلى ذرة أخرى بها أوربيتال فارغ.
الذرة المستقبلة: بها أوربيتال فارغ ويلزمها زوج إلكترونى لتصل إلى التركيب الثابت.
رابعاً: الرابطة الهيدروجينية
تتكون عندما تقع ذرة الهيدروجين بين ذرتين لهما سالبية كهربية عالية حيث تكون ذرة الهيدروجين مع أحدهما رابطة تساهمية قطبية ومع الأخرى رابطة هيدروجينية فتعمل ذرة الهيدروجين كقنطرة (جسر) تربط الجزيئات معاً
تتكون الروابط الهيدروجينية بسبب وجود القطبية فى المركبات.
مثال: الروابط الهيدروجينية فى الماء:-
.... رابطة هيدروجينية
ــ رابطة تساهمية

مثال: الروابط الهيدروجينية فى فلوريد الهيدروجين:-

ملاحظات:-
الرابطة الهيدروجينية أضعف وأطول من الرابطة التساهمية.
كلما زاد الفرق فى السالبية الكهربية بين العنصر والهيدروجين كلما زادت قوة الرابطة الهيدروجينية.
المركبات ذات الروابط الهيدروجينية جزيئاتها قد تكون على شكل خط مستقيم أو حلقة مغلقة أو شبكة مفتوحة.
مركبات قطبية تذوب فى المذيبات القطبية مثل الماء.
شذوذ درجة غليان المادة (100 5م):-
بسبب وجود الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء والتى تحتاج إلى طاقة حرارية أكثر للتغلب عليها.
خامساً الرابطة الفلزية
لكل فلز شبكة بلورية لها شكل معين تترتب فى هذه الشبكة أيونات الفلز الموجبة أما إلكترونات مستوى الطاقة الخارجى لكل ذرة فتتجمع معاً مكونة سحابة إلكترونية حرة الحركة تربط هذا التجمع الكبير بين الأيونات الفلزية الموجبة.
تعريف الرابطة الفلزية
تنتج من سحابة إلكترونات التكافؤ الحرة التى تقلل من قوى التنافر بين أيونات الفلز الموجبة فى الشبكة البلورية.
ملاحظات:-
وكلما زادت إلكترونات التكافؤ زادت قوة الرابطة الفلزية
وكلما زادت الرابطة الفلزية زادت الصلابة وارتفعت درجة الانصهار.
إلكترونات التكافؤ هى المسئولة عن التوصيل الحرارى والكهربى للفلزات.

الفلز توزيعه الإلكترونى إلكترونات التكافؤ الصلابة
11Na 2, 8, 1 1 لين
12Mg 2, 8, 2 2 طرى
13Al 2, 8, 3 3 صلب
الألومنيوم 13Al أكثر صلابة من الصوديوم 11Na لأن الألومنيوم به 3 إلكترونات للتكافؤ بينما الصوديوم يحتوى على إلكترون واحد للتكافؤ.
الفلزات الإنتقالية أكثر صلابة وأعلى فى درجة الانصهار والغليان من الفلزات الأخرى لأن عدد إلكترونات التكافؤ بها أكبر

المجموعات المنتظمة
هى المجموعات التى تتدرج به الخواص تدرجاً منتظماً لا يوجد فى العناصر الانتقالية
العناصر الممثلة:- تشمل عناصر:-
الفئة (s) فى المجموعتان [(1A), (2A)]
الفئة (p) فى المجموعات [(3A), (4A), (5A), (6A), (7A)]

مثال: عناصر المجموعة الأولى (الأقلاء)
تعرف باسم الأقلاء لأن أكسيدها تذوب فى الماء مكونة القلويات

التوزيع الإلكترونى الرمز العنصر
[2He] 2s1 2, 1 3Li الليثيوم
[10Ne] 3s1 2, 8, 1 11Na الصوديوم
[18Ar] 4s1 2, 8, 8, 1 19K البوتاسيوم
[36Kr] 5s1 2, 8, 18, 8, 1 37Rb الروبيديوم
[54Xe] 6s1 2, 8, 18, 18, 8, 1 55Cs السيزيوم
[86Rn] 7s1 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 87Fr الفرانسيوم
وجودها فى الطبيعة:-
[1] الصوديوم:- يحتل الترتيب السادس من حيث الانتشار فى القشرة الأرضية.
أهم خاماته: الملح الصخرى (NaCl)
[2] البوتاسيوم:- يحتل الترتيب السابع من حيث الانتشار فى القشرة الأرضية.
أهم خاماته:
كلوريد البوتاسيوم فى ماء البحر.
رواسب الكارناليت [KCl.MgCl2.6H2O]
[3] بقية فلزات المجموعة نادرة الوجود.
[4] الفرانسيوم:-
عنصر مشع ينتج من فقد عنصر الأكتنيوم(89Ac227) لجسيم ألفا (2He4)
89Ac227 87Fr223 + 2He4
الخواص العامة لعناصر المجموعة الأولى (A)
[1] تتميز بوجود إلكترون واحد مفرد فى مستوى الطاقة الأخير (ns1) ويترتب على ذلك ما يلى:-
كل عنصر منها تبدأ به دورة جديدة فى الجدول الدورى الحديث.
عدد تأكسدها (+1).
نشطة كيميائيا لسهولة فقد إلكترون التكافؤ.
قيم جهد تأينها الأول تعتبر من أقل قيم جهد تأين جميع العناصر المعروفة.
بينما قيم جهد تأينها الثانى كبير جداً لأنه يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل.
معظم مركباتها أيونية وكل أيون يشبه تركيب الغاز النبيل الذى يسبقه فى الجدول الدورى.
عوامل مختزلة قوية جداً.
أكثر الفلزات ليونة وأقلها درجة إنصهار وغليان.
[2] أكبر الذرات المعروفة حجما فى الجدول الدورة الخاصة به.
ويزداد الحجم الذرى فى المجموعة بزيادة العدد الذرى وترتيب على ذلك ما يلى:-
زيادة نصف قطر الذرة يؤدى إلى:-
تقليل ارتباط إلكترون التكافؤ بنواة الذرة ويجعل فقده سهلاً.
تعتبر أعلى الفلزات إيجابية كهربية ونشاط كيميائى.
كبر أحجام ذراتها وصغر جهد تأينها يؤدى إلى استخدامها فى الخلايا الكهروضوئية كما فى البوتاسيوم والسيزيوم حيث يسهل تحرر إلكترونات من سطح الفلز عند تعرضها للضوء.
الظاهرة الكهروضوئية:-
هى ظاهرة تحرر إلكترونات من سطح بعض المعادن عند تعرضها للضوء.
قلة كثافتها.
صغر سالبيتها الكهربية ولذلك تكون روابط أيونية قوية.
[3] عند إثارة إلكترونات ذرات هذه العناصر إلى مستويات طاقة أعلى فإنها تعطى الألوان المميزة لهذه العناصر.
الكشف الجاف: (كشف اللهب)
طريقة الكشف:-
يغمس سلك من البلاتين فى حمض الهيدروكلوريك المركز لتنقيته.
يغمس السلك فى الملح المجهول ويعرض للهب بنزن غير المضىء.
يكتسب اللهب اللون المميز لكاتيون العنصر.

العنصر الليثيوم الصوديوم البوتاسيوم السيزيوم
اللون المميز قرمزى أصفر ذهبى بنفسجى فاتح أزرق بنفسجى
[4] بسبب نشاطها الكيميائى تحفظ تحت هيدروكربونات سائلة مثل الكيروسين لعزلها عن الهواء والرطوبة.
الخواص الكيميائية
[1] مع الهواء الجوى:- تصدأ فى الهواء وتفقد بريقها لتكوين الأكاسيد.
[2] مع النيتروجين:- يتحد معه الليثيوم مكوناً نيتريد الليثيوم
6Li + N2 2Li3N
ثم يتفاعل نيتريد الليثيوم مع الماء ويعطى هيدروكسيد الليثيوم والنشادر
Li3N + 3H2O 3LiOH + NH3h
[3] مع الماء:- تحل محل هيدروجين الماء مع انطلاق طاقة حرارية تؤدى إلى اشتعال الهيدروجين المتصاعد؛ لذلك لا يستخدم الماء فى إطفاء حرائق الصوديوم.
2Na + 2H2O 2NaOH + H2 h+ طاقة
[4] مع الأكسجين:-
ينتج ثلاثة أنواع من الأكاسيد
مع الليثيوم: يعطى الأكسيد العادى (عدد تأكسد الأكسجين –2)
4Li + O2 Heat 2Li2O أكسيد الليثيوم
مع الصوديوم: يعطى فوق أكسيد الصوديوم (عدد تأكسد الأكسجين –1)
2Na + O2 Heat Na2O2 فوق أكسيد الصوديوم
مع البوتاسيوم والربيديوم والسيزيوم: يعطى السوبر أكسيد (عدد تأكسد الأكسجين – ½)
K + O2 Heat KO2 سوبر أكسيد البوتاسيوم
استخدام سوبر أكسيد البوتاسيوم:
يستخدم فى تنقية جو الغواصات والطائرات من ثانى أكسيد الكربون ويعطى الأكسجين.
4KO2 + 2CO2 CuCl2 / عامل حفاز 2K2CO3 + 3O2
ملاحظات:-
يمكن تحضير أكاسيد هذه العناصر بإذابة الفلز فى غاز النشادر المسال ثم إضافة الأكسجين.
الأكسيد المثالى لهذه العناصر هو الأكسيد العادى(X 2O) مثل Na2O.
أكاسيد الأقلاء أكاسيد قاعدية قوية تتفاعل مع الماء منتجة أقوى القلويات ماعدا أكسيد الليثيوم.
[5] مع الأحماض:- تحل محل هيدروجين الحمض ويكون التفاعل عنيفاً.
2Na + 2HCl بارد 2NaCl + H2h
[6] مع الهيدروجين:- يتكون هيدريدات الفلز
2Li + H2 Heat 2LiH هيدريد الليثيوم
2Na + H2 Heat 2Na H هيدريد الصوديوم
ملاحظات:-
الهيدريدات مركبات أيونية تتحلل كهربياً ويتصاعد الهيدروجين عن المصعد.
عدد تأكسد الهيدروجين فيها (-1)
[7] مع الهالوجينات:- يكون التفاعل مصحوباً بانفجار وتتكون هاليدات أيونية شديدة الثبات.
2Na + Cl2 2NaCl
2K + Br2 2KBr
[8] مع اللافلزات الأخرى:- تتحد مع الكبريت والفوسفور
2Na + S Na2S كبريتيد صوديوم
3K + P K3P فوسفيد بوتاسيوم
[9] أثر الحرارة على الأملاح الأكسجينية للأقلاء:-
جميع كربونات الأقلاء لا تنحل بالحرارة ماعدا كربونات الليثيوم ينحل عند 1000 5م
Li2CO3 1000 oc Li2O + CO2
تنحل نترات الأقلاء انحلالاً جزئياً إلى نيتريت الفلز والأكسجين.
2NaNO3 Heat 2NaNO2 + O2
ملاحظات:-
يصاحب انحلال نترات البوتاسيوم انفجار شديد لذلك تستخدم فى صناعة البارود
لا يستخدم نترات الصوديوم فى صناعة البارود لأنها مادة متميعة؛ تمتص الرطوبة من الجو.
استخلاص فلزات الأقلاء من خاماتها
لا توجد على حالة انفراد.
توجد فى شكل مركبات أيونية.
يصعب الحصول على الأقلاء بالطرق الكيميائية لصعوبة إرجاع الإلكترون المفقود من الفلز
Na+ + e- Na
تحضيرها:-
بالتحليل الكهربى لمصهور هاليداتها فى وجود بعد المواد الصهارة التى تخفض درجة انصهار هذه الهاليدات.
حيث تمكن العالم ”ديفى“ من الحصول على الصوديوم والبوتاسيوم بالتحليل الكهربى

[أ] التحضير فى الصناعة:-
يحضر بواسطة التحليل الكهربى لمحلول كلوريد الصوديوم.
[ب] أهم خواصه:-
مركب أبيض متميع.
له تأثير كاوِ على الجلد.
يذوب فى الماء مكوناً محلولاً قلوياً وذوبانه طارد للحرارة.
يتفاعل مع الأحماض مكوناً ملح الصوديوم للحمض والماء:-
مع حمض الهيدروكلوريك:-
NaOH + HCl NaCl + H2O
مع حمض الكبريتيك:-
2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
[ج] أهم استخداماته:-
يدخل فى كثير من الصناعات: (الصابون – الورق – الحرير الصناعى)
تنقية البترول من الشوائب الحامضية.
الكشف عن الشقوق القاعدية (الكاتيونات):-
[أ] الكشف عن كاتيون النحاس (Cu2+):-

CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4
راسب أزرق
الراسب الأزرق يسود بالتسخين:-
Cu(OH)2 Heat CuO + H2O
[ب] الكشف عن كاتيون الألومنيوم (Al3+):-

AlCl3 + 3NaOH Al(OH)3 + 3NaCl
راسب أبيض
يذوب الراسب فى وفرة من هيدروكسيد الصوديوم لتكون ميتا ألومينات الصوديوم الذى يذوب فى الماء:-
Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2H2O

الملح المتهدرت منها يسمى صودا الغسيل وصيغتها: Na2CO3 . 10 H2O
[أ] التحضير:-
(1) فى المعمل:-
بإمرار غاز ثانى أكسيد الكربون فى محلول هيدروكسيد الصوديوم الساخن.
يترك المحلول يبرد تدريجيا حيث تنفصل بلورات كربونات الصوديوم.
(2) فى الصناعة (طريقة سولفاى):-
إمرار غاز النشادر وثانى أكسيد الكربون فى محلول مركز من كلوريد الصوديوم فيتكون بيكربونات الصوديوم.
NH3 + CO2 + H2O +NaCl NaHCO3 + NH4Cl
تنحل بيكربونات الصوديوم بالتسخين إلى كربونات صوديوم وماء.
2NaHCO3 Heat Na2CO3 + H2O + CO2
[ب] أهم خواصه:-
مسحوق أبيض يذوب بسهولة فى الماء ومحلوله قاعدى التأثير.
تنصهر دون أن تتفكك عند تسخينها.
تتفاعل مع الأحماض ويتصاعد غاز ثانى أكسيد الكربون (اختبار الحامضية).
Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + H2O + CO2
[ج] أهم الاستخدامات:- 1- صناعة الزجاج. 2- صناعة الورق.
3- صناعة النسيج. 4- إزالة عسر الماء.

المجموعة الخامسة عشر

التوزيع الإلكترونى الرمز العنصر
[2He] 2s2, 2p3 2, 5 7N النيتروجين
[10Ne] 3s2, 3p3 2, 8, 5 15P الفوسفور
[18Ar] 4s2, 3d10, 4p3 2, 8, 18, 5 33As الزرنيخ
[36Kr] 5s2, 4d10, 5p3 2, 8, 18,18, 5 51Sb الأنتيمون
[54Xe] 6s2, 4f14, 5d10, 6p3 2, 8, 18, 32, 18, 5 83Bi البزموت
وجودها فى الطبيعة:-
[1] النيتروجين:- يمثل 4/5 حجم الهواء الجوى.
[2] الفوسفور:- الأكثر انتشاراً فى القشرة الأرضية.
أهم خاماته:-
فوسفات الكالسيوم الصخرى : Ca3(PO4)2
الأباتيت : CaF2. Ca3 (PO4)2
[3] خامات الزرنيخ والأنتيمون والبزموت هى:- الكبريتيدات:- Sb2S3, As2S3, Bi2S3
الخواص العامة لعناصر المجموعة الخامسة (A)
[1] التدرج فى الصفة الفلزية واللافلزية:-
تزداد الصفة الفلزية وتقل الصفة اللافلزية بزيادة العدد الذرى

النيتروجين والفوسفور الزرنيخ والأنتيمون البزموت
لافلزات أشباه فلزات فلز
ملحوظة:- البزموت قدرته على التوصيل الكهربى ضعيفة.
[2] عدد الذرات فى جزئ العنصر:-
فى النيتروجين: الجزىء يتكون من ذرتين N2
الفوسفور والزرنيخ والأنتيمون:
الجزىء فى الحالة البخارية يتكون من أربع ذرات Sb4, As4, p4
فى البزموت: الجزىء فى الحالة البخارية يتكون من ذرتين Bi2
[3] أعداد التأكسد: تتراوح من (-3 إلى +5) لأنها أما أن تكتسب ثلاثة إلكترونات عن طريق المشاركة أو تفقد خمسة إلكترونات.
ملاحظات:-
أكبر عدد تأكسد لا يتعدى رقم المجموعة.
عدد تأكسد النيتروجين فى المركبات الهيدروجينية سالب؛ لأن السالبية الكهربية للنيتروجين أكبر من السالبية الكهربية للهيدروجين.
عدد تأكسد النيتروجين فى المركبات الأكسجينية موجب؛ لأن السالبية الكهربية للأكسجين أكبر من السالبية الكهربية للنيتروجين.

المركب الصيغة عدد التأكسد المركب الصيغة عدد التأكسد
النشادر NH3 -3 أكسيد النيتروز N2O +1
الهيدرازين N2H4 -2 أكسيد النيتريك NO +2
هيدروكسيل أمين NH2OH -1 ثالث أكسيد النيتروجين N2O3 +3
النيتروجين N2 صفر ثانى أكسيد النيتروجين N2O4
NO2 +4
خامس أكسيد النيتروجين N2O5 +5
ظاهرة التآصل:-
وجود العنصر فى عدة صور تختلف فى خواصها الفيزيائية وتتفق فى الخواص الكيميائية
تتميز به اللافلزات الصلبة.
ترجع ظاهرة التآصل إلى وجود العنصر فى أكثر من شكل بلورى يختلف كل شكل عن الآخر فى ترتيب الذرات وفى عددها.
النيتروجين (غاز) والبزموت (فلز) لذلك لا يوجد بهما ظاهرة التآصل.

العنصر الصورة التآصلية
الفوسفور شمعى أبيض / أحمر / بنفسجى
الزرنيخ أسود / رمادى / شمعى أصفر
الأنتيمون أصفر / أسود
[4] مع الأكسجين:-
تتكون أكاسيد بعضها حمضى وبعضها متردد وبعضها قلوى حيث تزداد الصفة القاعدية وتقل الصفة الحامضية بزيادة العدد الذرى.

خامس أكسيد البزموت ثالث أكسيد الأنتيمون خامس أكسيد النيتروجين
Bi2O5 Sb2O3 N2O5
قاعدى متردد حامضى
[5] مع الهيدروجين:-
تتكون مركبات هيدروجينية يكون عدد تأكسد العنصر فيها (-3)

AsH3 PH3 NH3
الأرزين الفوسفين النشادر
بزيادة العدد الذرى:-
- تقل الصفة القطبية لهذه المركبات. - يقل ثباتها فيسهل تفككها بالحرارة.
- تقل قابليتها للذوبان فى الماء. - تقل الصفة القاعدية.

أهم الخواص الكيميائية:-
تفاعلات عنصر النيتروجين مع العناصر الأخرى لا تتم إلا فى وجود شرر كهربى أو قوس كهربى أو تسخين شديد. وذلك لصعوبة كسر الرابطة الثلاثية فى جزئ النيتروجين N N
[1] مع الهيدروجين:-
N2 + 3H2 شرارة كهربية 2NH3 نشادر
[2] مع الأكسجين:-
N2 + O2 قوس كهربى /3000 5م 2NO أكسيد نيتريك
2NO + O2 2NO2 غاز بنى محمر (ثانى أكسيد نيتروجين)
[3] مع الفلزات النشطة:- يتفاعل بالتسخين
3Mg + N2 Heat Mg3N2نيتريد ماغنسيوم
نيتريد الماغنسيوم يتحلل فى الماء ويتصاعد غاز النشادر
Mg3N2 + 6H2O 2NH3 + 3Mg(OH) 2
[4] مع كربيد الكالسيوم CaC2:- يعطى سياناميد الكالسيوم (سماد زراعى)
CaC2 + N2 قوس كهربى CaCN2 + C
أهمية سياناميد الكالسيوم:- يستخدم فى الزراعة كسماد لأنه يتفاعل مع ماء الرى ويتصاعد النشادر الذى يعتبر مصدراً للنيتروجين فى التربة.
CaCN2 + 3H2O CaCO3 + 2NH3

أولاً: غاز النشادر NH3
التحضير فى المعمل:-
يحضر بتسخين كلوريد الأمونيوم والجير المطفأ.
2NH4Cl+Ca(OH)2Heat
2NH3 + 2H2O +CaCl2
ملاحظات:-
يجفف غاز النشادر بإمراره على أكسيد كالسيوم (جير حى) ولا يجفف بحمض الكبريتيك لأنه يتفاعل معه.
يجمع بإزاحة الهواء إلى أسفل لأنه أخف من الهواء.
خواص الغاز:-
سريع الذوبان فى الماء.
غاز النشادر أنهيدريد قاعدة:-
لأنه يذوب فى الماء مكونا قلوى.
NH3 + HOH NH4OH
محلولـه قلوى التأثير على عباد الشمس (يزرق عباد الشمس)
لا يشتعل ولا يساعد على الاشتعال.
الغاز عديم اللون وله رائحة نفاذة وخانق.

تجربة النافورة:- لإثبات:-
أن غاز النشادر يذوب فى الماء.
محلول النشادر فى الماء قلوى التأثير على عباد الشمس.
التحضير فى الصناعة:-
طريقة هابر :-
تتم بإمرار غاز النيتروجين والهيدروجين على عوامل حفز مثل الحديد والموليبدنيوم تحت ضغط 200 جو و500 5م
N2 + 3H2 200 at/500oc/Fe/Mo 2NH3
الكشف عن غاز النشادر:-
يكون سحب بيضاء عند تقريب ساق مبلله بحمض الهيدروكلوريك لفوهة المخبار فتتكون سحب بيضاء لتكون كلوريد الأمونيوم.
NH3 + HCl NH4Cl


أهمية النيتروجين للنبات:-
أهم مصادر التغذية لأنه عنصر هام فى تركيب البروتين.
ملاحظات:-
كمية النيتروجين الموجودة فى التربة تقل مع مرور الزمن.
ولذلك لابد من إمداد التربة بعنصر النيتروجين على هيئة أملاح الأمونيوم واليوريا فى صور أسمدة نيتروجينية أو طبيعية (روث البهائم) التى تذوب فى ماء الرى وتمتصها جذور النباتات.
يعتبر النشادر المادة الأولية الرئيسية التى تصنع منها معظم الأسمدة النيتروجينية (الآزوتية)

أولاً:- صناعة الأسمدة النيتروجينية غير العضوية:-
يتم بتعادل الأمونيا والحمض المناسب:-
(1) مع حمض النيتريك:-
NH3 + HNO3 NH4NO3 نيترات أمونيوم
(2) مع حمض الكبريتيك:-
2NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4 كبريتات الأمونيوم (سلفات النشادر)

ثانياً: تحضير سماد نيتروجينى فوسفاتى:-
مثال: تحضير فوسفات الأمونيوم:-
التعادل بين حمض الأرثوفوسفوريك ومحلول الأمونيا:-
H3PO4 + 3NH3 (NH4)3PO4 فوسفات الأمونيوم

بعض الملاحظات على الأسمدة الشائعة:-

السماد الملاحظة
نيترات الأمونيوم ·36 تحتوى على نسبة عالية من النيتروجين (35%)
·37 سريعة الذوبان فى الماء.
·38 الزيادة منها يسبب حموضة التربة.
كبريتات الأمونيوم ·39 تعمل على زيادة حموضة التربة.
·40 يجب معادلة التربة التى تعالج بصفة مستمرة بهذا النوع من الأسمدة.
فوسفات الأمونيوم ·41 سريع التأثير فى التربة.
·42 يمدها بنوعين من العناصر الأساسية {النيتروجين – الفوسفور}
سماد اليوريا ·43 يحتوى على نسبة عالية من النيتروجين.
·44 أنسب الأسمدة فى المناطق الحارة لأن درجة الحرارة المرتفعة تساعد على سرعة تفككه إلى أمونيا وثانى أكسيد الكربون.
سائل الأمونيا اللامائية ·45 سماد المستقبل النيتروجينى.
·46 يضاف للتربة على عمق 12 سم.
·47 يتميز بارتفاع نسبة النيتروجين. حوالى (82%)
ثانياً: حمض النيتريك HNO3
تحضيره فى المعمل:-
بتسخين نترات البوتاسيوم مع حمض الكبريتيك المركز بحيث لا تزيد درجة الحرارة عن 100 5م حتى لا ينحل حمض النيترك الناتج.
معادلة التحضير:-
2KNO3 + H2SO4 conc. / heat K2SO4 + 2HNO3
خواص الحمض:-
الخواص الفيزيائية:-
(1) سائل عديم اللون. (2) حمضى التأثير على عباد الشمس (يحمر عباد الشمس)
الخواص الكيميائية:-
[1] الحمض عامل مؤكسد:- لأنه يتحلل بالتسخين ويتصاعد غاز الأكسجين
4HNO3 Heat 4NO2 h+ O2 h+ 2H2O
[2] مع الفلزات النشطة:- التى تسبق الهيدروجين فى السلسلة الكهروكيميائية يتكون نترات الفلز والهيدروجين الذى يختزل الحمض.
Fe + 4HNO3 Heat/dil. Fe(NO3)3 + 2H2O + NO h
[3] مع الفلزات الغير نشطة:- التى تلى الهيدروجين يحدث التفاعل على أساس أن الحمض عامل مؤكسد حيث يتم أكسدة الفلز ثم يتفاعل الأكسيد مع الحمض
3Cu + 8HNO3 Heat/dil. 3Cu (NO3)2 + 4H2O + 2NO h???? ?????
Cu + 4HNO3 Heat/conc. Cu (NO3)2 + 2H2O + 2NO2 hبنى محمر
[4] مع الحديد والكروم والألومنيوم:-
الحمض لا يؤثر فيها بسبب ظاهرة الخمول.
ظاهرة الخمول:- لأن حمض النيتريك عامل مؤكسد فإنه يكون على هذه الفلزات طبقة من الأكسيد غير مسامية واقية تمنع الفلز من التفاعل.

تجربة الحلقة السمراء:-
[1] محلول ملح النيترات + محلول مركز من كبريتات الحديد (II) حديث التحضير.
[2] إضافة قطرات من حمض الكبريتيك المركز باحتراس على جدار الأنبوبة الداخلى حتى يهبط الحمض إلى قاع الأنبوبة.
[3] تظهر حلقة بنية أو سمراء عند سطح الانفصال تزول بالرج أو التسخين.
2NaNO3+6FeSO4+4H2SO4 3Fe2(SO4)3+Na2SO4+4H2O+2NO
FeSO4 + NO FeSO4 . NO مركب الحلقة السمراء
التميز بين أملاح النيترات والنيتريت:-
بإضافة محلول برمنجانات البوتاسيوم المحمضة بحمض الكبريتيك المركز لمحلول الملح.
[أ] عند زوال اللون البنفسجى للبرمنجنات يكون الملح نيتريت.
5KNO2+2KMnO4+3H2SO4 5KNO3+K2SO4+2MnSO4+3H2O

[ب] فى حالة عدم زوال لون البرمنجنات فإن الملح يكون نيترات.
الأهمية الاقتصادية لعناصر المجموعة الخامس (A)

المادة الاستخدام
النيتروجين صناعة النشادر وحمض النيتريك والأسمدة النيتروجينية.
الفوسفور صناعة الثقاب ومبيدات الفئران والألعاب النارية والأسمدة الفوسفاتية وصناعة سبائك البرونز (نحاس – قصدير – فوسفور) الذى تصنع منه مراوح السفن
الأنتيمون صناعة سبيكة الأنتيمون والرصاص (أصلب من الرصاص) وتستخدم فى المراكم
يستخدم كبريتيد الأنتيمون الأصفر فى الصبغات.
البزموت صناعة السبائك التى تتميز بانخفاض درجة انصهارها
(سبائك البزموت والرصاص والكادمويوم والقصدير)

العنصر الانتقالى:-
هو العنصر الذى تكون فيه الأوربيتالات (d1-9) أو (f1-13) مشغولة ولكنها غير تامة الامتلاء سواء فى الحالة الذرية أو فى أى حالة من حالات تأكسده




المجموعة 3B 4B 5B 6B 7B 8 1B 2B
العنصر 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn
الأهمية الاقتصادية لعناصر السلسلة الانتقالية الأولى


العنصر أهم ما يميزه استخداماته وأهم مركباته
السكانديوم غير متوفر ليس له استخدامات مهمة
التيتانيوم
ثانى العناصر وفرة بعد الحديد ·0 أقوى من الصلب وأقل منه كثافة.
·1 مقاوم للتآكل.
·2 يحافظ على متانته فى درجات الحرارة المرتفعة عكس الألومنيوم يفوق الألومنيوم فى صناعة:
-0 الصواريخ.
-1 الطائرات الأسرع من الصوت.
الفاناديوم ·3 مركباته لها ألوان متعددة وجميلة.
·4 قاسى يتحمل الصدمات -2 يستخدم فى صناعة الصلب.
أهم مركباته:-
-3 خامس أكسيد الفانديوم ويستخدم كعامل حفاز فى صناعة حمض الكبريتيك.
الكروم ·5 فلز رمادى اللون
·6 أيوناته ملونة.
·7 على درجة عالية من النشاط ولكنه يقاوم فعل العوامل الجوية لتكون طبقة من الأكسيد غير مسامية تمنع استمرار تفاعله مع أكسجين الهواء الجوى. -4 طلاء المعادن.
-5 سبيكة النيكل كروم التى تستخدم فى ملفات التسخين فى المكواة والدفايات الكهربية.
-6 سبيكة الصلب المقاوم للصدأ.

المنجنيز ·8 الثالث فى العناصر الانتقالية من حيث الوفرة
·9 يشبه الحديد فى مظهره
-7 يستخدم فى صناعة الصلب فى صورة سبيكة فرومنجنيز حيث يتفاعل مع الأكسجين ويمنع تكون فقاعات هوائية داخل الصلب أثناء تبريده.
أهم مركباته:-
-8 ثانى أكسيد المنجنيز ويستخدم:-
(1) عامل مؤكسد قوى.
(2) صناعة العمود الجاف.
-9 برمنجانات البوتاسيوم:-
ويستخدم كمادة مؤكسدة ومطهرة.
الحديد ·10 أكثر العناصر الانتقالية وفرة -10 متعددة
الكوبلت ·11 له اثنا عشر نظيراً مشعاً أهمها كوبلت 60
·12 ضرورى لبعض العمليات الحيوية التى تتم داخل جسم الإنسان.
·13 يدخل فى تركيب فيتامين ب 12 -11 يدخل فى تكوين سبائك عديدة.
-12 تدخل مركباته فى تلوين الزجاج.
أهم مركباته:-
1- كلوريد الكوبلت المائى:-
لونه وردى فاتح ولا يظهر فى الكتابة وعند التسخين تظهر الكتابة باللون الأزرق الغامق ولذلك يستخدم فى صناعة الحبر السرى.
CoCl2.6H2O DCoCl2+ 6H2O
أزرق غامق وردى فاتح
2- كلوريد الكوبلت اللامائى (الأزرق):- يستخدم فى التنبؤات الجوية حيث تطلى به أوراق خاصة وعندما يصبح لونها وردى فاتح يدل على ارتفاع نسبة الرطوبة واحتمال سقوط الأمطار.
النيكل ·14 مقاوم للصدأ.
·15 لا يتأثر بالقلويات أو الأحماض ولا بفلوريد الهيدروجين السائل. -13 يستخدم فى حفظ فلوريد الهيدروجين السائل.
-14 يستخدم فى السبائك التى تتميز بالصلابة ومقاومة الصدأ والأحماض.
النحاس ·16 عنصر أحمر طرى.
·17 يتميز بتوصيل حرارى وكهربى عالى. -15 يستخدم فى كثير من الأدوات والأسلاك الكهربية.
-16 يستخدم فى كثير من السبائك مثل النحاس الأصفر والبرونز والعملات المعدنية.

التركيب الإلكترونى وحالات التأكسد

عدد التأكسد 4s 3d التوزيع الإلكترونى العنصر المجموعة
+3 ↑↓ ↑ [Ar]3d14s2 21Sc IIIB
+2، +3، +4 ↑↓ ↑ ↑ [Ar]3d24s2 22Ti IV B
+2،+3،+4،+5 ↑↓ ↑ ↑ ↑ [Ar]3d34s2 23V V B
شاذ +2،+3،+4،+5،+6 ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ [Ar]3d54s1 24Cr VI B
+2،+3،+4،+5،+6،+7 ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ [Ar]3d54s2 25Mn VII B
+2،+3،+4،+5،+6 ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ [Ar]3d64s2 26Fe
+2،+3،+4،+5 ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ [Ar]3d74s2 27Co
+2،+3،+4 ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↓↑ ↑↓ [Ar]3d84s2 28Ni
شاذ +1 ,+2 ↑ ↑↓ ↓↑ ↑↓ ↓↑ ↑↓ [Ar]3d104s1 29Cu I B
+2 ↑↓ ↓↑ ↑↓ ↓↑ ↑↓ ↑↓ [Ar]3d104s2 30Zn II B
[1] تقع عناصر السلسة الإنتقالية الأولى بعد الكالسيوم(20Ca) وتركيبه الإلكترونى [18Ar]4s2 حيث يتتابع فيها امتلاء أوربيتالات المستوى الفرعى (3d) الخمسة بالإلكترونات المفردة حتى نصل إلى المنجنيز (3d5) ثم يحدث إزدواج فى الإلكترونات حتى نصل إلى الزنك (3d10)
يشذ التركيب المتوقع لكل من:-
(أ) الكروم (24Cr) يكون : [Ar]3d54s1
(ب) النحاس (29Cu) يكون : [Ar]3d104s1
حيث ينتقل إلكترون من (4s) إلى (3d) حتى يكون (3d) نصف ممتلئ فى الكروم وتام الامتلاء فى النحاس ويكون (s) نصف ممتلئ وبذلك تكون الذرة أكثر استقراراً.
[2] الذرة تكون أقل طاقة وأكثر استقراراً عندما يكون المستوى الفرعى (d) فى إحدى الحالات الآتية:-

خالى (d0) نصف ممتلئ (d5) تام الامتلاء (d10)
Ti 4+, Sc 3+ Mn2+, Fe3+ Zn2+
[3] يسهل أكسدة Fe2+ إلى Fe3+
Fe2+ فقد إلكترون (أكسدة) Fe3+




[4] يصعب أكسدة Mn2+ إلى Mn3+
Mn2+ فقد إلكترون (أكسدة) Mn3+



حالات التأكسد:-
تتميز بتعدد حالات تأكسدها عن الفلزات العادية وذلك لتقارب 3d, 4s فى الطاقة حيث يفقد إلكترونى (4s) أولاً لأنه أبعد عن النواة ثم يتتابع خروج الإلكترونات من (3d).
ملاحظات على حالات التأكسد:-
[1] حيث تتضاعف جهود التأين كلما زادت حالة التأكسد بمقدار الوحدة ويشذ عن ذلك أيون Sc4+ مما يدل على أنه لا يتكون بسهولة لأن ذلك يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل.
[2] تعطى جميع عناصر السلسلة الانتقالية الأولى حالة التأكسد (+2) ماعدا السكانديوم يعطى (+3) لأن فى هذه الحالة يكون (3d0) فارغاً تماماً من الإلكترونات فيكون أكثر استقراراً.
[3] تعطى أقصى حالات التأكسد عندما تفقد الذرة جميع إلكترونات المستويين d, s.
Mn7+, Cr4+, V5+, Ti4+, Sc3
[4] أعداد التأكسد لا تتعدى رقم المجموعة ماعدا المجموعة (1B) وتشمل عناصر العملة؛ النحاس والفضة والذهب (+2).
[5] عناصر العملة (النحاس – الفضة – الذهب):-


النحاس [29Cu] الفضة [47Ag] الذهب [79Au]
[18Ar] 3d10, 4s1 [36Kr] 4d10, 5s1 [54X] 4f14, 5d10, 6s1
تعتبر عناصر انتقالية لأنها عند التفاعل تفقد الإلكترون العاشر من (d) المنقول إليها أصلاً من (s) فيصبح (d) غير ممتلئ بعد التفاعل أى فى حالة التأكسد (+2) أو (+3)
[6] عناصر المجموعة (IIB) (الخارصين – الكادميوم – الزئبق):-
لا تعتبر عناصر انتقالية لأن المستوى الفرعى (d10) تام الامتلاء سواء فى الحالة الذرية أو فى أى حالة من حالات التأكسد.

الخواص العامة للعناصر الانتقالية
[1] جميعها فلزات نموذجية:- لأنها تتميز بالخواص الآتية:-
1- قابلة للطرق والسحب. 2- لها بريق ولمعان معدنى.
3- جيدة التوصيل للحرارة والكهرباء. 4- تتميز بدرجات انصهار وغليان مرتفعة.
5- ذات كثافة عالية وحجوم صغيرة.
6- تكون مع بعضها أو مع فلزات غير انتقالية سبائك.
[2] الحجم الذرى:- بزيادة العدد الذرى يحدث تناقص بسيط فى نصف قطر الذرة حتى أن أنصاف أقطارها تكاد تكون متقاربة فالعناصر من الكروم إلى النحاس تكون أنصاف أقطارها متشابهة ويرجع ذلك إلى عاملين متضادين هما:-
[أ] العامل الأول:- يعمل على نقص نصف قطر الذرة؛ وهو زيادة شحنة النواة من عنصر إلى عنصر مما يسبب نقص الحجم الذرى.
[ب] العامل الثانى:- يعمل على زيادة نصف قطر الذرة؛ وهو زيادة عدد الإلكترونات فى المستوى الفرعى (3d) والذى يؤدى إلى زيادة قوة التنافر مما يسبب زيادة حجم الذرة.
ملاحظات:-
تزداد طاقة التأين بنقص نصف القطر وبالتالى يكون من الصعب تأكسد العناصر كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين.
عندما تتماثل أنصاف الأقطار الذرية تتشابه العناصر فى الخواص كما فى ثلاثية (الحديد – الكوبلت – النيكل)
[3] الكثافة:- الكثافة =
تزداد بزيادة العدد الذرى
وحيث أن الحجم الذرى لذرات العناصر الانتقالية تقريباً ثابت فإن الكثافة تزداد بزيادة الكتلة الذرية.
[4] درجة الانصهار والغليان:-
تتميز بارتفاع درجة الانصهار والغليان لوجود إلكترونات مفردة فى (3d, 4s) والتى تكون روابط فلزية تزيد من قوة التجاذب فى الشبكة البلورية للفلز فتحتاج إلى طاقة كبيرة لإبعادها أثناء الانصهار أو الغليان.
[5] الخواص المغناطيسية:-
العناصر الانتقالية وكثير من مركباتها تتجاذب مع المجال المغناطيسى الخارجى ويرجع ذلك لوجود إلكترونات مفردة فى (3d) وينتج عن حركتها مجالات مغناطيسية تتجاذب مع المجال الخارجى.

تنقسم العناصر الانتقالية من حيث الخواص المغناطيسية إلى:-
[1] مواد بارامغناطيسية. [2] مواد دايامغناطيسية.

المقارنة المواد البارامغناطيسية المواد الدايامغناطيسية
التعريف مواد تتجاذب مع المجال المغناطيسى الخارجى ويرجع ذلك إلى وجود الإلكترونات المفردة فى أوربيتالات (3d). مواد تتنافر مع المجال المغناطيسى الخارجى ويرجع ذلك إلى ازدواج الإلكترونات فى أوربيتالات (3d).
العزم المغناطيسى يساوى عدد الإلكترونات المفردة فى أوربيتالات (3d) يساوى صفر
مثال 26Fe : [18Ar] 4s2 3d6



العزم = 4 30Zn : [18Ar] 4s2 3d10



العزم = صفر
[6] تنوع الألوان:-
تتميز العناصر الانتقالية بأن أيوناتها أو ذراتها ملونة والسبب فى ذلك أن العناصر الانتقالية تحتوى على إلكترونات مفردة فى (3d) سهلة الإثارة حيث تكفى طاقة الضوء المرئى (ألوان الطيف) إلى إثارتها عن طريق امتصاص المادة لبعض هذه الألوان والتى طاقتها تساوى الطاقة اللازمة لهذا المادة.
واللون الذى لا يمتص يسمى اللون المتمم والذى يعكس فتراه العين.

اللون الممتص اللون المتمم
برتقالى أزرق
أصفر بنفسجى
أحمر أزرق مخضر
أخضر بنفسجى محمر
إذا امتصت المادة اللون الأبيض فإن العين ترى هذا المادة سوداء.
إذا لم تمتص المادة أى لون من ألوان الطيف فإن العين ترى هذه المادة بيضاء.
إذا امتصت المادة لون معين من ألوان الطيف ترى هذه المادة باللون المتمم له.
أمثلة:-
مركبات الكوبلت (II):- تمتص اللون الأحمر وتترك اللون المتمم له وهو الأزرق المخضر فترى العين هذه المركبات زرقاء مخضرة.
مركبات النحاس (II):-
تمتص اللون البرتقالى وتترك اللون المتمم له وهو الأزرق.
المركبات تكون عديم اللون فى الحالات الآتية:-
جميع إلكترونات (d10) مزدوجة.
(d0) فارغة من الإلكترونات.
الإلكترونات المفردة تكون فى مستويات (s) أو (p) فتحتاج لإثارتها طاقة أعلى من طاقة الضوء المرئى.
[7] النشاط الحفزى:- (دور العامل الحفاز فى الصناعة)
تعتبر العناصر الانتقالية عوامل حفز مثالية لأنها تحتوى على إلكترونات مفردة فى المستوى الفرعى(d) تكون روابط مع جزيئات المتفاعلات مما يؤدى إلى:-
تركيز هذه المتفاعلات على سطح الحافز، فتزيد من سرعة التفاعل مما يؤدى إلى زيادة الإنتاج.
أمثلة:- لدور العامل الحفاز فى الصناعة:
(1) خامس أكسيد الفانديوم أو أكاسيد الحديد أو أكسيد الكرروم أو البلاتين الغروى المرسب على الاسبستس فى تحضير حمض الكبريتيك.
(2) مركبات التيتانيوم فى تحويل الإيثيلين إلى بولى إيثيلين (البلاستيك)
(3) الحديد أو المولبنديوم فى تحضير النشادر.




[18Ar] 3d6 4s2
الحديد يحتل الترتيب الرابع من حيث الانتشار فى القشرة الأرضية بعد الأكسجين والسليكون والألومنيوم.
يمثل 5% من وزن القشرة الأرضية وتزداد كميته كلما اقتربنا من باطن الأرض.
يوجد بشكل حر فى النيازك.
خاماته:-

الخام الاسم الكيميائى الصيغة الكيميائية اللون
الماجنيتيت أكسيد حديد مغناطيسى Fe3O4 أسود
الهيماتيت أكسيد حديد (III) الأحمر غير متهدرت Fe2O3 أحمر داكن
الليمونيت أكسيد حديد (III) متهدرت 2Fe2O3 .3H2O أصفر
السيدريت كربونات حديد (II) FeCO3 رمادى مصفر
وهذه الخامات توجد مختلطة بكثير من الشوائب مثل:-
[1] ثانى أكسيد السليكون (السليكا) SiO2 [2] أكسيد الألومنيوم (الألومنيا) Al2O3
[3] أكسيد الكالسيوم (الجير الحى) CaO [4] أكسيد الماغنسيوم MgO
العوامل التى تتوقف عليها صلاحية الخام اقتصادياً:-
[1] نسبة الحديد فى الخام. [2] تركيب الشوائب الموجودة فى الخام.
[3] نوعية العناصر الضارة المختلطة بالخام مثل الكبريت والفوسفور والزرنيخ.



يقصد به الحصول على الحديد من خاماته فى صور يمكن استخدامه بعدها عملياً
وتمر بثلاث مراحل هى



تجهيز خامات الحديد الاختزال إنتاج الحديد
أولاً: تجهيز خامات الحديد:-
الغرض منها:- زيادة نسبة الحديد فى الخام بالتخلص من الشوائب وتحسين الخواص الفيزيائية للخام، وتتم قبل وضع الخام فى أفران استخلاص الحديد.
تتضمن الخطوات التالية:-
[1] عملية التكسير:-
تحويل الأحجام الكبيرة من الخام إلى أحجام صغيرة حتى يسهل اختزالها.
[2] تنقية الخام وتركيزه:-
ويتم فيها تقليل نسبة الشوائب فى الخام ويتم ذلك بطرق ميكانيكية وفيزيائية.
[3] عملية التلبيد:-
تجميع الخام الناعم إلى حبيبات أكبر فى الحجم ومناسبة لعملية الاختزال.
[4] عملية التحميص:-
تتم بتسخين الخامات بشدة فى تيار من الهواء والغرض منها:-
تجفيف الخام والتخلص من الرطوبة.
رفع نسبة الحديد فى الخام {حتى تصل إلى 69.6 %} بتحويل جميع الخامات إلى أكسيد حديد(III)

FeCO3 FeO + CO2

4FeO + O2 2Fe2O3

2Fe2O3 .3H2O 2Fe2O3 + 3H2O
أكسدة الشوائب:-
S + O2 SO2
4P + 5O2 2P2O5

ثانياً اختزال خامات الحديد:-



فى الفرن العالى فى فرن مدركس
بغاز أول أكسيد الكربون الناتج من فحم الكوك بالغاز المائى (خليط من أول أكسيد الكربون والهيدروجين) الناتج من الغاز الطبيعى
الفرن العالى (اللافح):-
وصف الفرن:-
هيكل من الحديد الصلب مبطن بالطوب الحرارى.
ارتفاعه من 30 : 35 متراً وقطره من 6 : 18 متراً
تشغيل الفرن:-
توضع الشحنة (فحم الكوك + خام الحديد + حجر جيرى)
يدفع تيار من الهواء الساخن من فتحات أسفل الفرن.
التفاعلات التى تتم داخل الفرن:-
[ 1] عمليات الاختزال:-
دور فحم الكوك
C + O2 CO2 + طاقة
C + CO2 2CO
يقوم أول أكسيد الكربون الناتج باختزال أكسيد حديد (III)
3CO +Fe2O3 above 700 0c 2Fe + 3CO2
يعرف الحديد الناتج بالحديد الغفل.
الحديد الغفل:-
يتكون من 95% حديد و4% كربون و1% من السليكون والمنجنيز والفوسفور والكبريت.
[2] التخلص من الشوائب:-
دور الحجر الجيرى:- أثر الحرارة على الحجر الجيرى (كربونات الكالسيوم)
CaCO3 CaO + CO2
أكسيد الكالسيوم الناتج من التحلل أكسيد قاعدى يتفاعل مع الأكاسيد الحامضية والمترددة ويتكون الخبث:
CaO + SiO2 CaSiO3 سليكات كالسيوم
3CaO + P2O5 Ca3(PO4)2 فوسفات كالسيوم
CaO + Al2O3 Ca(AlO2)2 ألومينات كالسيوم
الخبث:- (خليط من سليكات وفوسفات وألومينات كالسيوم)
يطفو فوق سطح الحديد لأنه أقل منه كثافة فيعمل على حماية الحديد من التأكسد بتيار الهواء الداخل.
استخدامات الخبث:-
صناعة الأسمنت – رصف الطرق – الطوب الحرارى

فرن مدركس:-
الحصول على الغاز المائى (CO, H2):-
2CH4+CO2+H2Oعامل حفز3CO + 5H2
تشغيل الفرن:-
يتم إدخال خام الحديد (أكسيد حديد III)
يدفع تيار من الغازات المختزلة من فتحات جانبية.
يحدث عملية اختزال لأكسيد الحديد III

2Fe2O3 + 3CO + 3H2 4Fe + 3CO2 + 3H2O
ملاحظات:-
يسمى الحديد الناتج بالحديد الأسفنجى؛
وهو عبارة عن حديد مختلط بالشوائب خلطاً ميكانيكياً وعند طرقة تخرج منه الشوائب ويتبقى الحديد بشكل أسفنجى.
دورة الغازات المختزلة دورة مقفلة:-
لأن الغازات الناتجة بعد عملية الاختزال تبرد وتنقى ثم تخلط بالغاز الطبيعى وتمرر على العامل الحفاز وتتحول إلى الغاز المائى ثم تدفع مرة أخرى إلى داخل الفرن.

ثالثاً إنتاج الحديد الصلب:-
تعتمد صناعة الصلب على عمليتين أساسيتين هما:-
التخلص من الشوائب الموجودة فى الحديد.
إضافة بعض العناصر للحديد لتحسين خواصه.
المحولات الأكسجينية (طريقة النفخ):-
مميزاتها:-
[1] سرعة الإنتاج. [2] بساطة التشغيل.
وصف المحول الأكسجينى:-
(1) بوتقة كبيرة من الصلب تتحرك حول محور وسطى.
(2) مبطن من الداخل بخام الدولوميت (MgCO3,CaCO3).
(3) ينفذ من فوهة المحول ماسورة على ارتفاع من 70 : 80 سم فوق سطح الحديد لدخول الأكسجين النقى.
تشغيل الفرن:-
يشحن المحول بالحديد الغفل المنصهر وذلك لتوفير الطاقة اللازمة لصهر الحديد مرة ثانية.
ينفخ الأكسجين النقى المحضر من إسالة الهواء بشدة خلال الماسورة فيتقعر سطح الحديد المنصهر وتزداد المساحة المعرضة للتفاعلات وترتفع درجة الحرارة.
التفاعلات داخل المحول:-
[1] أكسدة الشوائب وجزء من الحديد بالأكسجين وتتكون أكاسيد:
(أ) حامضية مثل: P2O5, SiO2 (ب) قاعدية مثل FeO, MnO
[2] تتحد الأكاسيد الحامضية والقاعدية مع بطانة الفرن (الدولوميت) مكونة الخبث.
الخبث:- خليط من سليكات وفوسفات الحديد والمنجنيز والكالسيوم والماغنسيوم.
[3] يزال الخبث بإمالة المحول حول محوره.
[4] ثم تضاف سبيكة الفرومنجنيز {حديد – منجنيز – كربون}.
فائدة سبيكة الفرومنجنيز:-
يتحد المنجنيز مع الأكسجين المتبقى ويمنع تكوين فقاعات غازية فى الصلب.



الخواص الفيزيائية:-
1- لين نسبياً ولذلك ليس له أهمية صناعية وقابل للطرق والسحب.
2- له خواص مغناطيسية.
3- درجة انصهاره 1500 5م. 4- كثافته 7.86 جم / سم 3
الخواص الكيميائية:-
[1] تأثير الهواء الساخن:- يتفاعل الحديد المسخن لدرجة الاحمرار مع أكسجين الهواء ويتكون أكسيد حديد مغناطيسى
3Fe + 2O2 Heat Fe3O4
[2] أثر الماء:- يتفاعل الحديد المسخن لدرجة الاحمرار مع بخار الماء ويتكون أكسيد حديد مغناطيسى ويتصاعد الهيدروجين.
3Fe + 4H2O 500 0c Fe3O4 + 4H2
[3] مع الكلور:-
يتكون كلوريد حديد (III) ولا يتكون كلوريد حديد (II) لأن الكلور عامل مؤكسد.
2Fe + 3Cl2 Heat 2FeCl3
[4] مع الكبريت:- يتكون كبريتيد حديد (II)
Fe + S Heat FeS
[5] مع الأحماض:-
أولاً: الأحماض المخففة
مع حمض الهيدروكلوريك المخفف والكبريتيك المخفف
يتفاعل وتتكون أملاح حديد (II) وذلك لأن الهيدروجين الناتج عامل مختزل.
Fe + 2HCl dil FeCl2 + H2
Fe + H2SO4 dil FeSO4 + H2
ثانياً الأحماض المركزة:-
مع حمض الكبريتيك المركز الساخن:-
يعطى كبريتات حديد (II) , (III) وثانى أكسيد كبريت وماء.
3Fe + 8H2SO4 conc. / hot FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4SO2 + 8H2O
مع حمض النيتريك المركز:-
يحدث خمول للحديد لتكون طبقة رقيقة من الأكسيد على سطح الفلز تمنع استمرار التفاعل

] أكسيد الحديد (II) FeO:-
صلب أسود لا يذوب فى الماء ولا ينجذب للمغناطيس
تحضيره:-
[1] بتسخين أوكسالات الحديد (II):-

تسخين بمعزل عن الهواء FeO + CO + CO2

ولا يتكون أكسيد حديد (III) لأن أول أكسيد الكربون عامل مختزل.
[2] باختزال الأكاسيد الأعلى بالهيدروجين أو أول أكسيد الكربون:-
Fe2O3 + H2 400/700 0c 2FeO + H2O

Fe3O4 + H2 400/700 0c 3FeO + H2O
الخواص الكيميائية:-
[1] تأثير الهواء الساخن:- يتكون أكسيد حديد (III)
4FeO + O2 Heat 2Fe2O3
[2] مع الأحماض المخففة:- يعطى أملاح حديد (II) والماء.
FeO + H2SO4 dil. FeSO4 + H2O
[2] أكسيد حديد (III) Fe2O3
صلب أحمر لا يذوب فى الماء ويستخدم كلون أحمر فى الدهانات ولا ينجذب للمغناطيس.
تحضيره:-
[1] بتفاعل كلوريد حديد (III) مع الهيدروكسيدات مثل هيدروكسيد الأمونيوم
FeCl3 + 3NH4OH Fe(OH)3 $ + 3NH4Cl
ثم بتسخين هيدروكسيد حديد (III):-
2Fe(OH)3 Heat/ 200oC Fe2O3 + 3H2O
[2] بتسخين كبريتات حديد (II):-
2FeSO4 Heat Fe2O3 + SO2 + SO3
الخواص الكيميائية:-
مع الأحماض المركزة الساخنة:- يعطى أملاح حديد (III) وماء
Fe2O3 + 3H2SO4 Conc./heat Fe2(SO4)3 + 3H2O

Fe2O3 + 6HCl Conc./heat 2FeCl3 + 3H2O

[3] أكسيد حديد مغناطيسى (Fe3O4):-
صلب أسود لا يذوب فى الماء وينجذب للمغناطيس.
تحضيره:-
[1] باختزال أكسيد حديد (III):-
3Fe2O3 + CO 230 – 300 0c 2Fe3O4 + CO2

[2] من الحديد المسخن لدرجة الاحمرار بفعل الهواء أو بخار الماء
الخواص الكيميائية:-
[1] أثر الحرارة:-
2Fe3O4 + O2 Heat 3Fe2O3
[2] مع الأحماض المركزة الساخنة:-
يعطى أملاح حديد (II) وأملاح حديد (III)
مما يدل على أنه أكسيد مختلط (أكسيد حديد II وأكسيد حديد III)
Fe3O4 + 4H2SO4 Conc./Heat FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O




[أ] الكشف عن كاتيون الحديد (II) (Fe2+):-
محلول ملح الحديد (II) + محلول هيدروكسيد الصوديوم
راسب أبيض مخضر من هيدروكسيد الحديد (II)
FeSO4 + 2NaOH Fe(OH)2 + Na2SO4
راسب أبيض مخضر
[ب] الكشف عن كاتيون الحديد (III) (Fe3+):-
محلول ملح الحديد (III) + محلول هيدروكسيد الصوديوم
راسب بنى محمر من هيدروكسيد الحديد (III)
FeCl3 + 3NH4OH Fe(OH)3 + 3NH4Cl
راسب بنى محمر



السبيكة:-
عبارة عن عنصرين أو أكثر من الفلزات ويمكن أن تتكون من عنصر فلز مع عنصر لا فلز مثل الكربون.
طرق تحضير السبائك:-
[1] الصهر:- حيث تصهر الفلزات مع بعضها البعض ويترك المصهور ليبرد تدرجياً.
[2] الترسيب الكهربى حيث يتم ترسيب كهربى لفلزين أو أكثر فى نفس الوقت من محلول يحتوى على أيونات الفلزين.
مثال:-
تغطية المقابض الحديدية بالنحاس الأصفر (نحاس + خارصين) وذلك بترسيب النحاس والخارصين على هذه المقابض فى نفس الوقت بالتحليل الكهربى لمحلول يحتوى على أيونات النحاس وأيونات الخارصين.

الهدف من تحضير السبائك:- الحصول على صفات مرغوب فيها لا توجد فى الفلز النقى.
أنواع السبائك:-
عندما يكون الحديد نقياً فإن شبكته البلورية تكون الذرات فيها مرصوصة رصاً محكماً وعند الطرق على سطح الفلز فإن ذلك يؤدى إلى تحرك طبقة ذرات الفلز فوق طبقة أخرى (انزلاق).
[1] السبائك البينية:-
تتكون من تداخل بعض ذرات الفلز (أو اللافلز) خلال الشبكة البلورية للفلز الآخر.
وقد تكون الذرات المضافة:-
(أ) كبيرة الحجم:-
ووجودها فى السبيكة يؤثر فى انزلاق طبقات الفلز وبذلك تكون السبيكة أكثر صلابة من الفلز الأصلى.
(ب) صغيرة الحجم:-
وجودها فى السبيكة يؤدى إلى تغير نظام الطبقات فلا تنزلق كما فى الفلز النقى.
ووجود هذه الذرات داخل الشبكة البلورية للفلز يؤثر فى:-
1- خواص الطرق والسحب. 2- درجات الانصهار
3- التوصيل الكهربى. 4- الخواص المغناطيسية
5- الصلابة والمتانة. 6- مقاومة الصدأ.
[2] السبائك الاستبدالية:-
مثل:- سبائك الحديد والكروم (صلب لا يصدأ) / الحديد والنيكل / الذهب والنحاس.
يتم فيها استبدال بعض ذرات الشبكة البلورية للفلز بذرات الفلز المضاف.
شروطها:- يجب أن يتشابه الفلزان فى:-
1- الشكل البلورى. 2- الخواص الكيميائية.
3- الحجم وتكون من نفس المجموعة.
[3] السبائك البينفلزية:-
مثل:- كربيد الحديد Fe3C (سيمنتيت). ويوجد أيضاً فى الحديد الزهر
فيها تتحد العناصر المكونة للسبيكة اتحاداً كيميائياً ليتكون مركب كيميائى له خواص جديدة.
تتميز بما يلى:-
الصيغة الكيميائية لها لا تخضع لقوانين التكافؤ المعروفة.
تكون صلبة.
تتكون من فلزات لا تقع فى مجموعة واحدة من الجدول الدورى