موسوعة الكيمياء : شرح مبسط لبعض تعريفات الكيمياء الجزء الأول

شرح مبسط لبعض تعريفات الكيمياء الجزء الأول

MnO2 عامل مؤكسد وفي صناعه العمود الجاف
KMnO4 ماده مؤكسده ومطهره
الحديد : سوف ندرسه بالتفصيل
الكوبلت :-
عنصر حيوي يدخل في تركيب فيتامين ب12
كلوريد الكوبلت المائي في الحبر السري
COCL2.H2O COCL2 + 6 H2O
كلوريد الكوبلت الامائي في التنبؤات الجويه
النيكل : -
عنصر مقاوم للصدأ
لا يتاثر بالاحماض ولا القلويات ولا فلوريد الهيدروجين لذا تصنع منه انيه لحفظ HF
يستخدم كعامل حفز

النحاس :-
عنصر أحمر لين
يستخدم في صناعه النقود و الاسلاك الكهربيه
CuSO4 تستخدم في الكشف عن الماء
محلول هيدروكسيد نحاس IIنشادري يستخدم كمذيب للسليلوز للحصول علي الحرير الصناعي
التعليلات

علي الرغم من نشاط الكروم الا انه يقاوم فعل الهواء الجوي
لتكون طبقه من الاكسيد غير مساميه حجم جزيئاتها اكبر من حجم جزيئات العنصر تمنع استمرار تغاعل الكروم مع الهواء الجوي

2-يستخدم في صناعه هياكل الطائرات الاسرع من الصوت وهياكل الصواريخ
لانه مقاوم لدرجات الحراره العاليه

3- يستخدم الفاناديوم في صناعه زنبركات السيارات
لقدرته العاليه علي مقاومه التآكل

4- كلوريد الكوبلت المائي في الحبر السري
لانه يفقد ماء التبلر بالتسخين متحول للون الازرق القاتم

5- كلوريد الكوبلت الامائي في التنبؤات الجويه
لانه يمتص بخار الماء من الجو ويتحول للوردي

6- تصنع آنيه من النيكل لحفظ حمض HF
لانه لا يتفاعل معه

7- يشذ كل من النحاس و الكروم عن التركيب الالكتروني
* Cr24 وتركيبه [ Ar] 18 , 4S2,3d5 و النحاس Cu29 وتركيبه [ Ar] 18 , 4S2,3d10 وذلك لجعل المدار الاخير نصف ممتلئ في حاله الكروم وممتلئ في حاله النحا8س مما يكسب الذره حاله من حالات الاستقرار

8- لجميع عناصر السلسله الانتقاليه الاولي حاله تاكسد +2 ماعدا الاسكانديوم +3
لانها الحاله الاكثر ثباتا ( d0)

9- تعتبر فلزات العمله عناصر انتقاليه
* ( Au79 [ XE] 4f14 , 5d10 , 6S1)
( Ag47 [Kr]4d10,5S1)
( Cu 29 [Ar] ,3d10, 4S1)
من التركيب الالكتروني لهذه الفلزات يتضح ان مستوي الطاقه 3d ممتلئ في الحاله لاذريه ولكن في حاله التاكسد يعطي +2 و +3 اي ان المستوي 3d يكون غير ممتلئ بالالكترونات في حاله التاكسد لذا تعتبر فلزات العمله عناصر انتقاليه

10-نصف القطر يقل تدريجيا من الاسكانديوم حتي الكروم ثم يثبت من الكروم حتي النحاس
وذلك لوجود عاملين
أ – عامل يعمل علي نقص نق نتيجه زياده عدد الشحنات الموجبه داخل النواه
ب – عامل اخر يعمل علي زياده نق وهو تنافر الالكترونات في المدار 3d
ونظرا لان العاملين متعاكسين فتكون انصاف الاقطار تقريبا ثابته

10-تزداد كثافه العناصر الانتقاليه من الاسكانديوم حتي النحاس
لان الجم الذري تقريبا ثابت والكتله تزداد لتلك العناصر من Sc الي Cu اذا الكثافه تزداد

11- تتميز العناصر الانتقاليه بانها عوامل حفز مثاليه
بسبب وجود الكترونات مفرده علي سطح العامل الحفاز تكون روابط مع جزيئات المواد المتفاعله مما يزيد من تركيزها علي سطح العامل الحفاز وزياده فرص التصادم بين الجزيئات المتفاعله مما يؤدي الي زياده سرعه التفاعل

12- تتميز العناصر الانتقاليه بتنوع الوانها
وذلك لان الضوء العادي يتكون من 7 فوتونات ولكل فوتون طاقه معينه فعند سقوط الضوء علي تنظيم من الذرات أو الجزيئات فان الالكترونات المفرده للذرات تمتص بعض فوتونات الضوء مما يتسبب عنه اثاره هذه الالكترونات و تلرتد الفوتونات التي لم تمتص فتسبب احساس العين بهذا اللون ويسمي اللون الذي لم تمتصه الماده باللون المتمم
13-يستعمل ثاني اكسيد المنجنيز في البطاريات الجافه
لانه يقلل من تراكم غاز النشادر عند الكاثود

14- يستخدم عنصر النحاس في صناعه الاسلاك الكهربيه
لانه يتميز بقدرته علي التوصيل الكهربي

15- تستخدم كبريتات النحاس اللامائيه في الحصول علي الحرير الصناعي
لان محلولها في النشادر يذيب السليلوز اللازم للحصول علي الحرير الصناعي
16- عناصر السلسله الانتقاليه الاولي فلزات نموذجيه
لانها تتميز بالخواص الاتيه
قابله للطرق والسحب
تتميز بارتفاع درجات الانصهار والغليان
لها قابليه لتكوين السبائك

التفاعلات

الفرن العالي:
دور فحم الكوك
C + O2 CO2 + 94 K.Cal
CO2 + C 2CO

يختزل اول أكسيد الكربون (العامل المختزل) الخام علي 3 خطوات كما يلي

CO + 3 Fe2O3 2 Fe3O4 + CO2
CO + Fe3O4 3 FeO + CO2
CO + FeO Fe + CO2
دور الحجر الجيري
هو التخلص من الشوائب كما يلي
CaCO3 CaO + CO2

CaO + SiO2 CaSIO3
CaO + P2O5 Ca3(PO4)2
CaO + AL2O3 Ca(ALO2)2


فرن مدركس :
2CH4 + CO2 + H2O 3CO+5H2
2Fe2O3 + 3CO + 3H2 4Fe + 3CO2 + 3H2O

تصنيف العناصر

الجدول الدورى الطويل

العوامل أو الأسس التى ساهمت فى بناء الجدول الدورى الطويل :

أ- اكتشاف المستويات الحقيقية للطاقة وهى تحت مستويات الطاقة .

ب- التوصل إلى مبدأ البناء التصاعدى .

تعـريف الجدول الدورى الطويل

هو الجـــــــــــدول الذى رتبت فيه العناصر

بحيث يوافق ترتيبها مبدأ البناء التصاعدى وبحيث يزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه بإلكترون واحد .

ترتيب العناصر فى الجدول الدورى الطويل

وجد أن ترتيب المستويات الفرعية تبعا للزيادة فى

الطاقة يتفق تماما مع ترتيب العناصر فى الجدول الدورى الطويل كما يلى :

الدورة الأولى 1S

الدورة الثانية 2S < 2P

الدورة الثالثة 3S < 3P

الدورة الرابعة 4S < 3d < 4P

الدورة الخامسة 5S < 4d < 5P

الدورة السادسة 6S < 4f < 5d < 6P

يقسم الجدول إلى 4 مناطق رئيسية أو فئات :

S

تشغل المنطقة اليسى من الجدول وتحتوى على عناصر

تقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى S . وهى مجموعتان لأن المستوى الفرعى S يتسع لإثنين من

الإلكترونات .

أ- عناصر المجموعة ( الأولى - A ) :

تحتوة على إلكترون واحد فى

المستوى الفرعى الخارجى S ولها التركيب الإلكترونى ns1 .

أمثلة : 1S2 2S2 : Li3

1S2 2S2 2P6 3S1 : Na11

ب- عناصر المجموعة ( الثانية – A ) :

تحتوى على إلكترونين

فى المستوى الفرعى الخارجى S ولها التركيب الإلكترونى ns2 .

أمثلة : 1S2 2S2 2P6 3S2 : Mg12

1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2 : Ca20

- حيث n رقم مستوى الطاقة الأخير ورقم الدورة .

P

تشغل المنطقة اليمنى من الجدول وتحتوى على عناصر

تقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى P .

- وهى ستة مجموعات رأسية لأن المستوى الفرعى P يتسع لـ 6 إلكترونات .

- وتبدأ هذه

المجموعات من المجوعة ( 3 – A ) وحتى المجموعة

( 7 – A ) ثم المجوعة الصفرية ولها التركيب الإلكترونى nP1-6 .

أمثلة : 1S2 2S2 P1 : B5

1S2 2S2 2P5 : F9

1S2 2S2 2P6 : Ne10

العناصر الممثلة

مستويات الطاقة فيها ممتلئة بالإلكترونات ما عدا مستوى الطاقة الأخير .

وتشمل عناصر الفئة S , P ماعد المجموعة الصفرية .

العناصر الخاملة ( النبيلة )

هى عناصر جميع مستويات الطاقة فيها ممتلئة بالإلكترونات .

- ويمكن القول بأن المستوى الرئيسى الخارجى

ممتلئ بثمانية إلكترونات والمستوى الفرعى P مكتمل بستة إلكترونات .

- الهيليوم ذرته تحتوى على مستوى رئيسى واحد K مكتمل بإلكترونين فقط 1S2 .

- ولذا فهى عناصر مستقرة تماما وتكون مركبات بغاية الصعوبة .

d

تشغل المنطقى الوسطى من الجدول وتحتوى على العناصر

التى تقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى d .

- و

هى عشر صفوف رأسية لأن المستوى الفرعى d يتسع لعشرة إلكترونات

, سبعة ضمن المجموعات B وثلاثة لعناصر المجموعة الثامنة . وتقسم إلى ثلاث سلاسل .

أ) السلسلة الإنتقالية الأولى :

يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى 3d وتشمل العناصر من

السكانديوم Sc حتى الخارصين Zn وتقع فى الدورة الرابعة .

مثال : 1S2 2S2 2P6 3P6 4S2 3d6 : 26Fe

ب) السلسلة الإنتقالية الثانية :

يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى 4d وتشمل العاناصر

من الأتريوم Y حتى الكادميوم Cd وتقع فى الدورة الخامسة .

مثال : 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d10 4P6 5S2 4d1 : 39Y

جـ) السلسلة الإنتقالية الثالثة :

يتتابع فيها اتلاء المستوى الفرعى 5d وتشمل العناصر من

اللنثانيوم La حتى الزئبق Hg وتقع فى الدورة السادسة .

مثال : 79Au

1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2 3d10 4P6 5S2 4d10 5P6

6S2 4f14 5d9

العناصر الإنتقالية الرئيسية

عناصر جميع مستويات الطاقة فيها مكتملة ماعدا المستويين الأخيرين .

- وهى عناصر الفئة d التى يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى d .

ملحوظة :

إلكترونات التكافؤ لجميع

العناصر الإنتقالية تشمل إلكترونات الـS, d وهما متساويان تقريبا فى الطاقة .

علل : عنصر اللنثانيوم 57La من المفترض أن يكون توزيعه الإلكترونى :

[Xe]54 6S2 4f1 إلا أنه تم وضعه فى الجدول مع العناصر الإنتقالية الرئيسية .

f

يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى f الذى يستوعب 14 إلكترون وتتكون من سلسلتين .

1- سلسلة اللنثانيدات :

- يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى 4f لذا فهى تتكون من 14 عنصر , وعناصرها تلى اللنثانيوم وتبدأ بالسيريوم 58Ce .

- مستوى التكافؤ الخارجى لهذه العناصر هو 6S2 ولذا فهى عناصر شديدة التشابه

بحيث يصعب

فصلها عن

بعضها ولذا سميت بالعناصر الأرضية النادرة .

2- سلسلة الأكتنيدات :

- يتتابع فيها إتلاء المستوى الفرعى 5f .

- تتكون من 14 عنصر وجميعها عناصر مشعة وأنويتها غير مستقرة

. وهى تلى عنصر الأكتنيوم وتبدأ بعنصر الثوريوم 90Th .

- وغالبا تفصل تحت الجدول لكى لا يكون طويلا جدا

وهذا يؤكد إمكانية فصل عناصر الجدول إلى فئات .

العناصر الإنتقالية الداخلية

هى عناصى جميع مستويات الطاقة فيها مكتملة ما عدا

المستويات الرئيسية الثلاثة الأخيرة وهى عناصر الفئة f .

وتنقسم إلى نوعين هما :

أ- اللانثانيدات : عناصر أرضية نادرة وهى عناصر 4f .

ب- الأكتنيدات : عناصر مشعة وهى عناصر 5f

وصف الجدول

الدورى

وصف الجدول الدورى الطويل

- يتكون من 18 مجموعة رأسية وسبع دورات أفقية .

- ترتب فيه العناصر ترتيبا تصاعديا حسب الزيادة فى العدد الذرى فيزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه بإلكترون واحد .

- تبدأ كل دورة بملء مستوى طاقة جديد بإلكترون واحد .

- يتتابع ملء المستويات الفرعية التى تقع فى نفس الدورة إلى أن نصل إلى العنصر الأخير وهو الغاز الخامل .

- عناصر المجموعة الرئيسية الواحدة تتشابه فى التركيب الإلكترونى لمستوى الطاقة الأخير فيما عدا عدد الكم الأساسى (n) .

أمثلة

  

اكتب التوزيع الإلكترونى لذرات العناصر الآتية :

11Na , 17Cl , 26Fe , 18Ar , 28Ce , 90Th

ثم استنتج : أ- نوع وفئة كل عنصر .

ب- موقع كل عنصر فى الجدول ( رقم المجموعة - رقم الدورة )

الحل

11Na : 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s1

وتكتب اختصارا : 11Na : 10 [ Ne ] , 3s1

- عنصر مثالى من عناصر الفئة S .

- المجموعة ( 1-A ) الدورة الثالثة .

17Cl : 10[ Ne ] , 3s2 , 3p5

- عنصر مثالى من عناصر الفئة p .

- المجموعة 7 – A الدورة الثالثة .

26 Fe : 18 [ Ar ] , 4s2 , 3d6

- عنصر إنتقالى رئيسى من الفئة d .

- السلسلة الإنتقالية الأولى , المجموعةالثامنة , الدورة الرابعة .

18 Ar : 10 Ne , 3s2 , 3p6

- عنصر نبيل من عناصر الفئة p .

- المجموعةالصفرية , الدورةالثالثة .

58Ce : 54Xe , 6s2 , 4f1 , 5d1

- عنصر إنتقالى داخلى من الفئة f .

- سلسلة اللانثنيدات الدورة السادسة .

90 TH : 86Rn , 7s2 , 5f1 , 6d1

- عنصر إنتقالى داخلى من عناصر الفئة f .

- سلسة الأكتنيدات الدورة السابعة .

العلاقة بين التركيب الإلكترونى للعناصر وتدرج الخواص :

- توجد علاقة بين التركيب الإلكترنى للعناصر وتدرج خواصها الفيزيائية والكيميائية فى الدورات الأفقية والمجموعات الرأسية .

- وبدراسة هذه العلاقة يمكننا التعرف على الكثير من صفات العنصر بمجرد معرفة موقعه فى الجدول حتى بدون معرفة مسبقة بخواصه . 

عناصر الفئتين S,P

لا يمكن قياس نصف قطر الذرة فيزيائيا لعدم إمكانية تحديد موقع الإلكترون حول النواة .

- لذلك يكون من الخطأ تعريف نصف قطر الذرة بأنه المسافة بين النواة إلى أبعد إلكترون .

تعريف نصف قطر الذرة

يعرف بأنه نصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرة .

طول الرابطة

تسمى المسافة بين نواتى ذرتين متحدتين بطول الرابطة .

- إذا كانت الذرتان متماثلتين يكون نصف طول هذه الرابطة هو نصف القطر التساهمى . ويقاس طول الرابطة بعدة طرق مثل الأشعة السينية أو حيود الإلكتورنات.

مثال إذا كان طول الرابطة فى جزئ الكلور (Cl- Cl ) تساوى 1,98 أنجستروم وطول الرابطة بين ذرتى الكربون وذرة الكلور (C – Cl ) 1,76 أنجستروم . احسب

نصف قطر ذرة الكربـــــــــــــــون .

1,98

2

طول الرابطة

2

الحل

نصف قطر ذرة الكلور = = = 99 ,. أنجستروم

نصف قطر ذرة الكربون =

طول الرابطة بين الكلور والكربون – نصف قطر ذرة الكلور

= 1.76 - 99 , . = 77 , . أنجستروم

- تتكون البلورات الأيونية من أيونات موجبة وأيونات يالبة مثل بلورة كلوريد الصوديوم .

نصف القطر الأيونى

تتكون البلورات الأيونية من ايونات موجبة وأيونات سالبة مثل بلورات NaCl .

طول الرابطة = مجموع نصفى القطرين للأيونين .

- ويسمى نصف القطر فى هذه الحالة بنصف القطر الأيونى

- وهو يعتمد على عدد الإلكترونات المكتسبة والمفقودة .

تدرج أنصاف الأقطار فى الجدول

فى الدورات الأفقية

تقل قيم أنصاف أقطار الذرات كلما إتجهنا ناحية اليمين فى الجدول ويرجع ذلك لزيادة شحنة النواة الموجبة تدريجيا .

- وبزيادة شحنة النواة الموجبة تدريجيا يزداد جذب إلكترونات التكافؤ مما يؤدى إلى تقلص نصف قطر الذرة .

- أى أن أكبر الذرات حجما فى الدورة الواحدة ذرات عناصر المجموعة الأولى وأصغرها حجما ذرات عناصر المجموعة السابعة ( الهالوجينات ).

فى المجموعات الرأسية

يزداد نصف القطر الذرى كلما اتجهنا رأسيا إلى أسفل فى نفس المجموعة أى بزيادة العدد الذرى .

ويرجع ذلك للأسباب التالية :

1- زيادة عدد مستويات الطاقة قى الذرة .

2- مستويات الطاقة الممتلئة تعمل على حجب تأثير امواة على الإلكترونات الخارجية.

3- زيادة التنافر بين الإلكترونات وبعضها .

- عند الإنتقال من دورة إلى التى تليها تحدث زيادة فى نصف القطر .

- وعند الإنتقال من مجموعة إلى التى تليها يحدث نقص فى نصف القطر

- يلاحظ أن هذه الزيادة فى نصف القطرعند الإنتقال من دورة إلى دورة تفوق النقص فى نصف القطر عند الإنتقال من مجموعة إلى مجموعــة .

- ويرجع ذلك إلى أن تأثير زيادة غلاف إلكترونى جديد على نصف القطر يفوق زيادة شحنة موجبة واحدة .

تفسير التغير فى أنصاف أقطار الأيونات عن أنصاف أقطار الذرات فى الصوديوم والحديد والكلور .

- فى حالة الفلزات مثل الصوديوم يقل نصف قطر الأيون الموجب عن نصف قطر الذرة وذلك لزيادة الشحنة الموجبة فى حالة الأيون .

- فى الحديد يقل نصف قطر الأيون Fe+3 عن Fe+2 لزيادة الشحنة الموجبة .

- فى حالة اللافلزات مثل الكلور يزداد نصف قطر الأيون السالب عن نصف قطر الذرة لزيادة عدد الإلكترونات عن عدد البروتونات

طاقـة التأيــن )

إذا إكتسبت الذرة كمية من الطاقة فإن الإلكترونات تثار إلى مستويات أعلى .

- وإذا كانت كمية الطاقة كبيرة نسبيا فإنها تطرد أضعف الإلكترونات إرتباطا بالذرة وتصبح الذرة أيونا موجبا .

تعريف جهد التأين :

هو مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات إرتباطا بالذرة المفردة وهى فى الحالة الغازية .

- ويعين جهد التأين من القياسات الطيفية . وحيث انه من الممكن إزالة إلكترون أو إثنين أو ثلاث فهناك جهد التأين الأول والثانى والثالث ................ إلخ .

- جهد التأين الأول : يتم نتيجة تكوين أيون يحمل شحنة موجبة واحدة .

M → M+ + e-

- جهد التأين الثانى : يتم نتيجة تكوين أيون يحمل شحنتين موجبتين .

M+ → M2+ + e-

دورية جهد التأين فى الدورات والمجموعات

 

فى الدورات الأفقية

تزداد قيم جهد التأين كلما إتجهنا ناحية اليمين أى كلما قل نصف القطر . وذلك لقرب إلكترونات التكافؤ من النواة فتحتاج إلى طاقة كبيرة لفصلها عن الذرة .

- أى أن جهد التأين يتناسب عكسيا مع نصف قطر الذرة . 

فى المجموعات الرأسية

يقل جهد التأين رأسيا فى المجموعـة الواحـدة بزيادة العدد الذرى . وذلك لأنه بزيـــادة عـدد الأغلفـــــة يزداد نصف القطـــر ويزداد حجب شحنــــــة النواة فيقل تأثيرها علـى الإلكترون .

- يلاحظ أن جهد التأيـــــن الأول للغازات النبيلة فى المجموعة الصفريــــة مرتفع جدا وذلك إستقرار نظامها الإلكترونى إذ يصعب إزالة إلكترون من مستوى طاقة مكتمل .

- يزداد جهد التأين الثانى عن جهد التأين الأول وذلك لزيادة شحنة النواة .

- ويزداد جهد التأين الثالث زيادة كبيرة جدا إذ يتسبب ذلك فى كسر مستوى طاقــــــة مكتمل فى بعض العناصر . 

مثال : جهود التأين فى الماغنسيوم

Mg → Mg+ + e- ∆H = +737 Kg/mole

Mg+ → Mg2+ + e- ∆H = +1450 Kg/mole

Mg2+ → Mg3+ + e- ∆H = +7730 Kg/mole

س : إذكر الإصطلاح العلمى الذى تدل عليه العبارات الآتية

1- الطاقة اللازمة لفصل أو إزالة أقل الإلكترونات ارتباطا بالذرة المفردة فى الحالة الغازية .

2- كمية الطاقة اللازمة لفصل إلكترون واحد من الذرة .

3- كمية الطاقة اللازمة لفصل الإلكترون الثانى من الذرة

الميل الإلكترونى

هو مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكترونا .

- ويمكن توضيح ذلك بالمعادلة :

X + e- → X- + energy أى أن قيمة ∆H سالبة .

  

تدرج الميل الإلكترونى فى الجدول الدورى

فى المجموعات

يقل الميل الإلكترونى بزيادة العدد الذرى وذلك بسبب زيادة الحجم الذرى وبعد غلاف التكافؤ عن شحنة النواة .

فــى الدورات

يزداد الميل الإلكترونى بصفة عامة بزيادة العدد الذرى ويرجع ذلك إلى صغر الحجم الذرى تدريجيا مما يسهل على النواة جذب الإلكترون الجديد .

- وتكــــون قيم الميل الإلكترونــــى كبيرة عندما يعمل الإلكترون المكتسب علــى ملء مستوى طاقـــــة فرعى أو جعـله نصف ممتلئ لأنه يساعد على إستقرار الذرة , وذلك يؤدى إلى عدم إنتظام الميل الإلكترونى فى الدورات .

ملاحظات

- الميل الإلكترونى للبريليوم 4B ( فى الدورة الثانية ) لا يتفق مع التدرج ويرجع ذلك لإمتلاء مستوياته الفرعية 1S2 , 2S2 فتكون الذرة مستقرة .

- الميل الإلكترونى للنتروجين 7N لا يتفق مع التدرج لأن ذرة النتروجين تشتمل على المستوى الفرعى 2P الذى يصبح نصف ممتلئ فيكسب الذرة استقرارا .

- وكذلك الميل الإلكترونى لذرة النيون 10Ne لأن جميع مستوياته الفرعية ممتلئة وهذا يعطى إستقرارا للذرة .

- وعلى صعيد المجموعات نجد أن الميل الإلكترونى للفلور -332 كيلو جول / مول أقل من الميل الإلكترونى للكلور – 349 كيلو جول / مول رغم أن ذرة الفلور أصغر من ذرة الكلور وكان المتوقع أن يكون ميلها الإلكرتونى أكبر .

وتعليل ذلك : أنه نظرا لصغر ذرة الفلور فإن الإلكترون الجديد يتأثر بقوة تنافر قوية مع الإلكترونات التسعة الموجودة أصلا حول النواة

تعريف السالبية الكهربية

هى قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية .

 

الفرق بين السالبية الكهربية والميل الإلكترونى :

- الميل الإلكترونى : مصطلح يشير إلى الذرة فى حالتها المفردة . 

- السالبية الكهربية : تشير إلى الذرة المرتبطة مع غيرها .

تدرج السالبية الكهربية فى الجدول الدورى

فى الدورات

تزداد السالبية الكهربية بزيادة العدد الذرى ونقص نصف قطر الذرة .

فى المجموعات

تقل السالبية الكهربية بزيادة العدد الذرى .

- يعتبر الفلور أكثر العناصر المعروفة فى السالبية الكهربية

الفلزات

مجموعة من العناصر التى يمتلئ غلاف تكتفؤها بأقل من نصف سعته .

خواصها

1- تفقد إلكترونات غلاف التكافؤ لتصل إلى تركيب الغاز الخامل وتصبح أيونات موجبة لذا توصف بأنها عناصر كهروموجبة .

2- يرجع توصيلها للكهرباء إلى سهولة إنتقال الإلكترونات التكافؤ القليلة من مكان ما فى الفلز إلى مكان آخر .

3- تتميز بكبر نصف قطر ذراتها مما يؤدى إلى صغر جهد تأينها وكذلك صغر قيمة الميل الإلكترونى .

اللافلزات

مجموعة من العناصر التى يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته .

1- تكتسب عددا قليلا من الإلكترونات لتصل إلى تركيب الغاز الخامل وتصبح أيونات

سالبة , لذا توصف بانها عناصر كهروسالبة .

2- يعزى عدم توصيلها للكهرباء إلى شدة إرتباط إلكترونات تكافؤها بالنواة لقربها منها حيث أن أصاف أقطار ذرات اللافلزات صغيرة لذا يصعب إنتقال هذه الإلكترونات.

3- يؤدى صغر أنصاف أقطارها إلى كبر قيمتى جهد تاينها وميلها الإلكترونى .

أشباه الفلزات

هى العناصر التى يكون غلاف تكافؤها نصف ممتلئ تقريبا .

 

1- هذه العناصر لها مظهر الفلزات ومعظم خواص اللافلزات .

2- سالبيتها الكهربية متوسطة بين الفلزات واللافلزات وتوصيلها الكهربى أقل من الفلزات وأكبر من كثيرا من اللافلزات .

3- ولهاإستخدامات مهمة وتسمىأشباه الموصلات وتستخدم فى الأجهزة الإلكترونية كالترانزستور .

تدرج الخواص الفلزية واللافلزية فى الجدول

فى الدورات الأفقية

تقل الخاصية الفلزية من البسار إلى اليمين فالمجموعة الأولى تحتوى على أقوى الفلزات . وهى تقل بالتدريج حتى نصل إلى أشباه الفلزات , ثم تبدأ الخاصية اللافلزية تزداد إلى أن تنتهى بالمجموعة السابعى التى تحتوى على أقوى اللافلزات .

فى المجموعات الرأسية

تزداد الخاصية الفلزية بزيادة العدد الذرى كلما إتجهنا إلى أسفل فى المجموعات .

- نستنتج من ذلك أن أقوى الفلزات تقع فى أسفل يسار الجدول , فالسيزيوم يعتبر

أقوى العناصر من الناحية الفلزية .

- وتقع أقوى اللافلزات فى أعلى يمين الجدول فالفلور يعتبر أكثر العناصر اللافلزية نشاطا

الخاصية القاعدية واالحامضية

حيث تنقسم أكاسيد العناصر الفزية وأكاسيد العناصر اللافلزية وأكاسيد أشباه الفلزات إلى :

الأكاسيد الحامضية

تسمى أكاسيد اللافلزات بالأكاسيد الحامضية لأنه عند ذوبانها فى الماء تعطى أحماض

مثال ذلك :

CO2 + H2O → H2CO3

SO2 + H2O → H2SO3

SO3 + H2O → H2SO4

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

- وهى تتفاعل مع القلويات منتجة ملح وماء .

CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O

الأكاسيد القاعدية

هى أكاسيد الفلزات وبعضها يذوب فى الماء والبعض الآخر لايذوب .

- وتسمى الأكاسيد القاعدية التى تذوب فى الماء بالأكاسيد القلوية لأنها تكون قلويات مثال ذلك :

Na2O + H2O → 2NaOH

K2O + H2O → 2KOH

- وهى تتفاعل مع الأحماض مكونة ملح وماء

Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O

MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O

أكاسيد مترددة

 

تتفاعل كأكاسيد قاعدية مرة وكأكاسيد حامضية مرة أخرى .

- ويتوقف ذلك حسب ظروف التفاعل فأكسيد الألومنيوم يتفاعل مع كل من حمض الهيدروكلوريك أو هيدروكسيد الصوديوم وينتج فى كلا الحالتين ملح وماء .

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

ميتاألومينات صوديوم

- ومن أمثلة هذه الأكاسيد : أكسيد الزنك أو الخاصين ZnO

وأكسيد الأنتيمون Sb2O3 وأكسيد القصدير SnO .

تدرج الخاصية الحامضية والقاعدية فى الجدول

فى الدورات الأفقية

كلما زاد العدد الذرى تقل الصفة القاعدية للأكسيد بينما تزداد الصفة الحامضية .

فى المجموعات الرأسية

كما فى المجموعة الأولى بزيادة العدد الذرى تزداد الصفة القاعدية وذلك لزيادة حجم ذرة العنصر مع بقاء الشحنة ثابتة.

- الخاصية الحامضية فى ا لمركبات الهيدروجينية لعناصر المجموعة السابعة :

تزيد بزيادة العدد الذرى وذلك لأنه بزيادة نصف القطر يقل جذب ذرة الهيدروجين فيسهل تأينها .

- واما الصفة الحامضية فإنها تقل بزيادة العدد الذرى .

و يمكن اعتبار الأحماض والقواعد مركبات هيدروكسيلية يمكن تمثيلها بالصيغة العامة MOH ( حيث M تمثل ذرة العنصر ) .

- وبالتالى يمكن تأينها بإحدى طريقتين :

1- إما ان تعطى أيونات هيدروكسيل وتعتبر قاعدة :

M+OH- M+ + OH-

2- أو يعطى أيونات هيدروجين وتعتبر حامض :

MOH MO- + H+

- بإفتراض أن الذرات الثلاثة مرتبة فى مثلث كما يلى :

+

+

_

  

أ- إذا كانت قوة الجذب بين M+ , O- أكبرمن قوة الجذب بين H+ , O- تتأين المادة كحمض .

ب- إذا كانت قوة الجذب بين H+ , O-أكبر من قوة الجذب بين M+ , O- تتأين المادة كقاعدة .

ج- إذا تساوت قوتا الجذب فإن المادة تتأين كحمض أو كقاعدة ويتوقف ذلك على وسط التفاعل .

- فى الوسط الحمضى تتأين كقاعدة وفى الوسط القلوى تتأين كحمض .

- تعتمد قوى الجذب السابقة على ذرة العنصر M من حيث الحجم الذرى ومقدار الشحنة الموجبة .

أمثلة

1- الفلزات القلويــــــــة مثل الصوديوم نجد أن حجم الذرة كبير وتحمل شحنة موجبة واحدة فتضعف قوة الرابطة بين الفلز Na وبيــن O- والتى تنجذب أكثر لأيــــــــون الهيدروجين وبذلك تعطى OH- وتتأين كقاعدة M+OH- M+ + OH-

2- كلما إتجهنا ناحية اليمين نجد ان ذرات اللافلزات مثل الكلور حجمها يقل وتزداد شحنتها وبذلك يزداد جذبها إلى O- وتتأين كحمض .

الأحماض الأكسجينية

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

- إذا مثلنا الحمض الأكسجينى بالصيغة MOn(OH)n حيث M ذرة العنصر , نجد ان الحمض الأقوى هو الذى يحتوى على عدد اكبر من ذرات الأكسجين (On) حيث n عدد

ذرات الأكسجين المرتبطة بالعنصر M وغير المرتبطة بالهيدروجين

نوع الحمض	عدد ذرات O2 غير المرتبطة بـ H2	الحمض MOn(OH)n
حمض ضعيف حمض متوسط حمض قوى حمض قوى جدا	- 1 2 3	الأرثوسليكونيك H4SiO4 Si(OH)4 الأرثوفوسفوريك H3PO4 PO(OH)3 الكبريتيك H2SO4 SO2(OH)2 البيركلوريك HClO4 ClO3(OH)

 

المفهوم القديم لتكافؤ :

هو عدد ذرات الهيدروجين التى تتحد مع أو تحل محل ذرة واحدة من العنصر .

وتطور هذا المفهوم ليصبح :

- عدد الإلكترونات المفردة فى غلاف التكافؤ للذرة .

أمثة : 9F , 8O , 7N

↑

↓↑

↓↑

↑

↑

↓↑

↑

↑

↑

2P

↓↑

↓↑

↓↑

2S

↓↑

↓↑

1S

↓↑

الفلور 9 الأكسجين 8 النتروجين 7

فالنتروجين مثلا ثلاثى لأنه يحتوى على ثلاث ذرات مفردة فقط لأنه عند حساب التكافؤ تحسب الإلكترونات المفردة فقط لأنها هى التى تدخل فى تكوين الرابطة التساهمية .

عدد التأكسد

يمثل الشحنة الكهربية ( موجبة أو سالبة ) التى تبدو على الأيون أو الذرة فى المركب سواء كان مركبا أيونيا أو تساهميا .

- ولمعرفة عدد تأكسد ذرة فى مركب ما يمكن تطبيق المفاهيم الآتية :

أولا : المركبات الأيونية

عدد التأكسد لأى أيون يساوى تكافؤ هذا الأيون مسبوقا بإشارته

K+ , Br- , Mg2+ , O2-

ثانيا : المركبات التساهمية

أ ) عندما يتكون الجزئ من ذرتين متساويتين فى السالبية الكهربية تقسم الإلكترونات المشتركة بينهما مناصفة ويكون عدد تأكسد كل من الذرتين يساوى صفر .

  

ب ) عندما يتكون الجزئ من ذرتين مختلفتين فى السالبية تحسب الإلكترونات المشتركة مع الذرة الأكثر سالبية .  

- ويلاحظ أن عدد تأكسد الأكسجين فى معظم مركباته ( -2 ) فيما عدا حالات قليلة مثل فوق أكسيد الهيدروجين يكون عدد تأكسده ( -1 ) .

- يلاحظ أن عدد تأكسد الأكسجين فى معظم مركباته ( -2 ) فيما عدا حالات قليلة مثل فوق أكسيد الهيدروجين يكون عدد تأكسده ( -1 ) .

- عدد تأكسد الهيدروجين فى معظم مركباته ( +1 ) فيما عدا بعض الحالات مثل هيدريدات الفلزات النشطة مثل هيدريد الصوديوم NaH و CaH2 يكون عدد تأكسده ( -1 ) .

ما يجب مراعاته عند حساب أعداد التأكسد :

1- مجموع أعداد التأكسد للعناصر المختلفة فى الجزئ المتعادل = صفر .

2- يكون عدد التأكسد فى جزئ العنصر صفر بغض النظرعن عدد الذرات فى الجزئ.

مثال : 3O0 4P0 8S0

3- عدد التأكسد للمجموعات الذرية = الشحنة التى تحملها المجموعة مثل :

NO3- CO32- SO42- NH4+1

( +1 ) ( -2 ) ( -2 ) ( -1 )

معرفة التأكسد والإختزال الحادث للعنصر فى أى تفاعل كيميائى بتتبع أعداد التأكسد :

عملية التأكسد

هى عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة الموجبة .

عملية الإختزال

هى عملية إكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص فى الشحنة السالبة .

مثال : التفاعل بين بيكرومات البوتاسيوم وكلوريد الحديدوز طبقا للمعادلة :

K2Cr2O7 + 6FeCl2 + 14HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 6FeCl3 + 7H2O

- لمعرفة التغير الحادث من أكسدة وإختزال لكل من الكروم والحديد نتبع الآتى :

* حساب عدد تأكسد الكروم فى K2Cr2O7 :

بما أن عدد تأكسد الأكسجين ( -2 ) والبوتاسيوم ( +1 )

( 7 × -2 ) + ( ) + ( 2 × +1 ) = صفر

-14 + ( 2 × +6 ) + 2 = صفر

إذن عدد تأكسد الكروم هو ( + 6 )

* حساب عدد تأكسد الكروم فى CrCl3 :

( 3 × -1 ) + ( 1 × +3 ) = صفر

إذن عدد تأكسده هو +3

- أى أن عدد تأكسد الكروم نقص من ( +6 ) إلى ( +3 ) أى حدثت عملية إختزال .

- وبالنسبة للحديد :

Fe 2+ Cl -1 → Fe 3+ Cl3-

وحيث أن عدد التأكسد زاد من ( +2 ) إلى ( +3 ) إذن حدثت له عملية أكسدة .

تدرج أعداد التأكسد فى الجدول الدورى

عناصر المجموعات الثلاث الأولى :

- أعدا التأكسد موجبة تتفق مع رقم المجموعة, حيث أن أغلفتها الخارجية تحتوى على إلكترون أو إثنين أو ثلاثة فالأسهل أن تفقدها وتكون أيونات موجبة ( غالبا ) .

عناصر المجموعة من 4 – 7 : إما أن تكون

1- تتفق مع رقم المجموعة التى تنتمى إليها ويتضح ذلك فى أكاسيد الدورة الثالثة .

مثال ذلك الفوسفور فى خامس أكسيد الفوسفور P2O5 .

2- مساوية ( 8 – رقم المجموعة ) ويتضح ذلك فى المركبات الهيدروجينية لعناصر الدورة الثانية . مثال ذلك النتروجين فى النشادر NH3 .

عناصر المجموعة الصفرية :

العناصر الخاملة عدد تأكسدها يساوى صفر .

ملحوظة : العناصر التى يكون لها أكثر من حالة تأكسد واحدة نجد أن أعلى حالة تأكسد لها لا يتعدى رقم المجموعة