وهاي جميع اسئلة الكيمياء في المرفقات اتمنى ان يعجبكم الحل
ولا تنسو الردوووووووووووووووووووووود
ولا تنسو الردوووووووووووووووووووووود
-
حل اسئلة اليكمياء.doc (1.06 ميجابايت, 3932 مشاهدات)
الوسم: الكيمياء
المستوى الاعتيادي أو الأرضي: أدنى مستوى في طاقة الذرة
حــــالة الاسـتثارة: عندما يصبح مستوى الطاقة الكامنة في الذرة أعلى من المستوى الأرضي
الــفــلـك: منطقة من الفراغ الثلاثية الأبعاد التي يحتمل وجود الإلكترون فيها
( السحابة الإلكترونية المحيطة بالنواة )
أرقـــام الـكــم: أرقام تستخدم لوصف خواص الفلك وخواص الإلكترونات التي يحتوي عليها
بشكل تام
رقم الكم الرئيسي: رقم يحدد مستوى الطاقة الرئيسي الذي يحتله الإلكترون ويحدد عدد الأفلاك
الذرية في كل مستوى رئيسي بالتعبير ( n2 )
( رقم يصف طاقة الفلك وبعده عن النواة )
رقم الـــكــم الــثــانــوي: رقم يحدد شكل الأفلاك الذرية ورمزه (l )
رقم الكم المغناطيسي : رقم يدل على اتجاهات الأفلاك الذرية حول النواة ورمزه (m )
رقم الـــكــم المــغـزلي : رقم يدل على حالة غزل الإلكترون في الفلك ورمزه (ms )
الــطــبــقــة : جميع الأفلاك ضمن مستوى الطاقة الرئيسي الواحد
مــبــدأ أوفـــبــاو : يحتل الإلكترون الفلك ذا الطاقة الأدنى الذي يستطيع احتواءه
مـبــدأ بــاولي للاستبعاد : لايوجد إلكترونين للذرة نفسها لهما أرقام الكم الأربعة نفسها
قاعــدة هــونـد : لايحدث تزاوج بين إلكترونين في تحت مستوى معين إلا بعد أن تشغل أفلاكه
فرادى أولا
أعــلى مستوى طاقة : أبعد مستوى طاقة رئيسي يدخله الإلكترون ولديه أعلى رقم كم
إلكترونات الطبقات الداخلية: هي إلكترونات تحتل مستويات الطاقة الأقرب إلى النواة
الــقـانـون الــدوري: الخواص الكيميائية والفيزيائية للعناصر ترتبط دوريا بأعدادها الذرية
( عند ترتيب العناصر تصاعديا حسب أعدادها الذرية تظهر في الجدول
العناصر ذات الخواص المتشابهة وفق فترات منتظمة )
الـجــدول الـدوري: ترتيب العناصر حسب أعدادها الذرية بحيث تقع العناصر ذات الخواص
المتشابهة في العمود نفسه أي في المجموعة نفسها
اللانـثـنـيـدات : 14 عنصر أعدادها الذرية من 58 ( السيريوم Ce ) إلى 71 ( اللوتيتيوم ( Lu
يتم فيها ملء تحت المستوى 4f توجد في الدورة السادسة
الأكـتينيدات : 14 عنصر أعدادها الذرية من 90 (الثوريومTh ) إلى 103 ( اللورنسيوم Lr (يتم
فيها ملئ تحت المستوى 5f توجد في الدورة السابعة
نصف القطر الذري : نصف المسافة بين نواتي ذرتين متماثلتين ومترابطتين كيميائيا
الأيــون : ذرة أو مجموعة ذرات مترابطة لديها شحنة موجبة أوسالبة
طـاقـــة الـتـأيـن: الطاقة المطلوبة لنزع إلكترون واحد من ذرة عنصر معين متعادلة الشحنة
إلـكـتـرونـات التـكـافـؤ : الإلكترونات التي تفقد أوتكتسب أو تشارك في تكوين مركبات كيميائية
الـسـالـبـيـة الـكـهـربـائـيــة : قدرة الذرة على جذب الإلكترونات في أي مركب كيميائي
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ
نموذج بور لذرة الهيدروجين :
1- يدور الإلكترون حول نواة الذرة في مستويات طاقة محددة
2- يكون الإلكترون في مستوى الطاقة الأدنى عندما يكون المستوى أقرب إلى نواة الذرة
3- يفصل بين المستوى والنواة منطقة فسيحة تخلو من الإلكترونات
4- الإلكترون يقع في أحد المستويات وليس بينها
تفسير نظرية بور للطيف الخطي لذرة الهيدروجين :
عندما تكون ذرة الهيدروجين في حالة الاستثارة يكون إلكترونها في مستوى طاقة أعلى ( أي في المستوى الأبعد عن النواة )، وعندما تفقد الطاقة المكتسبة يعود الإلكترون إلى مستواه الأصلي أي إلى مستوى طاقة أدنى . أثناء هذه العودة ينبعث فوتون له طاقة مساوية لفرق الطاقة بين المستويين
قصور نظرية بور :
لم تستطع تفسير وضع الإلكترونات في الذرات عديدة الإلكترونات
كيف تثبت فرضية دي بروغلي أن الإلكترون له صفات موجية ؟
أثبتت التجارب أن الإلكترونات كالموجات الضوئية يمكن ثنيها وإنكسارها وكذلك تتداخل بعضها في بعض كالموجات
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ
عـــلل لما يأتي :
1- تنبعث أشعة كهرومغناطيسية من أي ذرة مستثارة
الذرة المستثارة التي يكون إلكترونها في مستوى طاقة أعلى ، وعندما تفقد الطاقة المكتسبة يعود الإلكترون إلى مستواه الأصلي ، وأثناء ذلك ينبعث فوتون في صورة أشعة كهرومغناطيسية
2- يمتلأ تحت المستوى d بــــ 10 إلكترون
لأنه يحتوي على 5 أفلاك ذرية وكل فلك يتسع لـــــ 2 إلكترون
3- يمتلأ تحت المستوى F بــــ 14 إلكترون
لأنه يحتوي على 7 أفلاك ذرية وكل فلك يتسع لـــــ 2 إلكترون
4- يمتلأ تحت المستوى 4S قبل تحت المستوى 3d
لأن طاقة تحت المستوى 4S أقل من طاقة تحت المستوى 3d
5- ترميز الغاز النبيل لعنصر الكروم هو {Ar}3d5 4s1 وليس {Ar}3d4 4s2
عندما يكون تحت المستوى 3d5 نصف ممتلئ ( خمس إلكترونات مفردة) تكون الذرة أكثر
استقرارا وأقل طاقة
6- وجود إلكترونين سالبة الشحنة في الفلك الواحد
بسبب دوران الإلكترونين في إتجاهين متعاكسين فيتولد مجال مغناطيسي ( تجاذب مغناطيسي )
يفوق طاقة التنافر الكهربائي
7- المستوى الرئيسي الثاني يستوعب ثمانية إلكترونات
لأنه يحوي تحت المستويين 2s ، 2p اللذين يحتويان 4 أفلاك ذرية وكل فلك يتسع لــ 2
إلكترون
8- يتناقص نصف القطر الذري تدريجيا خلال الدورة من اليسار إلى اليمين
بزيادة العدد الذري تتزايد الشحنة الموجبة للنواة تدريجيا فيزداد جذبها لإلكترونات المستوى
الخارجي فيتناقص نصف القطر
9- يزداد نصف القطر الذري تدريجيا خلال المجموعة من أعلى لأسفل
بسبب زيادة عدد مستويات الطاقة في المجموعة بزيادة العدد الذري
10- طاقة التأيين الثانية أكبر من طاقة التأيين الأولى
لأن نزع الإلكترون من الأيون الموجب يحتاج إلى طاقة أكبر من نزع إلكترون من ذرة متعادلة
11- تزداد السالبية الكهربائية خلال الدورة من اليسار إلى اليمين
بسبب تناقص نصف القطر الذري
12- تقل السالبية الكهربائية خلال المجموعة من أعلى لأسفل
بسبب زيادة نصف القطر الذري
13- تتزايد طاقة التأين خلال الدورة
تزايد الشحنة النووية عبر الدورة يجذب إلكترونات المستوى الخارجي بقوة مما يجعل نزعها
أكثر صعوبة
14- لايعتبر عنصر الهيدروجين H2 من عناصر المجموعة الأولى
لأن خواصه تختلف عن خواص عناصر المجموعة الأولى
أو لأنه غاز والأخرى صلبة وسائلة أو لأنه لافلز والأخرى فلزات
مدرسة الذيد الثانوية كيمياء العاشر أ/ عادل جميل
الترابط الكيميائي
الرابطة الكيميائية : هي تجاذب كهربائي متبادل بين نوى وإلكترونات تكافؤ مختلفة يجعلها مترابطة
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــ
الرابطة الأيونية : رابطة ناتجة من التجاذب الكهربائي بين أعداد كبيرة من الأنيونات والكاتيونات
( رابطة ناتجة من تجاذب كهروستاتيكي بين أيونات موجبة وأيونات سالبة )
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الرابطة التساهمية : تنتج من تشارك ذرتين في أزواج من الإلكترونات ، تكون الإلكترونات المشتركة
(ملكا )بالتساوي للذرتين
الرابطة التساهمية : رابطة مستقرة تتكون عند تعادل قوى التجاذب والتنافر بين الذرات
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الرابطة الأحادية : رابطة تتكون من تشارك ذرتين في زوج واحد من الإلكترونات مثل H2
الرابطة الثنائية : رابطة تتكون من تشارك ذرتين في زوجين من الإلكترونات مثل O2
الرابطة الثلاثية : تتكون عندما تتقاسم الذرتان 3 أزواج من الإلكترونات مثل N2
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الرابطة التساهمية القطبية : تتكون عندما تقضي الإلكترونات وقتا أطول بالقرب من ذرة دون أخرى
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الرابطة الفلزية : رابطة تنشأ نتيجة التجاذب بن ذرات الفلزات وبحر الإلكترونات المحيط به
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ: التنافر الحاصل بين إلكترونات التكافؤ المحيطة بالذرة يجعلها
تتباعد إلى أقصى حد
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
نظرية التهجين : عند دمج فلكين أو أكثر لذرة واحدة متشابهين في مستوى طاقتهما تنتج أفلاك جديدة ذات
طاقات متساوية
الأفلاك المهجنة : أفلاك ذات طاقات متساوية ناتجة من اندماج اثنين أو أكثر من أفلاك ذرة واحدة
التهجين sp3 : اندماج فلك s مع ثلاثة أفلاك p لتشكيل أربعة أفلاك مترابطة ذات طاقات متساوية
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الرابطة الهيدروجينية : رابطة تنشأ من ارتباط الهيدروجين بذرة ذات سالبية عالية ( حيث ينجذب
الهيدروجين إلى زوج الإلكترونات غير المشتركة في الذرة ذات السالبية
الكهربية العالية من ذرات الجزئ المجاور )
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
قوى تشتت لندن : التجاذب البيني الناتج من حركة الإلكترونات المستمرة ومن تكوين القطبية الثانوية
المؤقتة
( القوى بين الجزيئات الضعيفة الناتجة من ثنائيات القطب المؤقتة ( اللحظية) )
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
قاعدة الثمانية : تميل المركبات الكيميائية إلى التشكل بحيث يتحقق لكل ذرة فيها ثمانية إلكترونات في
أعلى مستوى طاقة لها : سواء بفقد الإلكترونات أو اكتسابها أو التشارك فيها
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
بنية لويس : الصيغ التي تدل الرموز الذرية فيها على النوى وعلى إلكترونات المستويات الداخلية
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
القطبية : توزع الشحنات بصورة غير متساوية بين الذرات
القطبية الجزيئية : التوزيع الغير متساوي لشحنات ذرات الجزئ بناء على قطبية كل رابطة وشكل الجزئ
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
القوى البينية : قوى التجاذب بين الجزيئات
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
القوى ثنائية القطب ـــ ثنائية القطب : القوى التجاذب بين الجزيئات القطبية
( قوى التجاذب الشديدة بين مناطق الجزئ الموجبة والسالبة)
محصلة القوى ثنائية القطب : ثنائي القطب الخطي يتكون في الجزيئات غير القطبية عندما تنجذب
إلكترونات الجزئ خطيا بفعل جزئ قطبي
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
طول الرابطة : المسافة الفاصلة بين نواتي ذرتين مترابطتين في أدنى طاقتهما الكامنة
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
طاقة الرابطة : الطاقة الضرورية لكسر الرابطة الكيميائية وتكوين ذرات منفصلة متعادلة
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ـــــ
الطاقة الشبكية : هي الطاقة المنبعثة عند تشكيل مول واحد من مركب أيوني
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الأيونات متعددة الذرات : مجموعة الذرات المشحونة والمترابطة تساهميا
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الترميز النقطي للإلكترون : كتابة الرمز لأي عنصر محاط بإلكترونات التكافؤ ( مشارا إليها بالنقط )
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ـــ
قابلية الطرق : قابلية المادة للتحول إلى ألواح رقيقة بالطرق
قابلية السحب : قابلية المادة للتحول إلى خيوط دقيقة عبر سحبها أوشدها في أداة لها ثقوب صغيرة
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الجزئ : مجموعة متعادلة من الذرات التي ترتبط فيما بينها بروابط تساهمية
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
المركبات الجزيئية : المركبات الكيميائية التي تتألف أبسط وحداتها من جزيئات
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الصيغة الكيميائية : تركيبة الرموز التي تدل على العناصر والعدد النسبي لذرات كل من العناصر المكونة
لمركب كيميائي
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الصيغة الجزيئية : الصيغة التي تظهر أنواع و أعداد الذرات المتحدة في جزئ واحد
(الصيغة الكيميائية للمركبات الجزيئية )
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
أزواج غير مشتركة : أزواج من الإلكترونات لا تشترك في الروابط
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الروابط المتعددة : يطلق على الرابطتين الثنائية و الثلاثية
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
وحدة الصيغة : الصيغة التي تكون فيها المركبات الأيونية في أبسط واصغر نسبة
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
علل لما يأتي :
1- بعض المركبات الأيونية غير قابلة للذوبان في الماء
لأن قوة تجاذب الأيونات تفوق قوة جذب جزيئات الماء لها
2- تترابط معظم الذرات ترابطا كيميائيا مع الذرات الأخرى الموجودة في الطبيعة
لأن الترابط يقلل من طاقاتها الكامنة فينتج من ذلك ترتيبات للمادة أكثر إستقرارا
3- الرابطة في كلوريد الصوديوم ( NaCl ) أيونية
لأن الفرق في السالبية الكهربائية بين الذرتين كبير ( أكبرمن 1.7 )
4- المركبات الأيونية صلبة
لأنه بإزاحة صف واحد من الأيونات داخل البناء البلوري تتولد قوى تنافر كبيرة تجعل إبتعاد
الطبقات عن بعضها أمرا صعبا مما يؤدي إلى صلابة المركب
5- المركبات الأيونية هشة سريعة التكسر
لأنه عند فصل طبقة واحدة من الأيونات داخل البناء البلوري تؤدي قوى التنافر الناتجة من تقارب
الأيونات ذات الشحنة المتماثلة إلى إبتعاد بقية الطبقات عن بعضها فتتصدع البلورة وتتكسر
( لأن قوى التجاذب الشديدة تمسك الطبقات في مواقع ثابتة نسبيا )
6- المركبات الأيونية موصلة للكهرباء عند إذابتها في الماء أو عندما تكون مصهورة
بسبب حرية حركة الأيونات في المحاليل المائية وفي المصاهير
7- المركبات الأيونية الصلبة غير موصلة للكهرباء
لأن الأيونات تكون مقيدة الحركة
8- تتميز الفلزات بخاصية البريق واللمعان
لأنها تمتص الضؤ وينتج عن ذلك إستثارة الإلكترونات فتقفز إلى مستويات طاقة أعلى ثم تهبط إلى
مستويات الطاقة الأقل باعثة طاقة بشكل ضؤ
( لقدرتها على إمتصاص وإصدار ضؤ بأطوال موجية متعددة )
9- تتميز الفلزات بخاصية قابلية الطرق والسحب
بسبب الترتيب الذري المنتظم داخل الفلز ، فبإمكان أي طبقة من الذرات التحرك والإنزلاق فوق بقية
الطبقات بسهولة دون كسر للترابط
( لأن الترابط الفلزي يسمح بانزلاق طبقات الأيونات على بعضها )
10- الفلزات موصلة جيدة للكهرباء
بسبب وجود إلكترونات حرة في شبكات ترابطها
11- إرتفاع درجة غليان الماء عن الفوسفين PH3 والأمونيا NH3
لوجود روابط هيدروجينية بين جزيئات الماء
12- قابلية ذوبان الأكسجين غير القطبي في الماء
القطب الموجب لجزئ الماء يجذب إلكترونات التكافؤ الخارجية لجزئ الأكسجين المجاور فيتولد قطب
سالب من جهة الماء وقطب موجب من الجهة الأخرى فينجذب الأكسجين نحو جزيئات الماء
13- قابلية الأمونيا ( NH3 ) للذوبان في الماء
لأنه مركب قطبي حيث تتجاذب الأقطاب الموجبة في الأمونيا مع الأقطاب السالبة في الماء والسالبة
في الأمونيا مع الموجبة في الماء مما يؤدي إلى الذوبان
14 يعد جزئ الماء ( H2O ) جزيئا غير خطي
لأن أزواج الإلكترونات غير المشتركة في تكوين روابط تأخذ حيزا ، مشكلة أزواج الإلكترونات
رباعية السطوح
15 يتميز جزئ كلوريد الهيدروجين ( HCl ) بالخاصية القطبية
لأن قوة جذب ذرة الكلور لزوج الإلكترونات المشتركة تفوق قوة جذبها لذرة الهيدروجين
16 درجة غليان فلوريد البروم ( Br F ) أعلى من درجة غليان الفلور ( F2 )
لأن فلوريد البروم جزئ قطبي بينما الفلور جزئ غير قطبي
17 تعد القوى التي تربط الجزيئات القطبية من أشد القوى البينية
لأن الجزيئات القطبية تتفاعل وكأنها مغنطيس ذو قطبين بسبب التوزيع غير المتكافئ لشحناتها
مما يولد ثنائية القطب
18 للروابط في كل من الماء H2O و الأمونيا NH3 زوايا أقل من 109.5 درجات
لأن التنافر بين الأزواج غير المشتركة أكبر من التنافر بين الأزواج المترابطة
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
أسئلة متنوعة
1- يرمز إلى الثنائية القطبية بسهم رأسه موجه من القطب الموجب إلى القطب السالب وطرفه مقطوع
بمعترضة رأسية صغيرة
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ـــــ
2- موظفا مفهوم الطاقة الكامنة ، صف كيف تتشكل رابطة تساهمية بين ذرتين ؟
– عندما تتقارب الذرات ، يكون تجاذب الإلكترون – البروتون أقوى من تنافر الإلكترون – الإلكترون
والبروتون-البروتون .
تنجذب الذرات بعضها إلى بعض ، فتنخفض طاقتها الكامنة ، وتصبح المسافة في النهاية كافية لجعل
التنافر بين الشحنات المتشابهة مساويا للتجاذب بين الشحنات المختلفة .
عند هذه النقطة تكون الطاقة الكامنة في أدنى قيمة لها ويتشكل جزئ مستقر .
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ـــــ
3- وضح كيف تتكون الرابطة التساهمية ؟
ينجذب زوج أو أكثر من الإلكترونات إلى نواتى الذرتين المترابطتين ، فيحدث أثناء تجاذب هذه
الإلكترونات مشاركة بين الذرتين
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ـــــ
4- ما نوع الروابط التي توجد في الأيونات متعددة الذرات ؟
– تترابط الذرات في أيون متعدد الذرات بواسطة روابط تساهمية ، إلا أن الأيونات متعددة الذرات تتحد
مع أيونات ذات شحنات مختلفة لتشكل مركبات أيونية
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ـــــ
5- العاملان اللذان يحددان كون الجزئ قطبي أو غير قطبي :
1- فرق السالبية الكهربائية 2 – هندسة الجزئ
6 – العناصر التي تشكل مركبات لا تخضع لقاعدة الثمانية :
– الهيدروجين – البورون
– البريليوم – الفوسفور
– الكبريت – الزينون
( AlCl3 ــــــــــ BF3 ــــــ H2 )
7- تعتمد قوى لندن بين الجزيئات على :
– عدد إلكترونات الجزئ – كتلة الجزئ
8- لرسم بنية لويس يجب معرفة :
– عدد إلكترونات التكافؤ في كل ذرة – نوع الذرات في الجزئ – عدد الذرات في الجزئ
9- قوة الرابطة الفلزية تعتمد على :
– الشحنة النووية لذرة الفلز – عدد الإلكترونات في بحر الإلكترونات المحيطة بالفلز
10- النظريات المستخدمة لتحديد أشكال الجزيئات :
– نظرية VSEPR تنافر أزواج الإلكترونات – التهجين
11- العوامل التي تؤثر في الأشكال الهندسية للجزيئات :
– عدد الروابط التي تشكلها كل ذرة – عدد أزواج الإلكترونات غير المشتركة بين الذرات
– أحجام الذرات – تهجين بعض أفلاك الذرة
12- نوع الرابطة المتكونة يتوقف على :
قوة جذب الذرة للإلكترونات ( السالبية الكهربائية )
13- طول وطاقة الرابطة يعتمد على :
– أنواع الذرات المترابطة
14- تقاس قوة الترابط الفلزي بكمية الحرارة اللازمة لتبخير الفلز
كلما إرتفعت درجة حرارة التبخر كلما كان الترابط الفلزي أقوى
15- العلاقة بين طول الرابطة وطاقتها :
تتوافق طاقات الترابط المرتفعة مع الروابط القصيرة
16- مكونات وحدة واحدة من الصيغة CaF2 :
أيون واحد من Ca+ ــــــــــ أيونين من F-
17- رتب أنواع القوى والروابط التالية تصاعديا حسب قوتها :
أيوني ــــــــــ قوى تشتت لندن ــــــــــ تساهمي ـــــــــ ثنائي القطب ـــ ثنائي القطب
الأضعف : قوى تشتت لندن ـــــــ ثنائي القطب ـــــــ ثنائي القطب ــــــــ تساهمي ــــ أيوني الأقوى
18- رتب الروابط التالية تصاعديا حسب قوتها :
أيونية ــــــــ تساهمية قطبية ــــ فلزية ـــــ تساهمية
الأضعف : تساهمية ــــــــــ تساهمية قطبية ـــــــــ أيونية ـــــ فلزية
19 الخواص الفيزيائية للمركبات الأيونية :
– الصلادة ــــ قابلية الكسر ــــــ التوصيل الكهربائي في حالة الإنصهار
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الروابط نوع الطاقة الذي يستخدم كمقياس لقوة الرابطة
الرابطة الأيونية طاقة الشبكة
الرابطة التساهمية طاقة الرابطة
الرابطة الفلزية طاقة التبخير
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
عدد إلكترونات التكافؤ الترميز النقطي للإلكترون
1 Na ـــ K ــــ Li ـــ H
2 Mgـــــ Ca ــــ Be
3 B ـــــــ Al
4 C ـــــــ Sn
5 N ــــــــ P
6 O ــــــــ S
7 F – Cl – Br – %
تمنياتي بالتوفيق والنجااح..~
لقراءة ردود و اجابات الأعضاء على هذا الموضوع اضغط هناسبحان الله و بحمده
• العالم الايطالي كانيزارو : قدم طريقة مقنعه لتحديد الكتلة النسبيه للعناصر بدقه مكنت العلماء من اعتماد معيار لقيم قياسيه للكتل الذرية .
• مندليف و القاعدة الدورية للعناصر الكيميائية .
الجدول الدوري لمندليف : عند ترتيب العناصر بشكل تصاعدي حسب قيم الكتل الذرية ظهرت توافقات في خواصها الكيميائية على نحو دوري منتظم .
أو : هو ترتيب للعناصر المتشابهة الخواص في مجاميع تصاعديا حسب قيم كتلتها الذرية .
• مميزات جدول مندليف :
1- ترك مندليف فراغات في الجدول الدوري لعناصر لم تكتشف حينئذ وحدد مندليف خواصها .
• تم اكتشاف 3 عناصر تملئ 3 من هذه الفراغات وهي عانصر سكانديوم ٍSc، جاليوم Ga ، جيرمانيوم Ge
2- اكتشاف القاعدة الدوريه للعناصر
• قصور جدول مندليف :
ووضع اليود I (( كتلته الذرية 127 )) بعد التيلوريوم Te ، الذي (( كتلته الذريه 128 )) وهذا يناقض مع النمط التصاعدي لقيم الكتل الذرية المعتمد في الجدول
• موزلي والقانون الدوري :
القانون الدوري :- الخواص الكيميائية و الفيزيائية للعناصر ترتبط دوريا بأعدادها الذرية .
أو بعبارة أخرى :- عند ترتيب العناصر تصاعديا حسب أعدادها الذرية تظهر في جدول العناصر ذات الخواص المتشابهة وفق فترات منتظمة .
الجدول الدوري الحديث : –
• تعريف الجدول الدوري الحديث : هو ترتيب للعناصر حسب أعدادها الذرية , بحيث تقع العناصر ذات الخواص المتشابهة في العمود نفسه أي في المجموعة نفسها .
•
• الغازات النبيله : هي عناصر المجموعة 18 من الجدول الدوري الحديث وتشمل على عناصر
– الهيليومHe , النيونNe , الارجون Ar, الكريبتون Kr, الزينون Xe, الرادون Rn
1894مـ اكتشف العالمان جون ويليام , ويليام رامزي عنصر الارجون Ar
1868مـ اكتشف عنصر الهيليوم He نتيجه لتحليل طيف ضوء الشمس المنبعث وهو احد
مكونات الشمس
1895مـ أظهر رامزي أن الهيليوم He موجود في جو الارض
1898مـ أكتشف رامزي الكريبتون Kr والزينون Xe
1900مـ أكتشف العالم فريدريك ارنسنت غاز الرادون Rn
*ملاحظات على الغازات النبيلة
** اللانثنيدات :- هي 14 عنصرا توجد في الدورة السادسة وهي تأتي بعد عنصر اللانثانوم 57La واعدادها الذريه من 58 (السيريوم Ce) الى 71 ( اللوتيتوم Lu ) .
ملحوضة هامه : يتم امتلاء تحت المستوى 4f في عنصر اللانثنيدات ب 14 إلكترون لذالك عدد عناصر اللانثنيدات= 14 عنصرا
*** الاكتنيدات : هي 14 عنصرا توجد في الدورة السادسة وهي تأتي بعد عنصر الاكتنيوم 89Ac واعدادها الذرية من 90 ( الثوريوم Th ) الى 103 (اللورانسيوم Lr )
ملحوظه هامه : يتم امتلاء تحت المستوى 5f في عناصر الاكتنيدات ب 14 الكترون لذلك عدد العناصر الاكتنيدات = 14 عنصراً.
• الدورية (( دورية خواص العنصر ))
يقصد بالدورية تكرار خواص العناصر دوريا بزيادة العدد الذري
لكل من العناصر المتعاقبة على التوالي بمقدار 8 , 8 , 18 , 18 , 32
في المجموعات1 ,2 ومن 13حتى 18 تتبع النمط نفسه
مثال على الدورية
الغازات النبيلة مجموعة 18 الفلزات القلوية ألمجموعه I
هيليوم 2He
نيون 10Ne
ارجون 18Ar
كريبتون36Kr
زينون54Xe
رادون 86Rn ليثيوم3Li
صوديوم11Na
بوتاسيوم19K
روبيديوم37Rb
سيزيوم55Cs
فرانسيوم87Fr
عناصر المجموعة 18 الغازات النبيله (الخاملة ) لها خواص متشابهة و تتكرر دوريا بزيادة العدد الذري
للعناصر المتتابعه في المجموعة بمقدار 32,18,18,8,8
على التوالي
عناصر المجموعة I الفلزات القلوية متشابهة في الخواص وتتكرردوريا الخواص بزيادة العدد الذري للعناصر المتعاقبة في المجموعة بمقدار32,18,18,8,8على التوالي
مراجعه القسم 5-1
1- أ:- لمن ينتسب الفضل في تطوير الطرقة التي أدت الى تحديد معيار نسبي للكتل الذرية ؟
جـ – كانيزارو
2- من اكتشف القانون الدوري؟
جـ – مندليف
3- من رسخ اعتماد العدد الذري كأساس لتنظيم الجدول الدوري؟
جـ – موزلي
4- اذكر القانون الدوري ؟
الخواص الكيميائية والفيزيائية للعناصر ترتبط دوريا باعداد ها الذرية
5- سم 3 مجموعات من العناصر أضيفت للجدول الدوري بعد مندليف ؟
جـ – الغازات النبيلة , اللانثنيدات , الاكتنيدات
3- كيف يتغير العدد الذري للعناصر في كل من المجموعات التالية 1 – 2 , 13- 18 ’ من الجدول الدوري؟
جـ – الاعدادالذرية للعناصر المتتابعه في المجموعات 1- 2 , – 1318 تختلف تياعا بـ 32,18,18,8,8
والاعداد الذرية للعناصر المتتابعة في المجموعات من 13 – 17 تختلف تياعا بـ 32,18,18,8
قسم 2-5
الترتيب الإلكتروني والجدول الدوري
عناصر المجموعة 18 ((الغازات النبيلة ))
هي عناصر مستقرة كميائياً ويرجع ذلك إلى خصوصية الترتيب الإلكتروني لهذه الغازات
ملاحظات على الغازات النبيلة
*2He (( الهليوم )) المستوى الأعلى المشغول للهليوم هو 1S , وهو يمتلئ بإلكترونان
* باقية عناصر الغازات النبيلة وهو Rn , Xe , Kr , Ar , Ne
المستويات العليا لها تحتوي على ثمانية إلكترونات (( الاستقرار الثماني ))
* ملحوظة هامة : يتحكم الترتيب الإلكتروني لمستوى الطاقة الأعلى المشغول لأي عنصر في الخواص الكيميائية المميز لذلك العنصر
* دورات و مجمعات الجدول الدوري
* العلاقة بين طول الدورة وتحت المستويات المملوءة في الجدول الدوري :-
رقم الدورة عدد العانصر في الدورة تحت المستويات حسب
ترتيب امتلائها
1 2 1S
2 8 2S,2P
3 8 3S,3P
4 18 4S,3d,4P
5 18 5S,4d,5P
6 32 6S,4f,5d,6P
7 32 7S,5f,6d,7P
ملحوظة هامة !!!
عدد الا لكترونات التي يتشبع بها تحت المستويات التي تملأ في كل دورة = عدد عناصر الدورة
مثال : * عدد عناصر الدورة الاولى = 2
لان تحت المستوى الذي يملأ في الدورة الاولى هو 1sوتيشبع بإلكترونين
*عدد عناصر الدورة الثانية = 8 لأن تحت المستويات التي تملأ في الدورة الثانية هي 2 S ويتشبع بإلكترونين ,2P ويتشبع بــ6 إلكترونات ويكون مجموع ((8 = 6+2 )) إلكترونات أي8 عناصر وهكذا بالنسبة لباقية الدورات
ملحوظة هامة : يتم التعرف إلى الدورة (( رقم الدورة )) التي يتواجد فيها العنصر عادة من خلال الترتيب الإلكتروني للعنصر
مثال : عنصر الزنريخ 33As الترتيب الأكتروني {Ar} 3d10 4s2 4p3 نجد إن رقم 4 في صيغة 4P3 يشير إلى مستوى الطاقة الرئيسي الأعلى التي تحتله الإلكترونات وهو رقم 4 لذا يقع الزرنيح في الدورة الرابعة
مجمعات الجدول الدوري
المجمع S P d f
تحت المستوى الذي
الذي ينتهي به
توزريع الاكتروني S P d f
المجموعات 2,1 18-13 12-3 اللانثنيدات و
الاكتنيدات
** عناصرالمجمع (( S)) المجموعتان 2,1
المجموعة 1 المجموعة 2
العناصر Li,Na,K,Rb,Cs,Fr Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra
النشاط فلزات نشطة كيميائياً و
أكثر نشاطا من عناصر
المجموعة 2 فلزات نشطة كيميائياً وأقل نشاطاً
من عناصر المجموعة 1
الترتيب الاكتروني الخارجي nS1 nS2
اسم المجموعة الفلزات القلوية الفلزات القلوية الارضية
الصلابة طرية يمكن قطعها بسكين أكثر صلابة
وجودها في الطبيعة لاتوجد منفردة في الطبيعة لنشاطها الكيميائي لاتوجد منفردة في الطبيعة لنشاطها الكيميائي
الكثافة أقل كثافة
K,Na,Li اقل كثافة من الماء أكثر كثافة
درجة الانصهار منخفضةو تقل بزيادة العدد الذري أعلى من المجموعة الاولى
ملحوضة!! تتفاعل الفلزات القلوية ( مجموعه 1 ) مع الماء وينتج محلول قلوي ويتصاعد غاز الهيدروجين
* الهيدروجين والهليوم
– الهيدروجين (1H ) الترتيب الإ كتروني له هو 1s1
بأخذ نفس ترتيب الإكتروني nS1 للمجموعة الأولى , لكنه يختلف عن عناصر المجموعة 1 في الخواص , وخواصه لا تشابه خواص أي مجموعة من عناصر الجدول الدوري
– الهيليوم (2He ) الترتيب الالكتروني له هو 1s2 ياخذ نفس الترتيب الاكتروني nS2 للمجموعة 2 ومع ذالك هو جزء من المجموعة 18 لا ن المستوى الاول مشغول بإلكترونين وهو مستقر كيميائيا ً مثل عناصر المجموعة 18 (( الغازات النبيلة ))
• جدول يوضح تعيين رقم المجموعة و الدورة و المجمع
الترتيب الاكتروني المجموعة الدورة المجمع
{Xe} 6 S2 2 6 S
{Ne}3S1 1 3 S
{Kr} 5 S1 1 5 S
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 2 4 S
{Ar} 4 S2 2 4 S
1s2 2s2 2 2 S
** عناصر الجمع d ( المجموعات (12– 3
– الترتيب الأكتروني للمجموعة 3هو2 (n-1) d1 n s
– الترتيب الأكتروني للمجموعة 12هو2 (n-1) d10 n s
{Ar} 3d8 4s2 28Ni المجموعة 10 – المجمع d – الدورة 4
– بعض عناصر المجمع d لها توزيع إلكتروني شاذ مثل : –
{Kr} 4 d 10 5S0 46Pd المجموعة 10 – المجمع d – الدورة 5
87Pt {Xe} 4f 14 5d 9 6S 1 المجموعة 10 – المجمع d – الدورة 6
* خواص عناصر المجمع :d
– فلزات وتسمى العناصر الإنتقالية
– موصلة جيدة للكهرباء – ذات لمعان بالغ
– أقل نشاط من الفلزات القلوية ( مجموعة 1) والفلزات القلوية الأرضية ( مجموعة 2 )
– بعض العناصر الإنتقالية قليلة النشاط وتوجد منفردة في الطبيعة
مثل بلاديوم Pd , بلاتين Pt , ذهب Au
الترتيب الالكتروني الدورة المجموعة المجمع
{kr} 4d5 5s1 5 6 d
{Ar] 3d8 4s2 4 10 d
{Kr} 4d10 5s2 5 12 d
عناصر المجمع (( p)) المجموعات (( 18– 13 ))
ملحوظة ! -1 عناصر المجمع P تشمل عناصر المجموعات 13- 18 عدا الهيليوم
1- تدعى عناصر المجمعين p,s العناصر الرئيسية
الترتيب الالكتورني الخارجي لعناصر المجموعة 13 هو 1ns2 np
لعناصر المجموعة 14 هو ns2 np2
لعناصر المجموعة 18 هو ns2 np6
رقم المجموعة لعناصر المجمع P = 10 + العدد الالكترونان في المستوى الأعلى المشغول
مثال : – البروم : 3 5Br له الترتيب الالكتروني [Ar] 3d10 4s2 4p5
رقم المجموعة = 10+ 7 = 17 وهو يتبع المجمع P – الدورة 4
س ؟ عين الدورة – المجموعة –المجمع لعنصر الزرنيخ 33 As ؟
ج – الترتيب الالكتروني [Ar] 3d10 4s2 4p3
الدورة 4 – المجموعة 15 – المجمع p
ملاحظات هامة عن عناصر المجمع P:-
1-يحتوي المجمعP في أقصى يمين الجدول الدوري على جميع اللافلزات عدا الهيدروجين و الهيليوم.
2-يشمل المجمع P على عناصر أشباه الفلزات الستة و هي البورون B-السيليكون Si-الجيرمانيوم Ge-الزرنيخ As-الأنتيمون Sb-التيلوريوم Te.
-توجد أشباه الفلزات(أشباه الموصلات)على جانبي الخط الفاصل بين الفلزات و اللافلزات.
-تتميز أشباه الفلزات بأنها مواد صلبه سريع الكسر(هشة)-لها بعض خواص الفلزات و بعض خواص اللافلزات-توصيلها للكهرباء متوسط بين الفلزات و اللافلزات.
3-يشمل المجمع P أيضاً على عناصر المجموعة 17 (الهالوجينات) و هي (الفلور-الكلور-البروم-اليود-الاستاتين).
-تتميز الهالوجينات بأنها أشد اللا فلزات نشاطاً.
-تتفاعل مع الفلزات و تكون الأملاح.
-الفلور ، الكلور غازات ، البروم سائل أحمر ، اليود صلب لونه أرجواني قاتم.
اما الاستاتين فهو يحضر صناعياً و هو صلب.
4-يشمل المجمع P على بعض الفلزات التي تتميز بأنها أقسى و أكثر كثافة من الفلزات القلوية الأرضية- للمجمع s ولكنها أكثر طراوة و أقل كثافة من فلزات المجمع d و تتميز فلزات المجمع P باستثناء البزموت لها نشاط كيميائي و تتواجد في الطبيعة في صورة مركبات.
*العلاقة بين أرقام المجموعة و المجمعات و الترتيبات الالكترونية:-
رقم المجموعة التركيبات الالكترونية المجمع ملاحظات
2, 1 2-1 ns S عدد الاكترونات
في ns يساوي رقم المجموعة
3, 12 (n-1)d1-10 ns0-2 d مجموع عدد الالكترونات
(n-1) d ns=رقم المجموعة.
13, 18 ns2np1-6 p رقم المجموعة=عدد الاكترونات.في
12+np
*عناصر المجمع-f اللانثنيدات و الألكتنيدات
-الموقع: بين عناصر المجموعة 4,3 في الدورتين السادسة و السابعة.
اللانثنيدات:عناصر تحت المستوى 4f و عددها 14 عنصراً لأن 4f يشبع بعدد 14 إلكتروناً و توجد في الدورة السادسة بين Hf , La
و تتشابة اللانثنيدات مع المجموعة 2 الفلزات القلوية الأرضية في نشاطها الكيميائي
الاكتنيدات عناصر تحت المستوى 5f و عددها 14 عنصراً لأنه 5f يتشبع بعدد 14 الكتروناً و توجد في الدورة السابعة بعد عنصر الاكثيوم Ac و هي عناصر مشعة و العناصر الأربعة الأولى منها (منTh حتى Np ) تتواجد طبيعياً على الأرض أما بقية عناصر الاكتنيدات عناصر صناعية ثم تركيبها في المختبر.
مراجعة القسم 2-5:
1-ما مجمعات الجدول الدوري التي تظهر العلاقة بين الترتيبات الالكترونية للعناصر و بين مواقعها في الجدول الدوري؟
مجمعات f, d, p, s
2-ما الاسم المعطى لكل من مجموعات العناصر التالية في الجدول الدوري؟
المجموعة اسم المجموعة
المجموعة1 الفلزات القلوية
المجموعة2 الفلزات القلوية الأرضية
المجموعة3-12 الفلزات الانتقالية
المجموعة17 الهالوجينات
المجموعة18 الغازات النبيلة
3-ما العلاقة بين ترتيب المجموعة و رقمها بالنسبة للعناصر في المجموعاتd, p, s ؟
رقم المجموعة ترتيب المجموعة(الترتيب الالكتروني) المجمع
2, 1 2-1ns s
3-12 2 (n-1)d1-10 ns d
13-18 ns2 np1-6 p
-اكتب من دون الرجوع إلى الجدول الدوري ، التركيب الالكتروني الخارجي لعنصر من المجموعة 15 في
الدورة الرابعة:
جـ-
3d10 4s2 4p3
5-حدد من دون الرجوع إلى الجدول الدوري الدورة والمجمع و المجموعة لعنصر ترتيبه الالكتروني 2[Ar]3d7 4s
جـ-
الدورة الرابعة – المجمع d – المجموعة 9
القسم 3-5
التركيب الالكتروني و الخواص الدورية
ملحوظة هامة:- (المسائل النموذجية و التمارين التطبيقية راجع الكتاب المدرسي)
*أنصاف الأقطار الذرية
-تعريف نصف القطر الذري:هو نصف المسافة بين نواتي ذرتين مماثلتين و مترابطتين كيميائياً.
-تدرج نصف القطر الذري عبر الدورة
*تتناقص أنصاف الأقطار الذرية كلما اتجهنا من ليسار إلى اليمين بزيادة العدد الذري عبر الدورة.
التفسير:
بزيادة العدد الذري عبر الدورة من اليسار إلى اليمين تتزايد الشحنة الموجبة للنواة فتزداد قوة جذب النواه لالكترونات المستوى الخارجي فيقل حجم الذرة و نصف القطر الذري.
مثال:
تناقص أنصاف أقطار عناصر الدورة الثانية من الليثيوم Li وصولاً إلى النيون Ne.
-تدرج نصف القطر الذري عبر المجموعة.
*تتزايد أنصاف لأقطار الذرية كلما اتجهنا إلى أسفل بزيادة العدد الذري عبر المجموعة.
التفسير:
لزيادة عدد مستويات الطاقة الرئيسية بزيادة العدد الذري عبر المجموعة.
سؤال:
أي عناصر الدورة الثالثة التالية له نصف القطر الذري الأكبر. وضح جوابك طبقاً للتدرج في الجدول الدوري ( 11Na, 12 Mg, p, 15Cl).15
الصوديوم Na لأن له العدد الذري الاصغر.كما ان نصف القطر الذري يقل عبر الدورة بزيادة العدد الذري.
سؤال:
أي عناصر المجموعة 2 التالية له نصف القطر الذري الأكبر:
Ba, 38 Sr, 20Ca, 12 Mg, 4 Be56
الباريوم Ba لأن له العدد الذري الأكبر حيث يزداد نصف القطر الذري عبر المجموعة بزيادة العدد الذري.
*طاقة التأيين:
A + energy ———- A+ + e- (في الحالة الغازية)
الكترون أيون موجب طاقة تأيين أولى ذرة
*تعريف الأيون:هو ذرة أو مجموعة ذرات مترابطة لديها شحنة موجبة او سالبة.
مثال على الأيون: أيون الصوديوم Na+.
*تعريف طاقة التأيين سجل لمشاهدة الصورطاقة التأيين الأولى):الطاقة المطلوبة لنزع الكترون واحد من ذرة عنصر
معين متعادلة الشحنة.
*تدرج طاقة التأيين في الدورة.
-بشكل عام تزداد طاقات التأيين للعناصر الرئيسية عبر كل دورة بزيادة العدد الذري.
التفسير:
بسبب زيادة الشحنة الموجبة للنواة و تناقص نصف القطر الذري تكون قوة ترابط الالكترونات الخارجية مع النواة في تزايد بزيادة العدد الذري.
ملحوظة هامة!!!
1-اللافلزات لها طاقات تأيين أعلى من الفلزات.
2-عناصر المجموعة 1 في كل دورة لها طاقات تأيين أقل.
3-عناصر المجموعة 18 في كل دورة لها طاقات تأيين أعلى.
*تدرج طاقة التأيين في المجموعة.
-بشكل عام تتناقص طاقات التأيين للعناصر الرئيسية في المجموعة بزيادة العدد الذري.
التفسير:
بسبب زيادة عدد مستويات الطاقة و تزايد نصف القطر الذري تقل قوة جذب النواة لالكترونات المستوى الخارجي فتفقد الذرة الالكترون بسهولة.
*نزع الالكترونات من الايونات الموجبة.
A+ + energy———A++ + e-
الكترون أيون موجب++ طاقة تأيين ثانية أيون موجب +
طاقة التأيين الثانية دائماً أكبر من طاقة التأيين الأولى، لأن في طاقة التأيين الثانية يتم نزع الكترون من ايون موجب الذي يجذب الالكترون بشدة.
ملحوظة:
-عناصر المجموعة 18 لها طاقات تأيين هي الأكبر في كل دوره لأنها مستقرة.
-حالة الاستقرار للغازات النبيلة ينطبق على الايونات التي لها نفس تركيب الغاز النبيل.
*الكترونات التكافؤ.
تعريف الالكترونات التكافؤ:هي الالكترونات التي تفقد أو تكتسب أو تشارك في تكوين مركبات كيميائية.
جدول يوضح الكترونات التكافؤ في العناصر الرئيسة:
رقم المجموعة ترتيب المجموعة عدد الكترونات التكافؤ
1 ns¹ 1
2 ns² 2
13 ns²p¹ 3
14 ns²p² 4
15 ns²p³ 5
16 4ns²p 6
17 5 ns²p 7
18 6 ns²p 8
ملاحظات:
1-عناصر المجموعة 1 تحتوي على الكترون واحد للتكافؤ.
2-عناصر المجموعة 2 تحتوي على الكترونين للتكافؤ.
3-عدد الكترونات التكافؤ لعناصر المجموعات من (13-18).
= رقم المجموعة – 10
4-الكترونات التكافؤ توجد في المستوى الرئيس الأخير.
*السالبية الكهربائية.
تعريف السالبية الكهربائية:هي قدرة الذرة على جذب الالكترونات في أي مركب كيميائي.
ملاحظات هامة:
1-العالم لينوس بولينغ هو من وضع مقياس رقمي لقيم السالبية الكهربائية.
2-للفلور F أعلى قياس رقمي للسالبية و يساوي 4 .
3-العناصر ذات السالبية الكهربائية الأكبر موجودة في أعلى يمين المجمع pو العناصر ذات السالبية الكهربائية الأقل موجودة في أسفل يسار المجمعS .
*تدرج السالبية الكهربائية عبر الدورة.
تزداد السالبية الكهربائية عبر الدورة من اليسار إلى اليمين بزيادة العدد الذري و يرجع ذلك إلى نقص نصف القطر الذري.
*تدرج السالبية الكهربائية عبر المجموعة.
تقل السالبية الكهربائية للعناصر عبر المجموعة من أعلى إلى أسفل بزيادة العدد الذري و يرجع ذلك إلى زيادة نصف القطر الذري.
ملاحظات:
1-العناصر ذات السالبية الكهربائية الأعلى في الجدول الدوري هي النيتروجين و الأكسجين و الهالوجينات(عناصر المجموعة 17).
2-العناصر ذات السالبية الكهربائية الأقل في الجدول الدوري هي الفلزات القلوية(مجموعة1) و الفلزات القلوية الأرضية(مجموعة2).
3-الغازات النبيلة بعضها لا يمكن تعيين السالبية الكهربائية له لأنه لا يكون مركبات،وعندما يكون الغاز النبيل مركبات تكون سالبيته الكهربائية عالية جداً و مشابهة لقيمة السالبية الكهربائية للهالوجينات.
سؤال:
أي من العناصر الدورة الرابعة التالية20Ca, 35 Br, 31Ga هو الأعلى في السالبية الكهربائية؟فسر إجابتك…
الجواب هو Br لأن السالبية الكهربائية تزداد عبر الدورة بزيادة العدد الذري.
مراجعة القسم 3-5:
1- وضح تدرج الخواص التالية عبر الدورة و المجموعة لمجموعات العناصر الرئيسة و فقاً لـ:
أ-نصف القطر الذري ب-طاقة التأيين الأولى ج-السالبية الكهربائية
المقارنة الدورة المجموعة
نصف القطر الذري يقل من اليسار إلى اليمين تزداد من أعلى إلى أسفل
طاقة التأيين الأولى تزداد من اليسار إلى اليمين تقل من أعلى إلى أسفل
السالبية الكهربائية تزداد من اليسار إلى اليمين تقل من أعلى إلى أسفل
2-ما العلاقة بين رقم المجموعة و عدد الكترونات التكافؤ في عناصر المجموعة؟
جـ-
*عدد الكترونات التكافؤ للمجموعتين 2.1 تساوي رقم المجموعة.
*عدد الكترونات التكافؤ للمجموعة 18-13 يساوي رقم المجموعة – 10
3 أ) كيف تقارن بشكل عام بين الخواص الدورية للعناصر الانتقالية و الخواص الدورية للعناصر الرئيسية؟
جـ -الخواص الدورية للعناصر الانتقالية تتغير أقل و بإنتظام أقل من الخواص الدورية للعناصر الرئيسة.
ب) فسر المقارنات التي وصفت في (أ) (السؤال السابق)؟
جـ-
الاختلاف يرجع أساساً إلى وجود الكترونات في تحت المستوى (d) غير الممتلئة كلياً في ذرات عناصر المجمع d.
لقراءة ردود و اجابات الأعضاء على هذا الموضوع اضغط هناسبحان الله و بحمده
السلام و عليكم
شحالكم
شحالكم
أبا توصيات و مقترحات حق مشروع الكيمياء بعنوان ( صدأ الحديد )
لقراءة ردود و اجابات الأعضاء على هذا الموضوع اضغط هناسبحان الله و بحمده
الماء
يتكون الماء من وحدات دقيقة تسمى الجزيئات. وتحتوي قطرة من الماء على عدة ملايين من الجزيئات. ويتألف كل جزيء بدوره من وحدات دقيقة جدًا تسمى الذرات وتتكون جزيئات الماء من ذرات هيدروجين وذرات أكسجين. والهيدروجين والأكسجين غازان، لكنه لدى اتحاد ذرتين من الهيدروجين مع ذرة واحدة من الأكسجين يتكون المركب الكيميائي H2O ـ الماء. وحتى الماء النقي يحتوي على مواد أخرى بجانب الهيدروجين والأكسجين العاديين. فهو يحتوي مثلاً على نسبة ضئيلة جدًا من الديوتريوم وهو ذرة هيدروجين تزن أكثر من ذرة الهيدروجين العادي. ويسمى الماء المتكوّن من اتحاد الديوتريوم مع الأكسجين بالماء الثقيل
تعتمد الخواص غير العادية للماء على طبيعة القوى التي تشده وتربطه بعضه ببعض. وهذه القوى هي: 1- الروابط كيميائية، 2- الروابط هيدروجينية.
يتكون الماء من وحدات دقيقة تسمى الجزيئات. وتحتوي قطرة من الماء على عدة ملايين من الجزيئات. ويتألف كل جزيء بدوره من وحدات دقيقة جدًا تسمى الذرات وتتكون جزيئات الماء من ذرات هيدروجين وذرات أكسجين. والهيدروجين والأكسجين غازان، لكنه لدى اتحاد ذرتين من الهيدروجين مع ذرة واحدة من الأكسجين يتكون المركب الكيميائي H2O ـ الماء. وحتى الماء النقي يحتوي على مواد أخرى بجانب الهيدروجين والأكسجين العاديين. فهو يحتوي مثلاً على نسبة ضئيلة جدًا من الديوتريوم وهو ذرة هيدروجين تزن أكثر من ذرة الهيدروجين العادي. ويسمى الماء المتكوّن من اتحاد الديوتريوم مع الأكسجين بالماء الثقيل
تعتمد الخواص غير العادية للماء على طبيعة القوى التي تشده وتربطه بعضه ببعض. وهذه القوى هي: 1- الروابط كيميائية، 2- الروابط هيدروجينية.
يتركب جزيء الماء من ذرتي هيدروجين وذرة أكسجين واحدة. وفي كل ذرة هيدروجين متسع لإلكترون آخر حول نواتها. أما ذرة الأكسجين فلديها متسع لإلكترونين آخرين حول نواتها.
الروابط الكيميائية. يقصد بالروابط الكيميائية القوى التي تربط ذرتي الهيدروجين وذرة الأكسجين بعضهما ببعض في جزيء ماء. وفي كل ذرة هيدروجين إلكترون واحد يدور في مدار حول نواة الذرة، وفي كل من ذرات الهيدروجين متسع لإلكترونين. ولذرة الأكسجين ستة إلكترونات في مدارها الخارجي ولكنها تتسع لثمانية إلكترونات. وتقوم ذرّتا الهيدروجين والأكسجين بملء الأماكن الشاغرة بها باشتراك هذه الذرات في الإلكترونات. ويدخل الإلكترونان من ذرتي الهيدروجين مدار ذرة الأكسجين وفي نفس الوقت فإن الإلكترونين من ذرة الأكسجين يملآن الفراغ في ذرتي الهيدروجين. ويكون جزيء الماء الناتج ذا بناء وتركيب قويَّين.
الروابط الهيدروجينية. تشير الروابط الهيدروجينية إلى تلك القوى التي تربط جزيئات الماء بعضها ببعض. ولجزيئات الماء شكل متفرع الجوانب. وذلك لأن ذرتي الهيدروجين تبرزان من إحدى نهايتي ذرة الأكسجين. وللنهاية الهيدروجينية في جزيء ماء شحنة كهربائية موجبة، وفي النهاية المقابلة لجزيء الماء شحنة كهربائية سالبة. وترتبط جزيئات الماء ببعضها بسبب تجاذب الشحنات الكهربائية السالبة والموجبة. وترتبط النهاية الموجبة لجزيء الماء بالنهاية السالبة لجزيء آخر ترتبط نهايته الموجبة بالنهاية السالبة لجزيء ثالث.
صفات الماء الكيميائية
1. الماء مذيب قوي
2. التأين وحامضية وقلوية الماء
1. الماء مذيب قوي
عدّ الماء أقرب من أي مركب غيره يطلق عليه وصف "المذيب العام"، ذلك أن أغلب المواد تذوب في الماء، ولكن بدرجات متفاوتة. وترجع سبب قوة إذابة الماء للمواد الأخرى، إلى قطبية جزيئات الماء الناتجة عن الشكل الهندسي المائل للروابط التساهمية. فكثير من ذرات المواد الذائبة، ترتبط بعضها ببعض، من خلال قوى جذب إلكتروستاتيكي بسيط، ناتجة عن احتوائها على شحنات مختلفة. وهذه الأنواع من الروابط تُعدّ أضعف بكثير من الروابط التساهمية الموجودة داخل جزئ الماء، والروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء. ونتيجة لوجود ذرات تلك المواد في الماء، فإنها تحاط بجزيئات الماء، وتعزلها فيزيقياً بعضها عن بعض، وتتأين وتصبح ذائبة في الماء. وعلى الجانب الآخر، يظل الماء محتفظاً بتركيبه الأساسي، بسبب قوة الروابط التساهمية والهيدروجينية.
لذا، تُعدّ مقدرة الماء على إذابة العديد من المواد العضوية وغير العضوية، من دون التفاعل معها، أو تغيير خصائصه الكيميائية الأساسية، من الخصائص الفريدة التي يتميز بها الماء. وهذا على عكس المذيبات العضوية(Organic Solvents) ، التي لا تقدر على إذابة أي مادة ،دون التفاعل معها.
التأين وحامضية وقلوية الماء
تعرف عملية التأين بأنها: "عملية تحول جزيئات مركب ما، إلى أيونات". وبالنسبة إلى الماء، فإن معدل تأينه يُعدّ ضعيفاً جداً، إذا ما قورن بمعدلات التأين في المركبات الأخرى. إلاّ أنه قد يحدث تحلل لبعض جزيئات الماء، إلى أيوني الهيدروجين الموجب (H+) والهيدروكسيل السالب (OH-). وقد وجد أن زيادة تركيز أيون الهيدروجين، تعني زيادة الحموضة لهذا السائل، في حين تعني الزيادة في تركيز أيون الهيدروكسيل، زيادة القلوية. وفي حالة الماء النقي، يكون عدد أيونات الهيدروجين، مساوياً لعدد أيونات الهيدروكسيل، أي أنه متعادل.
وتُقاس الحموضة (تركيز أيونات الهيدروجين) في المواد المختلفة، عن طريق مقياس الأس الهيدروجين (pH Scale)
ويراوح مقياس الأس الهيدروجيني بين صفر و14. فالمواد المتعادلة الحموضة، مثل الماء النقي، قيمة الأس الهيدروجيني لها = 7. أمّا الأحماض، فإن قيمة الأس الهيدروجيني لها تراوح بين صفر و6.9. أمّا المواد القاعدية، فإن قيمة الأس الهيدروجيني لها تراوح بين 7 و14
منقول
مراجع مفيدة
http://www.feedo.net/environment/nature/water.htm
http://sirah.al-islam.com/display.asp?f=zad4092.htm
لقراءة ردود و اجابات الأعضاء على هذا الموضوع اضغط هناسبحان الله و بحمده
أسئلة مهمة جداً في المادة متنوعة لكتاب الجزء الأول
أرجو التثبيت للإفادة
Download Test :
لقراءة ردود و اجابات الأعضاء على هذا الموضوع اضغط هناسبحان الله و بحمده
السلام عليكم ورحمة الله
شباب ما بطول عليكم بس بصراحة انا قعدت وقت طوييل ادور على كتاب المعلم الكيمياء مشان اتاكد من حلول بعض الاسئلة بس كل ما القى موضوع افتح رابط التنزيل يطلع خربان واخيرا لقيت واحد مظبوط بس موجود فيو الحلول بالتوفيق للامانة منقول من تعلم لاجل الامارات
لقراءة ردود و اجابات الأعضاء على هذا الموضوع اضغط هناسبحان الله و بحمده
هلا شحاااالك انا عندي تقرير عن حالات المادهجاااهز مقدمه وخاتمه انا مسويتهاتمنى يعجبكم
لقراءة ردود و اجابات الأعضاء على هذا الموضوع اضغط هناسبحان الله و بحمده
مشروع الكيمياء إستقصاء الاغذية الاكثر ملاءمة لمريض الحموضة الزائدة الامارات
مشروع الكيمياء إستقصاء الاغذية الاكثر ملاءمة لمريض الحموضة الزائدة الامارات
مشروع الكيمياء إستقصاء الاغذية الاكثر ملاءمة لمريض الحموضة الزائدة الامارات
مشروع الكيمياء إستقصاء الاغذية الاكثر ملاءمة لمريض الحموضة الزائدة الامارات
مشروع الكيمياء إستقصاء الاغذية الاكثر ملاءمة لمريض الحموضة الزائدة الامارات
لقراءة ردود و اجابات الأعضاء على هذا الموضوع اضغط هناسبحان الله و بحمده
السلام عليكم ورحمة الله وبركاته,,
تجدونها في المرفقات..
موفقين يارب..
م
- 34.doc (66.0 كيلوبايت, 671 مشاهدات)
