الدرس الأول

الجدول الدوري الحديث :-
يقسم الجدول إلى أربع مناطق رئيسية أو فئات
: Sأولا: عناصر الفئة
- تشغل المنطقة اليسرى من الجدول *
* - تحتوى على العناصر التي تقع الكتروناتها الخارجية في المستوى الفرعي S
*- تشمل المجموعة الأولى 1Aو تركيبها nS1 و المجموعة الثانية 2 A و تركيبها nS2
علل عناصر الفئةS تشمل مجموعتان من الجدول ؟
لأن المستوى الفرعيS يحتوى على أوربيتال واحد يتشبع بإلكترونين
ثانيا عناصر الفئةP :
*- تشغل المنطقة اليمنى من الجدول
*- تحتوى على العناصر التي تقع الكتروناتها الخارجية في المستوى الفرعي P
*- تشمل ستة مجموعات
علل عناصر الفئة Pتشمل ستة مجموعات فى الجدول ؟
لأن المستوى الفرعي P يحتوي على ثلاثة أوربيتالات وكل أوربيتال يتشبع بإلكترونين
ثالثا عناصر الفئة d:-
1-تشغل المنطقة الوسطى من الجدول
2-تحتوى على العناصر التي تقع الكتروناتها الخارجية في المستوى الفرعي d

3-تتكون من عشرة صفوف ؛ سبعة صفوف منها تخص المجموعات B و ثلاثة صفوف تخص المجموعة الثامنة
4-تسمى بالعناصر الانتقالية الرئيسية و هي تشمل ثلاثة سلاسل هي :
السلسة الانتقالية الأولى 1- يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي 3d
2- تبدأ بعنصر السكانديوم حتى الخارصين
3- تقع في الدورة الرابعة
السلسة الانتقالية الثانية 1- يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي 4d
2- تبدأ بعنصر الأيتريوم حتى الكادميوم
3 - تقع فى الدورة الخامسة
السلسلة الانتقالية الثالثة 1- يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي 5d 2- تبدأ بعنصر اللانثانيوم حتى الزئبق
3- تقع في الدورة السادسة
قارن بين عناصر السلسلة الانتقالية الأولى و عناصر السلسلة الانتقالية الثانية ؟
رابعا : عناصر الفئة F ( العناصر الانتقالية الداخلية ) : -
يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي F
تتكون من سلسلتين هما : 1- اللانثانيدات 2- الاكتينيدات
سلسلة اللانثانيدات
1-يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي 4F
2-مستوى التكافؤ الخارجي لجميع هذه العناصر هو 6S لذا فهي عناصر شديدة التشابه
3-تقع في الدورة السادسة 4- تسمى بالعناصر الأرضية النادرة
علل عناصر اللانثانيدات متشابهة في خواصها ؟
لأنمستوى التكافؤ الخارجي لجميع هذه العناصر هو 6S
سلسلة الاكتينيدات



1-يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي 5F 2- عناصر مشعة لعدم استقرار أنويتها


3- تقع فى الدورة السابعة
علل عناصر الاكتينيدات مشعة
لعدم استقرار أنويتها
قارن بين اللانثانيدات و الاكتينيدات



سلسلة الاكتينيدات



سلسلة اللانثانيدات


1-يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي 5F 2- عناصر مشعة لعدم استقرار أنويتها

3- تقع فى الدورة السابعة
1-يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي 4F
2-مستوى التكافؤ الخارجي لجميع هذه العناصر هو 6S لذا فهي عناصر شديدة التشابه
3-تقع في الدورة السادسة
4- تسمى بالعناصر الأرضية النادرة



ملحوظة
تفصل عناصر الفئةF تحتالجدول لكي لا يكون طويلا جدا ( لتقليل مساحة الجدول )
أنواع العناصر بالجدول الدوري الطويل :
عناصر نبيلة ( عناصر المجموعة الصفرية ) :هى عناصر الصف الرأسي الأخير من الجدول و تركيبها الالكتروني nS2 nP6 ما عدا الهيليوم فهو 1 S 2 و هي تتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة بالالكترونات لذا فهى عناصر مستقرة تماما وتكون مركبات بغاية الصعوبة
علل العناصر النبيلة لا تكون مركبات إلا بصعوبة ؟
- لأن مستوى الطاقة الأخير لها مكتمل
عناصر ممثلة :
1-عناصر الفئة S و الفئة P ما عدا عناصر المجموعة الصفرية
2- جميع مستوياتها الرئيسية مكتملة ما عدا المستوى الأخير
3- تشمل المجموعات السابعة A
4- تميل إلى الوصول إلى التركيب nS2 nP6 لمستوياتها الخارجية وذلك بفقد أو اكتساب إلكترونات أو بالمشاركة
العناصر الانتقالية الرئيسية :



1-هي عناصر الفئة d حيث يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي d

2- جميع مستوياتها الرئيسية مكتملة ما عدا المستويين الأخيرين

المقارنة بين العناصر المثالية والعناصر الانتقالية


العناصر الممثلة


العناصر الانتقالية

1-هي عناصر الفئتين S ,P ) )ماعدا عناصر المجموعة الصفرية (العناصر النبيلة )

2-تتميزبامتلاء جميع مستويات الطاقة بالإلكترونات ماعدا مستوى الطاقة الأخير
3-لها حالة تأكسد واحدة أو أثنين على الأكثر
4- مركباتها عديمة اللون
1-هى عناصر الفئتين(f ,d)
2-تتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة بالإلكترونات ماعدا المستويين الأخيرين (عناصر الفئةd ) أو المستويات الثلاثة الأخيرة (عناصر الفئة f)
3- لها حالات تأكسد متعددة ،ومركباتها ملونة




العناصر الانتقالية الداخلية :
1-هي عناصر الفئة F حيث يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي F
2-جميع مستوياتها الرئيسية مكتملة ما عدا المستويات الثلاثة الأخيرة
قارن بين العناصر الانتقالية الداخلية و العناصر الانتقالية الرئيسية :



العناصر الانتقالية الرئيسية والعناصر الانتقالية الداخلية


العناصر الانتقالية الرئيسية
العناصر الانتقالية الداخلية
1- هى عناصر الفئة d
2- تتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة بالإلكترونات ماعدا المستويين الأخيرين
3- يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي d
4- تتكون من ثلاثة سلاسل
5- تقع فى الدورات الرابعة و الخامسة والسادسة
1-هى عناصر الفئة f
2-تتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة بالإلكترونات ماعدا المستويات الثلاثة الأخيرة
3-يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي f
4-تتكون من سلسلتين(اللانثانيدات والاكتينيدات)
5-تقع فى الدورتين السادسة والسابعة





وصف الجدول الدوري الحديث
- يتكون من 18 مجموعة رأسية و سبع دورات أفقية
- يزيد كل عنصر عن العنصر الذي يسبقه في نفس الدورة بإلكترون واحد
- تبدأ كل دورة بملء مستوى طاقة جديد بإلكترون واحد ويتتابع ملء المستويات الفرعية التي في نفس الدورة حتى نصل إلى العنصر الأخير وهو الغاز الخامل
- في المجموعات الرأسية عناصر المجموعة الواحدة تتشابه في التركيب الإلكتروني لمستوى الطاقة الأخير فيما عدا عدد الكم الأساسي (n )

جزاك الله خيرا على الشرح

كل سنه وانت طيب يا حبيببي يا استاذ سيد وربنا يعطيك الصحة

اشكرك يا استاذ وائل يا أعز صديق وكل عام وأنت بخير بمناسبة شهر رمضان الكريم اعاده الله علينا بالخير واليمن والبركات

وادعو معي بهذا الدعاء الكيميائي

اللهم مااختزلنا ولاتؤكسدنا
أي اللهم مااعطنا ولاتحرمنا

عزيزي استاذ / سيد عثمان
كل سنة انت طيب
سبق للخير دائما
لك السلام
ربنا يزيدك علي هذا المجهود
والله امتياز اعانك الله
علي هذا العمل الرائع
اخوك / عاطف خليفة

أستاذى الحبيب

مستر / سيد عثمان

تحياتى وتقديرى ودعواتى لكم

أسأل الله أن يبارك لنا فيك

مجهودك المتواصل لا نقدر أن نشكرك عليه

وكل عام وأنتم بخير .. أعاد الله عليكم هذا الشهر

فى كل خير ....

وكنت أود أن أنال شرف الإتصال بكم

وأدعوا بدعاؤك : اللهم اختزلنا ولا تؤكسدنا

أى اللهم أعطنا ولا تحرمنا..

أخوكم / محمد الدادمونى

جزاك الله خيرا استاذ سيد

بجد الشرح جميل جدا

جعله الله فى ميزان حسناتك

وكل عام وحضرتك بخير

أشكر كل كم الأستاذ الدادموني والدكتور عاطف خليفة ونور الهدى على ردودهم التي تسعدني ولهم جميعا مني ألف تحية
وبالنسبة للأستاذ الدادموني يسعدني الإتصال بك ورقم موبايلي0127017254

استاذي العزيز كما عوتنا دائما علي الريادة نشكرك وكل عام وانتم بخير
اخوك محمود جلال

أشكرك يا استاذ محمود جلال على ردك الجميل وكل عام وأنت بخير ولك مني الف تحية

الدرس الثاني

نصف قطر الذرة
أظهرت النظرية الذرية الموجية أنه لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة بالضبط لذا من الخطأ أن نعرف نصف قطر الذرة بأنه المسافة من النواة على ابعد إلكترون
علل لا يمكن اعتبار المسافة من النواة إلى ابعد إلكترون بأنها نصف قطر الذرة؟ أو يصعب قياس نصف قطر الذرة فيزيائيا ؟
لأن النظرية الذرية الموجية أظهرت أنه لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة بالضبط
نصف قطر الذرة
نصف المسافة بين مركزي ذرتين متماثلتين في جزيء ثنائي الذرة
طول الرابطة :- هى المسافة بين نواتي ذرتين متحدتين

ملحوظة
1-طول الرابطة = 2 × نق ( في حالة جزيء العنصر مثل2 Cl2 , O2 , H2 , N2 )
2- طول الرابطة = نق للذرة الأولى + نق للذرة الثانية ( في حالة جزيء المركب مثل HCl )
3- طول الرابطة التساهمية = مجموع نصفي قطر الذرتين
4-طول الرابطة الأيونية = مجموع نصفي قطر الأيونين



تدريب 1:- إذا كان طول الرابطة في جزيء الكلور Cl-Cl تساوي 1.98 انجستروم وطول الرابطة بين ذرة الكربون وذرة الكلور ( C- Cl ) = 1.76 انجستروم . احسب نصف قطر ذرة الكربون
الحل نصف قطر ذرة الكلور = = 1.98 ÷2 =0.99 انجستروم
نصف قطر ذرة الكربون = طول الرابطة بين الكربون والكلور – نصف قطر ذرة الكلور
= 1.76 - 0.99 = 0.77 انجستروم
تدريب 2 :- إذا كان طول الرابطة في جزيء أكسيد النيتريك NO = 1.36 انجستروم وطول الرابطة في جزيء الأكسيجين O2 = 1.32 انجستروم . اوجد طول الرابطة في جزيء النيتروجين N2
الحل :- نصف قطر ذرة الأكسيجين =
= 1.32 ÷2 = 66, 0 انجستروم
نق للنيتروجين = طول الرابطة بين النيتروجين والأكسيجين في NO – نق للأكسيجين O 2
= 1.36 - 0.66 = 7 ، 0 انجستروم
طول الرابطة في جزيء النيتروجين = 2 × نق للنيتروجين = 2 × 7 , 0 = 1.4 انجستروم
تدرج نصف القطر في الجدول الدوري :-
في الدورات الأفقية
تقل أنصاف أقطار الذرات بالتدريج من اليسار إلى اليمين أي بزيادة العدد الذرى و ذلك بسبب زيادة الشحنة الموجبة للنواة تدريجيا فيزداد جذب النواة للالكترونات مما يؤدى إلى نقص نصف القطر ، أي أن أكبر الذرات حجما في الدورة الواحدة هي ذرات عناصر المجموعة الأولى وأصغرها حجما هي ذرات عناصر المجموعة السابعة ( الهالوجينات )
علل يقل نصف القطر الذرى في الدورة الواحدة تدريجيا بزيادة العدد الذرى ؟
فى المجموعات الرأسية :
يزداد نصف القطر من أعلى إلى أسفل أي بزيادة العدد الذرى و ذلك بسبب :
1- زيادة عدد مستويات الطاقة
2- مستويات الطاقة الممتلئة تعمل على حجب تأثير النواة على الالكترونات الخارجية
3- زيادة التنافر بين الالكترونات و بعضها
علل يزداد نصف القطر في المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذرى ؟
العلاقة بين نصف قطر الذرة و نصف قطر أيونها
أولا بالنسبة للأيون الموجب :-
نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة عدد البروتونات عن عدد الالكترونات و بالتالي يزداد جذب النواة للالكترونات فيقل نصف قطر الأيون الموجب
علل 1- نصف قطر الايون الموجب أقل من نصف قطر ذرته؟
2 - نصف قطر أيون الصوديوم أقل من نصف قطر ذرته ؟


ثانيا بالنسبة للأيون السالب :-
نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة عدد الالكترونات عن البروتونات و تزداد قوة التنافر بين الالكترونات فتتباعد الأغلفة مما يؤدى إلى زيادة نصف قطر الأيون السالب
علل 1- نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرته ؟.
2- نصف قطر أيون الكلور أكبر من نصف قطر ذرته ؟.
ملحوظة كلما زادت الشحنة الموجبة على الأيون زادت قوة جذب النواة للالكترونات فيقل نصف القطر
علل نصف قطر أيون الحديد ШFe +++عن نصف قطر أيون الحديد ПFe ++ ؟
لزيادة عدد البروتونات عن الإلكترونات في ايون الحديد Ш عن ايون الحديد П فتزداد الشحنة الموجبة وبالتالي يقل نصف القطر

ممتاز جدا
الله يعينك
علي الكتابة

الدرس الثالث

ثانيا جهد التأين ( طاقة التأين ) مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الالكترونات ارتباطا بالذرة المفردة و هي في الحالة الغازية

فى الدورات الأفقية : يزداد جهد التأين كلما قل نصف قطر الذرة أي كلما اتجهنا نحو اليمين و ذلك لأنه كلما قل نصف القطر كلما كانت الكترونات التكافؤ قريبة من النواة فتحتاج إلى طاقة كبيرة لفصلها عن الذرة
علل يزداد جهد التأين تدريجيا فى الدورة الواحدة بزيادة العدد الذرى


في المجموعات الرأسية :
يقل جهد التأين رأسيا لأنه بزيادة عدد الأغلفة يزداد نصف القطر كذلك يزداد حجب شحنة النواة فيبتعد الإلكترون عن النواة فتسهل إزالته أي تقل الطاقة اللازمة لإزالته
علل يقل جهد التأين فى المجموعة الواحدة كلما اتجهنا لأسفل
ملحوظةجهد التأين الأول للغازات النبيلة مرتفع جدا و ذلك لاستقرار نظامها الإلكتروني و لصعوبة كسر مستوى طاقة مكتمل
يمكن إزالة إلكترون ثاني و ثالث وهكذا و يحتاج هذا إلى جهد تأين ثاني وثالث و هكذا
علل جهد تأين الغازات النبيلة مرتفع جدا
لاستقرار نظامها الإلكتروني و لصعوبة كسر مستوى طاقة مكتمل
· يزداد جهد التأين الثاني عن الأول لزيادة شحنة النواة الموجبة
و لزيادة طاقة ترابط الإلكترون الثاني لأنه مرتبط بالأيون الموجب و ليس بالذرة و بالتالي يحتاج إلى طاقة كبيرة لفصله
علل يزداد جهد التأين الثاني عن جهد التأين الأول دائما ؟
لزيادة شحنة النواة الموجبة
و لزيادة طاقة ترابط الإلكترون الثاني لأنه مرتبط بالأيون الموجب و ليس بالذرة و بالتالي يحتاج إلى طاقة كبيرة
قارن بين جهد التأين الأول و جهد التأين الثاني ؟

جهد التأين الأول 1-ينتج عن إزالة إلكترون واحد من الذرة
2-ينتج عنه أيون موجب يحمل شحنة موجبة واحدة
3-أقل من جهد التأين الثاني
جهد التاين الثاني
1-ينتج عندما يفقد أيون موجب يحمل شحنة موجبة واحدة إلكترون
2-ينتج عنه أيون موجب يحمل شحنتين موجبتين
3-أكبر من جهد التأين الأول لزيادة شحنة النواة




· ارتفاع جهد تأين المجموعة الثانية2A و تركيبها nS2 و المجموعة الخامسة
5A و تركيبها nP3 لأن المجموعة الثانية تنتهي بمستوى فرعى مكتمل و المجموعة الخامسة تنتهي بمستوى فرعى نصف مكتمل و في الحالتين يعطى الذرة بعض الاستقرار مما يؤدى إلى ارتفاع قيمة جهد التأين
علل 1- ارتفاع قيمة جهد التأين لعناصر المجموعة الثانية و المجموعة الخامسة ؟
2- شذوذ جهد التأين للبريليوم 4 Be و النيتروجين 7N ؟
لأن البريليوم يقع في المجموعة 2A أي ينتهي تركيبه الإلكتروني بمستوى فرعي مكتمل 2S2 والنيتروجين ينتهي تركيبه الإلكتروني بمستوى فرعي نصف مكتمل 2P3 وفي الحالتين يكون العنصر مستقر نوعا ما
3- لا يتمشى جهد تأين الماغنسيوم و الفوسفور مع تدرج خاصية جهد التأين بالنسبة للدورة ؟
لأن الماغنسيوم 12 Mg يقع في المجموعة 2A أي ينتهي تركيبه الإلكتروني بمستوى فرعي مكتمل 3S2و الفوسفور 15 P ينتهي تركيبه الإلكتروني بمستوى فرعي نصف مكتمل 3P3 وفي الحالتين يكون العنصر مستقر نوعا ما

4- الصوديوم أكثر قابلية للتأين من الليثيوم ؟
لأن نصف قطر ذرة الصوديوم أكبر من نصف قطر ذرة الليثيوم وبالتالي يقل جهد تأين الصوديوم ولذل يسهل تأينه عن الليثيوم حيث أن جهد التأين يقل في المجموعة الواحدة لأسفل
5- جهد التأين الثاني للصوديوم مرتفع جدا ؟.
لأن أيون الصوديوم ينتهي تركيبه الإلكتروني بمستوى مكتمل وبالتالي يصعب كسر مستوى طاقة مكتمل
6- يصعب الحصول على 11Na+ ,21Mg++ ,13Al+++ , a
لأن هذه الأيونات ينتهي تركيبها الإلكتروني بمستوى مكتمل وبالتالي يصعب كسر مستوى طاقة مكتمل


علل جهد تأين الماغنسيوم أقل من جهد تأين الكلور ؟

لأن نصف قطر الماغنسيوم أكبر من نصف قطر الكلور وجهد التأين يتناسب عكسيا مع نصف القطر
ملحوظة
*- أعلى العناصر جهد تأين في الدورة الواحدة هو الغاز النبيل .
*- يقاس جهد التأين بواسطة القياسات الطيفية

بارك الله فيك يا أستاذ / سيد يارب

المنتدى يثبت يوميا أنه أفضل منتدى تعليمي في الكون
ولا يستطيع أحد أن ينكر هذا في ظل هذه الشروح الفائقة
أخوكم وليد عبدالله أبو الحاج

أشكرك أخي العزيز الأستاذ دادموني والأستاذ وليد ولكم مني كل حب واحترام
وربنا يجعل عملنا مفيد لكل الطلبة

الدرس الرابع : الميل والسالبية الكهربية

ثالثا الميل الالكتروني ( القابلية الالكترونية )مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكترونا


فى الدورات الأفقية :


يزداد الميل الالكتروني بزيادة العدد الذرى و ذلك بسبب صغر حجم الذرة مما يسهل على النواة جذب إلكترون جديد


فى المجموعات الرئيسية :


يقل الميل الالكتروني بزيادة العدد و السبب فى ذلك يرجع الى زيادة حجم الذرة و زيادة عدد مستويات الطاقة و بعد الإلكترون عن النواة مما يصعب على النواة جذب إلكترون جديد

علل يزداد الميل الالكتروني فى الدورات و يقل فى المجموعات بزيادة العدد الذرى

ملحوظة

الميل الالكتروني لعناصر المجموعةA الثانيةПو لعناصر المجموعة الخامسة VAصغير لأن فى المجموعة الثانية تنتهي بمستوى فرعى مكتمل و فى المجموعة الخامسة تنتهي بمستوى فرعى نصف مكتمل مما يعطى الذرة فى كلتا الحالتين بعض الاستقرار
علل 1- صغر الميل الالكتروني للبريليوم و النيتروجين
2- عدم انتظام الميل الالكتروني لعناصر المجموعةПA و المجموعة VA ؟

* الميل الالكتروني للعناصر النبيلة ( المجموعة الصفرية ) منعدم الاكتمال مستوى الطاقة الأخير

علل انعدام الميل الالكتروني للعناصر النبيلة ( المجموعة الصفرية )
* أكبر ميل الكتروني فى الدورة الواحدة يكون فى عناصر المجموعة 7Aو ذلك لأنها تنتهي بالمستوى الفرعي nP 5فعندما تكتسب إلكترون تصبح nP 6 و تصل لأقرب غاز خامل
علل ارتفاع الميل الالكتروني لعناصر المجموعة السابعة ( هالوجينات )

* الميل الالكتروني للفلور أقل من الميل الالكتروني للكلور رغم أن الميل يقل فى المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذرى و ذلك بسبب صغر نصف قطر ذرة الفلور فيتأثر الإلكترون الجديد بقوة تنافر قوية مع الالكترونات التسعة الموجودة حول النواة

علل الميل الالكتروني للفلور أقل من الميل الالكتروني للكلور

قارن بين جهد التأين و الميل الالكتروني ؟

مقارنة بين جهد التأين والميل الإلكتروني


طاقه ( جهد ) التأين 1-هى مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات ارتباطا بالذرة المفردة الغازية
2-تشير إلى فقد الكترونات ، وينتج عنه أيون موجب
3- قيمة ΔH موجبة
الميل الإلكتروني
1-هو مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكترونا مكونة ايونا سالبا
2-يشير الى اكتساب الكترونات ، وينتج عنه أيون سالب
3- قيمة ΔH سالبة




رابعا السالبية الكهربية :


& هي قدرة الذرة على جذب الكترونات الرابطة الكيميائية نحوها بعض الشيء


& و هي عبارة عن متوسط الميل الالكتروني و جهد التأين و لها دور في تحديد نوع الرابطة الكيميائية


& تشير إلى الذرة و هي مرتبطة مع ذرة أخرى

قارن بين الميل الالكتروني و السالبية الكهربية ؟


الميل الألكترونى 1-مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكترونا
2-مصطلح طاقة يشير إلى الذرة في حالتها المفردة
3-تقدر بالكيلوجول /مول
السالبية الكهربية
هي قدرة الذرة على جذب الكترونات الرابطة الكيميائية
2-تشيرإلى الذرة المرتبطة مع غيره
3-تمثل بأرقام




في الدورات الأفقية : -


تزداد السالبية الكهربية بزيادة العدد الذرى و ذلك لنقص نصف القطر الذرى مما يزيد من قوة جذب النواة لالكترونات الرابطة

علل تزداد السالبية الكهربية فى الدورة الواحدة بزيادة العدد الذرى

فى المجموعات الرأسية :


تقل السالبية الكهربية بزيادة العدد الذرى و ذلك لزيادة نصف القطر تدريجيا مما يقلل من قوة جذب النواة لالكترونات الرابطة

علل تقل السالبية الكهربية فى المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذرى
علل تزداد السالبية الكهربية فى الدورات وتقل فى المجموعات بزيادة العدد الذرى ؟
تزداد السالبية فى الدورات بسبب نقص نصف القطر فيزيد من قدرة الذرة على جذب الكترونات الرابطة الكيميائية نحوها , اما فى المجموعات تقل بسبب زيادة نصف القطر تدريجيا فيقل قدرة الذرة على جذب الكترونات الرابطة نحوها

ملحوظةأكبر العناصر سالبية كهربية هو الفلور ثم الأكسجين ثم الكلور و أكبر العناصر ميل الكتروني الكلور

أستاذنا الفاضل مستر / سيد عثمان

أعانكم الله، وبارك لنا فيكم، وجعل الله هذا العمل فى ميزان حسناتكم، حقيقة شرح رائع ومجهود ممتاز تعجز الكلمات عن وصفه، وإنه لمن حسن حظ منتدى الكيمياء ومن حسن حظ موقع بوابة الثانوية العامة وجود وجود الأستاذ / سيد عثمان ليثرى المنتدى بعلمه، فشهادة حق أن جميع الطلاب أحبوا هذا المنتدى التعليمى لوجود حضرتك، فإليكم جزيل الشكر والتقدير .... وربنا معاك يا أستاذ.
ودعواتى لكم

الدرس الخامس

خامسا : الخاصية الفلزية و اللافلزية : -


تنقسم العناصر الى ثلاثة أنواع هى : أ) عناصر فلزية و تتميز بالاتي : -


1- غلاف التكافؤ ممتلىء بأقل من نصف سعته بالكترونات ( أقل من أربع الكترونات )


2- تفقد الكترونات غلاف التكافؤ و تتحول إلى أيونات موجبة لذلك توصف بأنها عناصر كهروموجبة


3- جيدة التوصيل للكهرباء لسهولة حركة الكترونات التكافؤ من مكان لآخر داخل الفلز


4- تتميز بكبر نصف قطرها و صغر جهد التأين و الميل الالكتروني و السالبية الكهربية

علل 1- الفلزات جيدة التوصيل للكهرباء
2- توصف الفلزات بأنها عناصر كهروموجبة

ب) عناصر لا فلزية تتميز بالآتي : -


1- غلاف التكافؤ يمثلها بأكثر من نصف سعته بالالكترونات ( أكثر من أربع الكترونات )


2- تكتسب الكترونات لتكمل مستوى الطاقة الأخير و تصل لأقرب غاز خامل و تتحول الى أيونات سالبة لذلك توصف بأنها عناصر كهروسالبة


3- تتميز بصغر نصف قطرها و كبر جهد التأين و الميل الالكتروني و السالبية الكهربية


4- عدم توصيلها للكهرباء بسبب شدة ارتباط الكترونات التكافؤ بالنواة لقربها منها

علل 1- توصف اللافلزات بأنها عناصر كهروسالبة ؟
2- اللافلزات رديئة التوصيل للكهرباء ؟

قارن بين الفلزات و اللافلزات ؟


الفلزات 1-يمتلىء غلاف التكافؤ بأقل من نصف سعته بالإلكترونات
2-عناصر كهروموجبة
3-تتميزبكبر نصف قطر ذراتها وصغر جهد تأينها وصغر ميلها الألكترونى
4-جيدة التوصيل للكهرباء
اللافلزات
1-يمتلىء غلاف التكافؤ بأكثر من نصف سعته بالإلكترونات
2-عناصر كهروسالبة
3-تتميز بصغر نصف قطر ذراتها وكبر قيمتي جهد تأينها وميلها الألكترونى
4-رديئة التوصيل للكهرباء




ج) أشباه الفلزات : 1- لها مظهر الفلزات و معظم خواص اللافلزات


2- غلاف التكافؤ نصف ممتلىء تقريبا


3- السالبية الكهربية متوسطة بين الفلزات و اللافلزات


4- توصيلها للكهرباء أقل من الفلزات و أكبر من اللافلزات

& و تسمى بأشباه الموصلات و تستخدم فى الأجهزة الالكترونية كالترانزستور من أمثلتها البورون B– السليكون Si– جرمانيوم Ge
علل تستخدم أشباه الفلزات فى الأجهزة الالكترونية كالترانزستور ؟

- لأنها متوسطة التوصيل للكهرباء توصيلها للكهرباء أقل من الفلزات و أكبر من اللافلزات


& تدرج الخاصية الفلزية و اللافلزية فى الجدول الدوري &


فى الدورات الأفقية :


تبدأ الدورة بأقوى الفلزات ثم تقل الصفة الفلزية تدريجيا مع زيادة العدد الذرى حتى تظهر أشباه الفلزات و بزيادة العدد الذرى تبدأ الصفة اللافلزية فى الظهور حتى تنتهى بالمجموعة السابعة التي تحتوى على أقوى اللافلزات



فى المجموعات الرأسية :


تزداد الصفة الفلزية و تقل الصفة اللافلزية تدريجيا بزيادة العدد الذرى


ملحوظة


تقع أقوى الفلزات فى أسفل يسار الجدول و هو عنصر السيزيوم و تقع أقوى اللافلزات فى أعلى يمين الجدول و هو الفلور

علل يعتبر السيزيوم أقوى الفلزات

& لأن الصفة الفلزية تزداد تدريجيا فى المجموعة لأسفل و تقل فى الدورة و يقع السيزيوم فى أسفل يسار الجدول و السيزيوم أكبر الذرات حجما و جهد تأينه صغير فيسهل فقد الالكترونات الخارجية متحولا الى أيون موجب

علل يعتبر الفلور أقوى اللافلزات

& لأن الصفة اللافلزية تزداد تدريجيا فى الدورات و تقل فى المجموعات بزيادة العدد الذرى و يقع الفلور فى أعلى يمين الجدول و صغر نصف قطر ذرة الفلور و كبر الميل الالكتروني و السالبية الكهربية يزيد من الصفة اللافلزية

علل الفلزات تتميز بأنها عناصر كهروموجبة بينما اللافلزات عناصر كهروسالبة ؟
الفلزات عناصر كهروموجبة لكبر نصف أ قطار ذراتها لذلك يسهل فقد الكترونات التكافؤ وتتحول بسرعة الى أيون موجب ، أما اللافلزات عناصر كهروسالبة لصغر أنصاف أقطار ذراتها فيسهل جذب إلكترون جديد و بالتالي تتحول إلى ايون سالب

أستاذنا الفاضل مستر / سيد عثمان

أعانكم الله، وبارك لنا فيكم، وجعل الله هذا العمل فى ميزان حسناتكم، حقيقة شرح رائع ومجهود ممتاز تعجز الكلمات عن وصفه، وإنه لمن حسن حظ منتدى الكيمياء ومن حسن حظ موقع بوابة الثانوية العامة وجود وجود الأستاذ / سيد عثمان ليثرى المنتدى بعلمه، فشهادة حق أن جميع الطلاب أحبوا هذا المنتدى التعليمى لوجود حضرتك، فإليكم جزيل الشكر والتقدير .... وربنا معاك يا أستاذ.
ودعواتى لكم
مش عارف ازاى أشكر حضرتك ؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟

اشكرك أخي العزيز مستر دادموني على هذه الكلمات الجميلة التي تسعدني لأبعد الحدود ونحن معا في سفينة واحدة لكي نصل بالطلبة إلى بر الأمان وتحقيق آمالهم

سادسا : الخواص الحامضية و القاعدية : -
تنقسم الأكاسيد إلى ثلاثة أنواع :


أكاسيد حامضية : هى أكاسيد لافلزية تذوب فى الماء و تعطى حمض و تتفاعل مع القلويات و تعطى ملح و ماء
مثال حمض كربونيك CO2 + H2O H2CO3
حمض كبريتيك SO3 + H2O H2SO4
تتفاعل مع القلوى و تعطى ملح و ماء
CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O

أكاسيد قاعدية :
هى أكاسيد فلزية تذوب فى الماء و تعطى قلوى و تتفاعل مع الأحماض و تعطى ملح و ماء
مثال Na2O + H2O 2NaOH
مثال K2O + H2O 2KOH
Na2O + 2HCl 2NaCl + H2O
مثال MgO + H2SO4 MgSO4 + H2O

أكاسيد مترددة ( أمفوتيرية ) :
· أكاسيد تتفاعل مع الأحماض و مع القلويات و ينتج فى الحالتين ملح و ماء
· تتفاعل مع الحمض كقاعدة و تتفاعل مع القاعدة ( القلوي ) كحمض أي تتفاعل تارة كأكاسيد قاعدية وتارة أخرى كأكاسيد حامضية
مثال
أكسيد الألمنيوم Al2O3– أكسيد الخارصين ZnO– ثالث أكسيد الأنتيمون Sb2O3– أكسيد القصدير SnO
مقارنة بين الأكاسيد الحامضية والقاعدية والمترددة

الأكاسيد الحامضية
الأكاسيد القاعدية
الأكاسيد المترددة
1-أكاسيد اللافلزات
2-تذوب في الماء مكونة أحماض
3-تتفاعل مع القلويات منتجة ملح وماء
1-أكاسيد الفلزات
2-بعضها يذوب في الماء ويعطى قلوي
3-تتفاعل مع الأحماض معطية ملح وماء
1-أكاسيد تتفاعل أحيانا كاكاسيدقاعدية وأحيانا كاكاسيد حامضية
2-تتفاعل مع كل من الحمض والقلوي وتعطى في كلتا الحالتين ملح وماء

تدرج الخواص الحامضية و القاعدية فى الجدول الدوري :
فى الدورات الأفقية : تقل الصفة القاعدية و تزداد الصفة الحامضية تدريجيا بزيادة العدد الذرى و ترتب كالآتي : قاعدة – متردد – حمض
في المجموعات الرأسية :- في المجموعة الأولى نجد أن الخاصية القاعدية تزداد رأسيا لأسفل لزيادة نصف القطر فيقل ارتباط أيون الهيدروكسيل بذرة العنصر فيسهل تأينه وبذلك تزداد الصفة القاعدي
علل تزداد الخاصية القاعدية لعناصر المجموعة الأولى بزيادة العدد الذرى ؟
بسبب زيادة نصف القطر الذرى للعناصر تدريجيا فيقل جذب العنصر لأيون الهيدروكسيد فيسهل تأين مجموعة الهيدروكسيد لذلك تزداد الصفة القلوية
علل محلول KOH أقوى قلوية من محلول NaOH ؟
لأن نصف قطر البوتاسوم أكبر من نصف قطر الصوديوم فيسهل تأين مجموعة الهيدروكسيد OH فى حالة هيدروكسيد البوتاسوم عن هيدروكسيد الصوديوم
هيدروكسيد السيزيوم أقوى القلويات ؟
لكبر نصف قطر ذرة السيزيوم وقلة جذبها لأيون الهيدروكسيد فيسهل تأينه وبالتالي تزداد الخاصية القلوية
*- بينما في المجموعة السابعة 7A فإن الخاصية الحامضية في المركبات الهالوجينية تزداد لأسفل بسبب زيادة نصف القطر فيقل جذب ذرة الهيدروجين فيسهل تأينها أي تزداد الصفة الحامضية وبالتالي يعتبر يوديد الهيدروجين أقوى الأحماض الهالوجينية بسبب كبر نصف قطر ذرة اليود فيقل جذب أيون الهيدروجين فيسهل تأينه والمركبات الهالوجينية ترتب تصاعديا حسب زيادة الصفة الحامضية كالآتي HF ثم HCl ثم HBr ثم HI
علل تزداد الخاصية الحامضية لهاليدات الهيدروجين بزيادة العدد الذرى ؟
بسبب زيادة نصف القطر تدريجيا فيقل جذب الذرة لأيون الهيدروجين الموجب ( البروتون ) فيسهل تأينه و بالتالي تزداد الخاصية الحامضية
علل حمض الهيدرويوديك (HI ) أقوى من حمض الهيدروفلوريك(HF ) ؟
لأن نصف قطر ذرة اليود أكبر من نصف قطر ذرة الفلور فيقل جذب النواة لأيون الهيدروجين و بالتالي يسهل تأين HI عن تأين HF فيعطى HIعدد أكبر من ايونات الهيدروجين فتزداد الصفة الحامضية

* و باعتبار أن الأحماض و القواعد هي مركبات هيدروكسيلية يمكن تمثيلها بالصيغة العامة MOH (حيث M هي ذرة العنصر ) فيمكن تأينها بإحدى طريقتين
1-أما أن تعطى أيونات هيدروكسيد و تعتبر قاعدة
MOH M+ + OH-
2- أو تعطى أيونات هيدروجين و تعتبر حامضا
MOH MO- + H+

و بافتراض أن الذرات الثلاث مرتبة فى مثلث كما يلى :
أ- فإذا كانت قوة الجذب بين M + و O -أكبر M+
من قوة الجذب بين O – وH +تتأين المادة كحمض تجاذب تنافر
ب- و إذا كانت قوة الجذب بين O – وH +H+ O-
أكثر من قوة الجذب بين M + وO - تتأين المادة كقاعدة تجاذب
ج- إذا تساوت قوتا الجذب فان المادة تتأين كحمض أو
كقاعدة و يتوقف ذلك على وسط التفاعل فهي تتفاعل فى الوسط الحمضي كقاعدة و فى الوسط القلوي كحامض

و تعتمد قوى الجذب السابقة على ذرة العنصر من حيث الحجم و مقدار الشحنة الكهربية ففي الفلزات القلوية مثل الصوديوم نجد أن حجم الذرة كبير و لا تحمل إلا شحنة واحدة موجبة فتضعف قوة الرابطة بينها و بين و التي تنجذب أكثر لأيون الهيدروجين و بذلك تعطىOH- أى تتأين كقاعدة
MOH M+ + OH-
و كلما اتجهنا ناحية اليمين نجد أن ذرات اللافلزات مثل الكلور حجمها يقل و تزداد شحنتها و بذلك يزداد انجذابها إلى و تتأين كحامض
MOH MO- + H+
*- و تعتمد قوة الأحماض الأكسجينية على عدد ذرات الأكسجين غير المرتبطة بذرات الهيدروجين فلو مثلنا الحمض الأكسجيني بالصيغة MO n(OH) ­m حيث M هي ذرة العنصر نجد أن الحمض الأقوى هو الذي يحتوى على عدد أكبر من ذرات الأكسجين غير المرتبطة بالهيدروجين

نوع الحمض
عدد ذرات الأكسيجين غير مرتبطة بالهيدروجين
الحمضMOn(OH)m
الصيغة الكيميائية للحمض
حمض ضعيف
-
ٍSi(OH)4 الأورثوسليكونيك
H4SiO4
حمض متوسط
1
PO(OH)3 الأرثوفوسفوريك
H3PO4
حمض قوي
2
SO2(OH)2 الكبريتيك
H2SO4
حمض قوي جدا
3
ClO3(OH) البيركلوريك
HClO4


علل حمض البيروكلوريك HClO4 أقوى من حمض الأورثوفوسفوريك H3PO4 ؟
ج- لأن عدد ذرات الأكسيجين الغير مرتبطة بهيدروجين في حمض البيروكلوريك (3 ذرات ) بينما في حمض الأورثوفوسفوريك ( ذرة واحدة ) وكلما زاد عدد ذرات الأكسيجين في الحمض زادت قوة الحمض

بارك الله فيك يا أستاذ / سيد يارب

لا شلت يمينك يا أستاذنا

طريقة العرض جيدة جدا أما طريقة الإجابة على الأسئلة المصاحبة فهى ممتازة جدا

الله عليك يا استاذ سيد , ألف شكر لحضرتك.

جزاك الله خيرا

الله ينور عليك