الي كل طلاب الثانوية العامه كل مراجعات الابواب اولاباول

[عاطف خليفة]

بنية الذرة

* رذرفورد
أول من وضع تصور لبنية الذرة

*

فروض نظرية رذرفورد

- الذرة
متناهية في الصغر
تشبه في تركيبها تركيب المجموعة الشمسية
مكونة من نواة يدور حولها الإلكترونات
- النواة
أصغر من الذرة
تحتوي على برتونات موجبة الشحنة
ونيوترونات متعادلة
- الإلكترونات
كتلتها مهملة لصغرها المتناهي
شحنات سالبة وهي مساوية لشحنة البرتونات الموجبة
تدور بسرعة كبيرة جداً في مدارات خاصة حول النواة
ملاحظات
·

الذرة معظمها فراغ

·

الذرة متعادلة كهربياً لأن :

عدد البرتونات الموجبة = عدد الإلكترونات السالبة
·

كتلة الذرة مركزة في نواتها لأن كتلة الإلكترونات متناهية في الصغر .

·

قوي جذب النواة للإلكترونات مساوية لقوي الطرد المركزية في القيمة ومضادة لها في الاتجاة.

الاعتراض على نموذج رذرفورد
يتعارض نموذج رذرفورد مع نظرية ماكسويل

* نظرية ماكسويل
تعتمد على ميكانيكا نيوتن وتطبق على الأجسام الكبيرة نسبياً
إذا تحرك جسم مشحون في مدار دائري فإنه يفقد جزءاً من شحنته تدريجياً بالإشعاع وينتج عنه نقص قطر دورانه تدريجياً
نموذج رذرفورد : بتطبيق نظرية ماكسويل على النموذج فإن الإلكترونات تدور في مدار حلزوني للداخل إلي إن تسقط في النواة

ذرة بور

*

فروض نظرية بور

·

توجد في مركز الذرة نواة موجبة الشحنة

·

عدد الإلكترونات السالبة يساوي عدد الشحنات الموجبة التي تحملها النواة

·

أثناء دوران الإلكترون حول النواة تنشأ قوة طاردة مركزية تتعادل مع قوة جذب النواة للإلكترون.

ثم أضاف إلى فرض"رذرفورد" الفروض التالية
·

تتحرك الإلكترونات حركة سريعة حول النواة دون أن تفقد أو تكتسب أي قدر من الطاقة

·

تدور الإلكترونات حول النواة في عدد من مستويات الطاقة المحددة والثابتة وتعتبر الفراغات الموجودة بين هذه المستويات منطقة محرمة تماما لدوران الإلكترونات

·

للإلكترون أثناء حركته حول النواة طاقة معينة تتوقف على بعد مستوى طاقته عن النواة.وتتزايد طاقة المستوى كلما زاد نصف قطره

تبني بور بعض فروض رذرفورد
أضاف بور الآتي :
·

تدور الإلكترونات حول النواة دون أن تفقد أو تكتسب أي قدر من الطاقة

·

تدور الإلكترونات في مستويات خاصة والمناطق بينهما محرمة عليها

·

تزداد طاقة المستوي كلما زاد بعده عن النواة

·

يعبر عن طاقة المستوي بعدد صحيح يسمي عدد الكم الرئيسي

·

أقصي عدد لمستويات الطاقة للذرة في الحالة المستقرة يساوي 7 مستويات

·

إذا اكتسب الإلكترون قدر من الطاقة (يسمي كوانتم أو كم ) بالتسخين أو التفريغ الكهربي تصبح الذرة مثارة وينتقل الإلكترون مؤقتاً إلي مستوي طاقة أعلي

·

بعد فترة يعود الإلكترون المثار إلي وضعه الأصلي ويفقد الطاقة التي اكتسبها على صورة طيف خطي مميز (له طول موجي وتردد محدد )

·

بعض الذرات تكتسب طاقة وبعضها في الوقت نفسه تشع طاقة مما ينتج عنه خطوط طيفية مميزة ومعبرة عن مستويات الطاقة

ملاحظات
الكم (الكوانتم)
هو مقدار الطاقة المكتسبة أو المنطلقة عندما ينتقل الإلكترون من مستوي طاقة إلي مستوي طاقة أخر
·

مقادير الطاقات اللازمة لنقل الإلكترون بين مستويات الطاقة المختلفة ليست متساوية

·

لا ينتقل الإلكترون إلي مستوي طاقة أعلي إلا إذا كانت كمية الطاقة مساوية كوانتم (إذ لا توجد أجزاء أو مضاعفات للكوانتم )

*

نجح نموذج بور في الآتي

·

تفسير طيف ذرة الهيدروجين

·

إدخال فكرة الكوانتم لتحديد طاقة الإلكترون

·

التوفيق بين نموذج رذرفورد وماكسويل : حيث تري النظرية أن الإلكترون يدور حول النواة دون ان يفقد طاقة (في حالة الاستقرار )

*

قصور النموذج الذري لـ "بور "

·

فشل النموذج في تفسير طيف أي عنصر آخر (عدا الهيدروجين)

·

اعتبر النموذج أن الإلكترون جسيم مادي فقط بينما الإلكترون جسيم مادي له خصائص موجية

·

افترض أنه يمكن تعيين مكان وسرعة الإلكترون في الوقت نفسه ولكن هذا يستحيل عملياً

اعتبر النموذج أن الذرة مسطحة بينما الذرة مجسمة ولها الاتجاهات الفراغية الثلاثة

أسس النظرية الذرية الحديثة

*

الطبيعة المزدوجة للإلكترون (دي براولي )

·

الإلكترون جسيم مادي له حركة موجية

·

الحركة الموجية للإلكترون تسمي الموجات المادية وهي تختلف عن الموجات الكهرومغناطيسية في أن سرعتها أقل من سرعة الضوء ،وأنها لا تنفصل عن الجسم المتحرك

*

مبدأ عدم التأكد (هايزنبرج)

·

يستحيل عملياً إيجاد سرعة ومكان الإلكترون في نفس الوقت وبدقة

·

لكن احتمال وجود الإلكترون في مكان ما وبسرعة ما أقرب للصواب

*

المعادلة الموجية (شرودنجر)

يمكن من خلال حل المعادلة الموجية أيجاد مستويات الطاقة وتحديد أماكن وجود الإلكترون (الأوربيتالات)

*

السحابة الإلكترونية (الأوربيتال )

هي منطقة في الفراغ حول النواة يكون وجود الإلكترون فيها أكثر احتمالا

أعداد الكم

* تعريف أعداد الكم
هي إعداد تحدد أحجام الأوربيتالات وتحدد طاقة هذه الأوربيتالات وأشكالها واتجاهاتها .
عدد الكم الرئيسي (

n)

وهو يستخدم لتحديد :
·

رتبة مستوي طاقة رئيسي .

·

عدد الإلكترونات التي تشبع مستوي طاقة ما تبعا للعلاقة n2 2 حيث n تساوي رقم مستوى الطاقة

·

أعداد الكم الرئيسية أعداد صحيحة تبدأ من 1 وتنتهي بـ 7 .

. (n) لا تأخذ قيمة الصفر أو قيم غير صحيحة .

عدد الكم الثانوي (

l)

·

وهو يستخدم في تحديد مستويات الطاقة الفرعية في كل مستوي طاقة رئيسي ويحدد عددها

·

كل مستوي طاقة رئيسي يحتوي على عدد من المستويات الفرعية يساوي n

·

رموز المستويات الفرعية هي f .d .p . s

·

اكتشف العالم " سمر فيلد " المستويات الفرعية عندما وجد أن خط الطيف الواحد مكون من عدة خطوط فرعية

تتدرج طاقة المستويات الفرعية كالآتي :
s < p < d < f
عدد الكم المغناطيسي (

m)

·

وهو يحدد عدد الأوربيتالات لكل مستوي طاقة فرعي - كما يحدد أشكال هذه الأوربيتالات واتجاهاتها

·

المستوي الفرعي s له أوربيتال واحد شكله كروي منتظم

·

المستوي الفرعي p له ثلاث أوربيتالات تأخذ شكل كمثريتين متقابلتين بالرأس وتتخذ محاورها الاتجاهات الفراغية الثلاثة

·

المستوي الفرعي d له خمس أوربيتالات معقدة الشكل

·

المستوي f له سبع أوربيتالات

عدد الكم المغزلي (

mS)

وهو يحدد اتجاه حركة الإلكترون المغزلية في اتجاه عقارب الساعةأو عكس عقارب الساعة وذلك لتقليل التنافر بين الإلكترونين المزدوجين
العلاقة بين رقم مستويات الطاقة الرئيسية والمستويات الفرعية والأوربيتالات
أي مستوي طاقة رئيسي (

n )

·

يحتوي على عدد من المستويات الفرعية يساوي رقمه (n)

·

يحتوي على عدد من الأوربيتالات الفرعية يساوي مربع رقمه n2

·

يحتوي على عدد من الإلكترونات يساوي ضعف مربع رقمه n2 2

لأن كل أوربيتال يحتوي على 2 إلكترون

قواعد توزيع الإلكترونات

* مبدأ البناء التصاعدي
" لابد للإلكترونات أن تملأ المستويات الفرعية ذات الطاقة المنخفضة أولاً،ثم المستويات الفرعية ذات الطاقة الأعلى " .
ويكون ترتيب المستويات الفرعية تصاعدياً حسب طاقتها كالآتي :
1s < 2s < 2p < 3s < 3p <4s<3d<4p <5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<p
مثال توزيع البوتاسيوم
k = 1s2, 2s2 ,2p6 ,3s2 , 3p6 ,4s1
Au = 1s2,2s2, 2p6,3s2, 3p6 ,4s2 ,3d10,4p6,5s2,4d10,5p6,6s1,4f14,5d10

قاعدة هوند

* نص قاعدة هوند
" لا يحدث ازدواج بين إلكترونين في مستوي فرعي معين إلا بعد أن تشغل أوربيتالاته فرادي أولاً " - لتقليل التنافر بينهما
مثال

:

توزيع النيتروجين

ملاحظات :
الحركة المغزلية الإلكترونات المفردة تكون في اتجاه واحد لكي يعطي الذرة أكبر قدر من الاستقرار (تقليل التنافر )
عند ازدواج إلكترونين تكون حركتها المغزليه في اتجاهين متضادين لتقليل التنافر بينهما حيث ينشأ عنهما مجالين مغناطيسيين متضادين
يفضل الإلكترون أن يزدوج مع آخر في مستوي فرعي على أن ينتقل لمستوي طاقة أعلي

[عاطف خليفة]

الخلاصــة

- نموذج رذرفورد :

تتكون الذرة من نواة بها برتونات موجبة ونيوترونات متعادلة ويدور حول النواة إلكترونات سالبة الشحنة

-الاعتراض على النموذج :

يتعارض النموذج مع نظرية ماكسويل
وفقاً للنظرية فإن الإلكترونات تأخذ مداراً حلزونياً إلي أن تسقط في النواة ويختلف شكل النموذج

- نموذج ذرة بور :

·

تبني بعض فروض رذرفورد

·

إضافة فكرة الكوانتم لتحديد طاقة الإلكترون

-الكم (الكوانتم )

هو مقدار الطاقة الممتصة أو المنطلقة عندما ينتقل إلكترون من مستوي طاقة إلي مستوي طاقة آخر

- نجح بور في :

·

تفسير طيف الهيدروجين

·

إدخال فكرة الكم

·

التوفيق بين نظرية ماكسويل وفروض رذرفورد (فقد رأي إن الإلكترونات في الحالة المستقرة تدور دون أن تفقد طاقة)

-فشل بور في :

·

تفسير أطياف العناصر الأخرى غير الهيدروجين

·

اعتبر أن الإلكترون جسيم مادي فقط وأغفل طبيعته الموجية

·

افترض أنه يمكن تعيين سرعة ومكان الإلكترون في نفس الوقت وهذا يستحيل عملياً

·

اعتبر أن الإلكترون يتحرك في مستوي واحد ( الذرة مسطحة ) ولكن الإلكترون يتحرك في جميع الاتجاهات الفراغية

-أسس النظرية الذرية الحديثة

·

الطبيعية المزدوجة للإلكترون (دي براولي ) الإلكترون جسيم مادي وله حركة موجية

·

مبدأ عدم التأكد (هايزنبرج) :
لا يمكن تحديد مكان وسرعة الإلكترون في نفس الوقت وبدقه ،ولكن احتمال تواجد الإلكترون في مكان ما هو الأقرب للصواب

·

المعادلة الموجية (شرودنجر) :
وهي تحدد مستويات (الأوربيتالات ) وتصنف حركة الإلكترون

-السحابة الإلكترونية (الأوربيتال )

المنطقة من الفراغ حول النواة التي يزيد فيها احتمال تواجد الإلكترون

-أعداد الكم :

هي أعداد توصف شكل وحجم وطاقة واتجاه الأوربيتالات وهي : -

- عدم الكم الرئيسي (

n)

وهو يحدد رتبة مستوي الطاقة الرئيسي ويحدد عدد الإلكترونات التي تشبعه

- عدد الكم الثانوي (

l )

وهو يحدد عدد المستويات الفرعية التي توجد في مستوي طاقة رئيسي (

n)

- عدد الكم المغناطيسي (

m)

وهو يحدد عدد أوربيتالات كل مستوي فرعي وكذلك تحدد شكل واتجاه الأوربيتالات

- عدد الكم المغزلي (

mS)

وهو يحدد اتجاه الحركة المغزلية للإلكترون حول محوره

-قواعد توزيع الإلكترونات :

- قاعدة البناء التدريجي : ( مبدأ البناء التصاعدي )

" لابد للإلكترونات أن تملأ المستويات الفرعية ذات الطاقة الأقل أولاً ثم المستويات ذات الطاقة الأعلى "

- قاعدة هوند :

لا يحدث ازدواج لإلكترونين في مستوي فرعي معين ،إلا بعد أن تشغل أوربيتالاته فرادي أولاً

[عاطف خليفة]

جهد التأين (طاقة التأين )

1- هو مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة ،وهي في الحالة الغازية
X+ + è>------ طاقة تأين X +
(إلكترون)(أيون موجب) (ذرة)
2- يعين جهد التأين بالقياسات الطيفية .

تدرج الخاصية في الجدول الدوري
في الدورات الأفقية : تزداد قيم جهد التأين بزيادة العدد الذري .
السبب
نقص قطر الذرة وزيادة الشحنة الموجبة فتزداد قوي الجذب ،ويصعب فصل الإلكترون .
في المجموعات الرأسية : يقل جهد التأين بزيادة العدد الذري
السبب
زيادة نصف قطر الذرة لزيادة عدد الأغلفة .
· المستويات الممتلئة تعمل على حجب قوي جذب النواة للإلكترونات الخارجية فيسهل إزالتها.
· زيادة التنافر بين الإلكترونات .
ملاحظات
1- هناك جهد تأين أول وجهد تأين ثاني وثالث وهكذا …….
2- جهد التأين الأول للغازات الخاملة كبير جداً إذ يصعب إزالة إلكترون من مستوي طاقة مكتمل
3- جهد التأين الثاني أعلي من جهد التأين الأول وذلك لزيادة شحنة النواة الموجبة أو قد يتسبب في كسر مستوي طاقة مكتمل .

الميل الإلكتروني
(القابلية الإلكترونية)

*

تعريف الميل الإلكتروني

1-هو مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً
طاقة

X` + X + è ------>

2- تدرج الخواص في الجدول الدوري

(أ) في الدورات الأفقية :

يزيد الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذري
السبب : صغر قطر الذرة وزيادة الشحنة الموجبة مما يزيد من قوة جذب الإلكترون فتزداد الطاقة المنطلقة
شواذ بعض العناصر عن هذه القاعدة
تكون الذرة أكثر استقراراً إذا كان مستوي الطاقة الفرعي ممتلئاً أو نصف ممتلئ .
لذلك يشذ عن هذه القاعدة كل من العناصر الآتية
البريليوم

Be4 (1S2,2S2 )لامتلاء مستوياته الفرعية
النتروجين N7 (,P3 1S2,2S2) المستوي الفرعي 2P نصف ممتلئ
النيون N10 (P6 1S2,2S2,) جميع المستويات الفرعية ممتلئة

(ب) في المجموعات الرأسية :

يقل الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذري (كلما اتجهنا لأسفل) ،والسبب :
- زيادة مستويات الطاقة وزيادة نصف قطر الذرة
-حجب المستويات الممتلئة لقوي جذب النواة
- زيادة قوي التنافر بين الإلكترونات

شواذ عن هذه القاعدة

رغم أن الكلور أسفل الفلور إلا أن ميله الإلكتروني أكبر والسبب في صغر الميل الإلكتروني للفلور هو صغر نصف قطر الفلور واحتوائه على 9 إلكترونات لذلك أضافه إلكترون جديد سوف يعاني من تنافر كبير ويصعب إضافة الإلكترون للذرة .

السالبية الكهربية

1-وهي متوسط الميل الإلكتروني وجهد التأين للذرة
2-وتعرف السالبية الكهربية بأنها " قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية إليها "
3-تلعب السالبية الكهربية دوراً في تحديد نوع الرابطة بين ذرتين

4-

تدرج الخاصية في الجدول الدوري

أ) في الدورات الأفقية :

تزداد السالبية الكهربية بزيادة العدد الذري والسبب نقص نصف الذرة وزيادة شحنة النواة وزيادة قوي الجذب

ب) في المجموعات الرأسية :

تقل السالبية الكهربية بزيادة العدد الذري (أي كلما اتجهنا لأسفل )
بسبب : - زيادة نصف قطر الذرة
- تأثير حجب المستويات الممتلئة لقوي جذب النواة
- زيادة التنافر بين الإلكترونات

الخاصية الفلزية واللافلزية

* الفلزات :

هي عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها(الغلاف الأخير )بأقل من نصف سعته بالإلكترونات(أقل من 4 إلكترونات)
مثل الصوديوم(2-8-1)والماغنسيوم(2-8-2)والألومنيوم(2-8-3)
وهي عناصر تميل إلي فقد إلكترونات التكافؤ وتكون أيونات موجبة
وهي تتميز بكبر نصف قطر الذرة وصغر ميلها الإلكتروني وجهد تأينها

* اللافلزات :

- هي عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته بالإلكترونات مثل الفوسفور (2-8-5) - الأكسجين (2-6) - الكلور (2-8-7)
-هي عناصر تتميز بصغر نصف قطر الذرة وكبر جهد التأين والسالبية الكهربية والميل الإلكتروني
-ولذلك فهي عناصر كهروسالبة تميل إلي اكتساب إلكترونات وتكون أيونات سالبة
-نظراً لصعوبة فصل إلكترونات التكافؤ فهي لا توصل التيار الكهربي

* أشباه الفلزات :

هي عناصر غلاف تكافؤها ممتلئ بحوالي نصف سعته
هي عناصر له مظهر الفلزات ومعظم خواص اللافلزات وخواصها وسط بين الفلزات واللافلزات ،وتستخدم في موصلات الترانزستور والأجهزة الكهربائية

* تدرج الخواص :

أ) في الدورات الأفقية بزيادة العدد الذري تقل الصفة الفلزية وتزداد الصفة اللافلزية
ب) في المجموعة الرأسية تزداد الصفة الفلزية ،وتقل الصفة اللافلزية كلما هبطنا لأسفل

[عاطف خليفة]

الخواص الحامضية والقاعدية

أ) الأكاسيد الحامضية :

تذوب أكاسيد اللافلزات في الماء وتكون أحماضاً

حمض كبريتوز SO2 + H2O ---> H2SO3

حمض كربونيك CO2 + H2O ------> H2CO3
حمض إرثوفوسفوريك P2O5 + 3H2O-----> 2H3PO4

لذلك تسمي الأكاسيد اللافلزية أكاسيد حامضية
تتفاعل الأكاسيد الحامضية مع القلويات ،وتكون ملحاً وماء

CO2 + 2NaOH ------> Na2CO3 + H2O

ب) الأكاسيد القاعدية :

هي أكاسيد فلزات وهي تذوب في الماء وتكون القلويات

Na2O + H2O -----> 2NaOH
MgO + H2O ----> Mg(OH)2

تتفاعل الأكاسيد القاعدية مع الأحماض وتكون ملح وماء

MgO + H2 SO4 ----> MgSO4+ H2O
Na2O + 2HCl ---> 2NaCl + H2O

ج) الأكاسيد المترددة :

هي أكاسيد تتفاعل مع الأحماض أو القلويات لتعطي ملحاً وماء مثل أكسيد الألومنيوم

Sb2O3- ZnO - Al2O3

مثال :

Al2O3 + 6HCl ----> 2AlCl3 + 3H2O

ملح كلوريد الألومنيوم

Al2O3 + 2NaOH ----> 2NaAlO2 + H2O

ملح ميتاألومنيات الصوديوم

* تدرج الصفة في الجدول الدوري

أ) في الدورات الأفقية :

بزيادة العدد الذري تقل الصفة القاعدية وتزداد الصفة الحامضية ،وتقع الأكاسيد المترددة في

وسط الدورات.

2- في المجموعات الرأسية :

تزداد كل من الصفة الحامضية والصفة القاعدية بزيادة العدد الذري (أي كلما هبطنا لاسفل)
السبب : زيادة نصف قطر الذرة مع ثبات الشحنة يزيد من الخاصية القاعدية بينما تقل قوي جذب النواة ،فيسهل ترك الهيدروجين ،فتزيد الخاصية الحامضية.

أعداد التأكسد

1- التكافؤ :

هو عدد ذرات الهيدروجين التي تتحد مع أو تحل محل ذرة واحدة من العنصر. أو هو عدد الإلكترونات المفردة الموجودة في غلاف التكافؤ .
لاحظ أن الإلكترونات المفردة هي وحدها التي تدخل في تكوين الرابطة التساهميه

2-عدد التأكسد :

هو عدد يمثل الشحنة الكهربية (موجبة أو سالبة ) التي تبدو على الأيون أو الذرة في المركب ،سواء كان مركباً إيونياً أو تساهمياً .

3- عند حساب عدد التأكسد :

أ) عدد تأكسد العنصر يساوي صفر
ب) عدد تأكسد المجموعة الذرية يساوي الشحنة التي تحملها المجموعة
جـ) مجموع أعداد التأكسد لعناصر المركب المتعادل تساوي صفراً

1.في المركبات الأيونية:

- يكون عدد التأكسد مساوياً تكافؤ الأيون
- وتكون إشارته موجبة للأيون الموجب
- وتكون إشارته سالبة للأيون السالب

2.في المركبات التساهمية :

في الجزئ المكون من ذرتين متشابهتين عدد التأكسد لكل منهما = صفر
في الجزئ المكون من ذرتين مختلفتين يكون عدد التأكسد سالب للعنصر الأكثر سالبية كهربية والآخر موجب

د) التأكسد يعني زيادة الشحنة الموجبة؛أي زيادة عدد التأكسد
الاختزال يعني نقص الشحنة الموجبة أي نقص عدد التأكسد

أمثلة :
الهيدروجين :

عدد التأكسد دائماً موجب 1 ما عدا هيدريدات الفلزات
النشطة يكون سالب 1

(CaH2 - NaH)

(الهيدريدات هي مركبات الهيدروجين مع عناصر المجموعة الأولي أو الثانية)
مثال : عدد تأكسد الهيدروجين في

HCl = +1
عدد تأكسد الهيدروجين في NaH = -1
لأن سالبية الهيدروجين أعلي من سالبيه الصوديوم

الأكسجين :

عدد التأكسد للأكسجين دائماً تساوي سالب 2
ما عدا الحالات الآتية :
1- مع الفلور

Of2 = +2
لأن سالبية الفلور أكبر من سالبية الأكسجين
2-مع البيروكسيدات تكون - 1

Na2O2 -H2O2

3-مع السوبرأكسيد تكون -1/2 مثل KO2

* تدرج إعداد التأكسد في الجدول الدوري

1- عدد التأكسد يساوي رقم المجموعة في العناصر من المجموعة

A1 حتى 3A ،ويساوي رقم المجموعة -8 في المجموعات 4A حتى 7A

مثال :
اعداد تأكسد عناصر الدورة الثانية

نلاحظ أن أعلي عدد تأكسد لعنصر يساوي رقم مجموعته
عدد تأكسد عناصر المجموعة صفر (الغازات الخاملة ) يساوي صفر

مثال :

أوجد أعداد التأكسد للعناصر التي تحتها خط في المركبات الآتية :

H2S - Na2O2 -HClO4 - KH

الإجابة:

2

- = H2S الكبريت

-1

=Na2O2 الاكسجين

7

+ = HClO4الكلور

1

- = KHالهيدروجين

اذكر نوع التفاعل الآتي (اكسدة أم اختزال )

1)FeCl2 ----> FeCl3

التفاعل أكسدة

Fe = +2 ---> Fe = +3

2) Cr2O72- ----> Cr2O3

التفاعل اختزال Cr = +6 ---> Cr = +3

* الفريونات:

1- هي مركبات الكربون والفلور والكلور

مثل

CF4- CCl2F2

2-اكتشف الفريونات الكيميائي توماس ميدجلي
3- تستخدم الفريونات في المبردات مثل الثلاجات وأجهزة التكييف
4- تسبب الفريونات تآكل طبقة الأوزون ،التي تحمي الأرض من الأشعة الضارة

[عاطف خليفة]

الرابطة الأيونية

* مقدمة :

1-لا تشارك الغازات النبيلة في التفاعلات الكيميائية ؛لأن مستوي الطاقة الأخير لها مكتمل بالإلكترونات لذلك فذراتها مستقرة وجزيئاتها أحادية الذرة .
2-جميع العناصر عدا الغازات النبيلة نشطة وتشارك في التفاعلات الكيميائية حتى يكتمل مستوي الطاقة الأخير بالإلكترونات ؛لذلك فهي تكتسب أو تفقد أو تشارك مع غيرها من الذرات بعدد من الإلكترونات ؛حتى يصبح تركيبها مشابهاً لتركيب أقرب غاز خامل

* التفاعل الكيميائي :

" هو عبارة عن كسر روابط في جزيئات المواد المتفاعلة وتكوين روابط جديدة في جزيئات المواد الناتجة من التفاعل”
نلاحظ أنه إذا لم يوجد كسر للروابط لا يحدث تفاعل كيميائي مثلاً عند خلط برادة الحديد مع مسحوق الكبريت بأي نسبة وبدون تسخين ،فلا يحدث كسر للروابط ؛أي لا يتم تفاعل كيميائي بينما عند تسخين مقدارين محددين من برادة الحديد ومسحوق الكبريت يحدث كسر للروابط ،وتتكون روابط جديدة بين الكبريت والحديد ؛أي يحدث تفاعل كيميائي وينتج مركب جديد هو كبريتيد الحديد

II

* أنواع الروابط الكيميائية :

رابطة أيونية - رابطة تساهمية - رابطة تناسقية - رابطة هيدروجينية - رابطة فلزية

أولاً : الرابطة الأيونية :

- تتكون الرابطة الأيونية بين عنصرين الفرق في السالبية الكهربية بينهما أكبر من 1.7
- تميل الفلزات إلي فقد الإلكترونات (جهد تأينها صغير ) وتتحول إلي أيونات موجبة
وتميل اللافلزات إلي اكتساب إلكترونات (ميلها الإلكتروني كبير ) وتتحول إلي أيونات سالبة
- يحدث تجاذب بين الأيونات الموجبة والأيونات السالبة ،وهذا يسمي الرابطة الأيونية
-الرابطة الأيونية هي قوة جذب إلكتروستاتيكي ؛أي ليس لها وجود مادي
-تحدث الرابطة الأيونية بين فلزات ولافلزات
-إذا كان الفرق في السالبية الكهربية أكبر من 1.7 تظهر خواص المركبات الأيونية ،وإذا كان الفرق أقل من 1.7 تظهر خواص المركبات التساهمية

* الخواص العامة للمركبات الأيونية :

1-التركيب :

بللورات صلبة - لها شكل بللوري محدد نتيجة قوي الجذب بين الأنيونات والكاتيونات

2-درجة الانصهار والغليان :

لها درجات انصهار وغليان مرتفعة حيث يتطلب كسر الرابطة ،والتغلب على قوي التجاذب بين الأيونات استهلاك قدر كبير من الطاقة الحرارية

3-الذوبان :

تذوب المركبات الأيونية في المذيبات القطبية نتيجة لتفكك الشبكة البللورية وانجذاب أيوناتها إلي الأإيونات المخالفة لها في الشحنة في المذيب القطبي

4-التوصيل الكهربي :

المركبات الأيونية توصل التيار الكهربي بسبب حركة أيوناتها الحرة في المصهور أو الأيونات المماهه في المحلول نحو الأقطاب المخالفة لشحنتها
مثال للرابطة الأيونية تفاعل الصوديوم مع الكلور لتكوين كلوريد الصوديوم

الرابطة التساهمية

ثانياً : الرابطة التساهمية

-هي رابطة تحدث بين لافلزين (عنصرين الفرق في السالبية الكهربية بينهما أقل من 1.7)
وفيها تشارك كل ذرة بإلكترون مفرد في الرابطة

* أنواع الروابط التساهمية :

-رابطة تساهمية نقية :

وتحدث عندما تكون الذرتان متساويتين في السالبية الكهربية (ذرتين متشابهتين)

مثل

الرابطة في جزئي الهيدروجين H2 ( مكون من ذرتين هيدروجين )
وفي هذه الرابطة يقضي إلكترونا الرابطة وقتاً متساوياً في حيازة كل ذرة ،وتكون الشحنة النهائية لكل ذرة مساوية صفراً.

- رابطة تساهمية قطبية :

وتحدث بين ذرتين مختلفتين في السالبية الكهربية
مثل الرابطة في جزئ كلوريد الهيدروجين HCl (ذرة كلور وذرة هيدروجين)
في هذا المثال : السالبية الكهربية للكلور = 3 وللهيدروجين =2.1
فذرة الكلور أكثر سالبية من ذرة الهيدروجين ،لذلك يقضي إلكتروني الرابطة فترة أطول مع ذرة الكلور ،فتظهر عليها شحنة سالبة جزيئية ،وتظهر على ذرة الهيدروجين شحنة موجبة جزيئية

* النظريات التي فسرت تكوين الرابطة التساهمية :
أولا : النظرية الإلكترونية للتكافؤ ( نظرية الثمانيات )

-وضع النظرية " لويس " وكوسل " سنة 1916
-تنص النظرية على :
" بخلاف الهيدروجين والليثيوم والبريليوم - تميل ذرات جميع العناصر إلي الوصول إلي التركيب الثماني (تشبه الغاز الخامل )أي حالة الاستقرار
-لذلك تشارك الذرة غيرها من الذرات بعدد من الإلكترونات يساوي العدد الذي تحتاجه ؛حتى يكتمل مستواها الأخير بـ 8 إلكترونات
مثال تكوين جزئي الفلور

F2

عيوب النظرية

1- لم تستطع النظرية تفسير الروابط في بعض المركبات مثل
جزئ خامس كلوريد الفوسفور

PCl5 (تحاط ذرة الفوسفور بـ 10 إلكترونات وليس ثمانية )
وكذلك جزئ ثالث فلوريد البورون BF3 (إذ تحاط ذرة البورون بـ 6 إلكترونات وليس 8 )
2-لم تفسر النظرية بعض خواص الجزيئات مثل الشكل الفراغي - والزوايا بين الروابط

ثانيا : نظرية رابطة التكافؤ

-بنيت هذه النظرية على أساس ميكانيكا الكم والطبيعة المزدوجة للإلكترون
- تبقي النظرية على صورة الذرات المفردة
تفسر النظرية تكوين الرابطة التساهمية عن طريق تداخل أوربيتالات أحد الذرتين ،وبه إلكترون مفرد مع أوربيتال به إلكترون مفرد من الذرة الأخرى

مثال :

تكوين جزئ فلوريد الهيدروجين

تتم الرابطة بتداخل أوربيتال

1s من الهيدروجين (يحتوي على إلكترون مفرد) مع أورتبال 2Py (يحتوي على إلكترون مفرد ) من الفلور

1H = 1s1

gF = 1s2,2s2,2PX2,2PY2,2PZ1

ذرة الفلور :

نلاحظ أن الاوربيتالات الأخري لا تتداخل لتشبعها بـ 2 إلكترون لكل منها

* تركيب جزئ الميثان :

-جزئ الميثان

CH4 مكون من ذرة كربون وأربع ذرات هيدروجين
-ترتبط ذرة الكربون مع ذرات الهيدروجين ،عن طريق روابط تساهمية متساوية في الطول والقوة (الطاقة)
1- يأخذ جزئ الميثان شكل الهرم الرباعي
2- قيم الزوايا بين كل رابطة والأخرى =28َ 109ْ

تفسير تركيب جزئ الميثان

1- تركيب ذرة الكربون

1s2, 2s2,2P1X,2Py1

2-ذرة الكربون بها 2 إلكترون مفرد - واوربيتال

2PZفارغ

3- تكتسب الذرة كمية من الطاقة
وتصبح الذرة مثارة وينتقل إلكترون من المستوي
الفرعي

2s إلي الأوربيتال الفارغ 2P2 ،ويصبح تركيب ذرة الكربون كالآتي:

ويصبح لذرة الكربون 4 أوربيتالات ،بكل منها إلكترون واحد ولكنها غير متساوية في الطاقة أو الاتجاه الفراغي لذلك تحدث عملية تهجين بين الأوربيتال

2sوالأوربيتالات الثلاثة2P وتنتج أربع أوربيتالات مهجنة متساوية في الطاقة

1(2S) + 3(2P) 4 SP3

* التهجين :

هو تداخل أوربيتالين أو أكثر (متقاربين في الطاقة ) في الذرة نفسها لتنتج أوربيتالات مهجنة متساوية في الطاقة في المثال السابق.

يحدث التهجين بتداخل الأوربيتال

2S مع الأوربيتالات الثلاثة 2P وينتج 4 أوربيتالات مهجنة من نوع SP3

نلاحظ أن :

1-يحدث التهجين في الذرة نفسها.
2-يحدث التهجين بين أوربيتالات قريبة في الطاقة .
3-عدد الأوربيتالات المهجنة يساوي عدد الأوربيتالات النقية الداخلة في التهجين .
4-الأوربيتالات المهجنة متساوية في الطاقة .
5-الأوربيتالات المهجنة أكثر بروزاً من الأوربيتال العادي؛ مما يسهل عملية التداخل
6-تأخذ الأوربيتالات المهجنة رموز الأوربيتالات العادية نفسهاd-p-s

تفسير قيم الزوايا بين الروابط :

الأوربيتال المهجن هو إلكترون سالب . ولكي يقل التنافر بين الأوربيتالات لأقل قدر فإن الأوربيتالات تأخذ أشكالاً فراغية لتسمح بزاوية بينهما مقدارها

28َ 109ْ

* جزئ الميثان

يحدث التداخل بين الأوربيتالات المهجنة في الكربون والأوربيتالات في ذرات الهيدروجين الأربعة ويأخذ الشكل المجسم شكل الهرم الرباعي

مثال آخر تكوين جزئ الايثيلين

C2H4

1- يحدث أثارة لذرتي الكربون ليصبح في كل منها 4 أوربيتالات يحتوي كل أوربيتال على إلكترون مفرد

2- يحدث التهجين بين الأوربيتال

2s والأوربيتالين 2PX ، 2Py في كل ذرة كربون وينتج 3 أوربيتالات من نوع sp2

1(2S) + 2( 2P) 3 SP2

ولتقليل التنافر بين الأوربيتالات ،تصبح الزاوية بين كل أوربيتالين =

120ْ

3- ثم يحدث التداخل بين أوربيتالات ذرتي الكربون وذرات الهيدروجين كالآتي
أ- تداخل أوربيتال من نوع

SP2 من ذرة الكربون مع الأوربيتال 1S من الهيدروجين ؛لتكوين الرابطة C - H

ب- تداخل بين الأوربيتالين المهجنين

SP2 بين ذرتي الكربون لتنتج الرابط C-C (بالرأس)
ج- تداخل بين الأوربيتالين غير المهجنين 2Pz بين ذرتي الكربون لتنتج رابطة C-C بالجانب (وتكون عمودية على الروابط السابقة) .
ويصبح شكل جزئي الإيثيلين

ثالثاً : نظرية الأوربيتالات الجزيئية :

-اعتبرت نظرية الأوربيتالات الجزيئية كوحدة واحدة أو ذرة كبيرة متعددة الأنوية
-يحدث التهجين عن طريق تداخل جميع الأوربيتالات الذرية المكونة للجزئ
- يرمز للأوربيتالات المهجنة بالرموز سيجما () وباي () ودلتا ()
الرابطة سيجما
-تنشأ من تداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضها البعض بالرأس (أي على خط واحد)
- الرابطة سيجما أقوي من الرابطة باي
مثال : تداخل الأوربيتال المهجن

sp2 لذرة الكربون مع الأوربيتال 1s لذرة الهيدروجين في جزئ الايثيلين
وأيضاً تداخل الأوربيتالين المهجنين sp2 لذري الكربون في نفس الجزئ
الرابطة باي :
- تنشأ من تداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضها بالجنب (بالتوازي )
- وهي أضعف من الرابطة سيجما
مثال : تداخل الأوربيتالين 2pz في كل من ذرتي الكربون في جزئ الايثيلين

تفسير تركيب جزئ الاسيتيلين

C2H2

-تحدث الإثارة ويصبح تركيب ذرة الكربون كالآتي :

- يحدث التهجين بين أوربيتال

(2S)مع أوربيتال واحد من 2P في كل ذرة كربون ينتج 2 أوربيتال مهجن من النوع SP في كل ذرة

1(2S) + 1 (2P) 2 (SP)

ويظل الأوربيتالان 2Py ، 2Pz غير مهجنين
- تصبح الزاوية بين الأوربيتالين المهجنين = 180ْ

- يحدث تداخل الأوربيتالات كالآتي :
- روابط سيجما . بين

sp في الكربون والأوربيتال 1s في الهيدروجين
. بين sp ، sp في ذرتي الكربون
-روابط باي . بين الأوربيتالين غير المهجنين 2Py في ذرتي الكربون
. بين الأوربيتالين غير المهجنين 2Pz في ذرتي الكربون


ويصبح جزئ الاسيتيلين C2H2

كالآتي :

* خواص المركبات التساهمية :

1-الذوبان : لا تذوب في المذيبات القطبية كالماء لعدم وجود أيونات - تذوب في المذيبات العضوية فتنشر الجزيئات بين روابط المذيب الضعيفة
2-درجات الانصهار والغليان :
منخفضة لسهوله كسر الرابطة الضعيفة في المركب
3-التوصيل الكهربي : لا توصل التيار لعدم تأين جزئياتها (لا تكون أيونات )

[أ. الدادمونى]

جزاكم الله كل خير د. / عاطف

[عاطف خليفة]

اشكرك اخي/ الدادموني

[حسام الشرقاوى]

جميل جدا بس ممكن تضعة فى ملف بحيث احملة على الجهاز

[احمد محسن محمد]

جميل جدا بس فسن العضويه اهم حاجه

[P!po]

شكرااااااااااااااااااااااااااااااااااااااااااااااا اااااااااااااااااااااااااااااااااااااااااااااااااا ااااااااااااااا

[sabrot]

شكلرررررررررررررررا

[محمد رمضان 61]

شكرا على المجهود ربنا يبارك فيك

[محمد جمعة السعيد]

مخطط في العضوية

[محمود_محمود_1515]

مشكور
جدا

[ملكة الرومانسية]

شكرا جدا بس ياريت حضرتك تحطه في مم احلي