علوم(2) اعدادى الوحده الاولى الجزء (2)

السالبية الكهربية أو الكهرسلبية
هي مقياس لمقدرة الذرة أو الجزيء على جذب الإلكترونات في الروابط
الكيميائية . وتعتمد نوعية الرابطة المتكونة اعتمادا كبيرا على الفرق في
السالبية الكهربية بين الذرات الداخلة فيها . وتقوم الذرات المتشابهة في
السالبية الكهربية " بسرقة " الإلكترونات من بعضها البعض والذى يرجع لما
يسمة " مشاركة " وتكون رابطة تساهمية . ولكن لو كان هذا الفرق كبير سينتقل
الإلكترون إلى أحد الذرات وتتكون رابطة أيونية . إضافة إلى ذلك في حالة أن
أحد الذرات تقوم بسحب الإلكترونات بقوة أكبر قليلا من الأخرى فإنه تتكون
رابطة تساهمية قطبية






اعتمادا
على افكار بلانك واينشتاين ، استطاع العالم بور تفسير طيف ذرة الهيدروجين
وحساب طاقة الإلكترون فيها . وهذا هو ملخص نظرية بور على شكل نقاط :

1- هنالك مجموعة محددة من المدارات الدائرية ( مستويات الطاقة ) يدور فيها الكترون ذرة الهيدروجين حول النواة ويمكن التعبير عنها بالارقام 1 ، 2 ، 3 ….إلخ من الأقرب إلى الأبعد عن النواة .

2- ما دام الإلكترون يحتل نفس المدار ولا يغيره فإنه لا يشع ضوءا ( طاقة ) ولا يمتصها.

3- يمكن للإلكترون أن ينتقل من مستوى إلى مستوى آخر بحيث :


أ- تشع
الذرة طاقة اذا انتقل الالكترون من مستوى ذو طاقة عالية إلى مستوى ، ذو
طاقة أخفض, وينتج عن هذا الانتقال طيف الاشعاع الخطي الذي يمثل الفرق بين
المستويين .
D ط ( فرق الطاقة بين المستويين ) = ثابت بلانك × التردد

ب- تمتص الذرة الطاقة بكميات محددة إذا انتقل الإلكترون من مستوى ذو طاقة منخفضة إلى مستوى ذو طاقة أعلى ، أي عندما تهيج الذرة بإعطائها كمية من الطاقة من مصدر خارجي .
واصل الإنسان اكتشافه للعناصر منذ القدم و حتى يومنا هذا، في العصور
القديمة كانت حوالي تسعة عناصر معروفة للإنسان منها الذهب، الفضة، النحاس و الحديد.
حتى عام 1700 أصبح عدد العناصر المعروفة لدى الإنسان 14 عنصر. في حوالي 1850 أصبح
عدد العناصر المعروفة أكثر من 60 عنصر.
مع ازدياد أعداد العناصر المكتشفة، عكف الإنسان على دراسة صفاتها و أوجه
التشابه و الاختلاف بينها، و تولدت الحاجة إلى تنظيمها و تصنيفها و بيان العلاقات
بينها، كل ذلك كان بناء على صفاتها الظاهرة ؛ كنشاطها و تفاعلاتها مع الماء و
الهواء و الحموض. من أهم العلماء الذين صنفوا العناصر في مجموعات هو دوبراينر عام
1817. صنف العناصر حسب كتلتها الذرية والتشابه في خصائصها الكيميائية و الفيزيائية
في مجموعات بحيث كانت كل مجموعة تحتوي على 3 عناصر متشابهه. من أمثلة هذه
المجموعات: (كالسيوم، سترونشيوم، باريوم) (كبريت، سيلينيوم، تلوريوم) (كلور، بروم،
يود).جاء بعد ذلك العالم نيولاندز سنة 1864. فقد نظم العناصر في مجموعات (أعمدة)
بناء على كتلتها الذرية المتزايدة، فاكتشف أن العناصر ذات الخواص المتشابهة تتكرر
بشكل دوري بعد كل 7 عناصر؛ أي أن الأول يشبه الثامن، و الثاني يشبه السابع، و هكذا.
فسمى هذه المجموعات بالثمانيات، كما في هذا الجدول


العالم الروسي مندليف يعود إلية الفضل الأكبر في تصنيف العناصر ضمن
مجموعات و ترتيبها في جدول سنة 1872. فقد اعتمد في تصنيفه على ربط الكتلة الذرية
بالذرية. الذرية كانت تعني آنذاك بقدرة الذرات على الارتباط بالهيدروجين. فقد لاحظ
مندليف أن ذريات العناصر المعروفة لديه تتغير بشكل دوري في القائمة التي يظهر فيها
تسلسل الكتل الذرية؛ فهي تبدأ من 1 و تصل إلى 4 و تنقص لتصل 1 مرة أخرى، ثم تأتي
بداية جديدة من 1. كانت العناصر النبيلة غير معروفة لدى مندليف. فيما يلي جدول
مندليف
كان لاكتشاف مكونات الذرة الدور الكبير في تصنيف العناصر من خلال
الجدول الدوري الحديث.فقد ساهم العالم موزلي باكتشاف البروتونات، حيث أطلق على عدد
البروتونات؛ العدد الذري. لقد تم التوصل إلى أن الدورية في صفات العناصر تظهر بشكل
صحيح إذا رتبت حسب أعدادها الذرية. بعد ذلك تمكن العالم الدنمركي بور سنة 1913 من
وضع نظرية لتفسير سلوك العناصر و الدورية فيها اعتمادا على توزيع الإلكترونات في
الذرات. فلاحظ ارتباط موقع العنصر في الجدول الدوري بعدد الإلكترونات التي تقع في
الطبقة الأخيرة و التي هي أيضا تحدد ذرية العنصر، سلوكه و صفاته. ساعد هذا التصور
عن الذرات على فهم بعض سلوك العناصر، إلا أنها واجهت صعوبات في تفسير خواص العناصر
و سلوكها، مثل عدم امتلاء الطبقة الأخيرة عند توزيع الإلكترونات في ذرة البوتاسيوم
مثلا. هذه المشكلة تم حلها بعد اكتشاف علم الفيزياء الكمية (النظرية الميكانيكية
الموجية للذدرة) في الثلاثينات من القرن العشرين عندما حل العالم إروين شرودنجر
المعادلة الموجية و توصل إلى أن الطبقات الرئيسية (المدارات) تحتوي على أفلاك تختلف
في أشكالها و طاقتها في كل مدار. الدورة الأولى تحتوي على نوع واحد فقط من الأفلاك
كروية الشكل و يرمز لها بأفلاك S (أول حرف من كلمة كرة بالإنجليزية). الدورة
الثانية تحتوي على نوعين من الأفلاك هي S,P. أفلاك P يوجد منها 3 أنواع؛ هذه
الأنواع تتشابه في الشكل و الطاقة و تختلف في الاتجاه الفراغي. كل فلك يستوعب
إلكترونين فقط بحسب مبدأ باولي. الدورة الثالثة تحتوي على 3 أنواع من الأفلاك هي
S,P,d . ويوجد من أفلاك d خمسة أنواع. الدورة الرابعة تحتوي على 4 أنواع من الأفلاك
هي S,P,d,F. ويوجد من أفلاك F سبعة أنواع. لم يكتشف حتى الآن غير هذه الأنواع من
الأفلاك. ترتب الإلكترونات في أفلاك المدرات حسب زيادة طاقة الفلك في كل مدار؛ من
الطاقة الأقل إلى الطاقة الأعلى
النظرية الذرية
حتي نهاية القرن 19 كانت الذرة تعتبر ككرة صلبة صغيرة . عندما اكتشف
طومسون الإلكترون عام 1897 .فلقد كان العلماء بعرفون أن التيار الكهربائي
لو مر في أنبوبة مفرغة، فيمكن رؤية تيارا على هيئة مادة متوهجة. ولم يكن
يعرف لها تفسيرا . فلاحظ طومسون أن التبار المتوهج الغامض يتجه للوح
الكهربائي الموجب .فوجد أن التيار المتوعج مكون من جسيمات صغيرة وأجزاء من
الذرات تحمل شحنات سالبة سميت بالإلكترونات . وقال ايوجين جولدشتين عام
1886 أن الذرات بها شحنات موجبة . وفي سنة 1911 كانت النظرية الذرية
لرزرفورد، عندما قال أن الذرة تتكون من قلب مكثف له شخنة موجبة من
البروتونات protons حوله طوق من الإلكترونات السالبة تدور حول النواة .وفي
سنة 1932اكتشف جيمس كادويك نوعا ثالثا من جسيمات الذرة أطلق عليه
نيترونات. Neutrons . وأن النترونات تققل تنافر البروتوناتى النتشابعى
الشحتة الكهربائيى بالنواة المتماسكة . والنترونات حجمها نفي حجم
البروتونات بالنواة . ولاتحمل شحنات كهربائية لأنها. متعادلة الشحنات
.والذرة متعادلة الشحنة لأن عدد البروتونات الموجبة يعادل عدد الإلكترونات
السالبة داخلها. وأصغر ذرة ذرة الهيدروجين . ومعظم الفراغ بالذرة فارغ .
لأن الإلكترونات تدور قي مدارات بعيدة نسبيا من النواة . وكل عنصر من
العناصر المختلفة تتميز عن غبرها من العناصر بعدد ثابت من البروتونات.
ولكل ذرة عتصر ما، وزنها الذري الذي يعين حسب عدد البروتونات والنترونات
بنواتها . ويجب أن نعرف أن حجم الذرة ضئيل جدا . فذرة الهيدروجين قطرها (5
x 10-8 mm). فلو وضعنا 20 مليون ذرة هيدروجين فتشكل جطا طوله واحد ملليمتر
. وذرة الهيدروجين تتكون من بروتون واحد والكترون واحد . وذرة الهيليوم
بها 2 بروتون يدور حولها 2الكترون. وبصفة عامة نجد أن كل ذرة لها قلب يسمي
النواة a nucleus التي تشكل كتلة الذرة تقريبا ، الا أنها تشغل حيزا صغيرا
من حجم الذرة نفسها .لأن معظم الذرة فراغ حول النواة . وبالنواة يوجد
جسيمات أصغر هي البروتونات protonsموجبة الشحنات والنترونات neutrons
متعادلة الشحنات . ويدور بالفراغ حول النواة جسيمات خفبفة جدا تسمي
الإلكترونات electrons .وكل عنصر بذرته عدد ثابت ومتشابه من البروتونات
بالنواة . فعنصر الكسجين بنواته 8 بروتونات . والنترونات لاتجمل شحنات
كهروبائية ز وليس بالضرورة ذرة كل عنصر تجمل عددا ثابتا من البروتونات.
فلو ذرات عنرا ما تحمل عددا مختلفا من الروتونات يطلق عليها نظائر مشعة
isotopes من العنصر الواحد . والإلكترونات جسبمات سلبية الكهربائية ندور
في الفراغ حول النواة . وكتلة الإلكترون تعادل 1/2000 كتلة البروتون أو
النيترون . والتفاعل أو الإتحاد بين ذرات العناصر تتم بين ترابط
الإلكترونات لتكوين الجزيئات أو المركبات الكيماوية. لهذا نجد العدد الذري
لكل ذرة يدل علي عدد البروتونات بنواة ذرة العنصر .فالأكسجين عدده الذري 8
. وهذا معناه أن ذرة الأكسجين تتكون من 8 بروتونات والرقم الذري للنحاس 29
وهذا معناه أن ذرة عنصر النحاس نواتها بها29 بروتون . وكتلة الذرة نجدها
مجموع عدد البروتونات والنترونات بالنواة . لأن 99،99% من كتلة الذرة في
النواة . فأمكن التعرف من خلال التعرف علي مكنونات الذرة علي تفسيرات
للنماذج المتكررة بالجدول الدوري . فوجد العلماء أن العناصر في مجموعة
واحدة من الجدول تمتلك نفس العدد من الإلكترونات الخارجية بمدارات الذرة
.وكانت الجسيمات لم تكن قد أكتشفت عندما وضع العلماء الجداول الدورية
الأولي . وحدسثنا السابق كان حول الذرة المتعادلة الشحنات كهربائيا .لكن
في الحقيقة الذرات يمكنها فقدان أو اكتساب الكتلاونات سالبة . لكن عدد
البروتونات لاتتغير بالنواة . فلو اكتسبت الذرة الكترونات تصبح الذرة
سالبة الشحنة لأن عدد الإلكتلاونات تزيد علي عدد البروتونات بالنواة ..ولو
فقدت الذرة الكترونات تصبح الذرة موجبة الشحنة لأن عدد البروتوناتبالنواة
يزيد علي عدد الإلكترونات . وكل ذرة لها شجنة تسمي ايون an ion
فالهيدروجين الموجب الشجنة يسمي ايون الهيدروجين الموجب وتوضع فوق رمزه
علامة (+ ) ويكتب هكذا H+ ولو كان أيون ذرة الهيدروجين سالب الشحنة يكتب
هكذا( H- ) ولو كانت الذرة متعادلة تكتب بدون علامة( + أو - ) وتكتب الذرة
هكذا(H ).وفي الحالات الثلاثة للذرة نجد أن العدد الذري والوزن الذري ثابت
. وفي النظائر isotopes للعنصر نجد أن عدد البروتونات تتغير حسب نظير
العنصر . لهذا نجد أن نظير العنصر يتغير في الوزن الذري الذي هو مجموع عدد
البروتونات والنترونات ، وليس في العدد الذري الذي هو عدد البروتونا ت.
فالنظير لعنصر نجده ثابت في العدد الذري ومختلف في الوزن الذري
.فالهيدروجين عدده الذري 1 ووزنه الذري 1 والديتريم Deuterium نظير
الهيدروجين نجد عدده الذري 1 ووزنه الذري 2

بعض المفاهيم الأساسية في علم الكيمياء :

تعريف المادة : هي كل ما يشغل حيز من الفراغ وله ثقل .

حالات المادة : صلبة – سائلة – غازية

أشكال المادة : 1 – عناصر 2 – مركبات 3 – مخاليط

1- العنصر : هي مادة أولية نقية لا يمكن تحويلة لمادة أبسط منة
بالطرق الفيزيائية أو الكيميائية

المعروفه
مثل : الكربون – النتروجين – الهيدروجين – الفوسفور – النحاس
.........
الذرة هي أصغر جزء في العنصر يمكن أن يدخل في تفاعل كيميائي دون أن
ينقسم .
الجزئي هو أصغر جزء من المادة (عنصر أو مركب) يمكن أن يوجد منفرداً
أو تظهر فيه خواص
المادة .
رموز العناصر : الرمز هو الحرف أو حرفين باللغة اللاتينية للدلالة
على أسم العنصر ويؤخذ من أول حرف مثل هيدروجين (H) نيتروجين (N) أكسجين (O) فوسفور (P) كربون (C) بورون (B) فلور (F) كبريت (S) يود (I) فانديوم (V)

وإذا تشابه الحرف الأول يؤخذ الأول والثاني والثالث مثل نحاس (Cu) كروم (Cr) كادميوم (Cd) كوبلت (Co) كالسيوم (Ca) كلور (Cl) ألومنيوم (Al) أرجون (Ar) فضة (Ag) ذهب (Au) زرنيخ (As) سيليكون (Si) سكانديوم (Sc) أنتيمون (Sb) أسترانشيوم (Sr) صوديوم (Na) نيكل (Ni) باريوم (Ba) بروم (Br) رصاص (Bp) بلاتين (Pt) كربتون (Kr) منجنيز (Mn) مجنيزيوم (Mg) هليوم (He) زئبق (Hg) .
2 - المركب : ينشأ من إتحاد عنصرين أو أكثر إتحاداً كيميائياً مكون
مادة جديدة تختلف في خواصها عن خواص مكوناتها .

2 Na
+ Cl2 2 NaCl
مثل : ( ملح الطعام ) كلوريد الصوديوم
2 H
2 + O2­ 2 H 2O
(المادة) أكسيد الهيدروجين

3 - المخلوط : مجموعة عناصر أو مركبات مجتمعة مع بعضها بأي نسبة دون
أن تتحد كيميائياً وتحتفظ كل مادة بخواصها ويتم فصل مكوناته بالطرق الفيزيائية
كالرمل والسكر .
التكافؤ : هو عدد الإلكترونات التي تكتسبها أو تفقدها أو تشارك بها
ذرة واحدة من العنصر عند حدوث تفاعل كيميائي للوصول إلى حالة الثبات والاستقرار .

تكافؤ بعض العناصر الشائعة (أعداد تأكسدها)


1
- التكافؤ الأحادي :





- - - + - + + + + +





فلور – كلور – بروم – هيدروجين – يود – صوديوم – فضة – بوتاسيوم –
زئبق – نحاس









2
- التكافؤ الثنائي :





2+ 2+ 2+ 2+ 2+ 2- 2+





كالسيوم – أكسجين – خارصين – منجنيز – باريوم – رصاص – كبريت –
ماغنيسوم – نحاس

زئبق ( )



3
- التكافؤ الثلاثي


3+ 3+ 3+

الومنيوم – حديد – كروم – فوسفور – نيتروجين


4
- التكافؤ الرباعي :





ملحوظة : في حالة وجود
أكثر من تكافؤ لعنصر واحد يراعي :

1 - يضاف مقطع (وز) للتكافؤ الأقل 2 - يضاف المقطع (يك) للتكافؤ
الأعلى .
مثل : نحاسوز أحادى (I) حديدوز ثنائي
نحاسـيك ثنائي (II) حديديك ثلاثي

وحديثاً بوضع التكافؤ بجوار أسم العنصر مباشرة مثل : - نحاس (I) ، نحاس (II) ، حديد III)]
المجموعة الذرية : تتكون من عدة ذرات مرتبطة مع بعضها البعض وتشترك
في التفاعلات الكيميائية كذرة واحدة لها تكافؤ ومصدرها الأحماض مثل : حمض
الكبريتيك H
2SO4 .
المجموعة (ملح الحمض) : هي مجموعة الذرات التي تلي هيدروجين الحمض SO4 )
تكافؤ المجموعة : هو عدد ذرات الهيدروجين البدولي للحمض (ثنائي)