google-site-verification: google07c16c3ae1b52831.html ="https://pagead2.googlesyndication.com/pagead/js/adsbygoogle.js" google-site-verification: googlea67dc5c06a4fa0ab.html google-site-verification=Ze2fOF4zLF6PUs8g3BtsqTwTJb2IXujgA53A_JOAC8o [google804173d39f1c53c5.html] Free Website Visitors مدونة هدهد التعليمية والرياضية ...تعلم الكيمياء+ ثقافة وفنون.: خواص العناصرفى الجدول الدورى الميل الإلكترونى , <iframe frameborder='0' height='8231' marginheight='0' marginwidth='0' src='https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLScO3fTt6mxhVEyJg4HLb6VH3WhnXiuAFeoMn3n55Z9Y9MJjmw/viewform?embedded=true' width='640'>جارٍ التحميل…</iframe>

Translate

Powered By Blogger

قناة ashraf alhadi1+الكيمياغدارة

قناة ashraf alhadi1+الكيمياغدارة
شرح وبث مباشرومراجعةوامتحانات للمرحلةالثانويةنظام حديث22

الجمعة، 18 أكتوبر 2019

خواص العناصرفى الجدول الدورى الميل الإلكترونى ,

* الميل الإلكترونى (القابلية الإلكترونية):

 مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً



ثالثاً: الميل الإلكترونى
* الميل الإلكترونى (القابلية الإلكترونية):- مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً

  • تدرج الميل الإلكترونى فى الجدول الدورى

[1] فى الدورة الأفقية:-  يزداد الميل الإلكترونى إذا اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-  صغر نصف القطر يسهل على النواة جذب الإلكترون الجديد
**ملاحظات:- 
يشذ الميل الإلكترونى لكل من(10Ne, 7N, 4Be)  عن التدرج فى الميل الإلكترونى فى عناصر الدورة الثانية.
1-      فى حالة البريليوم يكون تحت مستوياته ممتلئة (1s2, 2s2)فتكون الذرة مستقرة.
2-      فى حالة النيتروجين يكون المستوى الفرعى (p) نصف ممتلئ والامتلاء النصفى يعطى بعض الاستقرار للذرة (1s2, 2s2, 2p3)
3-      فى حال النيون جميع مستوياته الفرعية ممتلئة وهذا يعطى استقرار كبير للذرة.
4-      تكون قيم الميل الإلكترونى كبيرة عندما يعمل الإلكترون على ملء مستوى طاقة فرعى أو جعله نصف ممتلئ وكلاهما يساعد على استقرار الذرة.
  • زيادة الميل الإلكترونى لذرة الكربون عن ذرة البورون لأن الإلكترون المكتسب فى هذه الحالة يجعل المستوى الفرعى (2p) نصف ممتلئ وهذا يساعد على استقرار الذرة (1s2, 2s2, 2p2)
[2] فى المجموعة الرأسية:-  يقل الميل الإلكترونى من أعلى إلى أسفل أى كلما زاد العدد الذرى.
**السبب فى ذلك:-
1-       زيادة عدد المستويات الأصلية.
2-       زيادة عدد المستويات المستقرة (المستوى الحاجب)
3-       زيادة عدد الإلكترونات المتنافرة.













**يلاحظ أن:-
·      الميل الإلكترونى لذرة الفلور أقل من الميل الإلكترونى لذرة الكلور رغم صغر نصف قطر الفلور (علل)
·      وسبب ذلك أن الإلكترون الجديد يتأثر بقوة تنافر مع الإلكترونات التسعة الموجودة أصلاً لذرةالفلور.
رابعاً: السالبية الكهربية
* السالبية الكهربية:هى قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية
·      الميل الإلكترونى مصطلح طاقة يشير إلى الذرة فى حالتها المفردة.
·      بينما تشير السالبية الكهربية إلى الذرة المرتبطة مع غيرها.

تدرج السالبية الكهربية فى الجدول الدورى

[1] فى الدورة الأفقية:-
تزداد السالبية الكهربية إذا اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى ونقص نصف القطر.وهذا يؤدى إلى:- زيادة قوة جذب النواة لإلكترونات الرابطة.
[2] فى المجموعة الرأسية:-
تقل السالبية الكهربية من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى وزيادة نصف القطر.
وهذا يؤدى إلى:- نقص قوة جذب النواة لإلكترونات الرابطة.
  • الفلور يعتبر أكبر العناصر سالبية كهربية.
  • الفرق فى السالبية الكهربية للعناصر له دور فى تحديد نوع الرابطة بين الذرات.
  • الفلزات لها أقل سالبية لكبر نصف قطرها.
  • اللافلزات لها أكبر سالبية لصغر نصف قطرها.


خامساً: الخاصية الفلزية واللافلزية
قسم العالم ”برزيليوس“ العناصر:- إلى فلزات ولافلزات
الفلزات
اللافلزات
عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأقل من نصف سعته بالإلكترونات (1، 2، 3)
عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته من الإلكترونات (5، 6، 7)
عناصر كهروموجبة (علل)
لأنها تفقد إلكترونات غلاف التكافؤ وتصبح أيونات موجبة.
عناصر كهروسالبة (علل)
لأنها تكتسب إلكترونات لتكمل غلاف التكافؤ وتصبح أيونات سالبة.
جيدة التوصيل للكهربية لسهولة انتقال الإلكترونات الحرة خلالها.
لا توصل الكهربية لشدة ارتباط إلكترونات التكافؤ بالنواة فيصعب انتقال الإلكترونات.
تتميز بكبر نصف قطرها.
تتميز بصغر نصف قطرها
صغر: جهد تأينها - ميلها الإلكترونى - سالبيتها الكهربية
كبر: جهد تأينها- ميلها الإلكترونى - سالبيتها الكهربية.

**أشباه الفلزات

    *عناصر لها مظهر الفلزات ولكن خواصها تشبه خواص اللافلزات.


    (1)  غلاف تكافؤها نصف ممتلئ تقريباً بنصف سعته.
    (2)  سالبيتها الكهربية متوسطة بين الفلزات واللافلزات.
    (3)  أقل توصيل للكهرباء من الفلزات وأكثر من اللافلزات {توصل التيار الكهربى بدرجة قليلة ولذلك تسمى أشباه الموصلات }
    *استخدامها: تستخدم فى الأجهزة الإلكترونية مثل الترانزستور
    أمثلة:-
    البورون
    السليكون
    الجرمانيوم
    الزرنيخ
    أنتيمون
    B
    Si
    Ge
    As
    Sb

    • تدرج الصفة الفلزية واللافلزية فى الجدول الدورى

    [1] فى الدورة الأفقية:-
    تقل الصفة الفلزية كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى ونقص نصف القطر حتى تظهر أشباه الفلزات ثم تزداد الصفة اللافلزية وتنتهى الدورة بغاز خامل.
    {فى الدورة أقوى الفلزات يقع فى المجموعة الأولى وأقوى اللافلزات يقع
       فى المجموعة السابعة}
    [2] فى المجموعة الرأسية:-
    تزيد الصفة الفلزية وتقل الصفة اللافلزية كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى وكبر نصف القطر.
    ·   أقوى الفلزات فى الجدول الدورى يقع أسفل يسار الجدول وهو السيزيوم.
    ·   أقوى اللافلزات فى الجدول يقع أعلى يمين الجدول وهو الفلور.
    سادساً: الخاصية الحامضية والقاعدية


    • أنواع الأكاسيد:-     [1] حامضية.          [2] قاعدية.           [3] مترددة.

    *الأكاسيد الحامضية:-هى أكاسيد اللافلزات مثل:-   CO2, SO2, SO3, P2O5
    ·      تذوب فى الماء وتعطى أحماضاً:- (لذلك تسمى أكاسيد اللافلزات الأكاسيد الحامضية)
    →→→→CO2+ H2O                            H2CO3                         (حمض الكربونيك)                       
    →→→→SO2+ H2O                              H2SO3(حمض الكبريتوز)                    
    →→→→SO3+ H2O                              H2SO4(حمض الكبريتيك)                    
    →→→→P2O5+ 3H2O                          2H3PO4(حمض الأرثوفسفوريك)            
    ·      تتفاعل مع القلويات وتعطى ملحاً وماءً:-
    →→→→CO2 + NaOH                          Na2CO3+ H2O
    →→→→SO2 + 2NaOH                        Na2SO3+ H2O
    *الأكاسيد القاعدية:-هى أكاسيد الفلزات مثل:-  MgO, Na2O, K2O, CuO
    ·      بعضها يذوب فى الماء ويكون قلويات:- (أكاسيد قلوية)
    Na2O + H2O    →→→→      2NaOH
    K2O + H2O     →→→→        2KOH
    CaO + H2O      →→→→      Ca(OH)2
    →→→→MgO + H2O                           Mg(OH)2
    ·      بعضها لا يذوب فى الماء مثل:- CuO, Fe2O3, Ag2O, PbO
    ·      تتفاعل الأكاسيد القاعدية مع الأحماض منتجة ملحاً وماءً:-
    →→→→Na2O + 2HCl                          2NaCl + H2O
    →→→→MgO + H2SO4                        MgSO4 + H2O
    *الأكاسيد المترددة:-هى الأكاسيد التى تتفاعل مع الأحماض كأكاسيد قاعدية وتتفاعل مع القلويات كأكاسيد حامضية وينتج فى الحالتين ملح وماء.
    Al2O3, ZnO, Sb2O3, SnO

    تدرج الخواص الحامضية والقاعدية فى الجدول الدورى

    [1] فى الدورة الأفقية:-
    بزيادة العدد الذرى تقل الصفة القاعدية للأكاسيد بينما تزداد الصفة الحامضية للأكاسيد (من يسار إلى يمين الجدول) وذلك لضعف الصفة الفلزية وزيادة الصفة اللافلزية (لنقص نصف القطر).
    *لأن ذلك يؤدى إلى زيادة الشحنة النواة وزيادة قوة الرابطة بين العنصر ومجوعة الهيدروكسيد وبالتالى صعوبة كسر الرابطة بينهما لكى تعطى أيون الهيدروكسيد.


    [2] فى المجموعة الرأسية:-
    المجموعة الأولى
    المجموعة السابعة
    تزداد الخاصية القاعدية بزيادة العدد الذرى وذلك بسبب زيادة نصف القطر الذرى وضعف قوى الترابط بين العنصر ومجموعة الهيدروكسيد مما يؤدى إلى سهولة انفصال أيون الهيدروكسيد السالب
    تزداد الخاصية الحامضية بزيادة العدد الذرى وذلك بسبب زيادة نصف القطر الذرى وضعف قوى الترابط بين العنصر وأيون الهيدروجين مما يؤدى إلى سهولة انفصال أيون الهيدروجين الموجب.
    قلوى ضعيف
    LiOH
    تزداد الخاصية القاعدية
    حمض ضعيف
    HF
    تزداد الخاصية الحامضية
    قلوى قوى
    NaOH
    حمض متوسط
    HCl
    قلوى أكثر قوة
    KOH
    حمض قوى
    HBr
    قلوى أكثر قوة
    RbOH
    أقوى الأحماض
    HI
    أقوى القلويات
    CsOH


    باعتبار أن الأحماض والقواعد مركبات هيدروكسيلية يمكن تمثيلها بالصيغة العامة (MOH)
    حيث (M) هى ذرة العنصر فيمكن تأينها بإحدى طريقتين إما أن:-
    [1] تعطى أيونات هيدروكسيد وتعتبر قاعدة:
    MOH   →→→→    M+ + OH-
    [2] تعطى أيونات هيدروجين وتعتبر حامضاً:
    MOH   →→→→      MO- + H+
    وبافتراض أن الذرات الثلاث مرتبة فى مثلث كما يلى:-
    وهناك ثلاثة احتمالات:-
    1-   إذا كانت قوة الجذب بين (M +, O -) أكبر من قوة الجذب بين (H +, O -)تتأين المادة كحمض.
    2-   إذا كانت قوة الجذب بين (H +, O -) أكبر من قوة الجذب بين (M +, O -)تتأين المادة كقاعدة.
    3-   إذا تساوت قوتا الجذب فإن المادة تتأين كحمض أو كقاعدة ويتوقف ذلك على وسط التفاعل.
    [أ] فى الوسط الحمضى:- تتفاعل كقاعدة.
    [ب] فى الوسط القلوى:- تتفاعل كحامض.
    تعتمد قوى الجذب السابقة على ذرة العنصر من حيث:- 1- الحجم.2- مقدار الشحنة الكهربية.
    ·    فى الفلزات القلوية مثل الصوديوم يكون حجم الذرة كبير ولا تحمل إلا شحنة واحدة موجبة فتضعف قوة الرابطة بينها وبين (O-)
     والتى تنجذب أكثر لأيون الهيدروجين وبذلك تعطى أيون (OH -)أى تتأين كقاعدة.
    ·    كلما اتجهنا ناحية اليمين نجد أن ذرات اللافلزات مثل الكلور حجمها يقل وتزداد شحنتها وبذلك يزداد انجذابها إلى (O -)
    وبذلك تعطى أيون (H+) أى تتأين كحامض.
    · قوة الأحماض الأكسجينية:-تعتمد قوة الأحماض الأكسجينية على عدد ذرات الأكسجين غير المرتبطة بذرات الهيدروجين
    **الصيغة العامة للأحماض الأكسجينية:-
    MOn(OH)m
    حيث:- (M): هى ذرة العنصر                                 (On) : عدد ذرات الأكسجين
    الحمض الأقوى: هو الذى يحتوى على عدد أكبر من ذرات الأكسجين غير المرتبطة بالهيدروجين.
    نوع الحمض
    عدد ذرات O غير المرتبطة بـ H
    اسم الحمض
    صيغة الحمض الأكسجينية
    MOn(OH)m
    حمض ضعيف
    --
    الأرثوسليكونيك
    Si(OH)2
    حمض متوسط
    1
    الأرثوفسفوريك
    PO(OH)3
    حمض قوى
    2
    الكبريتيك
    SO2(OH)2
    حمض قوى جداً
    3
    البيروكلوريك
    ClO3(OH)

    سابعاً: أعداد التأكسد
    تطور مفهوم التكافؤ:-هو عدد ذرات الهيدروجين التي تتحدمع أوتحل محل ذرة واحدة من أي عنصر.
    *حديثاالتكافؤ:-هوعددالإلكترونات التي تفقدهاأوتكتسبهاأوتشارك بهاذرةالعنصرمع ذرةأخري.
    HCl
    H2O
    NH3
    الكلور أحادى التكافؤ
    الأكسجين ثنائى التكافؤ
    النيتروجين ثلاثى التكافؤ

    **تعريف عدد التأكسد:-هوعدديمثل الشحنة الكهربية(موجبة أو سالبة)التى تبدوعلى الأيون أو الذرة فى مركب سواء كان أيونياً أو تساهمياً.
    *أولاً: فى المركبات الأيونية:- عدد التأكسد لأى أيون يساوى تكافؤ هذا الأيون مسبوقاً بإشارة موجبة فى حالة الأيون الموجب أو سالبة فى حالة الأيون السالب.
    أمثلة:-
    المركب
    NaCl
    MgO
    Al2O3
    الأيونات
    Cl -
    Na +
    O –2
    Mg +2
    O – 2
    Al +3
    عدد التأكسد
    -1
    +1
    -2
    +2
    -2
    +3

    المجموعة
    الأمونيوم
    الكبريتات
    الكربونات
    النيترات
    صيغتها
    NH4+
    SO4- 2
    CO3- 2
    NO3-
    عدد تأكسدها
    +1
    -2
    -2
    -1
    **ملاحظات:-
    • الأيونات الموجبة تشمل:-
    1- أيونات جميع الفلزات.    2- مجموعة الأمونيوم  NH4+           3- أيون الهيدروجينH +
    الأيونات السالبة تشمل:-1- أيونات جميع اللافلزات.                               2- باقى المجموعات الذرية.
    •  
    • عدد التأكسد الموجب يدل على عدد الإلكترونات التى فقدتها الذرة.
    • عدد التأكسد السالب يدل على عدد الإلكترونات التى اكتسبتها الذرة.
    **ثانياً: فى المركبات التساهمية:- حيث لا يوجد أيونات موجبة أو سالبة فإن الشحنة التى تحملها الذرة تبين الإزاحة الإلكترونية فى الرابطة.
     [أ] الذرة الأكثر سالبية كهربية تحمل شحنة سالبة.    [ب] الذرة الأقل سالبية تحمل شحنة موجبة
    [1] فى حالة الجزىء المتماثل:- عدد التأكسد لكل ذرة = صفر
    تكون الإزاحة الإلكترونية فى الروابط بين الذرات متساوية لأن ذرات أى جزئ لعنصر واحد متساوية فى السالبية الكهربية:

                  


    عدد تأكسد الهيدروجين فى جزئ الهيدروجين   = صفرعدد تأكسد الكلور فى جزئ الكلور= صفر
    عدد تأكسد الأكسجين فى جزئ الأكسجين = صفر
     [2] إذا كانت الذرتان مختلفتان:- تحسب الإلكترونات المشاركة مع الذرة الأكثر سالبية كهربية *بحيث:-
    *الذرة الأكثر سالبية يتكون عليها شحنة جزئية سالبة.  **الذرة الأقل سالبية يتكون عليها شحنة جزئية موجبة.
    جزئ ثانى أكسيد الكربون CO2
    جزئ الماء H2O
    عدد تأكسد (O) = -2 / عدد تأكسد (C) = +4
    عدد تأكسد (O) = -2 / عدد تأكسد (H) = +1
    جزئ النشادر NH3
    جزئ فوق أكسيد الهيدروجين H2O2
    عدد تأكسد (N) = -3 / عدد تأكسد (H) = +1
    عدد تأكسد (O) = -1 / عدد تأكسد (H) = +1



    **ملاحظات:-
    [1] عدد تأكسد الأكسجين فى معظم مركباته:  (-2) ماعدا الحالات الآتية:-
    (أ) فى حالة فوق الأكسيد يكون عدد تأكسده = (-1)
    مثال:- فوق أكسيد الهيدروجين (H2O2)                                 فوق أكسيد الصوديوم (Na2O2)
    (ب) فى حالة السوبر أكسيد = (-          )
    مثال: سوبر أكسيد البوتاسيوم (KO2)
    (ج) فى حالة فلوريد الأكسجين (OF2) يكون عدد تأكسده = (+2) ,لأن السالبية الكهربية للفلور أكبر من السالبية الكهربية للأكسجين.
    [2] عدد تأكسد الهيدروجين فى معظم مركباته:  (+1),ماعدا هيدريدات الفلزات يكون عدد تأكسد الهيدروجين = (-1)
    وذلك لأن السالبية الكهربية للهيدروجين فى هذه الحالة تكون أكبر من السالبية الكهربية للفلز.
    *مثل:- هيدريد الصوديوم (NaH)                                         هيدريد الكالسيوم (CaH2)
    الهيدريدات مركبات أيونية لأنها تحتوى على أيون الهيدروجين السالب ,عند صهرها وتحليلها كهربياً يتصاعد  الهيدروجين عند المصعد.
                                         
    [3] عدد التأكسد لأى عنصر فى الحالة الذرية (المنفردة) مهما كان عدد ذراته = صفر
    (S8, P4, O3, Cl2, H2, Fe)
    [4] عداد تأكسد جزئ المركب المتعادل = صفر
    [5] عدد تأكسد عناصرالمجموعةالأولى (A)فى مركباتها دائماً (+1)وعناصرالمجموعة الثانية (A)(+2)وعناصرالمجموعة الثالثة (A) (+3)
    [6] عدد التأكسد لأيون أى عنصر = عدد الشحنات التى عليه بإشارة موجبة أو سالبة
    [7] عدد التأكسد للمجموعات الذرية = الشحنة التى تحملها المجموعة بإشارة موجبة أو سالبة:-
    **مثال (1):-  احسب عدد تأكسد الكروم فى ثانى كرومات البوتاسيوم (K2Cr2O7)
    الحل:-
     الجزئ متعادل                          مجموع شحناته = صفر
    K2Cr2O7 = صفر
    {(7 × -2) + Cr2 + (2 × +1)} = صفر
    -14 + Cr2 +2 = صفر                -12 + Cr2 = صفر                                 Cr = +6
    عدد تأكسد الكروم فى ثانى كرومات البوتاسيوم = +6
    مثال (2):- احسب عدد تأكسد الكبريت فى SO3-2
    الحل:-
     الجزئ متأين    عدد تأكسده = - 2    ,{(3 × -2) + S} = -2                              -6 + S = -2
    S = 6 – 2 = +4                                               عدد تأكسد الكبريت فى مجموعة الكبريتيت = +4
    مميزات استخدام عدد التأكسد:-معرفة التغير الذى يحدث للعنصر من حيث التأكسد والاختزال أثناء التفاعلات الكيميائية.
    *الأكسدة:-هو عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة الموجبة.
    **الاختزال:-هو عملية اكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص فى الشحنة الموجبة
    مثال:- بين نوع التغير الحادث من أكسدة واختزال لكل من الكروم والحديد فى التفاعل التالى:-
    K2Cr2O7+ 6FeCl2 + 14 HCl    →→→→    2KCl + 2CrCl3 + 6FeCl3 + 7H2O
    الحل:-
    (1) بالنسبة للكروم:-حساب عدد تأكسد الكروم فى: K2Cr2O7
    {(7 × -2) + 2س + (2 × +1)} = صفر                -14 +2س +2 = صفر    
    -12 +2س = صفر          س = +6       ,عدد تأكسد الكروم فى ثانى كرومات البوتاسيوم = +6
    حساب عدد تأكسد الكروم فى CrCl3
    {(3 × -1) + س} = صفر                                                 س = +3
        K2Cr2O7         →→→→            CrCl3
    Cr+ 6       →→→→            Cr +3
    عدد تأكسد الكروم قل من (+6) إلى (+3) أى حدث له عملية اختزال
    (2) بالنسبة للحديد:-
    FeCl2      →→→→→      FeCl3
       Fe+2    →→→→   Fe+3

                       
    عدد تأكسد الحديد زاد من (+2) إلى (+3) أى حدث له عملية أكسدة.
    **فيلم عربي حلومن الرابط دوووس!!!!!!هديةالصفحةبعدالمذاكرة

    **************************************



    ليست هناك تعليقات:

    مشاركة مميزة

    الماءفوائد شرب الماء

        **يعتبر الماء بأنّه الشريان الرئيسي للحياة. ومصدر طبيعي وصحيّ ومرطّب فعّال لكل الجسم؛ فالمعدة تقوم بامتصاصه بكلّ سهولة؛ حيث لا تكون هناك...