الجدول الدورى ‏تدرج خواص العناصر فى الجدول الدورى ‏.!!هام جدا.!*هديةالبوص*

*تدرج الخواص فى الجدول الدورى ‏
https://forms.gle/QeFYF5AZ7cUZECXL7

https://bit.ly/3a1W8dC

https://forms.gle/QeFYF5AZ7cUZECXL7

**هديةالبوص* فى الجدول الدورى ‏

أولاً: نصف القطر الذري(نق)

*النظرية الموجية أظهرت أنه لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة وبالتالى!!

• من الخطأ تعريف نصف قطر الذرة بأنه/  المسافة من النواة إلى أبعد إلكترون.

 **نق ذري:-
(هونصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرةمتماثل)

**طول الرابطة:-           (هو المسافة بين نواتى ذرتين متحدتين)

 *العلاقة بين نصف القطر وطول الرابطة

[1] فى حالة تماثل الذرتين:-

طول الرابطة = 2 × نصف القطر

*   
نصف القطرالذري= طول الرابطة  /    2                                     

[2] فى حالة عدم التماثل:-

طول الرابطة = نق للذرة الأولى + نق للذرة الثانية

نق1  = طول الرابطة – نق2     

نق 2  = طول الرابطة – نق1

مثال (1):- إذا علمت أن طول الرابطة فى جزئ الكلور [Cl - Cl] يساوى 1,98 أنجستروم وطول الرابطة بين ذرتى الكربون وذرة الكلور [C - Cl] يساوى 1,76 أنجستروم – أحسب نصف قطر ذرة الكربون

 الحل:-نق ذرة الكلور= طول الرابطة/ l  0,99    =    2    /    1,98     = 2    أنجستروم

نصف قطر ذرة الكربون = طول رابطة الكربون والكلور – نصف قطر ذرة الكلور

                                    = 1,76 – 0,99 = 0,77 أنجستروم

*تدرج نصف قطر العنصر فى الجدول الدورى

[1] فى الدورات الأفقية:- تقل أنصاف أقطار الذرات (يقل الحجم) من يسار الجدول إلى يمين الجدول أى بزيادة العدد الذرى.,السبب فى ذلك:-***
**شغل عقلك!!!!!!

• زيادة شحنة النواة الموجبة.

• فيزداد جذب النواة لإلكترونات التكافؤ مما يؤدى إلى نقص نصف القطر.

*ملاحظة/قوة الجذب الناتجة عن زيادة الشحنة الموجبة أكبر من قوى التنافر الناتجة عن زيادة الشحنة السالبة.

• أكبر ذرات الدورة الواحدة حجماً هى عناصر المجموعة الأولى1A.
• أقل ذرات الدورة حجماً ذرات عناصر المجموعة السابعة7A (الهالوجينات).

 [2] فى المجموعة الرأسية:-

تزداد أنصاف أقطار الذرات ( يزداد الحجم ) من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى.السبب فى ذلك:-

1)   زيادة عدد مستويات الطاقة الرئيسية.

2)   مستويات الطاقة الرئيسية الممتلئة تعمل على حجب تأثير النواة على الإلكترونات وبذلك يقل جذب النواة لإلكترونات التكافؤ.

3)   فتزداد قوى التنافر بين الإلكترونات وبعضها.

**ملاحظات:-

• الزيادة فى نصف القطر عند الانتقال من دورة إلى أخرى فى نفس المجموعة أكبر من النقص فى نصف القطر عند الانتقال من مجموعة إلى أخرى فى نفس الدورة (علل)؟

(ج) وذلك لأن تأثير زيادة الغلاف أكبر من تأثير زيادة الشحنة الموجبة.

***اختلاف نصف قطر الذرة عن نصف قطر أيونها:

• فى حالة الفلزات:-

1-    نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة الشحنة الموجبة {لزيادة عدد البروتونات عن عدد الإلكترونات} مما يؤدى إلى زيادة قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.

2-    كلما زادت شحنة الأيون الموجب كلما قل نصف قطره لأنه كلما زادت الشحنة الموجبة كلما زادت قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.

*علل: نصف قطر أيون الحديد (III) أقل من نصف قطر أيون الحديد (II)

ج: وذلك لزيادة الشحنة الموجبة فى أيون الحديد (III) عن أيون الحديد (II).

• فى حالة اللافلزات:-

1-    نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة الشحنة السالبة {لزيادة عدد الإلكترونات عن عدد البروتونات} مما يؤدى إلى نقص قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.

2-       كلما زادت الشحنة السالبة للأيون كلما زاد نصف قطره لأنه كلما زادت الشحنة السالبة زادت قوى التنافر بين الإلكترونات.

ثانياً: جهد التأين

* جهد التأين(طاقة التأين):-
(مقدارالطاقة اللازمةلإزالة أوفصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة وهى فى الحالة الغازية)

• تدرج جهد التأين فى الجدول الدورى

[1] فى الدورات الأفقية:-

تزداد قيم جهد التأين كلما اتجهنا ناحية يمين الجدول أى بزيادة العدد الذرى

السبب فى ذلك:- نقص نصف قطر الذرة (نقص الحجم) مما يؤدى إلى اقتراب إلكترونات التكافؤ من النواة فتحتاج إلى طاقة كبيرة لفصلها عن الذرة.

[2] فى المجموعة الرأسية:- 
 يقل جهد التأين من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى.

السبب فى ذلك:- زيادة نصف القطر بسبب:-

1-       زيادة عدد المستويات الرئيسية.

2-       يزداد حجب شحنة النواة بسبب وجود المستويات الحاجبة

3-       فيبتعد الإلكترون عن النواة فتسهل إزالته.

ملاحظات:-

·   جهد التأين يتناسب عكسياً مع نصف القطر الذرى.

·   يمكن إزالة إلكترون أو أكثر من الذرة ولذلك فهناك أكثر من جهد تأين للذرة الواحدة يعرف بجهد التأين الأول وجهد التأين الثانى ..الخ.

جهد التأين الأول:- يتكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنة موجبة واحدة.

Mg       →→→→     Mg⁺ + e^-, Δ H = + 737          KJ/mole

2,8,2                            2,8,1

جهد التأين الثانى:- يتكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنتين موجبتين.

→→→→Mg⁺                             Mg⁺⁺ + 2e^-,  Δ H = + 1450     KJ/mole

2,8,1                            2,8

·   جهد التأين الأول للغازات النبيلة مرتفع جداً وذلك لاستقرار نظامها الإلكترونى حيث يصعب كسر مستوى طاقة مكتمل

·   وبذلك يصعب إزالة إلكترون من مستوى طاقة مكتمل.

·   يزداد جهد التأين الثانى عن جهد التأين الأول.*مثال:- جهد التأين الثالث للماغنسيوم ₁₂Mg يزداد زيادة كبيرة عن جهد التأين الأول والثانى (علل).

ج:- لأن ذلك يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل.

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 يملأ الإلكترون مستوى طاقة فرعى أويجعله نصف ممتلئ مما يساعد على استقرار الذرة.

***زيادة الميل الإلكترونى لذرة الكربون عن ذرة البورون لأن الإلكترون المكتسب فى هذه الحالة يجعل المستوى الفرعى (2p) نصف ممتلئوهذا يساعد على استقرار الذرة (1s², 2s², 2p²)

[2] فى المجموعة الرأسية:-  يقل الميل الإلكترونى من أعلى إلى أسفل أى كلما زاد العددالذرى.

**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:-

MO_n(OH)_m

حيث:- (M) : هى ذرة العنصر                                 (O_n) : 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

** 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⁺ 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 = (-  2/1  )

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.

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

أسئلة على الباب الثانى

السؤال الأول:- أكمل ما يأتى:-

1-       تتميز الفلزات بـ …… نصف قطر ذرتها و …… قيمة ميلها الإلكترونى.   

2-عند التحليل الكهربى لمصهور هيدريد الصوديوم يتصاعد غاز الهيدروجين عند ……                                              

3-       عدد تأكسد الأكسجين فى فوق أكسيد الهيدروجين هو ……… وعد تأكسد الهيدروجين فى هيدريد الصوديوم هو ………

4-عدد تأكسد الأكسجين فى فوق أكسيد الهيدروجين هو … وعدد تأكسد الفوسفور P₄ هو ………                      

السؤال الثانى:- أكمل ما يأتى بعد تصويب ما تحته خط:-

1-    العدد الذى يمثل مقدار الجهد الكهربى الذى يبدو على الأيون أو الذرة فى المركب سواء كان مركباً أيونياً أو تساهمياً يطلق عليه …………           

2-  توجد أقوى الفلزات فى أعلى يمين الجدول الدورى الحديث بينما توجد العناصر الانتقالية فى …………                                                                           

السؤال الثالث:- اكتب المفهوم العلمى للعبارات الآتية:-

1-       مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً         

2-مقدارالطاقةاللازمة لإزالة أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة وهى فى الحالةالغازية                                       

3-       عملية فقد إلكترونات ينشأ عنها زيادة فى الشحنة الموجبة

4-       قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية نحوها

5-       نصف المسافة فى بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرة        

6-سلسلة من العناصر يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (4f) بالإلكترونات                                                            

7-مجموعةالعناصرالتى يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته بلإلكترونات                                            

8-عناصرالفئة(f)حيث..يتتابع..فيهاامتلاءالمستوى..الفرعى(f)بالإلكترونات                                   

السؤال الرابع:- علل لما يأتى (اذكر السبب العلمى):-

1-            جهد تأين الماغنسيوم (₁₂Mg) أقل من جهد تأين الكلور (₁₇Cl)

2-            جهد التأين للكلور (₁₇Cl) أعلى من جهد التأين للصوديوم (₁₁Na)          

3-            يزداد نصف القطر الذرى فى نفس المجموعة بزيادة العدد الذرى            

4-            طاقة التأين الأولى للغازات النبيلة فى المجموعة الصفرية مرتفعة جداً

5-            الميل الإلكترونى للكلور أكبر من الميل الإلكترونى للفلور رغم أن  ذرة الفلور أصغر       

6-  أيون الفلوريد السالب وأيون الصوديوم الموجب لهما نفس التركيب الإلكترونى                                                       

7-            عنصر السيزيوم أنشط فلزات المجموعة الأولى (A) فى الجدول الدورى الحديث

8-    يمتلئ مستوى الطاقة الفرعى (4s)  بالإلكترونات قبل المستوى الفرعى (3d)  

9-            الميل الإلكترونى للفلور أقل من الميل الإلكترونى للكلور                        

10-       نصف قطر أيون اللافلز أكبر من نصف قطر ذرته بينما قطر أيون الفلز أصغر من نصف قطر ذرته                        

11-       حمض ClO₃(OH) أقوى من حمض PO(OH)₃   

12-       يقل جهد التأين لعناصر المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذرى.                                                  

السؤال الثامن:- ماذا يقصد بكل من:-

[1] السالبية الكهربية [2] أشباه الفلزات    [3] عدد التأكسد[4] العنصر الانتقالى    [5] الميل الإلكترونى         

السؤال التاسع:- ما الفرق (قارن بين)(1) الميل الإلكترونى والسالبيه الكهربية 2-اللنثانيدات والأكتينيدات 3-الفلزات والافلزات (نقطتين فقط)                

السؤال العاشر:-  مسائل:-

[1] إذا كان طول الرابطة فى جزئ أكسيد النيتريك 1,36 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ الأكسجين 1,32 أنجستروم – أحسب نصف قطر ذرة النيتروجين         

 [2] إذا كان طول الرابطة فى جزئ الكلور (Cl - Cl) تساوى 1,98 أنجستروم وطول الرابطة بين ذرة الكربون والكلور (C - Cl) تساوى 1.76 أنجستروم – أحسب نصف قطر ذرة الكربون                                                                                       

[3] أحسب طول الرابطة فى جزئ الفلور علماً بأن طول الرابطة فى جزئ فلوريد الهيدروجين 0,94 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ الهيدروجين 0.6 أنجستروم

**إذا كان طول الرابطة بين الهيدروجين والكربون وبين الكلور والكربون فى جزئ CH₃Cl على الترتيب هى 1,07 و 1,76 أنجستروم ونصف قطر ذرة الكربون 0.77 أنجستروم أوجد طول الرابطة فى كل من جزئ الهيدروجين وجزئ الكلور.

[5] أحسب أعدد التأكسد لكل مما يأتى:-

1- الكبريت فى H₂SO₄ , H₂S                    2- النيتروجين فى NH₃ , NO   ,    NO₂

 [6] أحسب أعدد التأكسد لكل مما يأتى:-

1- الكروم فى بيكروماتالبوتاسيوم2-الفوسفور فى جزئ الفوسفور 3-النيتروجين فى الهيدرازين.                                             

[8] بين التغير الحادث فى رقم التأكسد لأيونى الحديد والكروم فى التفاعل الآتى:-    

     K₂Cr₂O₇ + 6FeCl₂ + 14 HCl       →→       2KCl + 2CrCl₃ + 6FeCl₃ + 7H₂O

[9] أحسب العدد التأكسدى لكل من:-                                               

1- الكلور فى ClO₃^-                                 2- الكبريت فى ثيوكبريتات الصوديوم

**السؤال الحادى عشر:- 
وضح التغير الحادث من أكسدة أو اختزال (إن وجد) فى التفاعلات الكيميائية التالية                             

1-         N₂ + O₂          →→         2NO

2-         3CO + Fe₂O₃       →→        2 Fe + 3CO₂                           

أسئلة نظام بوكليت عامة متنوعة على الباب الثانى

*السؤال الأول:- أكمل العبارات الآتية:-

1-   العناصر المثالية عناصر غير مكتملة فى كل من المستوى الفرعى …… أو …… بينما العناصر الانتقالية الرئيسية غير مكتملة فى المستوى الفرعى …… واللنثانيدات غير مكتملة فى المستوى الفرعى …… والأكتينيدات غير مكتملة فى المستوى الفرعى ……

2-      نصف قطر الأيون السالب …… من ذرته بينما نصف قطر الأيون الموجب …… من ذرته.

3-      أكسيد الخارصين من الأكاسيد …… بينما ثانى أكسيد الكربون من الأكاسيد ……

4-      عدد تأكسد الأكسجين يساوى (-1) فى ………

5-      عدد تأكسد الهيدروجين فى معظم مركباته هو …… بينما فى هيدريدات الفلزات يكون …….

6-      السالبية الكهربية لذرة الكلور أكبر من السالبية الكهربية للصوديوم بسبب ………

7-      تقع أقوى الفلزات فى …… بينما أقوى اللافلزات فى …… الجدول الدورى.

*السؤال الثانى:- علل لما يأتى:-

(1)            نصف قطر  الصوديوم أكبر من نصف قطر الكلور.

(2)            فى المجموعة الرأسية يزداد نصف القطر بزيادة العدد الذرى.

(3)            نصف قطر الأيون الموجب أقل من نصف قطر ذرته.

(4)            جهد التأين الثانى فى البوتاسيوم كبير جداً.

(5)            لا يتمشى جهد التأين للبريليوم والنيتروجين مع التدرج فى الجهد التأين لعناصر الدورة الثانية.

(6)            يزداد جهد التأين فى الدورات ويقل فى المجموعات بزيادة العدد الذرى.

(7)            ارتفاع جهد التأين الأول فى الغازات النبيلة.   

** اكتب الصيغة الأكسجينية للحمضين الآتيين (H₃PO₄ - HPO₃) – ثم فسر أيهما أكثر قوة.

**وضح التأكسد والاختزال لكل من المنجنيز والكلور فى التفاعل الآتى:-

2KMnO₄ + 16 HCl       →→    2KCl + 2MnCl₂ + 8H₂O +5Cl₂

**اختر الإجابة الصحيحةنظام بوكليت:

[1] تحتوى الدورة السادسة على …… أنواع من العناصر.

(أ) ستة.             (ب) ثلاثة.                       (ج) أربعة.                      (د) خمسة.

 [2] فى الشكل المقابل إذا كانت قوة الجذب بين O^- ، M⁺ أكبر من قوة الجذب بين O^- ، H⁺ فإن المادة …….

(أ) تتأين كقاعدة.                          (ب) تتأين كحمض.

(ج) لا تأين.                                 (د) تتأين كمض وقاعدة.

[3] فى الشكل المقابل فى حالة الصوديوم يمثل (M⁺)

(أ) تنجذب O^- لأيون الهيدروجين.     

(ب) تنجذب O^- لأيون الصوديوم.

(ج) تقوى الرابطة بين O^- والصوديوم.

(د) يحدث تأين وينتج حمض.

*السؤال التاسع:

احسب أعداد التأكسد للعناصر الآتية:

[1] الأكسجين فى:

OF₂ – KO₂ – Na₂O₂ – Li₂O – O₃ – O₂

[2] الكلور فى:

NaCl – NaClO₄ – NaClO₃ – NaClO₂ - NaClO

[3] النيتروجين فى:

HNO₃ – NO₂ – HNO₂ – NO – N₂O – N₂ – NH₃

[4] الكبريت فى:

Na₂S₂O₃ – K₂S – SO₂ – NaHSO₃ – H₂SO₄

[5] المنجنيز فى:                       MnO2     –        NaMnO4 – MnCl2 – KMnCl2 – KMnO4 

**مع خالص تحيات البوص007