العنصر:
هو ابسط نوع من المادة لا يمكن تفكيكه الى ما هو ابسط منه بالتفاعلات الكيميائية او الطبيعية الا التفاعلات النووية.
العناصر هي الوحدات الاساسية التي تكون جميع المواد على اختلاف انواعها ومواصفاتها.
الاسس التي اعتمد عليها في ترتيب العناصر:
التغيرات في الذرية
حجم الذرة
حسب تزايد العدد الذري كما في الجدول الدوري الحديث للعناصر
الجدول الدوري الحديث:
هو اداة مفيدة جدا لتنظيم كيمياء العناصر.
نعني بالدورية في صفات العناصر:
صفات العناصر تتكرر بشكل دوري كل ثمانية عناصر
المجموعة:
هي العمود الراسي في الجدول الدوري ورقمها يمثل عدد الالكترونات
في المستوى الاخير للعنصر.
الدورة:
السطر الافقي في الجدول الدوري ورقمها يدل على عدد مستويات الطاقة الرئيسة التي تتوزع فيها الالكترونات في الذرة.
التوزيع الالكتروني:
هوية العنصر ومنه نستطيع تحديد موقعه في الجدول الدوري وبالتالي معرفة خصائصه الكيميائية والفيزيائية.
انواع العناصر:
عناصر فلزية
عناصر لا فلزية
اشباه فلزات
عناصر نبيلة
الصفات التي تشترك فيها جميع الفلزات:
1- جيدة التوصيل للكهرباء
2- جيدة التوصيل للحرارة
3-لها بريق معدني
4- قابلة للطرق والسحب والثني
تختلف العناصر الفلزية عن بعضها:
تختلف في قسوتها ولينها ودرجة انصهارها
قسمت الفلزات الى:
عناصر فلزية ممثلة
عناصر فلزية انتقالية
الاساس الذي قسمت عليه الفلزات الى مجموعتين:
اعتمادا على التركيب الالكتروني
قسمت العناصر الفلزية الانتقاليةالى:
رئيسية
داخلية
قسمت العناصر الانتقالية الداخلية الى:اللانثيدات: وهي عناصر انتقالية فلزية اعدادها الذرية من (58-71)
الاكتنيدات: وهي مجموعة عناصر ذات اعداد ذرية كبيرة اكبر من 90 مثل عنصر اليورانيوم وهي عناصر مشعة
اذكر صفات اللافلزات:
رديئة التوصيل للكهرباء
رديئة التوصيل للحرارة
غير قابلة للطرق والسحب والثني
ليس لها بريق معدني
مثل: كربون،اكسجين ، نيتروجين……………
اشباه اللافلزات:
تتوسط خصائصها بين الفلزات واللافلزات من حيث التوصيل للحرارة والكهرباء
مثل: الجرمانيوم، السيليكون ….. وتستخدم في صناعة القطع الالكترونية.
العناصر النبيلة:
هي العناصر التي يكون مستواها الاخير مشبع بالالكترونات
مثل: نيون ، هيليوم ،آرجون، كربتون……
،
تقبلوا مروري واحترامي
والسموحه
منقوول
العنــاصر الفــلزيــة
نبذه عن الفلزات :
فى علم الكيمياء كلمة فلز $$$$l ( الأصل الإغريقي : ميتالون) تعنى العنصر الكيميائي الذى يفقد الإليكترونات ليكون أيونات موجبة ( كاتيونات ) وتوجد رابطة فلزية بين ذراته ، كما يتم وصف الفلزات أيضا على أنها شبكة من الأيونات الموجبة ( كاتيونات ) داخل سحابة من الإلكترونات . وتقع الفلزات في الثلاث مجموعات للعناصر التى تتميز بتأينها وخواصها ، ومع أشباه الفلزات واللا فلزات .وعند رسم خط مائل في الجدول الدوري من البورون إلى البولونيوم فإن هذا الخط يفصل الفلزات عن اللا فلزات ، وتكون العناصر الواقعة على هذا الخط هى أشباه الفلزات ، وتكون العناصر التى تقع أسفل يمين الخط هى الفلزات ، والتى تقع أعلى يسار الخط هى اللا فلزات . واللافلزات متوفرة في الطبيعة أكثر من الفلزات ، ولكن الفلزات تكون أغلب الجدول الدوري . ومن الفلزات المشهورة الألومنيوم ،النحاس ، الذهب ، الحديد ، الرصاص ، الفضة ، التيتانيوم ، اليورانيوم ، الزنك . الصور المتآصلة للفلزات تميل لأن يكون لها بريق ، لدنة ، قابلة للطرق ، موصلة ، بينما اللا فلزات بصفة عامة تكون هشه ( اللا فلزات الصلبة ) بدون بريق ، عازلة.
التعريف :
يوجد تعريف حديث للفلزات هى أن الفلزات توصيلها وتكافؤها يتعدى تركيبها الإلكتروني . ويفتح هذا التعريف الفرصة للبوليمرات الفلزية والفلزات العضوية الأخرى ، والتى تم تصنيعها بالأبحاث المتقدمة ويتم إستخدامها في الأجهزة ذات التقنية العالية .
الخواص الفيزيائية
الفلزات لها خواص فيزيائية مميزة : فإنها غالبا ما تكون لامعة ( لها بريق ) ، ذات كثافة عالية ، يمكن سحبها ، يمكن طرقها ، وغالبا درجة إنصهار عالية ، كما أنها صلبة وجيدة التوصيل للكهرباء والحرارة . ويرجع هذا بصفة عامة لكثافتها القليلة ، وطراوتها ، بينما الفلزات ذات درجة حرارة الإنصهارالمنخفضة تكون نشيطة ونادرا ما يمكن تواجدها في حالتها العنصرية الفلزية .
وتحدث خاصية التوصيل غالبا لأن كل ذرة يكون بها إلكترونات غير مرتبطة جيدا في غلافها الأخير (إلكترون التكافؤ) ، وعلى هذا يتكون ما يشبه البحر حول كاتيون نواة الفلز مما يسبب خاصية التوصيل.
معظم الفلزات غير ثابتة كيميائيا ، تتفاعل مع الأكسجين في الهواء لتكوين أكاسيد بمرور الوقت ( الحديد يصدأ على مر السنين ، يحترق البوتاسيوم في ثواني ، الفضة تفقد لمعانها في شهور ). تتفاعل الفلزات القلوية أسرع ، يتبعها الفلزات القلوية الترابية والتى توجد في أيمن الجدول الدوري . وتأخذ الفلزات الإنتقالية وقت أطول لتتأكسد ( مثل الحديد ، النحاس ، النيكل ) بينما لا يتفاعل البالاديوم ، الذهب ، البلاتين مع الأكسجين الجوي على الإطلاق ( ولهذا يتم صنع المصاغ منهم ) . بعض الفلزات تكون طبقة ساترة من الأكسيد على سطحها والتى لا يمكن إختراقها بجزيئات الأكسجين ولهذا فإنها تحتفظ بخاصية اللمعان والتوصيل لعقود عديدة ( مثل الألومنيوم ، بعض أنواع الصلب ، التيتانيوم وغيرها ) . وبالنسبة للفلزات الأخرى يتم طلائها بالبويات، أوبالطلاء الكهربي لمنع تأكسدها . وان الذرة اصغر جزء ويحمل الخواص الكيميائية له
السبائك:
السبيكة هى خليط من الخواص الفلزية وتحتوى على الأقل عنصر فلزي واحد . مثال ذلك الصلب ( الحديد والكربون ) ،النحاس الأصفر ( النحاس والزنك) ، البرونز ( النحاس والقصدير ) ، دور ألومين ( الألومنيوم والنحاس ) . يتم تصنيع السبائك غالبا للتطبيقات الخاصة ، مثل المحركات النفاثة ، والتى تحتوى على أكثر من عشر عناصر .
مسميات:
فلزات حديدية
هي الفلزات التي تحتوي على الحديد. مثل (الحديد النقي)، أو السبائك الحديدية مثل (الصلب).
فلزات خاملة
هي تلك التي تقاوم الأكسدة والتآكل قد. من الممكن إدراجها كفلزات نفيسة. مثل (التانتالوم والبلاتين) .
فلزات نفيسة
هي فلزات لها قيمة اقتصادية عالية. تعتبر كيميائيا فلزات أقل نشاطا من الفلزات الأخري، أكثر لمعانا وتويصيلا للكهرباء. وكانت تاريخيا تستخدم كعملة، لكن الآن تعد أساس الإستثمار والسلع الصناعية. مثل (الذهب، والفضة، والبلاتين) .
،
تقبلوا مروري واحترامي
والسموحه
منقوول
العناصر الافلـــزية
اللافلزات مثل الفلزات وأشباه الفلزات إحدى السلاسل الكيميائية ، وتتميز بخصائص معينة من ناحية التأين والترابط . وتنبع هذه الخواص من ان اللافلزات عالية السالبية الكهربية ، أى أنها تكتسب إلكترونات التكافؤ من الذرات الأخرى أسرع من فقدها .
اللافلزات مرتبة حسب الرقم الذري هى كالتالى :
هيدروجين ( H )
كربون ( C )
نيتروجين ( N )
أكسجين ( O )
فلور ( F )
فسفور ( P )
كبريت ( S )
كلور ( Cl )
سيلينيوم ( Se )
بروم ( Br )
يود ( I )
أستاتين ( At )
معظم اللافلزات توجد في أعلى الجانب الأيسر من الجدول الدوري ، فيما عدا الهيدروجين والذى يتم وضعه عادة في أعلى الجانب الأيمن مع الفلزات القلوية ، ولكنه يتصرف مثل اللافلزات في معظم الأحيان . اللا فلزات عكس الفلزات من حيث التوصيل الكهربى ، فهى إما عازلة أو شبه موصلة . ويمكك أن تقوم اللافلزات بتكوين رابطة أيونية مع الفلزات بإكتساب الإلكترونات ، أو تكون رابطة تساهمية مع لا فلزات أخرى . وتكون أكاسيد اللافلزات حمضية .
ورغم أنه يوجد 12 عنصر معروف من اللافلزات بالمقارنة بما يزيد عن 90 من الفلزات ، فإن اللافلزات يتكون منها معظم الأرض تقريبا ، وخاصة الطبقات الخارجية . وتتكون الكائنات الحية كلها تقريبا من اللافلزات . ويوجد كثير من اللافلزات ( الهيدروجين ، النيتروجين ، الأكسجين ، الفلور ، الكلور ، البروم ، اليود في حالة جزئي مزدوج الذرة ، و الباقى معظمه يوجد في حالة جزيئ عديد الذرات .
،
تقبلوا مروري واحترامي
والسموحه
الغازات النبيلة
الغازات النبيلة هى العناصر الكيميائية الموجودة في المجموعة 18 ( الإسم القديم كان المجموعة صفر ) من الجدول الدوري .وهذه السلسلة الكيميائية تحتوى العناصر الآتية : هيليوم ، نيون ، أرجون ، كربتون ، زينون ، رادون . كانت الغازات النبيلة تعرف سابقا بالغازات الخاملة ولكن هذا التعبير ليس دقيق نظرا لأن عديد منها يدخل في تفاعلات كيميائية . كما انه كان يطلق عليها أيضا الغازات النادرة على الرغم من انها تمثل تقريبا ( 0.93 % من حجم ، 1.29 من كتلة ) الغلاف الجوي .
ونظراً لعدم نشاطها الكيميائي فإن الغازات النبيلة لم تكتشف حتى 1868 ، حينما تم إكتشاف الهيليوم بواسطة المطياف في الشمس . وتم الحصول على الهيليوم وعزله على الأرض عام 1895 . للغازات النبيلة قوى جذب داخلية ضعيفة للغاية بين ذراتها وبالتالى فإن لها درجات ذوبان وغليان منخفضة للغاية . ولذا فإن هذه العناصر تكون في الحالة الغازية في الظروف العادية ، حتى التى لها وزن ذري أكبر من الفلزات الصلبة .
مركبات الغازات النبيلة
الغازات النبيلة لها غلاف إلكتروني خارجى ممتلء للمستويات الفرعية s ، p ( أى يوجد في أخر غلاف لها 8 إلكترونات ، فيما عدا الهيليوم فإن له 2 إلكترون في غلافه الخارجي ) ، ولهذا لإنها لا تكون مركبات كيميائية بسهولة . وكلما زادت ذرات هذه السلسلة حجما كلما تتبعنا السلسلة لأسفل ، فإنها تكون أكثر نشاطا إلى حد قليل . فمثلا تفاعل الزينون مع الفلور عام 1962 لينتج المركبات الآتية : XeF2, XeF4, XeF6 . كما تفاعل أيضا الرادون مع الفلور لينتج فلوريد الرادون (RnF) والذى كان يلمع بضوء أصفر في الحالة الصلبة . كما أن الكريبتون يمكن أن يتفاعل مع الفلور لينتج KrF2 ، جزيئات مثارة ثنائية الذرة مثل Xe2 وهاليدات الغازات النبيلة مثل XeCl والتى تستخدم في ليزر جزيئات مثارة ثنائية الذرة . وتم إكتشاف فلوريد الأرجون (ArF2) في عام 2024 .
فى عام 2024 ، تم إكتشاف عدد من المكبات يدخل اليورانيوم فيها مع الأرجون ، والكربتون والزينون . وقد أيد ذلك الإعتقاد بأن الغازات النبيلة يمكن أن تكون مركبات مع الفلزات الأخرى .
يحتوى الجدول الدوري فراغ أسفل الرادون ، وله الرقم الذري 118 . وهذا يدل على وجود غاز نبيل لم يكتشف بعد وله فترة وجود قليلة ، والذى يعرف حاليا بإسم أنون أكتيوم .
العناصر الخاملة او النبيلة:
هي مجموعة من العناصر الكيميائية التي لا تتفاعل مع العناصر الاخرى بشكل عام ، وذلك لان مدارات الكتروناتها مكتملة وممتلأة بالالكترونات
تشمل هذه المجموعة العناصر التالية:
الهيليوم
النيون
الارجون (عنصر كيميائي)
الكربتون
الزينون
الرادون
التسمية
وتأتي تسميتها بالخاملة لانها لا تتفاعل مع العناصر الاخرى وغير نشطة كيميائيا واستعارة نبيلة من انها كالنبلاء لا يتخالطون مع العامة اي العناصر العادية.
،
تقبلوا مروري واحترامي
والسموحه
منقوول
الرابطة الأيونية
الرابطة الأيونية هي الرابطة التي تنشأ بين ذرتين تختلفان في المقدرة على كسب أو فقد الإلكترونات وتكون بين أيوني هاتين الذرتين الموجب والآخر السالب الشحنة فتنشأ قوة جذب كهربائي بينهما، وتختلف نسبة الأيونات المفقودة والمكتسبة فمثلا تحتاج ذرة الأكسجين لأيونين من البوتاسيوم لأن المدار الأخير يحتاج لإلكترونين ليصل لحالة الاستقرار أي ثمانية إلكترونات.
== ==
K2O <—-O2+K
وتحدث الرابطة الأيونية عادةً بين الفلزات (ذات طاقة التأين المنخفضة والتي تميل لفقدان الإلكترونات ) واللافلزات (ذات الألفة الالكترونية المرتفعة والتي تميل لاكتساب الالكترونات ) .
مثال:- يرتبط أيون الصوديوم + Na بأيون الكلور – Cl في مركب كلوريد الصوديوم برابطة أيونية .
Na ——-> Na+ + 1e Cl + 1e ———> Cl- v ___________________ Na + Cl ——–> Na+ + Cl- v
فعنصر الصوديوم يفقد الكترون واحد من مستوى تكافؤه ليصبح أيون موجب أحادي ذو توزيع الالكتروني مشابه للتوزيع الالكتروني للغاز الخامل الذي قبله وهو النيون .
Na / 1S2 2S2 2P6 3S1 Na+ / 1S2 2S2 2P6
وعنصر الكلور يكتسب الكترون واحد في مستوى تكافؤه ليصبح أيون سالب ذو تركيب الكتروني مشابه لتركيب الغاز الخامل الذي بعده وهو الارجون . Cl / 1S2 2S2 2P6 3S2 3P5 Cl- / 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6
والحقيقة أن هذا الكلام غير دقيق فلا يوجد جزيئات مستقلة في المركبات الأيونية بل توجد على شكل تجمع أيوني يعرف بالأشكال بلورية بحيث يكون كل أيون ذو شحنة معينة محاطاً بعدد من الأيونات ذو الشحنة المخالفة .
وللرابطة الأيونية طاقة تعرف باسم ( طاقة الرابطة الأيونية ) وهي طاقة وضع ناتجة ( سالبة ) تعتمد قيمتها على كمية الشحنة المتوفرة بالأيونين وعلى نصف قطر ( الحجم الذري ) كلِ منهما.
طاقة الرابطة الأيونية = – ي2 / ر
حيث : كمية الشحنة . ر : مجموع نصفي قطر الأيونين
ويتضح من العلاقة السابقة أنه كلما زادت كمية الشحنة كلما نقصت طاقة الرابطة الأيونية ( زيادة قيمة البسط تزيد من قيمة الكسر وبأن الكسر سالب الشحنة فإن الناتج يقل ) ويصبح المركب الأيوني أكثر استقراراً
أما بالنسبة لنصف القطر فيلاحظ من العلاقة أنه كلما كبر نصف القطر الذري لأحد الأيونين أو كليهما زادت طاقة الرابطة الأيونية ( زيادة قيمة المقام تقلل من قيمة الكسر وبما أن الكسر سالب فالقيمة تزداد ) ويصبح المركب أقل استقراراً.
وللتغلب على طاقة الرابطة الأيونية وكسرها ( فصل الأيونين المكونين للرابطة ) فإننا نحتاج إلى طاقة ( موجبة ) تعرف هذه الطاقة باسم طاقة الترتيب البلوري.
وتعرف طاقة الترتيب البلوري بأنها الطاقة التي نحتاجها لنحول مركباً بلورياً ( أيونياً ) في الحالة الصلبة إلى أيونات منفصلة في الحالة الغازية ) إذاً فطاقة الترتيب البلوري طاقة مساوية لطاقة الرابطة الأيونية ( كحد أدنى ) مع اختلاف الإشارة .
طاقة الترتيب البلوري = ي2 / ر
وعلى هذا فإن ارتفاع قيمة طاقة الترتيب البلوري لمركب ما يعني أن هذا المركب أكثر استقراراً وتزداد طاقة الترتيب البلوري بزيادة قيمة كمية الشحنة أو نقصان نصف القطر الذري ( لأحد الأيونين أو كليهما ) كما يتضح من العلاقة السابقة
خصائص المركبات الأيونية
كما ذكرنا في السابق بأن المركبات الأيونية توجد على شكل تجمعات أيونية في أشكال معينة يطلق عليها ( الأشكال البلورية ) ونجد في هذه الأشكال ترتيب بلوري منظم للأيونات بحيث أن كل أيون ذو شحنة معينة يكون منجذباً إلى مجموعة من الأيونات ذو الشحنة المخالفة ، بمعنى أن الأيون الواحد يكون مرتبطاً بعدة روابط أيونية في نفس الوقت وهذا ما يفسر وجود المركبات الأيونية عادةً في الحالة الصلبة ( كثافة عالية ) كما يفسر هذا الوضع أيضاً درجات الانصهار والغليان المرتفعة لهذه المركبات.
ومن أهم صفات المركبات الأيونية عدم قدرتها على التوصيل الكهربي في الحالة الصلبة نظراً لارتباط الأيونات وعدم قدرتها على الحركة بينما تصبح موصلة للكهرباء عند صهرها أو إذابتها في الماء ( الأيونات حرة الحركة في المصهور وفي المحلول المائي )
و من أهم خصائصها :
1- تذوب بالماء ولا تذوب بالبنزين مثال ( الملح )لأن الماء مذيب قطبي يستطيع فصل الأيونات عن بعضها 2- لها درجة انصهار عالية بسبب قوة التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة و السالبة 3- حالتها صلبة عند الظروف العادية ، بسبب قوة التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة و السالبة 4- المركبات الأيونية الصلبة لاتوصل الكهرباء ولكن محاليلها بالماء توصل الكهرباء لان عندما يكون صلب تكون الأيونات مرتبطة مع بعظها أما عندما يكون محلول تكون الأيونات حرة الحركة فتوصل التيار الكهربائي
،
تقبلوا مروري واحترامي
والسموحه
منقوول
الجدول الدوري
الجدول الدوري للعناصر الكيميائية, والذى يعرف أيضا بجدول مندليف الدوري هو عرض جدولي للعناصر الكيميائية المعروفة. أول من قام ببنائه ديمتري مندليف, حيث قام بترتيب العناصر طبقا لعدد الإلكترونات الموجودة بكل عنصر, حيث تتكرر الخواص الكيميائية بصفة دورية في الجدول. ورتب كل عنصر طبقا لعدده الذري ووفقاً لمبدأ البناء التصاعدي. الجدول القياسي يعطى المعلومات الأساسية اللازمة عن العناصر. كما أنه توجد طرق أخرى لعرض العناصر الكيميائية لمعرفة مزيد من التفاصيل عنها.
المجموعات
المجموعة هى العامود الرأسي في الجدول الدوري للعناصر . يوجد في الجدول 18 مجموعة في الجدول الدوري القياسي. العناصر الموجودة في كل مجموعة لها نفس تركيب غلاف التكافؤ من حيث عدد الإلكترونات, وهذا يعطى لهذه العناصر تشابها في الخواص.
أرقام المجموعات
هناك ثلاثة أنظمة لترقيم المجموعات الأول باستخدام الأرقام العربية، والثانى باستخدام الأرقام رومانية، والثالث عبارة عن مزج بين الأرقام الرومانية والحروف اللاتينية. وقد تم اختيار الترقيم العربى من قبل الاتحاد الدولي للكيمياء والكيمياء التطبيقية (IUPAC). وقد تم تطوير هذا النظام المقترح من IUPAC ليحل محل الأرقام الرومانية حيث أنها قد تسبب الالتباس نظرا لأنها تستخدم نفس الأسماء لمعان مختلفة.
الجدول الدوري القياسي
المجموعة ← 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
الدورة ↓
1 1
H
2
He
2 3
Li 4
Be
5
B 6
C 7
N 8
O 9
F 10
Ne
3 11
Na 12
Mg
13
Al 14
Si 15
P 16
S 17
Cl 18
Ar
4 19
K 20
Ca 21
Sc 22
Ti 23
V 24
Cr 25
Mn 26
Fe 27
Co 28
Ni 29
Cu 30
Zn 31
Ga 32
Ge 33
As 34
Se 35
Br 36
Kr
5 37
Rb 38
Sr 39
Y 40
Zr 41
Nb 42
Mo 43
Tc 44
Ru 45
Rh 46
Pd 47
Ag 48
Cd 49
In 50
Sn 51
Sb 52
Te 53
I 54
Xe
6 55
Cs 56
Ba *
72
Hf 73
Ta 74
W 75
Re 76
Os 77
Ir 78
Pt 79
Au 80
Hg 81
Tl 82
Pb 83
Bi 84
Po 85
At 86
Rn
7 87
Fr 88
Ra **
104
Rf 105
Db 106
Sg 107
Bh 108
Hs 109
Mt 110
Ds 111
Rg 112
Uub 113
Uut 114
Uuq 115
Uup 116
Uuh 117
Uus 118
Uuo
* لانثينيدات 57
La 58
Ce 59
Pr 60
Nd 61
Pm 62
Sm 63
Eu 64
Gd 65
Tb 66
Dy 67
Ho 68
Er 69
Tm 70
Yb 71
Lu
** أكتينيدات 89
Ac 90
Th 91
Pa 92
U 93
Np 94
Pu 95
Am 96
Cm 97
Bk 98
Cf 99
Es 100
Fm 101
Md 102
No 103
Lr
السلاسل الكيميائية في الجدول الدوري فلزات قلوية فلزات قلويات ترابية لانثينيدات أكتينيدات فلزات إنتقالية
فلزات ضعيفة أشباه الفلزات اللافلزات هالوجينات غازات نبيلة
العناصر الموجودة بدون حدود حول رمزها لا توجد في الطبيعة ولم تصنع بعد
العناصر الموجود حولها حدود متقطعة على هيئة نقط لاتوجد في الطبيعة ولكن تم تصنيعها
العناصر التى يوجد حولها حدود متقطعة هلى هيئة شرط
العناصر الموجود حولها حدود على هيئة خطوط مستمرة أقدم من الأرض ( عناصر أولية
،
تقبلوا مروري واحترامي
والسموحه
منقوول
الــفـــلزات
مقدمة:
كثرت في الفترة الأخيرة استخدام كلمة الفلزات فنقول مثلاً العنصر س ليس فلز والعنصر ص فلز فعلى أي أساس تم تسمية هذه العناصر وعلى أي أساس تم تقسيمها وما هي خواصها ومميزاتها.
قد يتبادر في ذهن الإنسان أن الفلز هو مادة صلبة أو مادة قوية ولكن في الواقع ليس شرطاً أن تكون بهذه المواصفات وسنلاحظ ذلك من خلال هذا التقرير
الموضوع :
1) تعريف الفلز
· الفلز: هو العنصر الذي يسهل تاينه بفقدان بعض الإلكترونات وعدد الإلكترونات المفقودة من كل ذرة هو تكافؤ الفلز.
· يحمل الأيون الناتج عددًا من الشحنات الموجبة مساويًا لعدد الإلكترونات المفقودة.
· كلما زادت سهولة فقد الإلكترون زادت القوة الفلزية للعنصر.
· يعتبر الصوديوم والبوتاسيوم أقوى العناصر من الناحية الفلزية (أي من ناحية سهولة فقد الإلكترونات)، من ناحية القوة الفلزية لا يمكن استخدامهما في بناء جسر لدرجة ليونتهما التي تسمح بقطعهما بالسكين وبسبب كثافتهما الأقل من الماء.
2) وجود الفلزات في الطبيعة
الذهب Au – الفضة Ag – النحاس Cu – البلاتين Pt
أكاسيد
ألمونيوم Al2O3 – حديد Fe3O4. Fe2O3. FeO – نحاس Cu2O
كربونات
كالسيوم CaCO3 – حديد FeCO3 – مغنسيوم MgCO3
كبريتيد
فضة Ag2S – نحاس Cu2S. CuS – رصاص PbS – خارصين ZnS – حديد FeS2
هاليد
صوديوم NaCl – بوتاسيوم KCl – فضة AgCl – مغنسيوم MgCl2
كبريتات
باريوم BaSO4 – كاسيوم CaSO4 – رصاص PbSO4
سليكات وفوسفات
مغنسيوم MgSiO3 – كالسيوم Ca3(PO4)2
3) النشاط النسبي للفلزات
تحل بعض الفلزات محل فلزات أخرى في محاليل أملاحها المائية, على سبيل المثال يحل الحديد محل النحاس في محلول كبريتات النحاس II,ويحل الخارصين محل الفضة في محلول نترات الرصاص:
Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
Zn + AgNO3 Zn(NO3)2 + Ag
يمكن بجهاز بسيط تعيين فرق الجهد بين عنصرين أحدهما ثابت (ليكن الكربون) والآخر فلز,وبإستخدام فلزات مختلفة وتسجيل قراءة الفولتميتر ثم الترتيب تنازلياً حسب القراءات نحصل على سلسلة تشير إلى تدرج نشاط الفلزات النسبي وفيها يمكن أن يحل الفلزات التي تليه من محاليل أملاحها, وكلما كانت المسافة بين الفلزين أكبر – في السلسلة – كان الإحلال أسهل,وسمي هذا الترتيب بالسلسلة الكهروكيميائية الممثلة بالجدول.
يلاحظ أن الهيدروجين ليس فلزاً إلا أنه وضع بين الفلزات للإشارة إلى المكان الذي يجب أن يوضع فيه في السلسلة,وتحل الفلزات المتقدمة على الهيدرجين في السلسلة محله في الأحماض:
Zn + HCl ZnCl2 + H2
عناصر المجموعة الأولى A (1) (الفلزات القلوية)
1) مقدمة
· تعتبر من عناصر الفئة s وتقع في الطرف الأيسر من الجدول الدوري.
· تتكون من الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم والفرانسيوم ولا توجد في صورها العنصرية إطلاقًا لأنها فلزات المرتبة الأعلى من حيث النشاط الكيميائي.
· يعتبر الملح الصخري من أكبر مصادر الصوديوم، والبوتاسيوم يتواجد في ماء البحر على هيئة KCl وعلى صورة رسوبيات كارنالايت KCl.MgCl2.6H2O، والفرانسيوم لا يتواجد في الطبيعة لأنه عنصر مشع وقترة نصف العمر له قصيرة (21 دقيقة).
2) التوزيع الإلكتروني لذرات عناصر المجموعة الأولى
· يوجد إلكترون في الفلك الكروي (s) في جميع عناصر المجموعة IA (1).
ليثيوم
Li
[He] 2s1
صوديوم
Na
[Ne] 3s1
بوتاسيوم
K
[Ar] 4s1
روبيديوم
Rb
[Kr] 5s1
سيزيوم
Cs
[Xe] 6s1
فرانسيوم
Fr
[Rn] 7s1
3) الخواص العامة لعناصر المجموعة IA (1)
(1) الجدول (3-3) ص92.
(2) نشطة كيميائيًا جدًا، حيث تفقد لمعانها بسرعة في الهواء بسبب تكوين أكاسيد وإذا تفاعلت مع الماء تكون الهيدروكسيدات (أقوى القواعد) ويتصاعد الهيدروجين.
(3) عندما تحترق في الهواء يتكون ليثيوم أحادي الأكسيد Li2O ويكون الصوديوم بيروكسيد Na2O2 وتكون العناصر الأخرى سوبر أكسيد من النوع MO2.
(4) تتفاعل كل الفلزات القلوية مع الكبريت لتكون كبريتيدات مثل Na2S.
(5) تتفاعل كل الفلزات القلوية مع الهيدروجين لتكون هيدريدات تحتوي على أيونات الهيدروجين التي تتصاعد عند الأنود في التحليل الكهربي، وعند تفاعل الهيدريدات مع الماء يتصاعد الهيدروجين، ويعتبر هيدريد الليثيوم مصدرًا جيدًا للهيدروجين حيث يعطي هيدروجين أكثر من الموجود في الهيدريد نفسه.
LiH + H2O LiOH + H2
(6) كلما صغر حجم الأيون زادت قدرته على التوصيل الكهربي، وبالرغم من ذلك فإن أيون الليثيوم وهو أصغر أيون لا يوصل أفضل من باقي عناصر المجموعة الأولى، بسبب إماهة الأيونات في المحلول، فأيون الليثيوم Li+ يتميه بغزارة ومن ثم يتحرك ببطء وايون السيزيوم أقل تميهًا وأسرعها تحركًا، فتقريبًا كل أملاح الليثيوم مماهة وتقل نسب الإماهة من الصوديوم إلى البوتاسيوم حتى لا توجد أملاح مماهة للروبيديوم أو السيزيوم.
(7) الأملاح الأكسجينية لفلزات المجموعة الأولى ثابتة جدًا من ناحية تأثير الحرارة بسبب الكهروموجبية العالية أو الطبيعة لهذه الفلزات، حيث تنصهر الكربونات دون أن تتفكك عند حرارة أعلى من 1000س.
(8) عندما يسخن الليثيوم مع الكربون يتكون كربيد الليثيوم وتكون الفلزات الأخرى كربيدات عند تسخينها مع الأستيلين، وعند تحليلها كهربيًا تعطي أسيتيلين لذا تسمى أسيتيليدات.
4) الصويودم (2311Na)
· تحضير الصوديوم:
ليس من السهل استخلاص الفلزات عظيمة النشاط الكيميائي كالصوديوم بوساطة الاختزال الكيميائي لأنها عوامل مختزلة قوية ولها كهروموجبية عالية ولذلك لا تستعمل المحاليل المائية لإحلال فلز مكان آخر، ولا يستعمل التحليل الكهربي للمحلول بسبب تفاعل الفلز مع الماء، لذلك يمكن الحصول عليها بالتحليل الكهربي لمصهور كلوريد الصوديوم، وتستعمل خلية دونز لهذا الغرض.
NaCl Na + Cl2
· الخواص العامة للصوديوم:
(1) إذا استخدم لهب لتسخين الصوديوم في الهواء أو في جو من الأكسجين فإنه يحترق ويكسب لونًا ذهبيًا، ويتكون بيروكسيد الصوديوم.
Na + O2 Na2O2
(2) إذا وضعت قطعة صغيرة من الصوديوم على سطح الماء في إناء كبير فإن قطعة الصوديوم تندفع كالسهم في كل اتجاه وتنصهر متحولة إلى كرة فضية من مصهور الصوديوم، ويتصاعد الهيدروجين مخلفًا وراءه هيدروكسيد الصوديوم.
Na + H2O NaOH + H2 + Heat حرارة
(3) يتأثر الصوديوم باكسجين وبخار ماء الهواء الجوي، لذا يحفظ تحت سطح الكيروسين.
(4) يشتعل الصوديوم الساخن في الكلور مكونًا كلوريد الصوديوم.
(5) يتفاعل مع أكسيد الهواء الجوي ليكون أكسيد الصوديوم، وتتحد الرطوبة الموجودة في الجو مع بعض الأكسيد لتكون الهيدروكسيد، وأخيرًا بعد بعض الوقت يتحد CO2 الموجود في الهواء مع هيدروكسيد الصوديوم ليكون كربونات الصوديوم التي تتبلور على هيئة بلورات شفافة يحتوي كل جزء من جزيئاتها على عشرة جزيئات ماء Na2CO3.10H2O وتسمى "صودا الغسيل"، وإذا تعرضت للهواء تتخلص من تسعة جزيئات وتتحول إلى Na2CO3. H2O:
Na + O2 Na2O
Na2O + H2O NaOH
NaOH + CO2 Na2CO3 + H2
(6) شديد التفاعل مع الأحماض، حيث يحل محل هيدروجين الحمض، لذلك يجب عدم محاولة إجراء هذا التفاعل.
Na + HCl NaCl + H2
· بعض مركبات الصوديوم:
1- الصودا الكاوية (هيدروكسيد الصوديوم NaOH)
– تحضير الصودا الكاوية:
(1) بتفاعله الصوديوم مع الماء.
Na + H2O NaOH + H2 + Heat حرارة
(2) باستخدام خلية:
يختزل أيون الصوديوم عند الكاثود ويذوب الفلز في الزئبق مكونًا ما يسمى بمملغم الصوديوم، ثم يدفع مملغم الصوديوم عن طريق مضخة إلى إناء منفصل ليتفاعل الصوديوم مع الماء على سطح الزئبق فيتصاعد الهيدروجين ويتبقى محلول نقي من NaOH.
Na (in Hg) + H2O Na+ + OH- + H2
– خواص الصودا الكاوية:
(1) تذوب في الماء، ويتكون محلول هيدروكسيد الصدويوم قلوي التأثير، ويصاحبه ارتفاع في درجة الحرارة.
(2) تتفاعل بعد تمييعها في الماء مع ثاني أكسيد الكربون الموجود في الجو، مكونة قشرة من كربونات الصوديوم التي يمكن تعرفها بتفاعلها مع حمض الهيدروكلوريك وتصاعد CO2.
(3) تتفاعل مع بعض الفلزات مثل الألمنيوم والخارصين (الفلزات ذات الأكاسيد المترددة)، أي تتفاعل أكاسيدها مع الأحماض كأنها قواعد ويتكون ملح وماء، وتتفاعل مع القلويات كأنها أحماض ويتصاعد الهيدروجين.
NaOH + Zn Na2ZnO2 (خارصينات صوديوم) +H2
NaOH + Al + H2O Na2AlO2 (ألومينات صوديوم) + H2
(4) تتفاعل مع أكاسيد الفلزات المترددة مكونةص ملحصا وماء.
NaOH + Al2O3 NaAlO2 + H2O
(5) تتفاعل مع أكاسيد اللافلزات مكونةص املاح وماءً وتتفاعل كذلك مع المواد الزجاجية والفخاريةى ببطء مكونة سليكات الصوديوم لذا لا توضع الصودا الكاوية في آنية زجاجية بل تحفظ في آنية من الحديد أو النيكل لأنها لا تتفاعل معهما.
NaOH + SiO2 Na2SiO3 + H2O
(6) عند إضافة محلول هيدروكسيد الصوديوم إلى محاليل الفلزات يتكون هيدروكسيد الفلز، بعض هيدروكسيدات الفلزات تذوب في كثرة من الصودا الكاوية مثل هيدروكسيد الألمنيوم.
CuSO4 + NaOH Na2SO4 + Cu(OH)2 راسب أزرق
FeSO4 + NaOH Na2SO4 + Fe(OH)2 راسب مخضر
FeCl3 + NaOH NaCl + Fe(OH)3 راسب بني محمر
Al2(SO4)3 + NaOH Na2SO4 + Al(OH)3
راسب أبيض جيلاتيني يذوب في زيادة من الصودا الكاوية
Al (OH)3 + NaOH NaAlO2 + H2O ألومينات صوديوم ذائبة
2- كربونات الصوديوم Na2CO3
– أهم استخداماتها:
(1) يضاف كربونات الصوديوم والكالسيوم إلى ثاني أكسيد السيليكون في الأفران مع مواد أخرى لينتج خليط السيليكات الذي يكون الزجاج.
Na2CO3 + SiO2 Na2SiO3 + CO2
CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2
(2) تصنيع الزجاج المائي الذي يستخدم في حفظ البيض والوقاية من الحريق وإنتاج الإسمنت، وذلك بصهر كربونات الصوديوم مع السيليكا لينتج سيليكات الصوديوم التي تظهر على هيئة مادة صلبة زجاجية وغليها مع الماء وتبخيرها لينتج الزجاج المائي.
(3) يستخدم لإزالة عسر الماء في المنازل، حيث إن أيون الكالسيوم Ca2+الذي يعتبر سبب عسر لماء يمكن ترسيبه على هيئة كربونات كالسيوم Ca2+CO32- بإضافة كربونات الصوديوم.
(4) يستخدم في صناعة البوراكس والعديد من مساحيق الصابون الجاف.
(5) يستخدم في تفاعلات التعادل فيعمل كما لو كان قلويًا.Na2CO3 + HCl NaCl + H2O + CO2
– تحضير كربونات الصوديوم في المختبر:
يمرر CO2 (خاليًا من HCl) في محلول متوسط التركيز من هيدروكسيد الصوديوم لبعض الوقت إلى أن تظهر مؤخرًا مادة بيضاء صلبة (كربونات الصوديوم الهيدروجينية) في قاع أنبوبة الغليان، ترشح هذه المادة الصلبة وتغسل بالماء البارد ثم تنقل إلى وعاء وتسخن فتتكون كربونات الصوديوم.
الخاتمة :
إن ما توصلنا إليه يعتبر أهم المواضيع التي قد يتناولها الإنسان في الحديث عن الفلزات ولذلك فإن هذه المواضيع إذا لم يعرفها الشخص فإنه لن يستطيع أن يفسر بقية المواضيع.
إن الفلزات ليست مجرد عناصر يستخدمها العلماء في مختبراتهم بل هي جزء من حياتنا العلمية والعملية وقد يلجأ الإنسان إليها ويتعامل معها مع أنه لا يعلم أنها من الفلزات أو غيرها.
المــراجع :
اساسيات الالعناصر الكيمياء : أحوال وجودها */ تأليف أحمد مدحت اسلام.
https://www.arabchemistry.net/forums/…?showtopic=796
www.eithaar.com/bah/showthread.php?t=286
،
تقبلوا مروري واحترامي
والسموحه
منقوول
الــروابط الكيميائية
مافائدة الراوبط الكيميائية
ترتبط ذرات العناصر مع بعضها لكي تستقر (اي تصل لتركيب اقرب غاز خامل لها).
&ملاحظة&
الغازات الخاملة هي جميع العناصر الموجودة في مجموعة(8أ) وتحتوي على ثمان الكترونات موجودة في اخر مستوي طاقة رئيسي.
"تنقسم الروابط الكيميائية الى نوعين"
1- الرابطة الأيونية(وهي التي سيتم شرحها في هذا الموضوع)
2- الرابطة التساهمية(سيتم شرحها في موضوع جديد قريباً ان شاء الله)
*اولاً/الرابطة الأيونية:-
تعريفها:-
هي رابطة تنتج عن تجاذب كهربي بين ايون موجب وايون سالب.
&ملاحظة&
الأيون الموجب هو:-
ذرة متعادلة فقدت الكترون او اكثر.
الأيون السالب هو:-
ذرة متعادلة إكتسبت الكترون او اكثر.
*معادلة فقدان واكتساب الإكترونات في المركب الأيوني
مثـال:-
س/اكتب معادلة فقدان واكتساب الإلكترونات في المركب الأيوني MgS(كبريتيد المغنيسيوم) علماً بأن الأعداد الذرية للعنصرين هي S=16 وMg=12؟؟؟
جـ/
اولاً/ معادلة فقدان الإلكترونات:-
نوزع التوزيع الإلكتروني للعنصر Mg12 [مع الإنتباه بأن الأعداد بين الأقواس هي اس العدد(اي عدد الإكترونات)]
Mg12 ==>1s(2) ,2s(2) ,2p(6) ,3s(2)1
&الشرح&
يتبين من التوزيع الإكتروني ان المغنيسيوم يحتوي على الكترونين في اخر مستوي طاقة رئيسى وهو الثالث وهو فلز لأنه موجود في مجموعة 2أ ويميل لفقدان الكترونين(حسب الجدول السابق).
*فتكون المعادلة*
Mg——->Mg(+2)+2e(-)1
^ تنبيه^
(-)= يعني اس سالب(ايون سالب)
(+)= يعني اس موجب(ايون موجب)
$ملاحظة$
دائما تكون المعادلة على اليمين عندما يفقد العنصر.
ثانياً/ معادلة إكتساب الإلكترونات:-
نوزع التوزيع الإلكتروني للعنصر S16 [مع الإنتباه بأن الإعداد بين الأقواس هي اس العدد(اي عدد الإلكترونات)]
S16 =1s(2) ,2s(2) ,2p(6) ,3s(2) ,3p(4)1
&الشرح&
يتبين من التوزيع الإكتروني ان الكبريت يحتوي على ستة الكترونات في اخر مستوي طاقة رئيسى وهو الثالث وهو لافلز لأنه موجود في مجموعة 6أ ويميل لإكتساب الكترونين(حسب الجدول السابق).
*فتكون المعادلة*
S + 2e(-)—–>S(-2)1
^تنبيه^
(-)= يعني اس سالب(ايون سالب)
(+)= يعني اس موجب(ايون موجب)
$ملاحظة$
دائما تكون المعادلة على اليسار عندما يكتسب العنصر.
واخيراً تكون الرابطة ايونية لأن المغنسيوم فلز والكبريت لافلز,(اغلبية المعادلات يكون عدد الفقد والإكتساب متساوي في الرابطة الإيونية يعني مثل المغنسيوم يفقد2والكبريت يكتسب 2 اذن 2=2متساوين).
^تنبيه^
في بعض المسائل يطلب منك جمع المعادلتين.
*جمع المعادلتين*
Mg——->Mg(+2)+2e(-)1
S + 2e(-)——->S(-2)1
__________________+
Mg+S+2e(-)——->Mg(+2) S(-2)+2e(-)1
نحذف المتشابهة من الطرفين فيتبقي….
Mg+S——->Mg(+2) S(-2)1
# كيفية قياس قوة الرابطة الأيونية:-
يتم عن طريق مايسمى ((طاقة الترتيب البلوري)) ويرمز لها بــ(طب).
تعريف طاقة الترتيب البلوري:-
هي الطاقة اللازمة لفصل الأيون الموجب عن الأيون السالب في الحالة الغازية.
&ملاحظة&
يتناسب قوة الرابطة الأيونية طردياً مع قيمة طاقة الترتيب البلوري.
##القانون الرياضي المستخدم لحساب طاقة الترتيب البلوري##
طب=ي(تربيع) على ر .
ي(تربيع)=مجموع شحنتي الأيونين.
ر=مجموع نصفي قطري الايونين.
مثال/
ي(تربيع)=10 و ر=2 احسب قيمة الطب؟؟
10÷2=5
اما اذا كانت ي(تربيع)=2 و ر=10 احسب قيمة الطب؟؟
2÷10=2,
$ملاحظة$
كلما زادت قيمة(ي) زادت قيمة الطب وكلما زادت قيمة (ر) قلت قيمة الطب.(ي تتناسبا طرديا مع الطب)(ر تتناسب عكسياً مع الطب).
&ملاحظة&
كلما زادت قيمة طاقة الترتيب البلوري زاد استقرار المركب الأيوني وزادت درجة غليانه وإنصهاره.
*خواص المركبات الايونية 1
– درجات غليانها وإنصهارها عالية جداً.
2-محاليلها موصلة للكهرباء لحرية حركة الايونات الموجبة والسالبة
المــراجع :
www.yu.edu.jo/Default.aspx?tabid=415
www.al-jazirah.com/249514/qk66d.htm
،
تقبلوا مروري واحترامي
والسموحه
منقوول
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 )
الــمـــراجــع :
https://az90.maktoobblog.com/?preDate…00&post=222552
https://www.bab.com/articles/full_article.cfm?id=8583
https://www.roro44.com/zawaj/zawaj-5-176-0.html
،
تقبلوا مروري واحترامي
والسموحه
منقوول