1. مقرر الكيمياء العامة 101 كيم لطلاب كليات التربية
الأستاذ الدكتور/ طلعت العمري

2. حالات المادة: توجد المادة في حالات ثلاثة هي
المــادة
المادة: هي كل شيء يدرك بالحواس ويكون له كتلة ويشغل حيزاً من الفراغ ويخضع لظاهرة الجاذبية الأرضية .
من أمثلة المادة كل شيء حولنا مثل الأخشاب , الأحجار, الحديد , النحاس , الماء , الهواء , ملح الطعام , السكر , الكبريت , الذهب , الفضة إلخ
حالات المادة: توجد المادة في حالات ثلاثة هي
1 -الحالة الصلبه : ولها شكل وحجم ثابتين .
2 - الحالة السائلة : ولها حجم ثابت وشكل يتغير بتغير شكل الإناء الموضوع فيه السائل.
3 -الحالة الغازية : ليس لها حجم أو شكل ثابتين.
التالي

3. يمكن تغير حالة المادة من حالة إلي أخرى بأحد العمليات التالية
تغير حالات المادة
يمكن تغير حالة المادة من حالة إلي أخرى بأحد العمليات التالية
أ- الانصهار : يغير حالة المادة من الصلب إلى السائلة باستخدام الحرارة .
ب- التجمد : يغير حالة المادة من السائلة الى الصلبة بالتبريد
ت - التكثيف : يغير حالة المادة من الغازية إلى السائلة بالتبريد
ث- التبخير: يغير حالة المادة من السائلة إلى الغازية (البخارية) بالتسخين
جـ - التسامي: يغير حالة المادة من الصلبه إلى الغازية (البخارية) بالتسخين دون المرور بالحالة السائلة وهي ظاهرة لبعض المواد الصلبه وليس كل المواد الصلبه .
للخلف
التالي

4. تسامي صلبة سائلة غازية (بخارية) تحولات المادة تبخير إنصهار تكثيف تجميد
للخلف
التالي

5. للخلف
التالي

6. أقسام المادة : (متجانسة أو غير متجانسة)
أقسام المادة : (متجانسة أو غير متجانسة)
أ – المادة إما أن تكون متجانسة : وهى التي لها تركيب متماثل وخواص متماثلة في جميع أجزائها
وتنقسم إلى :-
1 – مخاليط متجانسة : وهي التي تتكون من أثنين أو أكثر من المواد النقية المخلوطة مع بعضها بأي نسبة ولا يحدث بينها تفاعل كيميائي ويمكن فصلها بالطرق الفيزيائية .
مثال / محلول السكر من الماء , محلول الملح في الماء , سبيكة الفضة مع النحاس , محلول الكحول في الماء , ومخلوط الهواء الجوي .
للخلف
التالي

7. تنقسم المواد النقية إلى عناصر ومركبات :
2- مواد نقية : وهي التي تمتاز بخواص فيزيائية و كيميائية معنيه ثابته لا تتغير , إلا بتغير الظروف التي ترضخ لها .
فمثلاً الماء النقي سائل عديم اللون , شفاف , درجة تجمده صفرْ م ودرجة غليانه 100 ْ م عند ضغط واحد جو .
تنقسم المواد النقية إلى عناصر ومركبات :
1-العنصر : هو أبسط صورة يمكن أن توجد عليها المادة ولا يمكن تحليله إلى مواد أبسط منه .
مثال : الأكسجين , الحديد , النحاس , الذهب , الفضة الخ
2- المركب : هو المادة الناتجة عن إتحاد عنصرين أو أكثر إتحاداً كيميائياً بنسبة وزنيه ثايته ، ويتحلل بالطرق الكيميائية إلى عناصر أبسط أو مركبات أخرى.
للخلف
التالي

8. كربونات كالسيوم حرارة أكسيد الكالسيوم + ثاني أكسيد الكربون
أمثلة :
كربونات كالسيوم حرارة أكسيد الكالسيوم + ثاني أكسيد الكربون
ماء تحليل كهربائي أكسجين + هيدروجين
للخلف
التالي

9. التحليل الكهربي للماء
للخلف
التالي

10. خواص المادة الفيزيائية
ب – وإما أن تكون غير متجانسة : وهي عبارة عن مادتين أو أكثر تخلط مع بعضها بأي نسبة إذ لا يحدث بينهما تفاعل كيميائي وتحتفظ كل مادة بخواصها ويمكن فصلها بالطرق الفيزيائية . وليس للمخاليط غير المتجانسة تركيب متماثل ويمكن تمييز مكوناتها بالعين المجردة
مثال : مخلوط الملح مع الرمل , وخراطة النحاس مع الزنك ، مخلوط الحديد مع الكبريت .
خواص المادة الفيزيائية
1 - الخواص المدركة بالحواس :- هي الخواص التي تصف طبيعة المادة من لون أو رائحة أو شكل .
2- الخواص التي تحدد بالتجربة :- مثل الكثافة ( الوزن / الحجم ) , درجة (نقطة) الغليان , درجة (نقطة) التجمد , التوصيل الكهربائي , التوصيل الحراري , الذوبان ، درجة الاحتراق الخ.
للخلف
التالي

11. خواص المادة الكيميائية
1- لكل مادة سلوك خاص تنفرد به عن بقية المواد الاخرى عند التفاعل الكيميائي، فمثلاً
من خواص الصوديوم أنه يتفاعل مع الماء بشدة بينما لا يتفاعل النحاس مع الماء إطلاقاً.
صوديوم + ماء هيدروكسيد صوديوم + هيدروجين + حرارة
التفاعل الكيميائي: هو عملية تحويل مواد تسمى مواد متفاعلة إلى مواد تسمى نواتج التفاعل, حيث تختلف صفات وخواص المواد المتفاعلة عن خواص وصفات المواد الناتجة اختلافا جذرياً.
للخلف
التالي

12. برادة حديد + كبريت زهر تسخين شديد كبريتيد الحديدوز
مثال :-
برادة حديد + كبريت زهر تسخين شديد كبريتيد الحديدوز
نجد أن صفات كبريتيد الحديدوز الناتج مادة صلبه رمادية مٌشرية بالزرقة ، هشة ، ليس لها صفات مغناطيسه ، لا تذوب في ثاني أكسيد كبريتيد الكربون (CS2) بينما الحديد ماده صلبه فضية اللون لها بريق معدني ، وموصل جيده للحرارة والكهرباء، وله خواص مغناطيسية . والكبريت مادة صفراء صلبه هشة لا تنقل التيار الكهربي .
للخلف
التالي

13. برادة حديد + كبريت زهر تسخين شديد كبريتيد الحديدوز
مثال :-
برادة حديد + كبريت زهر تسخين شديد كبريتيد الحديدوز
تسخين
شديد
للخلف
التالي

14. قوانين الإتحاد الكيميائي
خواص المادة الكيميائية
قوانين الإتحاد الكيميائي
1 - لكل مادة سلوك خاص تنفرد به عن بقية المواد الأخرى عند التفاعل الكيميائي.
فمثلاً : من خواص الصوديوم أنه يتفاعل مع الماء بشدة .
صوديوم + ماء هيدروكسيد صوديوم + هيدروجين + حرارة
بينما لا يتفاعل النحاس إطلاقاً مع الماء
قانون بقاء الكتلة :- وينص على أنه لا يحدث فرق أو تغيير بين أوزان المواد الداخله في التفاعل الكيميائي وبين المواد الناتجة منه . وللتأكد من ذلك يمكن إجراء التجربة التالية .
2 - التفاعل الكيميائي : هو عملية تحويل مواد تسمى (مواد متفاعلة) إلى مواد أخرى تسمى (نواتج التفاعل) ، حيث تختلف صفات وخواص المواد المتفاعلة تماما ً مع خواص وصفات المواد الناتجة اختلافاً جذرياً
للخلف
التالي

15. 1 – تستخدم جهاز كالموضح في الشكل وهوعبارة عن أنبوبتين زجاجيتين متصلتان ببعضها وتغلق كل انبوبة بسداده .
2 – نضع في الأنبوبة( أ) محلول كلوريد صوديوم والأنبوبة (ب) محلول نترات فضة .
للخلف
التالي

16. 3 – نوزن الجهاز قبل التفاعل وليكن الوزن W1
4 – نرج الأنبوبتين (أ) و(ب) حتى تمتزج المحتويات تماماً ويحدث التفاعل الكيميائي كالأتي :
كلوريد الصوديوم + نترات الفضة كلوريد فضة + نترات صوديوم .
5 – نجد أنه يتكون راسب أبيض من كلوريد الفضة . أي أنه قد حدث تفاعلاً كيميائياً.
6 – نوزن الجهاز بعد التفاعل الكيميائي ولكن الوزن W2 سوف نجد بعد التفاعل أن :
W1=W2
للخلف
التالي

17. أي أن المواد تتفاعل بنسبة وزنية ثابتة. أمــــثـلـة :-
قانون النسب الثابتة :- وينص علي أنه " عندما يحدث تفاعل كيميائي بين عنصرين فإن اتحادهما يتم وفق نسب وزنية ثابتة وينشأ مركب جديد لا يختلف مهما تغيرت طرق التحضير"
أي أن المواد تتفاعل بنسبة وزنية ثابتة.
أمــــثـلـة :-
1- يتحد الهيدروجين مع الأكسجين بنسبة (8:1) وزناً لتكوين الماء
2– يتحد النحاس مع الأكسجين بنسبة (8 : 31.8) وزناً لتكوين أكسيد النحاسيك .
للخلف

18. يحل الماغنيسيوم محل النحاس في محلول كبريتات النحاس وتكون النسبة بين وزن الماغنسيوم المتفاعل إلى وزن النحاس الناتج هي نسبة
(31.8 : 12.16) وزناً .
للخلف

19. قانون النسب المضاعفة :-
وينص على أنه " حينما يؤدي إتحاد عنصرين إلى تكوين أكثر من مركب كيميائي واحد ، فإن أوزان أحد العنصرين في جميع هذه المركبات والتي تتحد مع وزن معين من الآخر تُكون مضاعفاً عددياً بسيطاً .
مثال :
3 جم من الكربون تتحد مع 4 جم من الأكسجين لتكوين أول أكسيد الكربون ، ونفس الوزن من الكربون 3 جم يتحد مع 8 جم من الأكسجين لتكوين ثاني أكسيد الكربون ، إذن نسبة وزن الأكسجين في المركب الأول إلى وزن الأكسجين في المركب الثاني هي نسبة 8 : 4أو 2 : 1 وهي نسبة عددية بسيطة.
أول أكســـــيد الكــــربون
ثـانـي أكســــيد الكــــربون
للخلف

20. النظرية الذرية لدالتون
وضع دالتون النظرية الذرية الأولى لتفسير تركيب المادة وتفسير العلاقات الكمية بين المواد المتفاعلة ( قانون بقاء الكتلة والنسب الثابتة).
و تشمل فرضيات نظرية دالتون النقاط الآتية-
(1) تتكون المادة من جسيمات صغيرة دقيقة غير قابلة للتجزئة أو الفناء أو الاستحداث تسمى ذرات .
(2) ذرات العنصر الواحد متماثلة في خواصها الفيزيائية والكيميائية ولها نفس الوزن ، كما أن ذرات العناصر المختلفة تختلف عن بعضها في أوزانها و خواصها الفيزيائية والكيميائية.
(3) يحدث التفاعل الكيميائي عن طريق اتحاد ذرات العناصر مع بعضها بنسب بسيطة وثابتة لتكوين (مركبات ) جديدة ، أبسط جسيماتها هي (الذرات المركبة) وهي ما عرفت لاحقاً باسم الجزيئات هذه الجزيئات متماثلة أيضاً في خواصها .
التالي

21. فمثلاً : تتحد ذرات الأكسجين مع ذرات الهيدروجين بنسبة 1:2 لتكوين جزيء الماء(H2O ) ، تتحد ذرات النيتروجين مع ذرات الهيدروجين بنسبة 3:1 لتكوين جزئ النشادر (NH3) وتتحد ذرات الألومنيوم مع ذرات الأكسجين بنسبة 3:2 لتكوين أكسيد الألومنيوم (AL2O3)
(4) يمكن لذرات عنصر معين أن تتحد مع ذرات عنصر آخر مكونه أكثر من مركب وهذا ما يعرف بقانون النسب المضاعفه الذي استنتجه دالتون من نظريته و أثبتته التجارب العلمية لاحقاً.
مثلاً :
(أول أكسيد النيتروجين) N + O NO
(ثاني أكسيد النيتروجين) N + O NO2
للخلف
التالي

22. N
أدت الاكتشافات العلمية في نهاية القرن التاسع عشر والقرن العشرين إلى عدم صحة فكرة دالتون عن تركيب الذرة من حيث أنها لا تقبل التجزئة. حيث ثبت وجود جسيمات أصغر من الذرة بداخلها تسمى إلكترونات وبروتونات . أدت إلى معرفة العدد الذري وعدد الكتلة والوزن الذري الخ
العدد الذري : "هو عدد البروتونات داخل نواة الذرة" . وفي الذرة المتعادلة يساوي عدد الإلكترونات خارج النواة . ويكتب أسفل رمز العنصر.
عدد الكتلة : " هو مجموع أعداد البروتونات والنيترونات داخل نواة الذرة العنصر ويكتب أعلى رمز العنصر إلي اليسار " . ويمكن بمعرفة كلاً من العدد الذري وعدد الكتلة لعنصر استنتاج عدد البروتونات والنيترونات الموجودة داخل نواة ذرة العنصر ، وكذلك عدد الإلكترونات الموجودة خارج النواة فهي تساوي عدد البروتونات في الذرة المتعادلة.
للخلف
التالي

23. العدد الذري = عدد البروتونات 1عدد الإلكترونات =1 عدد الكتلة =1
أمثلة :
ذرة الهيدروجين
العدد الذري = عدد البروتونات 1عدد الإلكترونات =1
عدد الكتلة =1
عدد النيوترونات = عدد الكتلة – العدد الذري
عدد النيوترونات = =0
ذرة الهليوم
العدد الذري = عدد البروتونات = عدد الإلكترونات =2
عدد الكتلة = 4إذن عدد النيوترونات = 4-2= 2نيوترون
للخلف
التالي

24. عدد النيوترونات = عدد الكتلة – العدد الذري
ذرة الصوديوم
العدد الذري = عدد البروتونات = عدد الإلكترونات =11
عدد النيوترونات = عدد الكتلة – العدد الذري
عدد الكتلة = 23إذن عدد النيوترونات =23-11=12 نيوترون.
ذرة الكلور
العدد الذري =17 عدد البروتونات = عدد الإلكترونات
عدد الكتلة = 35إذن عدد النيوترونات = 35–17=18 نيوترون .
للخلف
التالي

25. تعريف النظائر : هي ذرات لنفس العنصر ، لها نفس العدد الذري ولكنها تختلف في عدد الكتلة. أي أن لها نفس عدد البروتونات و الإلكترونات ولكنها تختلف في عدد النيوترونات .
مثال :-
نظائر الأكسجين
عدد البروتونات في النظائر الثلاثة = 8 ولكن الإختلاف في عدد النيوترونات فهي 8، 9، 10على التوالي
ومثال آخر :-
نظائر الهيدروجين
عدد البروتونات في النظائر الثلاثة = 1ولكن الاختلاف في عدد النيوترونات فهي 0، 1، 2على التوالي.
للخلف
التالي

26. الوزن الذري :- ذرات العناصر متناهية الصغر ولذلك يصعب تقدير وزنها بوحدات الوزن العادي (الجرامات مثلاً) . ونظراً لأن الهيدروجين هو أخف العناصر جميعها فقد أتفق العلماء علي اعتبار وزن ذرة الهيدروجين وحدة تُنسب إليها أوزان ذرات العناصر جميعها ، ولكن تم تعديل هذا الاتفاق لتصبح وحدة الأوزان الذرية = 1/12
من وزن ذرة الكربون
للخلف
التالي

27. ولذلك يمكن تعريف الوزن الذري لعنصر ما " متوسط وزن ذرة
من ذلك العنصر مقارناً بوحدة الأوزان الذرية ( 1 من وزن ذرة 12
الكربون ) وهي تساوي
x gm
والوزن الذري ليس هو عدد الكتله فالأوزان الذرية ذات كسور
وزن البروتون مقدراً بوحدة الأوزان الذرية =
وزن النيوترون مقدراً بوحدة الأوزان الذرية =
وزن الإلكترون مقدراً بوحدة الأوزان الذرية =
للخلف
التالي

28. = عدد ذرات جزئ الهيدروجين X الوزن الذري للهيدروجين
الوزن الجزيئي:- الوزن الجزيئي لمركب أو عنصر ما : "هو مجموع الأوزان الذرية للذرات الداخلة في تركيب الجزئ"
وهو أيضاً النسبة وزن جزئ من هذه المادة مقدراً بوحدة الأوزون الذرية 1من وزن ذرة الكربون 12
أمثلة :-
الوزن الجزيئى للهيدروجين (H2)
= عدد ذرات جزئ الهيدروجين X الوزن الذري للهيدروجين
M.Wt of H2 = 2x1.008=2.016 amu
الوزن الجزيئي للأكسجين (O2)
= عدد ذرات جزئ الأكسجين × الوزن الذري للأكسجين
M.Wt of O2= 2x16 = 32 amu
للخلف

29. = عدد ذرات الهيدروجين X الوزن الذري للهيدروجين +
الوزن الجزيئي للماء H2O
= عدد ذرات الهيدروجين X الوزن الذري للهيدروجين +
عدد ذرات الأكسجين X الوزن الذري للأكسجين
M.Wt of H2O= 2x x16= amu
للخلف

30. الوزن الجزيئي لحمض الهيدروكلوريك HCl
= عدد ذرات الهيدروجين x الوزن الذري للهيدروجين + عدد ذرات الكلور x الوزن الذري للكلور
At.Wt. of HCl = 1x x 35.5 = amu
الوزن الجزيئي للنشادر NH3
= عدد ذرات الهيدروجين x الوزن الذري للهيدروجين + عدد ذرات النيتروجين x الوزن الذري للنيتروجين
At.Wt. of NH3 = 3x x 14.01= amu
للخلف

31. الرموز : الرموز ، التكافؤ، الصيغ والمعادلات الكيميائية
(1) تستخدم الرموز للدلالة على تمثيل العناصر المختلفة ويستخدم الحرف الأول من أسم العنصر باللغة الإنجليزية ، يرمز للأكسجين Oxygen بالحرف "O" ويرمز للهيدروجين Hydrogen بالحرف "H" ويكتب كبيراً.
(2) عندما كثر عدد العناصر المعروفة أستخدم الحرفين الأول والثاني من اسم العنصر ، الأول يكتب كبيراً والثاني يكتب صغيراً مثل الهليوم (He) ليكون مختلفاً عن الهيدروجين (H) ومثل الكالسيوم( Ca) ليكون مختلفاً عن الكربون (Carbon) الذي يرمز له بالرمز (C) .
(3) وكذلك يمكن استخدام الحرف الثالث عوضاً عن الحرف الثاني للتمييز كما في حالة الكلور (Chlorine) الذي يرمز له بالرمز "Cl" والكروم (Chromium) ويرمز له بالرمز (Cr)
(4) في بعض الأحيان يكون الرمز مشتقاً من الاسم اللاتيني للعنصر.
التالي

32. الصوديوم وأسمه اللاتيني Natrum ورمزه (Na)
مثل
الصوديوم وأسمه اللاتيني Natrum ورمزه (Na)
الحديد وأسمه اللاتيني Ferrum ورمزه (Fe)
الرصاص وأسمه اللاتيني Plumbum ورمزه (Pb)
الفضة وأسمه اللاتيني Argentum ورمزه (Ag)
للخلف
التالي

33. N
التكافؤ :-
(1) هو عدد ذرات الهيدروجين التي تتحد مع ذرة واحدة من العنصر عند تكوين هيدريد .أو هو ضعف عدد ذرات الأكسجين التي تتحد مع ذرة واحدة مع العنصر لتكوين الأكسيد.
(3)أو هو عدد ذرات الهيدروجين التي تحل محل ذرة واحدة من العنصر في مركباته .
(4) ويعرف أيضاً بأنه " عدد الإلكترونات (إلكترونات التكافؤ ) التي تفقدها أو تكتسبها أو تشارك بها ذرة العنصر عند تكوين روابط كيميائية مع ذرات أخرى"
للخلف
التالي

34. N
مثال الماء H2O
العناصر الداخلة في تكوين الماء هي الأكسجين والهيدروجين .
رمز الأكسجين "O" ورمز الهيدروجين "H"
تكافؤ الأكسجين ثنائي =2
تكافؤ الهيدروجين أحادي =1
يُكتب تكافؤ العنصر أسفل رمز العنصر الآخر جهة اليمين ، في حالة العناصر التي تكافؤها أحادي لا يكتب العدد1
للخلف
التالي

35. 5) قد يكون للعنصر الواحد أكثر من تكافؤ
مثال آخر :- HCl (حمض الهيدروكلوريك)
أ -العناصر الداخلة في تكوين حمض الهيدروكلوريك هي الهيدروجين والكلور.
ب - رمز الهيدروجين " H" ورمز الكلور "Cl"
جـ - تكافؤ الكلور أحادي = 1
ء - يُكتب تكافؤ العنصر أسفل رمز العنصر الآخر جهة اليمين ، وفي هذه الحالة فإن العنصرين تكافؤهما أحادي فلا يكتب العدد 1
مثال آخر : أكسيد الألومنيوم Al2O3
العناصر الداخلة في تكوين أكسيد الألومنيوم هي الألومنيوم والأكسجين
رمز الأكسجين "O" ورمز الألومنيوم Al
تكافؤ الأكسجين ثنائي
تكافؤ الألومنيوم ثلاثي
يُكتب تكافؤ كل عنصر أسفل رمز العنصر الآخر جهة اليمين .
5) قد يكون للعنصر الواحد أكثر من تكافؤ
للخلف
التالي

36. الصيغة الكيميائية للمركبات:
تُعرف بأنها تعبير رمزي عن العناصر الداخلة في تركيب المركب وذلك ببيان عدد الذرات كل عنصر وكذلك تكافؤ كل عنصر مشترك في تكوين المركب.
وطريقة كتابة الصيغة الكيميائية لمركب هي كما يلي:
1- يوضع تكافؤ العنصر الاول أسفل رمز العنصر الثاني جهة اليمين.
2 - يوضع تكافؤ العنصر الثاني اسفل رمز العنصر الاول جهة اليمين .
(أي يوضع التكافؤ بالتبادل).
للخلف
التالي

37. الجدول التالي يوضح بعض الأمثلة لكتابة صيغة مركب كيميائي: الخطوات
أسم المركب
أكسيد الباريوم
كربونات الكالسيوم
كبريتات الصوديوم
1- معرفة العناصر
أكسجين ، باريوم
كربونات ، كالسيوم
كبريتات ، صوديوم
2-معرفة الرموز الكيميائية
Ba , O
Ca , CO3
Na , SO4
3- معرفة التكافؤ
4-وضع الرموز التكافؤ بالتبادل
Ba2O2
Ca 2(CO3)2
Na2(SO4)1
5- صيغة المركب في صورته النهائية
BaO
Ca CO3
Na2 SO4
للخلف
التالي

38. الأحماض تتميز بوجود (H+) (أيونات هيدروجين) في المركب. مثل:
الأحماض والقواعد : فيما يلي بيان بالصيغ الكيميائية لبعض الأحماض والقواعد .
الأحماض تتميز بوجود (H+) (أيونات هيدروجين) في المركب.
مثل:
حمض الهيدروكلوريك (HCl) ، حمض الكبريتيك (H2SO4)
حمض النيزيك (HNO3) ، حمض الأرثوفوسفوريك (H3PO4)
حمض الكربونيك(H2CO3) الخ
للخلف
التالي

39. القلويات أو القواعد :- مثل:
وتتميز بوجود مجموعة (OH) (هيدروكسيد) في المركب .
مثل:
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) ، هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)
هيدروكسيد الأمونيوم (NH4OH) ، هيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH)2
هيدروكسيد الألومنيوم Al(OH) الخ.
للخلف
التالي

40. أمثلة لبعض العناصر وبيان تكافؤاتها
أولاً عناصر أحادية التكافؤ :
الهيدروجين (H) ذهب (Au) روبيديوم(Rb)
الصوديوم (Na) ليثيوم(Li) كلور(Cl)
البوتاسيوم(K) نحاس(وز)(Cu) بروم(Br)
فضة (Ag) زئبق(وز)(Hg) يود(I)
للخلف
التالي

41. ثانياً : عناصر ثنائية التكافؤ :
كبريت(S) نيكل(Ni) خارصين(Zn)
كالسيوم (Ca) زئبق(بك)(Hg) باريوم(Ba)
رصاص(Pb) حديد(وز)(Fe) منجنيز(Mn)
أكسجين(O) نحاس(يك)(Cu) كوبالت(Co)
ماغنسيوم(Mg) أسترانشيوم(Sr)
للخلف

42. ثالثاً: عناصر ثلاثية التكافؤ:
نيتروجين (N) فوسفور(P) كروم(Cr)
ألومنيوم(Al) حديد(يك)(Fe)
رابعاً: عناصر رباعية التكافؤ :
كبريت(S) رصاص(Pb) كربون(C)
منجنيز(Mn) سيليكون (Si)
خامساً : عناصر خماسية التكافؤ :
نيتروجين(N) فوسفور(P)
للخلف

43. مدلول قيمةالثابت العام للغازات (R)
يمكن وضع المعادلة العامة للغازات في الصورة التالية
PV = n RT
= R
الضغط × الحجم
R =
عدد الجزيئات الجرامية × درجة الحرارة المطلقة
والحجم = (مسافة)3
والمعروف أن الضغط = القوة = القوة
المساحة (المسافة)2
القـــوة × (مسافة)3
(المسافة)2 × عدد الجزيئات الجرامية × درجة الحرارة المطلقة
R =
التالي
القـــوة × مسافة
عدد الجزيئات الجرامية × درجة الحرارة المطلقة
= R

44. ومن المعروف أن القوة × المسافة = أبعاد الطاقة
ومن المعروف أن القوة × المسافة = أبعاد الطاقة
R = طاقة / جزيء جرامي / درجة حرارة مطلقة
وتعتمد القيمة العددية للثابت العام (R) على وحدات القوة والمسافة المستخدمة (أي الضغط والحجم )
للخلف
التالي

45. حساب قيمة الثابت العام للغازات R :
دلت النتائج على أن الجزيء الجرامي لغاز مثالي يشغل حجما ثابتاً هو 22.4 لتر وذلك عند معدل الضغط ودرجة الحرارة أي عند ضغط 1 جو ، ودرجة الصفر المئوي ( = 273 مطلقة ) (فرض أفوجادرو).
و بالتعويض في المعادلة العامه للغازات فإن:
1 جو × لتر
273 (درجة مطلقة) × 1 (مول )
R =
لتر . جو / مول. درجة = R
أو سم جو / مول.درجة 82 =R
وتستخدم هاتين القيمتين في جميع مسائل الغازات ، ويلاحظ أن الضغط يكون مقدراً بوحدات ضغط.جو أما الحجم فيكون باللتر أو سم3.
للخلف
التالي

46. كذلك يمكن حساب قيم أخرى للثابت العام للغازات (R) تسمى بالوحدات الديناميكية إذا عبرنا عن الضغط بوحدة الداين لكل سم 2 ، بضرب ارتفاع البارومتر 76 سم زئبق في كثافة الزئبق عند درجة الصفر المئوي وهي تساوي ( جم / سم3 ) في عجلة الجاذبية الأرضية (980.7 سم / ث2).
R = × 1000 سم3 × 76 سم × جم3/ سم ×980.7 سم/ث
درجة × جزيء جرامي
أرج/ جزيء جرامي.درجة
= × 710
أرج أذن تكون قيمة R بالجول هي
وحيث أن 1 جول = 710
R = × 710 / = جول/ جزيء جرامي.درجة
R = / = 1.98 سعر / جزيء جرامي . درجة
ويراعى عند إجراء الحسابات التي تتضمن القانون العام للغازات أن يعبر عن الثابت (R) بالوحدات المناسبة .
للخلف
التالي

47. تطبيق قانون بويل وذلك لثبوت درجة الحرارة :
أمثلة محلوله على قوانين الغازات :
مثال (1) : إذا كان حجم كتلة معينة من غاز ما هو 700 سم 3 عند ضغط 20 جو , فماذا يكون الضغط إذا أصبح الحجم 920 سم3بافتراض ثبوت درجة الحرارة. :
الحل
تطبيق قانون بويل وذلك لثبوت درجة الحرارة :
P1 x V1 = P2 x v2
P1 = 20 ضغط . جو
V1 = 700 Cm3
P2 = ?
V2 = 920 Cm3
P1 x V1 V2
P2 =
P2=
= atm (ضغط . جو)
للخلف
التالي

48. مثال (2) : كتلة من غاز ما تشغل حجماً مقداره 2. 5 لتر وضغطها كان 1 ضغط
مثال (2) : كتلة من غاز ما تشغل حجماً مقداره لتر وضغطها كان 1 ضغط .جو عند درجة حرارة 27ْ م . فماذا يكون الضغط عندما يصبح الحجم مساوياً 1 لتر ، بافتراض ثبوت درجة الحرارة ؟
الحل تطبيق قانون بويل وذلك لثبوت درجة الحرارة
P1 x V1 = P2 xV2
P1 = 1 atm ( (ضغط . جو
V1 = lit (لتر)
V2 = 1 lit (لتر)
P = ?
P2 =
P2 =
= 2.5 atm (ضغط . جو)
للخلف
التالي

49. مثال (3)
حجم كتلة معينة من غاز ما هو 400 سم3عند درجة حرارة 27ْم ، ماهي درجة الحرارة المئوية التي يصبح عندها الحجم مساوياً 500 سم3 بإفتراض ثبوت الضغط ؟
الحل : تطبيق قانون شارل وذلك لثبوت الضغط :
V1/ T1 = V2/T2
V1 = 400 cm3
T1 = = 300 Kْ
T = ?
V2 = 500 cm 3
T2 = =
= 3750 K درجة مطلقة
= 375 – 273 = 1020 C درجة مئوية
للخلف
التالي

50. مثال (4) :حجم كتلة معينة من غاز ما هو 360 سم3 عند درجة حرارة 15ْ م
مثال (4) :حجم كتلة معينة من غاز ما هو 360 سم3 عند درجة حرارة 15ْ م . ماهي درجة الحرارة المئوية التي يصبح عندها الحجم مساوياً 480 سم3 بإفتراض ثبوت الضغط ؟
الحل : تطبيق قانون شارل وذلك لثبوت الضغط . =
V1 = 360 cm3
V2 = 480 cm3
T1 = = 288 Kْ
T = ?
T2 =
= 3840 Kْ درجة مطلقة
= 384 – 273 = 1110 C درجة مئوية
T2 =
للخلف
التالي

51. M الوزن الجزيئي لغاز الهيدروجين ((H 2 = 2 × 1 = 2
مثال (5) وضع 0.02جم من غاز الهيدروجين في وعاء سعته 1 لتر عند درجة حرارة 127ْ م . أحسب الضغط الناتج من وضع هذا الغاز ؟
الحل :
تطبيق القانون العام للغازات وذلك لعدم ثبوت الضغط أو درجة الحرارة .
P V = n R T
n = =
0.01 =
V = 1 lit
P = ?
حيث w = وزن الغاز = 0.02 جم
M الوزن الجزيئي لغاز الهيدروجين ((H 2 = 2 × 1 = 2
T = = 400 ْ K
P =
R = 0.082
P =
= atm (ضغط جو)
للخلف
التالي

52. نطبق القانون العام للغازات
مثال (6)
وجد أن جم من غاز ما يشعل حجماً قدره 524 سم3 تحت ضغط 1 ضغط.جو ودرجة حرارة 27ْ م . أحسب الوزن الجزيئي للغاز ؟
الحل :
نطبق القانون العام للغازات
PV = nRT
n =
T = = 300ْ K
V = 524 cm3
حيث W = وزن الغاز =0.896 جم
n =
M= الوزن الجزيئي للغاز
x 82 x 300
1 x 524 =
M =
= 42.06
للخلف
التالي

53. M الوزن الجزيئي للغاز (CO2) ((1×12 + 2×16=44
مثال (7)
: ما هو الحجم الذي يشغله 22 جم من غاز ثاني أكسيد الكربون عند درجة حرارة 20م وضغط 1 جو ، علماً بأن الأوزان الذرية للكربون والأكسجين هي ( O = 16 , C = 12 ) والثابت العام للغازات R = 0.082
الحل : تطبيق القانون العام للغازات
PV = n RT
P = 1 atm
T = = 293oK
n =
V = ? ، R = 0.082
حيث W = وزن الغاز = 22 جم
M الوزن الجزيئي للغاز (CO2) ((1×12 + 2×16=44
n =
جزئ جرامي = 0.5
V = =
= lit لتر
للخلف

54. قانون دالتون للضغوط الجزئية :
ينص على أن " الضغط الكلي في وعاء يحتوي على مخلوط من عدة غازات لا تتفاعل كيميائيا مع بعضها يكون مساوياً لمجموع الضغوط للغازات الجزئية للغازات المكونه للمخلوط عند نفس درجة الحرارة "
الضغط الجزئي للغاز : يعرف بأنه الضغط الذي يحدثه هذا الغاز ولو أنه شغل وحده كل الإناء الحاوي للمخلوط عند نفس درجة الحرارة .
P = P1 + P2 + P3 +………………….
حيث P1 , P2 , P3 ……….. هي الضغوط الجزئية للغازات 1 ، 2 ، المكونة للمخلوط ، P = الضغط الكلي لمخلوط الغازات 1 ، 2 ، 3 .
حساب الضغط الجزئي للغاز في مخلوط
1- نفرض أن لدينا مخلوط يتكون من ثلاثة غازات هي (1 ، 2 ، 3 ) عند درجة حرارة (T) وأن عدد الجزيئات الجرامية الموجود في المخلوط هو n1 ، n2 ، n3 على التوالي وان حجم الإناء الحاوي للمخلوط هو (V) .
التالي

55. بجمع المعادلات الثلاث ينتج : (P1 +P2 + P3 )x V = (n1 + n2 +n3) x RT
2- فإذا كانت الضغوط الجريئة للغازات الثلاثة هي P1 , P2 , P3 وكان الضغط الكلي للمخلوط هو P ، فإن :
P = P1 + P2 + P3
3- بتطبيق معادلة الحالة على كل واحد من الغازات الثلاثة كل على حده فإن :
P1 x V = n1 RT ……………….(1)
P2 x V = n2 RT ………… …(2).....
P3 x V = n3 RT ..……………...(3)
بجمع المعادلات الثلاث ينتج :
(P1 +P2 + P3 )x V = (n1 + n2 +n3) x RT
كذلك n = n1 + n2 + n3
PV = n RT ………………..(4)
للخلف
التالي

56. بقسمة المعادلة (1) على المعادلة (4) ينتج :
ويعرف بالكسر الجزيئي للغاز الأول ويرمز له بالرمز (X1)
وكذلك فإن
ويعرف بالكسر الجزيئي للغاز الثاني ويرمز له X2))
ويعرف بالكسر الجزيئي للغاز الثاني ويرمز له X3))
و بصورة فإن :
وعلى ذلك فإن
الضغط الجزيئي لغاز ما في مخلوط = الضغط الكلي للمخلوط × الكسر الجزيئي للغاز
للخلف
التالي

57. مثال محلول :
يحتوي مخلوط من غازي الأكسجين والنيتروجين علي جم ؛ 0.28 جم على الترتيب ، والضغط الكلي للخليط هو 1 ضغط – جو . أحسب الضغط الجزئي لكل غاز . علماً بأن الوزن الذري للنيتروجين هو 14 ، وللأكسجين هو 16 ؟.
الحل : تطبيق قانون دالتون للضغوط الجزئية
P1 = P
، P2 = P
نفرض أن P1 . P2 هما الضغوط الجزئية لغازي الأكسجين والنيتروجين على الترتيب ، n1 . n2 عدد الجزيئات الجرامية لغازي الأكسجين والنيتروجين على الترتيب .
عدد الجزيئات الجرامية للأكسجين n1 = وزن الأكسجين
الوزن الجزيئي للأكسجين
0.02 = = مول
عدد الجزيئات الجرامية للنيتروجين n2 = وزن النيتروجين
الوزن الجزيئي للنيتروجين
مول 0.01 = = =
عدد الجزيئات الجرامية الكلية n2 + n1 = n
= = 0.03
للخلف
التالي

58. الضغط الجزئي للأكسجين : الضغط الجزئي للنيتروجين :
( P1 = P ( n1 / n
= = 0.66
الضغط الجزئي للنيتروجين :
P2 = P(n2 / n)
= = 0.33
1 x
0.02
0.03
ضغط - جو
0.01
0.03
1 x P2
ضغط - جو
للخلف
التالي

59. قانون جراهام لإنتشار الغازات :-
تتميز الغازات بقدرة هائلة على الانتشار . فإذا خلط غازان فإن جزيئات كل منهما تنتشر بسرعة في جزيئات الآخر مكونان مخلوطاً متجانساً . وللغازات أيضاً قدرة كبيرة علي الانتشار خلال الحواجز المسامية وتتفاوت السرعات التي تنتشر بها مجموعة الغازات خلال حاجز معين حسب الأوزان الجزيئية لهذه الغازات . وقد وجد جراهام " أن معدل انتشار غاز ما خلال حاجز مسامي يتناسب عكسياً مع الجذر التربيعي لكثافته . U
وعادة ما يُعَبر عن معدل انتشار غاز ما بعدد السنتيمترات المكعبة من هذا الغاز التى تنتشر في الثانية الواحدة خلال حاجز مسامي تحت ضغط ثابت ودرجة حرارة ثابتة .
وبالنسبة لغازين مختلفين كثافتهما d1، d2 فإن النسبة بين معدلي إنتشارهما هي . U1 U2 =
للخلف
التالي

60. u2 = t2 t1 t2 t1 وبما أن السرعة = المسافة الزمن
وبما أن السرعة = المسافة
الزمن
وحيث أن الغاز ينتشر في (حجم) وليس في مسافة فإن : V t1 V t2
U1 =
u2 =
حيث V هو حجم الإناء الذي ينتشر فيه الغاز t1 ، t2 هما زمنا انتشار الغازين الأول والثاني فإن t2 t1 U1 U2 =
من كل ما سبق يمكن تمثيل قانون جراهام رياضياً على النحو التالي : t2 t1 U1 U2 = =
ويمكن استخدام المعادلة السابقة لإيجاد زمن انتشار غاز معين أو في تعيين الوزن الجزيئي لغاز معين وذلك بالمقارنة مع غاز معروف عند نفس الظروف .
للخلف
التالي

61. الحل : تطبيق قانون جراهام لانتشار الغازات
أمثلة محلولة :
المثال (1) : إثبات أن سرعة انتشار غاز الهيدروجين تساوى أربعة أضعاف سرعة انتشار غاز الأكسجين وذلك عند نفس الظروف من الضغط و درجة الحرارة . علماً بأن الوزن الذري للهيدروجين = 1 ، وللأكسجين = 16 .
الحل : تطبيق قانون جراهام لانتشار الغازات
الوزن الجزيئي للأكسجين (O2)
= 2 × 16 = ( 32)
الوزن الجزيئي للهيدروجين (H2)
2 × 1 = = =
= 4 =
سرعة انتشار الهيدروجين تساوى أربعة سرعة انتشار الأكسجين
عند نفس الظروف من الضغط ودرجة الحرارة .
للخلف
التالي

62. مثال (2) بتربيع الطرفين الحل : تطبيق قانون جراهام لانتشار الغازات
إذا كان زمن مرور حجم معين من غاز ما خلال فتحه ضيقه هو 1.6 دقيقة، وتحت نفس الظروف كان زمن مرور نفس الحجم من النيتروجين هو دقيقتين . عين الوزن الجزيئي لهذا الغاز المجهول ..
الحل : تطبيق قانون جراهام لانتشار الغازات
= 0.8
بتربيع الطرفين M2 28
0.64=
M2 = 28 x = 17.92
للخلف
التالي

64. تقوم هذه النظرية على عده فروض هي :
نظرية الحركة للغازات
تقوم هذه النظرية على عده فروض هي :
1- يتكون كل غاز من عدد كبير من جسيمات صغيرة ودقيقة تعرف بالجزيئات ، وجزيئات الغاز الواحد تكون متشابهة في طبيعتها أي لها نفس الكتلة والحجم .
2- تكون جزيئات الغاز في حالة حركة عشوائية مستمرة في جميع الاتجاهات ولكن في خطوط مستقيمة ، تصطدم جزيئات الغاز بعضها بعض كما تصطدم بجدار الوعاء الذي يحتويها فينشأ ضغط الغاز من اصطدام جزيئات الغاز بجدران الوعاء الحاوي له .
3- التصادمات بين الجزيئات مرنه مرونة تامة ولايفقد أي جزئ جزء من طاقه حركته حيث تبقى درجة حرارة الغاز معزول عما يحيط به دون تغير.
4- تختلف طاقة حركة الجزيئات للغاز فيما بينها ، ومتوسط طاقة الحركة للجزيئات يتناسب طردياً مع درجة الحرارة المطلقه ويتساوى متوسط طاقة الحركة لأي غازين عند نفس درجة الحرارة .
التالي

65. KEA = KEB mA mB =
α T m
حيث KEA ، KEB هما متوسط طاقتي حركة الغازين A ، B وايضاً mA ، mB هما كتلتا جزيئاً الغازين A ،B و
، مربع متوسط سرعتا الغازين A
، B و بناء على ذلك تم استنتاج معادلة الحركة كما يلي :
PV = m n
حيث P الضغط ، V الحجم ، m كتلة الجزئ الواحد ، n عدد الجزيئات
مربع متوسط السرعة لجزيئات الغاز .
للخلف
التالي

66. حيود الغازات الحقيقية عن السلوك المثالي :
عند تطبيق قوانين الغازات على الغازات الحقيقية مثل (الهيدروجين - ثاني أكسيد الكربون – الأكسجين وغيرها ) وجد أن هذه الغازات تحيد عن السلوك المثالي وأن الحيود يعتمد على طبيعة الغازات ودرجة الحراره والضغط . والشكل التالي يوضح حيود بعض الغازات عن قانون بويل .
للخلف
التالي

67. للخلف

68. وقد وجد أن مقدار الحيود يزداد كلما انخفضت درجة الحرارة وزاد الضغط وأن الغازات الحقيقية تقترب من السلوك المثالي في درجات الحرارة العالية وتحت الضغوط الصغيرة .
ويعلل هذا بأنه عند هذه الظروف تكون جزيئات الغاز أكثر تباعداً عن بعضها وبالتالي ينعدم التجاذب بينها . فالتجاذب المتبادل بين جزيئات الغاز هو السبب في حيود الغازات عن قوانينها.
للخلف
التالي

69. إذن الحجم القابل للإنضغاط = حجم الإناء – حجم الجزيئات = (b – V )
معادلة فان درفال
أدخل العالم فان درفال تعديلين على المعادلة العامة للغازات حتى يمكن تطبيقها على الغازات الحقيقية وهما :
تعديل الحجم :
أن جزيئات الغاز ليست نقاط وهمية في فراغ ولكنها تشغل حجماُ لا يمكن إهماله . وبناء على ذلك فإن حجم الغاز القابل للإنضغاط ليس هو الحجم الكلي للغاز والذي يساوي حجم الإناء كافتراض نظرية الحركة للغازات ولكن حجم الفراغ بين الجزيئات وهو الحجم القابل للانضغاط
إذن الحجم القابل للإنضغاط = حجم الإناء – حجم الجزيئات
= (b – V )
حيث V = حجم الإناء ، b = حجم الجزيئات
تعديل الضغط :
في الواقع توجد قوى تجاذب متبادلة بين جزيئات الغاز وهذا هو السبب في حيود الغازات عن قوانينها.
وحيث أن ضغط الغاز ينشأ من تصادم جزيئات الغاز بجدار الإناء الحاوي له ومن الشكل المجاور يتضح أن الجزئ في وسط الإناء يتعرض لقوى تجاذب متوازية في الإتجاهات الاربعة وبالتالي المحصلة = صفر، أما الجزئ الذي يكون عند سطح الجدار والمسئول عن إحداث الضغط للغاز يكون معرض لقوه شد داخلي وبالتالي القوى المؤثرة عليه غير متوازنة . أذن لابد من إضافة قيمة هذه القوة التجاذبية غلى قيمة الضغط .
للخلف
التالي

70. حيث كل من a ، b ثوابت تعتمد على نوع الغاز
( P ) تعديل قيمة لتصبح اذن
حيث a مقدار ثابت يعتمد على نوع الغاز ، مربع المسافة بين جزيئات الغاز ويمكن كتابة المعادلة العامة للغازات في الصورة التالية .
( P ) (V-b) = n RT
حيث كل من a ، b ثوابت تعتمد على نوع الغاز
للخلف
التالي

71. الثوابت الحرجة لبعض الغازات
الدرجة الحرجة( ْ م )
الضغط الحرج
( بالجو)
الحجم الحرج ( لتر)
هليوم
هيدروجين
نيتروجين
أكسجين
ثاني أكسيد الكربون
-268
-241
-146
-181
+31.1
2.26
13.4 34 50 73
0.061
0.087
0.074
0.096
للخلف
التالي

72. ثانياً: الحالة السائلة
(أ) هي حالة من حالات المادة الثلاثة : الغازية والسائلة و الصلبة .
(ب) ليس لها شكل معين ، فتأخذ شكل أي إناء توضع فيه.
(ج) تختلف عن الغازات في أنها لها حجم معين يتغير تغيراً طفيفاً بالضغط ودرجة الحرارة .
(د) للسوائل خواص عامة مشتركة منها ما يلي :
(1) البخر :
هو هروب جزيئات السائل إلى الجو الذي يعلوه، فأننا نلاحظ إذا وضع سائل ما في إناء مفتوح فإنه يتحول إن آجلاً أو عجلاً إلي الحالة البخارية .
(2) ضغط البخار :
(أ) هو الضغط الناشئ من البخار عندما يكون في حالة اتزان ديناميكي مع السائل ، فأننا نلاحظ أنه إذا وضع سائل ما في إناء مغلق دون أن يمتلئ فإن البخار ينتقل إلى الحيز الموجود فوق السائل ، وحيث أن الإناء مغلق فإن بعض الجزيئات تعود مره أخرى من البخار إلى السائل أي أنها تتكثف ، أي أنه توجد عمليتان متضادتان ، الأولي عملية تبخر و الثانية عملية تكثيف. فإذا تساوت سرعتا التبخر والتكثف ، فإنه يقال أنه قد حدث اتزان بين البخار وبين السائل.
(ب) يتوقف ضغط البخار المشبع على درجة الحرارة فيزداد ضغط البخار بزيادة درجة الحرارة .
(*) لايعتمد ضغط البخار علي كمية السائل .
(*) لايتأثر ضغط البخار بوجود غازات أخرى ملامسة للسائل.
للخلف
التالي

76. (3) درجة الغليان : هي درجة الحرارة التي يتساوي عندها ضغط البخار المشبع للسائل مع الضغط الخارجي .
مثال : يغلي الماء عند درجة 100ْ م وضغط واحد – جو.
ويغلي الأيثر عند درجة 33ْ م وضغط واحد – جو .
و يغلي الكحول الأيثيلي عند درجة 78ْم وضغط واحد – جو.
ويغلي الكلوروفورم عند درجة 56ْ م وضغط واحد – جو .
وترتفع درجة الغليان بارتفاع الضغط الجوي .
(4) درجة التجمد : هي درجة الحرارة التي تكون فيها المادة في صورتها السائلة والصلبة في حالة إتزان . وهو بداية تحول المادة من الحالة السائلة إلي الحالة الصلبة .
مثال : يبدأ الماء في التجمد عند 4ْ م وواحد ضغط – جو، فعند تلك الدرجة يكون الماء السائل والثلج في حالة إتزان .
(5)التوتر السطحي : تُعرف ظاهرة التوتر السطحي بأنها :
هي مقاومة السائل لازدياد مساحة سطحه.
فإذا نظرنا إلى سطح سائل نجد أنه في حالة صعود وهبوط مستمر .
ويرجع هذا إلى أن الجزيئات عند السطح تكون تحت تأثير قوى جذب غير متوازنة إذا ما قورنت بالجزيئات الموجودة في باطن السائل ونتيجة لهذا فإن جزيئات السطح تنجذب إلي أسفل تجاه باطن السائل . مما يؤدي إلى وجود شد على جزيئات السطح للسائل يرمز له بالرمز  (جاما) و يعرف بأنه القوه المؤثرة عمودياً على وحده الأطوال (ا سم) من سطح السائل وتقدر بوحدة داين/ سم.
للخلف
التالي

77. للخلف
التالي

78.  = التوتر السطحي قياس التوتر السطحي بطريقة الخاصية الشعرية:
توضع أنبوبة زجاجية شعرية نظيفة في السائل المراد تعين التوتر السطحي له .
يسجل ارتفاع السائل في الأنبوبه الشعرية وليكن الإرتفاع (h) سم .
تُخرج الأنبوبه من السائل ثم تعاد إلى مرة ثانية ويسجل الأرتفاع فإذا تساوى الارتفاعين كان ذلك دلبلاً على نظافة الأنبوبة ودقة القياس .
تعوض في القانون :
h d g r  =
d , كثافة السائل ، g , عجلة الجاذبية ،r حيث نصف قطر الأنبوبة الشعرية
= التوتر السطحي
للخلف
التالي

79. مثال : وضعت أنبوبة شعرية في كأس به ماء عند درجة حرارة 20 ْ م فأرتفع الماء فيه حتى وصل سم . أحسب قيمة التوتر السطحي للماء علماً بأن قطر الأنبوبة = 0.02 سم وكثافة الماء 1جم/سم3 . .
الحل: 
h d g r =
x x 1 x 980 x =
= داين/ سم
للخلف
التالي

80. بعض العوامل التي تؤثر على توتر سطح السائل :
درجة الحراره : يقل التوتر السطحي لجميع السوائل بإرتفاع درجة الحرارة .
وجود مواد ذائبة : الأملاح غير العضوية تؤثر تأثيراً طفيفاً على قيمة (جاما) أما المواد العضوية كالصابون والكحولات فتعمل على خفض التوتر السطحي إلى حد كبير .
وجود جسيمات مشحونة : تعمل على تقليل التوتر السطحي .
قيم معامل التوتر السطحي لبعض السوائل مقدرة بالداين/ سم
الزئبق : البنزين : 28.9
الماء : الكحول الأيثيلي22.3
الجليسرين : الأيثير : 17
للخلف
التالي

81. (6)اللزوجة : تعرف بأنها مقاومة السائل للإنسياب وتنشأ من قوى الأحتكاك بين طبقات السائل .
مثال : الجلسرين أكثر لزوجة من الماء لأن سرعة انسياب الجلسرين أقل من سرعة أنسياب الماء .
يمكن قياس اللزوجة بالقوة اللازمة للتغلب على قوى الاحتكاك بين طبقات السائل.
درجة اللزوجة : إذا تصورنا مكعب من سائل طول ضلعه 1 سم وأن أحد أوجهه ينزلق ضد الوجه المقابل الثابت فإن درجة اللزوجة تقاس بالقوة اللازمة لتحريك الوجه المنزلق بسرعه مقدارها 1سم/ ث .
معامل اللزوجة : تمكن العالم بوازييه من قياس معامل اللزوجة بإيجاد الزمن اللازم لتدفق السوائل خلال أنابيب شعرية وقد استخدم القانون التالي:
 =
معامل اللزوجة 
= نصف قطر الأنبوبة الشعرية r
V= حجم السائل المستخدم ، P = الضغط الواقع على السائل
للخلف
التالي

82. نظراً لصعوبة الطريقة فإنه تقاس عادة درجة اللزوجة النسبية بأستخدام جهاز (أستوالد فسكومتر)
الموضح بالشكل صـورة
في هذه الطريقة يقاس الزمن الازم لتدفق حجمين متساوين من السائلين خلال نفس الأنبوبة الشعرية ثم نعوض في القانون : η1 η2
d1 x t1
d2 x t2 =
حيث t1 ، d1 زمن مرور السائل وكثافته
و t2 ، d2 زمن مرور الماء وكثافته
ولإجراء التجربة يؤخذ 10 مل من السائل بالماصة ويوضع في الجهاز ليملأ الانحناء السفلي ثم يرفع في الأنبوبة الشعرية بشفط الهواء من طرفها الثاني حتى يصل إلى ما فوق العلامة (A) ثم يترك السائل ليتدفق . ويقاس الزمن اللازم لكي يمر السائل من العلامة A إلى العلامة B .
ينظف الجهاز جيداً وعاد التجربة باستخدام حجم مساو من الماء ثم نعوض في القانون .
للخلف
التالي

83. للخلف
التالي

84. للخلف
التالي

85. درجات اللزوجة لبعض السوائل مقاسة بالبواز في درجة حرارة 20.
البنزين : الكحول :
الكلوروفورم : الجلسرين : 8.3
الأثير : الزئبق : 0.01
للخلف

86. للخلف

87. O2
الخط المنقوط بمثل سلوك الغاز المثالي مع قانون بويل

88. ثالثاً :الحـــــالة الصـــــــلبة
هي حالة من حالات المادة الثلاثة
صلبة تسخين سائل تسخين بخار (غاز)
تبريد تبريد
1)الأجسام الصلبة متماسكة وتحتفظ بشكلها التي هي عليه .
2)من الصعب جداً ضغط المواد الصلبه.
3)إذا سُخن الجسم الصلب فإنه عادة ينصهر إلى سائل وتعرف تلك الظاهرة بالانصهار.
4)بعض المواد الصلبة عندما تُسخن فأنها تتحول مباشرة إلى بخار(غاز) وتعرف تلك الظاهرة (بالتسامي) . مثل اليود والنفثالين.
5)توجد المواد الصلبة في صورة متبلورة أو غير متبلورة .
6)ظاهرة الانتشار في المواد الصلبه ليست شائعة .
تتكون الماده الصلبة من جسيمات بنائية . فإذا كان توزيع تلك الجسيمات منتظم كان الصلب متبلور إما اذا كان التوزيع غير منتظم كان الصلب غير متبلور.
التالي

89. المواد المتبلورة: مثل ملح الطعام (كلوريد الصوديوم ) ، الكبريت المتبلور ، الماس و الجرافيت .
المواد الغير متبلورة : مثل المطاط والزجاج والفوسفور الأحمر والكبريت غير المتبلور .
تعرف الشبكية البلورية بالترتيب الثلاثي الأبعاد للجسيمات البنايئه في المحاور الفراعيه الثلاثه (X , Y , Z )
للخلف
التالي

90. للخلف

91. يوجد 230 شكل بلوري أمكن تجميعها في سبعه أنظمة بلورية وهي :
الأنظمة البلورية :
يوجد 230 شكل بلوري أمكن تجميعها في سبعه أنظمة بلورية وهي :
1)النظام المكعبي مثل بلورة كلوريد الصوديوم Na Cl.
2)النظام الرباعي المجسم مثل القصدير الأبيض.
3)النظام المعيني مثل الكبريت المعيني.
4)النظام المنشوري مثل الكبريت المنشوري .
5)النظام معيني الأوجه مثل الكالسيت.
6)السداسي المجسم مثل الجرافيت .
7)ثلاثي الميل مثل (ثاني كرومات البوتاسيوم).
تصنف المواد الصلبة البلورية أيضاً على أساس طبيعة الجسيمات البنائية التي تشغل النقاط الشبكية إلى أربعة أنواع هي :
البلورات الجزيئية
البلورات الأيونية
البلورات التساهمية
البلورات الفلزية
للخلف
التالي

92. مقارنة بين أنواع البلورات الجزيئية والأيونية والتساهمية
نوع البلورة
الوحدات التي تشغل النقاط الشبكية
القوى الرابطة بين النقاط الشبكية
الخواص
الأمثلة
الجزيئية
جزيئات
فان درفال
قوى لندن
ج ) قوى ثنائي القطبيه – ثنائي القطبيه
1) لينه جداً
2) نقاط انصهارها منخفضة
3) رديئة التوصيل للكهرباء
ثلج الماء (H2O)
ثلج الهيدروجين(H)
ثلج ثاني أكسيد الكربون (CO2)
اليود (I)
الأيونية
أيونات موجبة وسالبة
تجاذب كهروستاتيكي
صلدة تماماً – هشة نقاط انصهارها عالية- رديئة التوصيل للكهرباء
كلوريد الصوديوم
نترات البوتاسيوم كربونات الكالسيوم
التساهمية
ذرات
إلكترونات مشاركة (روابط تساهمية)
صلدة جداً . نقاط انصهارها عالية جداً . رديئة التوصيل للكهرباء
الماس ، الكوارتز
الفلزية
أيونات موجبة في بحر من الكترونات التكافؤ
صلدة أو لينة ، نقاط انصهارها متوسطة ، جيدة التوصيل للكهرباء
الفلزات ؛ مثل فلز النحاس،الحديد، الصوديوم...إلخ
للخلف
التالي

93. تعدد الأشكال البلورية : (التآصل)
هي وجود المادة الواحدة في أكثر من شكل بلوري .
التشكل الانعكاسي
كبريت منشوري (Sβ)
كبريت معيني (Sα)
سائل
تسمى درجة الحرارة التي يتم عندها التحول من صوره لأخرى بدرجة التحول وعندها يوجد الشكلا ن في حالة إتزان ويتساوى ضغطها البخاري .
يشترط لحدوث التشكل الأنعكاسي أن تكون درجة (التحول) أقل من درجة الانصهار .
التشكل أحادي الأتجاه :
فيها يحدث الانصهار قبل التحول
في هذه الحالة توجد المادة في صورتين احداهما مستقرة والأخرى غير مستقرة
للخلف
التالي

94. التشابه البلوري : مثال الفسفور الأبيض تـسخيــــــــن الفسفور الأحمر
مثال الفسفور الأبيض تـسخيــــــــن الفسفور الأحمر
(أقل استقراراً) (أكثر استقرارا)
التشابه البلوري :
عندما يكون لمادتين أو أكثر نفس الشكل البلوري يقال أن هذه المواد متشابهة بلورياً .
وضع متشرلين قانوناً يعرف باسمه ينص على ما يلي : المواد المتشابهة بلورياً تحتوي علي نفس العدد من الذرات المتحدة بطريقة مماثلة " وتتميز المواد المتشابهة بلورياً بما يلي :
1) بلوراتها لها نفس الشكل الهندسي .
2) لها تركيب كيميائي متشابه .
3) تحتوي جزيئاتها على نفس العدد من الذرات .
4)تنمو بلورات إحداهما في محلول مشبع من الأخرى . فعلى سبيل المثال إذا علقت بلوره من بلورات شب الكروم وهي ذات لون أرجواني من محلول مشبع من شب البوتاس (عديم اللون) فإن الأخير يتبلور على البلورة الأولى وتستمر في هذا النمو دون أن يتغير شكلها ويمكن بسهولة رؤية اللون الأرجواني لشب الكروم خلال الطبقة الخارجية عديمة اللون لشب البوتاس.
للخلف
التالي

95. العناصر المتشابهة بلورياً مثل :
أمثلة المواد المتشابه بلورياً :
العناصر المتشابهة بلورياً مثل :
(كالسيوم – أسترانشيوم – باديوم )
(كلور – بروم - يود )
(كبريت – سيلينيوم – تيلوريوم)
المركبات المتشابهة بلورياً مثل :
( شب البوتاس شب الكروم )
[K2SO4.Cr2(SO4)3.24H2O] _ [ K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O]
( كبريتات الماغنسيوم كبريتات الخارصين)
[ Zn SO4.7H2O] [ Mg SO4.7H2O]
للخلف
التالي

96. تركيب الذرة ، الجدول الدوري ،الروابط أولاً الطبيعة الكهربية للمادة
الباب الثالث
تركيب الذرة ، الجدول الدوري ،الروابط
أولاً الطبيعة الكهربية للمادة
1- كان العالم جلفاني هو أول من قام باكتشاف تأثير الشحنة الكهربية على عصب ضفدع عام 1798 م.
صمم العالم فولتا الخلية الجافة بعد ذلك بقليل وصار واضحاً أن التفاعلات الكيميائية يمكن منها الحصول على تيار كهربائي .
2- قام العالم هفري ديفي عام 1800 م بدراسة التحليل الكهربي للمواد الكيميائية وإقترح أن ذرات العناصر المكونة للمركب الكيميائي تترابط مع بعضها البعض بروابط ذات طبيعة كهربية.
3- قام العام فاراداي بدراسة العلاقات الكمية بين كمية الكهرباء المستخدمة في التحليل الكهربي والتغيرالكيميائي الناتج عنه .
4- فسر العالم جورج ستوني نتائج دراسات فاراداي باقتراحه وجود شحنة كهربية مرتبطة بالذرات وأسماها الإلكترونات.
5- في عام 1858م صمم العالم جبلر مضخة التفريغ الزئبقية التي أدت إلى التجارب التي يمكن فيها إستخدام فرق الجهد بين قطبين في أنبوبة زجاجية مفرغة
للخلف
التالي

97. 6- ثم كانت تجارب كروكسي ومنها عرف أن فرق الجهد المستخدم في الأنابيب الزجاجية المفرغه يؤدي إلى جذب الإلكترونات من القطب السالب وإرسالها إلى القطب الموجب وسميت أشعة المهبط .
7- عام 1900 م قام طومسون بإجراء تجارب على أشعة المهبط عن طريق إحداث شرارة كهربيه في الأنابيب المفرغة أدت إلى الحصول على نتائج هامة عن طبيعة الإلكترونات.
للخلف

98. ثانياً: العلاقة بين شحنة الإلكترون وكتلته
قام العالم طومسون بتحديد نسبة شحنة الإلكترونات إلى كتلته( e/m) وذلك بدراسة انحراف أشعة المهبط تحت تأثير مجال مغناطيسي وقد وجد أن هذه النسبة ثابته
وتساوي
x 108 كولوم / جرا م وهي نسبة ثابتة بصرف النظر عن نوع الغاز الموجود في الجهاز أو نوع المهبط المستخدم
ثالثاً: تجربة ميليكان لتعين شحنة الإلكترون:
قام العالم ميليكان بإجراء تجربة لتعين شحنة الإلكترون ووجد أنها تساوي قيمة ثابته = 1.6 x كولوم
ومن هذه القيمة تم الحصول على كتلة الإلكترون من النسبة ( ) وبذلك تكون كتلة الإلكترون قيمة جرام x ثابتة =.
للخلف

99. رابعاً النشاط الإشعاعي
كان أول من أكتشف ظاهرة النشاط الاشعاعي هو العالم الفرنسي هنري بيكوريل عام 1896 م عن طريق الصدفة ، إذ وجد أن ألواح التصوير الملقوقة بورق أسود المجاورة لعنضر اليورانيوم في الدرج المظلم قد تأثرت وكانها قد تعرضت للضوء فأستنتج أن اليورانيوم يطلق أشعة تخترق طبقة الورق الأسود المغلقة لألواح التصوير .
قام العالم رذرفورد بدراسة خواص هذه الأشعة وأكتشف أنها ثلاثة أنواع
(أ) أشعاع (α): ويطلق عليها جسيمات ألفا وهي عبارة عن سيل من أيونات الهليوم ( ) وتتكون من بروتونين ونيوترونين وكتلتها 4 مرات مثل كتلة البروتون و تنبعث من الذره المشعة بسرعة متوسطة مقدارها10,000 ميل في الثانية الواحدة
(ب) إشعاع بيتا (β ) : وهي عبارة عن إلكترونات تسمى جسيمات بيتا وتبعث من الذرة المشعة بسرعة متوسطة مقدارها 80,000 ميل في الثانية الواحدة .
(جـ) أشعاع حاما (γ) : وهي عبارة عن أشعة كهرومغناطيسية لا تتأثر بالمجال الكهربي أو بالمجال المغناطيسي ، أي أنها لا تحمل شحنة مطلقاً وهي تشبه الأشعة السينية (أشعة أكس X) غير أن طول موجتها أقصر بكثير ولذا فإن طاقتها أكبر وقوة اختراقها أعظم وسرعتها تقارب سرعة الضوء .
ويستخدم الجهاز المبين بالشكل التالي لتميز أنواع الأشعة الثلاثة
للخلف

100. تسمى الأشعة الثلاثة( α ، β ، ) (بالأشعة المؤينة) لأنها تستطيع أن تؤين جزيئات المواد التي تصادفها في طريقها . وتختلف قوة تأينها وسرعاتها وقوة اختراقها
للخلف
التالي

101. للخلف

102. التحلل الإشعاعي : البروتون : النيوترون :
عندما تطلق ذرة العنصر المشع جسيمات ألفا (α) أو بيتا (β) فإنها تتحول بعد فترة إلى ذرة العنصر عنصر آخر و نطلق على هذه الظاهرة بالتحلل الإشعاعي . وتسمى نصف الفترة التي يحتاجها العنصر المشع إلى التحول إلى عنصر آخر بفترة نصف العمر .
البروتون :
تم اكتشاف البروتون بعد اكتشاف الأشعة القنوية وقد أمكن قياس شحنة البروتون فوجد أنها تساوي x 10-19) + كولوم ) وهي نفس الشحنة الكهربية للإلكترونات ولكن بإشارة موجبة .
وكتلة البروتون تساوي جرام
x 10-24
النيوترون :
في الذرة المتعادلة كهربياً ، عدد البروتونات الموجبة داخل النواة يساوي عدد الإلكترونات السالبة خارج النواة . وقد أقترح رذرفورد وجود النيوترون (عام 1920 م) لمعالجة الفرق بين الكتلة الكلية للذرة وكتلة البروتونات داخل النواة . وقد اكتشف العالم شادويل وجود النيوترون لاحقاً عام 1932 م وذلك بقذف نواه البريليوم بجسيمات ألفا ( α).
للنيوترون كتله مساوية لكتلة البروتون تقريباً إلا أنه متعادل الشحنة الكهربية
للخلف

103. للخلف

104. بوحدة الكتلة الذرية الموحدة
مقارنة بين خواص الجسيمات تحت الذرية
الجسيم
الكتلة
الشحنــــــة
بالجرامات
بوحدة الكتلة الذرية الموحدة
إلكترون
بروتون
نيوترون ×
× 10-24
×10-24 -1 +1
صفر
وحدة الكتلة الذرية الموحدة نرمز لها بالرمز (u) وتساوي (1÷ 12)من كتلة ذرة نظير الكربون ( ) = × جرام
وهذه الشحنة الكهربية تساوي × كولوم
للخلف

105. خامساً : الطيف الذري وطيف الانبعاث لذرة الهيدروجين :
تعريف الطيف . عند تسخين العناصر فإنها تغطي ألواناً معينة تسمى أطيافاً . وعند إمرارها خلال مطياف يمكن التميز بين أمكنه أطيافها على مقياس الطول الموجي.
مثال ذلك عند مرور ضوء الشمس على منشور زجاجي ينفصل هذا الضوء إلى 7 ألوان (أطياف) تسمى ألوان الطيف.
و الطيف هو أشعاع كهرومغناطيسي أي يتكون من مجال كهربي و مجال مغناطيسي يتذبذبان عمودياً على اتجاه انتشار الإشعاع .
والشكل التالي يبين تحليل الضوء الصادر إلى خطوط طيف إما عن طريق تسخين (مادة صلبة على لهب بنزين المباشر )أو عن طريق تسخين أنبوبة تفريغ كما في حالة الغازات مثل غاز الهيدروجين.
للخلف

106. للخلف

107. (3) جميع الإشعاعات تنتشر في موجات مستعرضة، ويكون لها ما يسمى بالتردد وهو ما يميز بعضها عن بعض فلكل نوع من الإشعاع تردد () وطول موجي (λ) خاص بكل إشعاع.
(4) يرتبط تردد الإشعاع وطول موجته مع سرعته بالعلاقة التالية :
حيث  = التردد ، λ = الطول الموجي ، C = سرعة الإشعاع = λ
للخلف

108. (أ) ا لتردد : هو عدد الذبذبات التي يحدثها الإشعاع في الثانية الواحدة ويرمز لها بالرمز 
ب) الطول الموجي : هو المسافة بين قمتين متتاليين أو قاعيين متتاليين في الموجة ويرمز له بالرمز ג
(ج) العدد الموجي : هو مقلوب الطول الموجي ويمثل عدد الأطوال الموجية في السنتيمتر الواحد ويرمز له
بالرمز . =
ووحداته هى مقلوب السم أي سم-1
(د) تقاس الأطوال الموجية بوحدات الأنجستروم (Aْ(
1 سم = 10 8 أنجستروم Aْ 1 cm = 108
أو 1 نجستروم = سم cm = ْA 1
للخلف

109. وجد من الدراسات التجريبية أن هناك علاقة بين الطيف الذري للذرات المثارة وبين تركيبها الداخلي .
تركزت الدراسات على التركيب الذري للهيدروجين باعتباره أبسط العناصر على الإطلاق.
وضع العالم ريد بيرج معادلة عامة يمكن تطبيقها على ترددات خطوط الطيف المشاهدة لذرة الهيدروجين
حيث R مقدار ثابت يعرف بثابت ريد بيرج ويساوي سم-1 أو × 10 10
ذبذبه / ث . =
Cm-1
للخلف

110. بحساب n1 من 1 إلى 6 نحصل على خطوط سلاسل تعرف بأسماء مكتشفيها ، وهي سلاسل خطوط طيف الهيدروجين
اسم المتسلسلة n1 n2
منطقة الطيف
ليمان
بالمر
باشن
براكت
قند
همفريز 1 2 3 4 5 6
2 ، 3 ، 4 ،
3 ، 4 ، 5 ،
4 ،5 ، 6 ،
5 ، 6 ،7 ،
6 ، 7،
7 ، 8 ، 9 ،
فوق البنفسجية
الضوء المرئي
تحت الحمراء
للخلف

111. (6) يمكن تصنيف الأشعة المعروفة حسب تردداتها وأطوالها الموجية كالتالي
أشعة الراديو
أشعة ميكروموجية
أشعة تحت الحمراء
أشعة مرئية
أشعة فوق البنفسجية
أشعة X
أشعة جاما
الطول الموجي λ
التردد γ
يمكن حساب أطوال موجات خطوط ألطيف لذرة الهيدروجين كما في المثال التالي :
مثال : أحسب طول الموجة للخط الثالث من متسلسلة براكت للهيدروجين بالنانومتر (nm) والأنجستروم (Aْ( . علماً بأن ثابت ريد بيرج يساوي سم -1، 1 أنجستروم = 1 × سم ،
1 نانومتر = Cm (nm = (1 ×
للخلف

112. الحل
تطبيق معادلة ريد بيرج
= = R ( )
n1 = 4 ( متسلسلة براكت)
n2 = 7 (الخط الثالث منها)
R = ثابت ريد بيرج = سم -1
= = ( )
= cm-1
= x cm
1 cm = 107 (nm)
= nm
1 cm = 108 A ْ
= A
للخلف

113. سادساً : النموذج الذري لرذرفورد .
كان الاعتقاد السائد حسب نظرية (تصور) طومسون أن الذرة عبارة عن كرة مصمتة قشرتها الخارجية من الشحنة الموجبة ومدفونه بداخلها الإلكترونات السالبة .
قام رذرفورد (1911 م) بدراسة الانحراف الناتج لشعاع من جسيمات ألفا ( α+2) الموجبة عند إمرارها خلال شريحة رقيقة من الذهب سمكها حوالي سم . وقد وجد أن حوالي 99 % من تلك الجسيمات تمر في مسارها المستقيم وأن بعضها قد أنحرف عن مساره المستقيم والقليل منها ارتد إلى الخلف باتجاه المصدر
للخلف

114. التجربة التي قام بها رذرفورد بدراسة الانحراف الناتج لأشعة ألفا عند مرورها على شريحة رقيقة من الذهب
للخلف

115. استنتج رذرفورد من تلك التجربة بأن الذرة تحتوي على نواه عند مركزها (قلب الذرة) وهي موجبة الشحنة وصغيره الحجم جداً وكثافتها عالية جداً وتحتوى على كل الشحنة الموجبة في الذرة وكل كتلة الذرة تقريباً .
معظم حجم الذرة عبارة عن فراغ توجد فيه الإلكترونات ولذلك فإن معظم جسيمات ألفا ( α +2 ) تمر عبر الصفيحة الذهبية دون أن تنحرف .
عندما يصطدم جسيم ألفا (α +2 ) مباشرة بالنواة فإنه يرتد في إتجاه المصدر .
عندما يمر جسيم ألفا (α +2 ) على مقربة من النواة الثقيلة ذات الشحنة الموجبة يحدث تنافر بين جسيم ألفا وبين النواة بالتالي ينحرف جسيم ألفا عن مساره المستقيم .
ثبات الذرة يرجع إلى قوة الجذب بين الشحنة الموجبة على النواة وبين الشحنات السالبة على الإلكترونات والتي تعادلها القوة الطاردة المركزية الناشئة عن دوران الإلكترون .
تمكن رذرفورد من تقدير الشحنة الموجة التي تحملها النواة وأستنتج أنها تساوي عددياً العدد الذري
للخلف

116. للخلف

117. سابعاً نظرية بوهر :
تقدم بوهر عام 1913 م بنموذج يشابه نموذج رذرفورد مع وضع بعض الشروط التي تتصل بخواص الإلكترون مما أدى على توضيح معادلة ريد بيرج . وأتخذ ذرة الهيدروجين كمثال وتتلخص فروض النظرية فيما يلي:
بدور الإلكترون في غلاف دائري حول النواة .
يختص كل غلاف بكمية ثابتة من الطاقة (E).
إذا انتقل الإلكترون من غلاف خارجي طاقة كبيرة (E2) إلى غلاف داخلي طاقته أصغر (E1) فإن الفرق بين طاقتي الإلكترون في الغلافيين تشع على صوره خط طيفي واحد طاقته تساوى h ويتكون طيف إنبعاث خطي من انتقالات إلكترونية مشابهة
E = E2 – E1 = h
حيث h يسمى ثابت بلانك ، التردد .
الإلكترون يدور في الغلاف إذا كانت كمية حركته الزاوية (mvr) فيها مضاعفاً صحيحاً للقيمة nحيث n =1 ، 2 ، 3 ، 4 ،
mvr = n
للخلف

118. مدارات بوهــر الذرية
للخلف

119. العيوب و الاعتراضات على نظرية بوهر.
تختلف الأغلفة المحيطة بالنواة عن بعضها البعض في أنصاف أقطارها . مستوى الطاقة (K) أو الغلاف (K) قيمة n = 1 وهذا الغلاف هو الأقرب إلى النواة وله أقل قيمه لنصف القطر ، وطاقته هي الأدنى ، مستوى الطاقة الغلاف (L) قيمة n = 2 يلي الغلاف K له نصف قطر أكبر من للغلاف (K) والإلكترونات التي تتحرك فيه لها طاقات أقل .
وكلما زاد البعد عن النواة ، فإن نصف قطر الغلاف يزيد وطاقة الإلكترونات في الغلاف أيضاً تزيد .
أوضح بوهر أنه يمكن التنبؤ نظرياً بالطيف المشاهد وحساب أنصاف أقطار وطاقات المدارات المختلفة على أساس النموذج المقترح لذرة الهيدروجين.
العيوب و الاعتراضات على نظرية بوهر.
تشير النظرية إلى إمكانية معرفة موضع الإلكترون وسرعته بدقة تامة وهذا لا يتفق مع نظرية عدم التأكد لهايزنبرج .
لم تستطيع النظرية الإجابة على سبب وجود مدارات معنية مسموح بها وفقاً للعلاقة
mvr = n على الرغم من صحة ذلك الافتراض
للخلف

120. (3) بناء على النظرية الكهرومغناطيسية الكلاسيكية لماكسويل فإن أي شحنة كهربية متحركة يجب أن تشع طاقة على هيئة موجات كهرومغناطيسية والإلكترون له شحنة ويتحرك و بالتالي فإنه يتوقع أن يفقد الإلكترون طاقته على هيئة موجات كهرومغناطيسية تدريجياً حتى يسقط داخل النواة وبالتالي ينهار تركيب الذره.
ولكن هذا لا يحدث في الحقيقة لأن الذرة لا تشع موجات كهرومغناطيسية من تلقاء نفسها وإن الإلكترون الذي يدور في مدار معين تظل طاقته ثابتة ولا يمتص أو يشع ما دام في ذلك المدار . إلا أن بوهر لم يستطيع تفسير ذلك على الرغم من صحته.
(4)لم تهتم النظرية بالطبيعة الموجية للإلكترون . فقد وجد أن الإلكترونات تشبه الضوء لها طبيعة مزدوجة موجبة و جسيميه .
(5) استعمال أفلاك مسطحة (أي في مستوى واحد) ومعنى هذا أن ذرة الهيدروجين مسطحه وهذا عكس الواقع إذ أن الذرة لها اتجاهات ثلاثة في الفراغ (X , Y , Z)
(6) لم تصلح النظرية لتفسير الأطياف الأكثر تعقيدا من طيف ذرة الهيدروجين .
(7) افتراضها وجود مستويات طاقة رئيسية فقط وعدم تنبؤها بوجود مستويات طاقة فرعية
للخلف

121. حركة الإلكترونات ومستويات الطاقة
النظرية الذرية الحديثه ونظرية ميكانيكا الموجة
شاب نظرية بوهر بعض القصور ، كما أنها عالجت فقط ذرة الهيدروجين ذات الإلكترون الواحد ، لذا وجب إيجاد نظريات أخرى لمعالجة جميع الذرات الموجودة في الطبيعة .
ا قترح العالم (دي برولي) أن للإلكترون طبيعة مزدوجة (جسيمية و موجية) واقترح تخصيص موجه للإلكترون المتحرك وأن طاقه هذه الموجه تعطى من العلاقة التالي =
حيث (h) ثابت بلانك ، (m) كتلة الإلكترون ، v (سرعة الإلكترون)
أوضح هايزنبرج استحالة تحديد مكان وطاقة الإلكترون بدقة على الإطلاق في وقت واحد في أي مدار من مدارت بوهر .
وضع العالم شرودنجر علاقة لوصف الإلكترون وتحركه حول النواة على أساس أنه جسيم وموجه في آن واحد وكان ذلك عام (1926 م) . وتعد هذه المعادلة حجر الأساس للنظرية الحديثة التي تصف التركيب الإلكتروني للذرة ، والتي تعرف بنظرية ميكانيكياً الموجه . وقد حلت هذه المعادلة محل قوانين الميكانيكا التقيلديه (قوانين نيوتن) في وصف جسيم في دقة الإلكترون .
للخلف

122. نظرية ميكانيكا الموجه لا تصف حركة الإلكترون على أساس أنه جسيم يتحرك في مدار محدد ولكنها تصفه على أساس أنه موجة تدور حول النواة ولذلك لايمكن تحديد موقعه بالضبط .
وقد حافظت نظرية ميكانيكا الموجه على فكرة أن الإلكترونات تدور في مدارات مسموح بها طبقاً للعلاقة:
mvr = n
وأن طاقة الإلكترون في أي واحد من تلك المدارات تكون ثابته .
نظرية ميكانيكا الموجة لا تحدد موقعاً للإلكترون و لا يمكنها رسم مسار معين للإلكترون في الذره وإنما تتنبأ فقط باحتمال وجود الإلكترون عند موقع معين داخل الذرة . و بالتالي تكون النظرية متوافقة مع مبدأ عدم التأكد لهايزنبرج .
تنص قاعدة عدم التأكد (عدم التحديد ، عدم اليقين) لهايزنبرج على أنه " لايمكن تحديد مكان وكمية حركة (طاقة) الإلكترون بدقة في وقت واحد على الإطلاق. وعلى هذا فإن المدارات التي تحتوي على الإلكترون يُعبر عنها بحدود سطحيه تمثل الحيز الذي يمكن أن يوجد فيه الإلكترون بنسبة كبيرة (90%) .
والمدارات تسمى باستخدام الأحرف اللاتينية ، فهناك مدارات من نوع (f) & (d) & (p) & (s)
للخلف

123. المدارات الذرية من نوع (S) ذات الشكل الكروي ولها تماثل حول النواة
للخلف

124. المدارات الذرية من نوع (p) ، يتكون كل أوربتال من فصين نصف كرويين متماثليين حول النواة
للخلف

125. المدارت الذرية من نوع (d) والأتجاهات الفراغية لها
للخلف

126. أعداد الكم : عند حل معادلة شرودينجر ، نحصل على أعداد الكم الثلاثة وهي : عدد الكم الرئيسي n) وعدد الكم الثانوي L) ) وعدد الكم المغناطيسي ml ) وهناك عدد كم رابع لم ينتج عن حل معادلة شرودينجر وهي عدد الكم المغزلي (ms)
أولاً: عدد الكم الرئيسي (n): ويأخذ القيم العددية الصحيحة الموجبة : 1 ، 2 ، 3 ، 4 ، وهو يعبر عن طاقة الإلكترون أو الغلاف وبُعده عن النواة وهو نفس عدد الكم (n) لأغلفة بوهر ، وفي معادلة ريدبيرج .
ثانياً : عدد الكم الثانوي (L) : ويأخذ القيم العددية صفر ، 1 ، 2 ،3 ، حتى
(n – 1) وهو يحدد كمية الحركة الزاوية و شكل المدار وعدد تحت الأغلفه ( مستويات الطاقه الفرعية)
ثالثاً : عدد الكم المغناطيسي (ml ): وياخذ القيم العددية من ………….(+L) مارا ًبالصفر حتى.(- L) وعدد قيم ( ml) تحسب من المعادلة التالية ml = 2L
وتدل قيم (ml) على انقسام المدار الفرعي إلى مدار أخر تحت فرعي يسمى الدويره أو الأوربتال .
فمثلاً الغلاف الفرعي " S " قيمة L = 0
، عدد قيم ( ml) من العلاقة = 2L + 1 ml
 ml = 2 x = 1
للخلف

127. والغلاف الفرعي " P " قيمة L = 1
، عدد قيم ( ml) من العلاقة = 2L + 1 ml هى
 ml = 2 x = 3
فالغلاف الفرعي "P" ينقسم إلى ثلاثة مدارات تحت فرعية (دوايرات – أوربتالات) هي : Px, Py, Pz
وقيم ml هي( -1 ، 0 ، +1+1, 0,-1)()
والغلاف الفرعي “d” قيمة L = 2
إذاً فإن عدد (ml ) x = 5 (ml )
إذاً فالغلاف الفرعي ( تحت الغلاف) ينقسم إلى خمسة مدارات تحت فرعية (دويرات ، أوربتالات) . هي
وقيم ml هي +2, +1, 0, -1,-2
للخلف

128. الغلاف الفرعي F” ” قيمة L = 3
إذاً فأن عدد قيم (ml) من العلاقة = 2L + 1 ml
= 2 x = 7 ml
إذاً الغلاف الفرعي “f” ينقسم إلى سبعة مدارات تحت فرعية (دويرات – أوربتالات)
وقيم ml هي
(+3, +2, +1, 0,-1, -2, -3)
رابعاً : عدد الكم المغزلي ” ms " : وهو يُعبر عن دورات الإلكترون حول نفسه ويأخذ القيم
ms = + 1/2 ، = -1/2
" الدوران إما مع عقارب الساعة أو عكس عقارب الساعة "
للخلف

129. للخلف

130. الجدول التالي العلاقة يبين قيم أعداد الكم الأربعة التي تصف الأغلفة الرئيسية ، وتحت الأغلفه (الأغلفة
الفرعية – المدارات الفرعية) ، والمدارات تحت الفرعية (الدويرات – الأوربتالات) وعدد الإلكترونات
في كل مدار وفي كل غلاف مع الأخذ في الأعتبار ما يلي .
أقصى سعه للدويرة (الأوربتال) هي 2 إلكترون.
إذاً أقصى سعة للمدار الفرعي " S " هو = عدد الأوربيتالات × عدد الإلكترونات
= 1 × 2 = 2 إلكترون
، أقصى سعة للمدار الفرعي P = عدد الأوربتالات × عدد الإلكترونات
= 3 × 2 = 6
، أقصى سعه للمدار الفرعي "d" = عدد الأوربتالات × عدد الألكترونات
= 5 × 2 = 10 إلكترون
، أقصى سعه للمدار الفرعي F " = عدد الأوربتالات × عدد الإلكترونات
= 7 × 2 = 14 إلكترون
وعلى ذلك تكون أقصى سعه للأغلفة الرئيسة .
الغلاف (K) n1 = 2 إلكترون ( مكون في مدار فرعي واحد (S)
الغلاف (L)n2 = 8 إلكترونات (مكون من مدارين فرعين P ، S)
الغلاف (M) n3 = 18 إلكترون ( مكون من 3 مدارات فرعيه d ، P ، S)
الغلاف (N) n4 = 32 إلكترون (مكون من 4 مدارات فرعية f , d , p ,s )
للخلف

131. للخلف (s)0 (f)3 2 8 +1 , 0, -1 18 +3,+2,+1, 0, -1,-2,-3 n = 4 32
عدد الكم الثانوي (L)
عدد الكم المغناطيسي ml)
عدد الدويرات الأوربتالات
الحد الأقصى لعدد الألكترونات
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4
(S) 0
(P) 1
(S)
(p)1
(d)2
(s)0
(f)3
, ,
+1 , 0, -1
+3,+2,+1, 0, -1,-2,-3
+3, +2, +1, o, -1, -2, -3
+4,+3,+2,+1,0,-1,-2,-3,-4 1 3 5 7 2 8 18 32 ،
للخلف

132. مخطط مستويات الطاقة للذرات عديدة الإلكترونات
تعتبر الذارت غير ذرة الهيدروجين ذرات عديدة الإلكترون ، حيث أنها تحمل أكثر من إلكترون ونلاحظ الأتي :
يحجب كل غلاف ممتلئ بالإلكترونات جزءً من الشحنة الموجبة للنواة عن الغلاف الذي يليه ، وهذا يؤدي إلى ارتفاع نسبي لطاقة الغلاف الذي يليه
7p - - - 6d
7s f
6p - - -
6s d f
5p d
5s -
4p - - - 3d
3p - - -
4s -
2p - - -
2s - 1s
الطاقة
للخلف

133. كذلك يحجب كل مستوى طاقة فرعي (تحت غلاف) ممتلئ بالإلكترونات مستوى الطاقة الفرعي الذي يليه في نفس الغلاف .
s < p < d < f
اتجاه تزايد الطاقة
الدويرات (الأوربتلات) الموجودة في نفس مستوى الطاقة الفرعي (تحت الغلاف) ، تكون متساوية في الطاقة
عدد الكم الرئيسي (n) وحده لا يكفي لتحديد ترتيب مستويات الطاقة الفرعية : فمثلاً نجد أن (4s) أقل في الطاقة من (3d)على الرغم من أن عدد الكم الرئيسي (4) أكبر من (3) ويلاحظ كذلك في ترتيب مستويات الطاقة الفرعية التالية :
5s < 4d < 5p
6s < 4f < 5d < 6p
اتجاه تزايد الطاقة
للخلف

134. يمكن استخدام الشكل الهرمي التركيزي التالي لتسهيل عملية ترتيب مستويات الطاقة الفرعية (تحت الأغلفة)
للخلف

135. للخلف

136. للخلف
التالي

137. للخلف
التالي

138. الـــــــــــــــباب الثـــــــــــــــاني
حالات المادة
الحالة الغازية أولاً:
الحالة الغازية :- هي أبسط حالات المادة الثلاثة (الغازية ، السائلة، الصلبة) .
تتميز الحالة الغازية بما يلي :-
(1) تتكون الغارات من جزيئات صغيرة الحجم ، مستقلة عن بعضها البعض بمسافات كبيرة.
(2) جزيئات الغاز تكون في حركة مستمرة سريعة وعشوائية في خطوط مستقيمة في جميع الاتجاهات.
(3) تتصادم الجزيئات مع بعضها البعض وكذلك مع جدران الإناء الحاوي لها وينتج عن هذا ما يعرف بضغط الغاز.
(4) تتمدد جزيئات الغاز لتملأ الإناء الحاوي لها مهما كان حجم هذا الإناء وكذلك تأخذ شكل الإناء مهما كان شكله . ولذا ليس للغاز شكل أو حجم ثابت .
(5) للغارات قدره على الانتشار والاختلاط بعضها ببعض.
التالي

139. (6) يمكن تقسيم الغازات إلى نوعين :
(ا) الغارات المثالية : وهي التي تخضع لبعض القوانين المعروفة باسم قوانين الغازات (قانون بوبل ، شارل ، دالتون ، القانون العام الخ) وتتميز بأن قوي الجذب بين جزيئاتها مهمله وكذلك حجم جزيئاتها صغير جداً بالنسبة للحجم الذي يشغله الغاز بحيث يمكن إهماله .
(ب) الغازات الغير مثالية (الحقيقية) : وهي التي لا تطيع، وتحيد عن قوانين الغازات وذلك بسبب وجود قوي تجاذب بين جزيئات هذه الغازات مع بعضها وكذلك لها حجم لايمكن إهماله .
للخلف
التالي

140. تتوقف حالة الغاز على ثلاثة عوامل هي :-
قوانين الغازات
تتوقف حالة الغاز على ثلاثة عوامل هي :-
الحجم ويرمز له بالرمز (V)
ووحدات الحجم هي السنتيمتر المكعب] (سم)3
Cm)3 )[
أو]( التر) (Lit)[
حيث أن :-
1 لتر= 1000 سم3
1 Lit = 1000 Cm3
للخلف
التالي

141. (2) الضغط : ويرمز له بالرمز (P) ويُعرف بأنه القوة التي تؤثر على وحدة المساحات .
ووحدات الضغط : هي ]ضغط – جو ، atm [ أو سم زئبق أو مم زئبق .
حيث أن :-
1 ضغط جو = 76 سم زئبق = 760 مم زئبق .
(3) درجة الحرارة : ويرمز لها ب (T) ، وهناك أكثر من طريقة لقياس درجة الحرارة منها :
درجة الحرارة المطلقة = درجة الحرارة المئوية وتسمى وحداتها درجة كلفن (K) .
فمثلاً :
إذا كانت درجة الحرارة المئوية = 25◦ م
فإن درجة الحرارة المطلقة = = 298o كلفن
= 298◦ K
للخلف
التالي

142. أولاً قانون بويل للغازات
: هو نتيجة قياسات معملية للعلاقة بين حجم الغاز (V) وضغطه (P) عند ثبوت درجة الحرارة (T) وينص هذا القانون علي أنه " عند ثبوت درجة الحرارة فإن حجم كمية معينة من غاز ما (V) يتناسب عكسياً مع الضغط الواقع عليه (P) ويعبر عنه رياضياً كما يلي :
عند ثبوت T فإنه V
V =
ثابت = PV
P1V1 = P2V2 = P3V3=……..
للخلف
التالي

143. كما يمكن التعبير بيانياً عن القانون بالشكل التالي :
للخلف
التالي

144. ثانيا قانون شارل : V1 V2 V3 T1 T2 T3 مقدار ثابت
وهو أيضاً نتيجة لقياسات معملية للعلاقة بين درجة الحرارة المطلقة (T) لكمية معينة من غاز ما وحجمها (V) عند ثبوت الضغط (P).
وينص علي أنه " عند ثبوت الضغط (P) فإن حجم كمية معينة من غاز (V) يتناسب طردياً مع درجة الحرارة (T) ويُعبر عنه رياضياً كما يلي :
V T
ثابت × T = V
V V V3
T T T3
مقدار ثابت = = =
للخلف
التالي

145. كما يمكن التعبير عنه بيانياً كما يلي :
للخلف
التالي

146. كما يمكن التعبير عنه بيانياً كما يلي :
للخلف
التالي

147. ونلاحظ من الشكل أن امتداد الخط المستقيم يمر بنقطة الأصل أي أن الغاز يتلاشى نظرياً عند درجة الصفر المطلق (-273ْم) ، وهذا يتناقض مع قانون بقاء المادة . وقد تم تفسير ذلك بأنه عند مثل هذه الدرجة المنخفضة جداً (-273ْم) فإن المادة لا يمكن ان تكون موجودة في الحالة الغازية وإنما تكون قد تحولت إلى سائل أو مادة صلبه ومن ثم لا ينطبق عليها قوانين الغازات .
للخلف
التالي

148. ثالثاً : قانون الضغط
وينص علي ما يلي : " عند ثبوت الحجم(V) فإن ضغط كمية معينة من غاز ما (P) يتناسب طردياً مع درجة الحرارة(T) "
ويعبر عنه رياضياً كما يلي :
P T
P = T x ثابت
للخلف
التالي

149. القانون العام للغازات المثالية :
عند دمج القوانين السابقة في قانون عام يمكن الحصول على قانون يحدد الضغط والحجم ودرجة الحرارة للغاز على النحو التالي :
V T من قانون شارل
P T من قانون الضغط
PV T
ثابت × PV = T
وقد وجد أن قيمة الثابت في المعادلة السابقة لايعتمد على نوع الغاز ولكن يعتمد على عدد المولات (الأوزان الجرامية الجزيئية) للغاز الموجود وبالتالي يمكن كتابة المعادلة على النحو التالي :
P V = n R T
للخلف
التالي

150. حيث W = وزن الغاز بالجرامات .
حيث P = الضغط ، V الحجم ، T درجة الحرارة المطلقة ، n = عدد مولات الغاز ، R مقدار ثابت يسمى الثابت العام للغاز المثالية .ويمكن حساب قيمة n من العلاقة التالية :
حيث W = وزن الغاز بالجرامات .
حيث M الوزن الجزيئي للغاز .
ومن ثم يمكن كتابة القانون العام للغازات بشكل آخر .
للخلف
التالي

151. عندما يتغير الضغط من P1 إلى P2 .
استنتاج معادلة الحالة :
يمكن استنتاج معادلة الحالة السابقة عند دمج قانون بويل وقانون شارل كالتالي :
أولاً : عند ثبوت درجة الحرارة فإنه إذاً كان V1 هو حجم كمبة معينة من الغاز وكان الضغط هو P1 فإذا تغير الضغط P1 إلى P2 فإن الحجم يتغير من V1 إلى V ويمكن حساب قيمة V بتطبيق قانون بويل كالتالي :
P1 x V = P2 X V
(عند T1)
أي أن المعادلة (1) تعطي حجم الغاز عند درجة الحرارة T1
عندما يتغير الضغط من P1 إلى P2 .
للخلف
التالي

152. ثانياً : نلاحظ من الخطوة السابقة أن حجم الغاز هو V عند درجة الحرارة T1 وضغط مقدار P2 .
لنفرض أن قيمة الضغط بقيت ثابتة عند P2 وأن درجة الحرارة سوف تتغير من T1 إلى T2 . لذا سوف يتغير حجم الغاز من V إلى V2 وفي هذه الحالة نطبق قانون شارل ونحصل على العلاقة الآتية : =
(2)
V =
للخلف
التالي

153. وبمساواة المعادلتين(1) ، (2) نحصل على
وبمساواة المعادلتين(1) ، (2) نحصل على
أي أن
أي أن
مقدار ثابت =
وبالنسبة لكمية غاز مساوية لواحد جزئ جرامي
مقدار ثابت = R =
للخلف
التالي

154. أي أن معادلة الحالة لجزيء جرامي واحد من الغاز هي :
P x V = R x T
وبالنسبة ل (n) جزيء جرامي من غاز :
PV = n RT
حيث n = n= =
وبصورة أخرى

155. النموذج الإلكتروني للعناصر المختلفة
" ترتيب ملء الدويرات"
نستطيع أن نوزع الإلكترونات بإتباعنا القواعد التالية
قاعدة البناء Aufbau principle
تنص القاعدة على انه " في حالة توزيعنا للإلكترونات في ذرة عنصر ما ، نبدأ بوضع الإلكترونات في مستويات الطاقة الفرعيه (المدارات – تحت الأغلفة) الأقل طاقة (الأقرب للنواة) فالأكثر طاقة (الأبعد عن النواة ). وهكذا حتى تنتهي من توزيع جميع الإلكترونات . ونتبع لهذا الغرض المخطط الهرمي لمستويات الطاقة .
قاعدة باولي للاستثناء Pauli Exclusion Principle
تنص القاعدة على ما يلي " لا يسمح بتساوي أعداد الكم الأربعة لإلكترونين في الذرة الواحدة"
ويمكن توضيح القاعدة بالمثال التالي :
تحتوي ذرة الهيدروجين ( 1H) على إلكترون واحد يشغل المدار الأدنى في الطاقة في الذرة هو المدار(1S1) و يوصف الإلكترون في هذا المدار بقيم اعداد الكم الأربعة .
n = 1 , L = 0 , ml = 0 , ms= + 1/2
و تحتوي ذرة الهليوم ( He 2) على إلكترونين ، يوصف الإلكترون الأول بنفس قيم أعداد الكم الأربعة للإلكترون في ذرة الهيدروجين أما الإلكترون الثاني فيوصف بقيم أعداد الكم الثلاثة الأولى
(n = 1 , L = 0 , ml = 0)
إلا أنه يختلف عن الإلكترون الأول في قيمة عدد الكم المغزلي(ms) حيث تكون له القيمة ms = -1/2
للخلف

156. وعلى ذلك فالتركيب الإلكتروني لذرة الهليوم 2He ) ) هو (1S2) و هوية الإلكترونات فيه كالأتيn L ml ms 1
+1/2
- 1/2
الإلكترون الأول
الإلكترون الثاني
للخلف

157. وتحتوي ذرة الليثيوم (3Li) على ثلاثة إلكترونات ، ويوصف الإلكترون الأول والثاني ، بنفس قيم أعداد الكم الأربعة كما في ذرة الهليوم . وإذا وصف الإلكترون الثالث بنفس قيم أعداد الكم الأربعة لأحد الإلكترونين السابقين ، فسيكون هذا مخالفاً لقاعدة باولي ، ولذا يجب أن يشغل الإلكترون الثالث المدار التالي لـ (1s) مباشرة من حيث الطاقة وهو المدار ( 2 s) في الغلاف الثاني (n = 2 )
المدار ms ml L n
الإلكترون الأول 1s
+1/2 1
الإلكترون الثاني
- ½
الإلكترون الثالث 2s
½ + 2
وهكذا تكون قيم أعداد الكم الأربعة للإلكترونات الثلاثة مختلفة عن بعضها البعض تحقيقاً لقاعدة باولي .
للخلف

158. سعة الأغلفة
سعة الغلاف تعطي بالصيغة (2n2) ، حيث n هو عدد الكم الرئيسي ، وبهذا تصبح سعة الغلاف الأول n =1 هى 2 x 12 = 2 (2 إلكترون)
وسعة الغلاف الثاني n = 2
هى 2 x 22 = 8 ( 8 إلكترون)
الغلاف الأول ليس به سوى مدار واحد فقط هو 1s
الغلاف الثاني به مداران هما 2s , 2p
الحد الأقصى لملئوهما بالإلكترونات هو 8 الكترونات
و سعة الغلاف الثالث n = 3 هى) 2 x 2 3 = إلكترون ).
الغلاف الثالث به ثلاثة مدارات فرعية هى3s , 3p , 3d .
الحد الأقصى لملئهم بالالكترونات هو :
3s2 , 3p6 , 3d10
الغلاف الرابع به أربعة مدارات فرعية هم 4s , 4p ,4d , 4f سعة الغلاف الرابع n = 4 هو
(2x42= 32) = (32 إلكترون ) ، الحد الأقصى لملء المدارات الفرعية في ذلك الغلاف هو
4s2 , 4p6 ,4d10 , 4f14
للخلف

159. قاعدة هوند Hund’s Rule :
إذن التوزيع الإلكتروني لذرة الهيدروجين( (1H هو.1S1
العدد الذري للهيدروجين = 1 = عدد الإلكترونات = عدد البروتونات
، التوزيع الإلكتروني لذرة الهليوم ( (2He هو 1S2
التوزيع الإلكتروني لذرة الليثيوم (Li 3) هو
1S2 , 2S1
، التوزيع الإلكتروني لذرة الكربون (C (6هو
1S2 , 2S2, 2p2
الحروف f , d ,p ,s تمثل رمز المدار (تحت الغلاف) و العدد الذي على يسار الحرف يمثل عدد الكم الرئيسي (n) ، العدد الأسي يمثل عدد الإلكترونات في ذلك المدار .
قاعدة هوند Hund’s Rule :
تنص القاعدة على ما يلي :"توزع الإلكترونات على الدويرات في المدار الواحد الموجود في مستوى الطاقة الفرعي (تحت الغلاف) بالتساوي ولا يسمح بالتزاوج في الدويرة الواحدة إلا إذا زاد عدد الإلكترونات على عدد الدويرات في المدار نفسه . ويجب أن تكون الحركة المغزلية للإلكترونات غير المزدوجة في نفس الاتجاه
للخلف

160. أمثلة لتوضيح القاعدة: 6C : التركيب الإلكتروني لذرة الكربون كالتالي : -
1s2
2s2
2px
2py
2pz
و لأن الدويرات الثلاثه ( Px ,Py ,Pz ) متساوية في الطاقة فعليه فإن أياً من التركيبات الثلاثة يكون صحيحاً :
2s2
2px
2py
2pz
1s2
1s2
2s2
2px
2py
2pz
للخلف

161. 7N : 8o: التركيب الإلكتروني لذرة النيتروجين (7N) هي كالتالي : 1s2 2s2
2px
2py
2pz
التركيب الإلكتروني لذرة الأكسجين ( ( 8Oهي كالتالي :
8o:
1s2
2s2
2px
2py
2pz
هنا نلاحظ بداية التزاوج بين الإلكترونات في المدار P حيث أن عدد الإلكترونات زاد عن عدد الدويرات
للخلف

162. للخلف

163. مثال : أكتب التوزيع الإلكتروني لكل من الذرات الآتية :
للخلف

164. : : : :
للخلف

165. النظرية الإلكترونية للتكافؤ :
نجح العالمان كوسيل و لويس (1916 م) بعد معرفة التركيب الإلكتروني للذرة في وضع نظرية عن التكافؤ سميت النظرية الإلكترونية للتكافؤ وتتلخص في النقاط التالية :
تكافؤ ذرة عنصر ما تعتمد على الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي الأخير أو ما قبل الأخير .
عدد الإلكترونات الموجودة في أخر مدار لذرة الغاز الحامل تكون مكتملة و بالتالي أكثر إستقراراً ولا تميل إلى أن تفقد أو تكتسب إلى إلكترونات ، فنجد في الهليوم (2He) يحتوي أخر مدار على عدد 2 إلكترون ، وفي ذرة النيون (10Ne) يحتوي أخر مدار على 8 إلكترون ، وفي ذرة الأرجون (18Ar) يحتوي أخر مدار على عدد 8 إلكترونات ، وفي ذرة الكريبتون (36Kr) يحتوى أخر مدار على 18 إلكترون، وفي ذرة الزينون (54Xe) يحتوي أخر مدار على عدد 32 إلكترون ، وفي ذرة الرادون (86Rn) يحتوي أخر مدار على عدد 32 إلكترون .
باستثناء الغازات الخاملة المذكورة ، فإن ذرات جميع العناصر تحتوي على مدارات غير مكتملة الإلكترونات وبالتالي فإنها تميل إلى أن تفقد أو تكتسب إلكترونات بحيث يصبح لها تركيب إلكتروني يماثل تركيب أقرب غاز حامل لها في الجدول الدوري للعناصر .
يحدث التفاعل الكيميائي بين الذرات بسبب ميل الذرات إلى أن تكمل المدار الخارجي لها بالإلكترونات.
يمكن تطبيق هذه النظرية لتفسير طبيعة الروابط الكيميائية الثلاث وهي : الروابط الأيونية ، الروابط التساهمية والروابط التناسقية.
للخلف

166. أولاً الرابطة الأيونية( الكهربية):
ينشأ هذا النوع من الروابط عن طريق انتقال إلكترون واحد أو أكثر من ذرة تميل إلى فقد إلكترونات إلى عنصر أخر يميل إلى اكتساب إلكترونات .
ينتج عن هذا الانتقال أن تتحول الذرة التي تفقد إلكترون أو أكثر إلي أيون موجب يحمل شحنة موجبة واحدة أو أكثر بحسب عدد الإلكترونات المفقودة . وتتحول الذرة التي تكتسب إلكترون واحد أو أكثر إلى أيون سالب يحمل شحنة سالبة واحدة أو أكثر بحسب عدد الإلكترونات المكتسبة.
يكون التوزيع الإلكتروني للأيونات الناتجة (الموجبة والسالبة) مماثلاً للتوزيع الإلكتروني للغازات الخاملة القريبة منها في الجدول الدوري .
يحدث تجاذب إلكتروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والسالبة ويسمى ذلك بالرباط الأيوني أو الكهربي.
مثل هذا النوع من الروابط يوجد في المركبات الأيونية أي الأحماض والقلويات و الأملاح .
مثال كلوريد الصوديوم (Na Cl) : + +
(2, 8, 7) (2, 8) (2,8,8) (2, 8, 1)
للخلف

167. التوزيع الإلكتروني لذرة الصوديوم ( 11Na ) هو 8,1) 2,) نجد الغلاف الأخير به إلكترون واحد
فقط . وهذه الذرة تميل لفقد هذا الإلكترون حتى يصبح توزيعها (الترتيب) الالكتروني لها مشابها لأقرب غاز
خامل لها و هو غاز النيون (10Ne) ( 8 , 2) أما ذرة الكلور ( 17Cl) فتوزيعها الالكتروني هو ( 7, 8,2 ) .
نجد أن هذه الذرة تميل إلى اكتساب إلكترون حتى يصبح توزيعها الإلكتروني لها مشابهاً لأقرب غاز خامل لها و هو غاز الأرجون ( 18Ar ) وتوزيعه الإلكتروني هو ( 8 , 8,2 ).
تترابط الأيونات الموجبة ( Na+) والأيونات السالبة ( Cl-) بواسطة قوى تجاذب كهروستاتيكية .
للخلف

168. ثانياً : الرابطة التساهمية : (مفهوم لويس)
المركبات الأيونية تتكون من أيونات لها ترتيب شبكي بلوري منتظم وتوجد على هيئة بلورات صلبة ، هشه (قابلة للكسر) ولها نقاط إنصهار وغليان عالية ، تذوب في المذيبات القطبية مثل الماء ولا تذوب في المذيبات غير القطبية . وهي رديئة التوصيل للكهرباء في الحالة الصلبة ولكنها جيدة التوصيل عند صهرها أو إذابتها في الماء.
ثانياً : الرابطة التساهمية : (مفهوم لويس)
تنشأ هذه الرابطة نتيجة للمشاركة بين إلكترونات التكافؤ لذرات العناصر الداخلة في التفاعل ، فقد أعلن لويس عام 1919 م أنه من الممكن للإلكترون أن يكون مشتركاً بين ذرتين بحيث يؤدي إلى ثباتهما معاً ولا يحدث إنتقال للإلكترونات من ذرة لأخرى .
نتيجة لهذا التساهم في إلكترونات التكافؤ تصل الذرة إلى التوزيع الإلكتروني للغاز الخامل القريب منها في الجدول الدوري .
تمثل الروابط التساهمية بخط مستقيم ( ) .
قد يحدث التساهم بين الذرتين المرابطتين في أكثر من زوج من الإلكترونات ، فتكون الروابط التساهميه ثنائية أو ثلاثية .
للخلف

169. أنواع الروابط التساهمية .
رابطة تساهمية أحادية:
فمثلاً تتحدا ذرتا الهيدروجين لتكوين جزيء الهيدروجين ، وذلك بأن تشارك كل منهما بإلكترون واحد ليمتلئ مستوى الطاقة الخارجي لكل منهما بإلكترونين ويصبح مماثلاً لذرة الهليوم الخامل .
وكذلك تتحدا ذرتين من الكلور لتكوين جزئ الكلور ، وذلك بأن تشارك كل منها بإلكترون واحد ليمتلئ مستوى الطاقة الخارجي لكل منها ثمانية إلكترونات ويصبح مماثلاً لذرة الأرجون الخامل .
للخلف

170. (ب) رابطة تساهمية ثنائية :-
وكذلك تتحد ذرتين من الهيدروجين مع ذرة واحدة من الأكسجين لتكوين جزئ الماء (H2O)
نلاحظ أن التركيب الذري لكل من ذرتي الهيدروجين قد أصبح مماثلاً لذرة الهليوم الخامل وكذلك ذرة الأكسجين أصبحت مماثلة لذرة النيون الخامل . أي أن الغلاف الأخير لكل ذرة هيدروجين قد أمتلئ بـ 2 إلكترون . وذرة الأكسجين بـ 8 إلكترونات
(ب) رابطة تساهمية ثنائية :-
مثال ذلك جزئ الأكسجين ( O2)
نلاحظ أن الغلاف الأخير لكل من ذرتا الأكسجين أصبحتا ممتلئتان بـ 8 إلكترونات .
للخلف

171. (ج) روابط تساهمية ثلاثية :-
ومثال آخر جزئ ثاني أكسيد الكربون CO2
نلاحظ أن الغلاف الأخير لذرتي الأكسجين قد أمتلئ بـ 8 إلكترونات وكذلك الغلاف الأخير لذرة الكربون أمتلئ بـ 8 إلكترونات.
(ج) روابط تساهمية ثلاثية :-
مثال جزئ النيتروجين (N2)
نلاحظ أن الغلاف الأخير لكل من ذرتي النيتروجين قد أمتلئ بـ 8 إلكترونات
للخلف

172. الرابطة التساهمية القطبية :
عندما تتكون الرابطة التساهمية بين ذرتين مختلفتين ، فإن إحدى الذرتين تكون لها قدره أكبر على جذب الزوج الإلكتروني المشترك ناحيتها وبالتالي تعتبر الكثافتة الإلكترونية أكبر ناحية تلك الذرة ولذلك تحمل شحنة جزئية سالبة ، والذرة الأخرى تكون الكثافة الإلكترونة عندها أقل وبالتالي تحمل شحنة جزيئة موجبة ويُعرف هذا بالرابطة التساهمية القطبية مثل :
للخلف

173. أما إذا كانت الذرتان المترابطتان متماثلتان فإن الرابطة التساهمية تكون غير قطبية مثل :
H H , Cl Cl , O O , N N
الرابطة التساهمية ذات إتجاه محدد في الفراغ .
المركبات التساهمية (ذات الروابط التساهمية ) لها الصفات التالية .
(1) لاتوصل التيار الكهربي.
(2) توجد في صورة مواد صلبة أو سائلة أو غازية .
(3) نقاط انصهارها و غليانها منخفضة .
(4) لاتذوب في الماء ( إلا إذا كانت تُكون روابط هيدروجينية مع جزيئات الماء) ولكنها تذوب في المذيبات العضوية
(3) الرابطة التناسقية :
1) هو نوع خاص من الروابط التساهمية حيث تنتمي فيه إلكترونات للرابطة لذرة واحده فقط وليس إلكترون من كل ذرة كما هو الحال في الرابطة التساهمية .
صورة
2) وتمثل الرابطة التناسقنية بسهم ( ) يخرج من الذرة المعطية (A) إلى الذرة المُكتسبة (B) ويسمى زوج الإلكترونات بالزوج المنفرد (A : B) .
(3) يمكن إعتبار أن إلكتروناً واحداً من الزوج الإلكترونات الذي ينتمي أصلاً للذرة (A) يبقى مرتبطاً بها ، أما الإلكترون الآخر فيرتبط بالذرة (B) . أي أن هذا النوع من الروابط يصحبه انتقال إلكترون من (A) إلى (B) ولذلك فإن الرابطة التناسقية تكتسب قطبية ويمكن تمثيلها هكذا :
A B-
و يطلق على هذا الرابط بالرابط نصف القطبي .
للخلف

174. أمثلة : (1) إتحاد النشادر مع ثالث كلوريد البورون
(2) أيون الأمونيوم
للخلف

175. الروابط الفيزيائية (أ) الرابطة الفلزية (المعدنية) :
(1) سميت بهذا الاسم لأنها تحدد الخواص الفيزيائية للمواد الكيميائية
(2) فيما عدا الروابط الفلزية فإن باقي الروابط الفزيائية تنشأ بين الجزيئات ، وتعرف بقوي التجاذب بقوى التجاذب بين الجزيئات وهي اضعف من الروابط الكيميائية .
(أ) الرابطة الفلزية (المعدنية) :
(1) ينشأ هذا النوع من الروابط نتيجة فقدان ذرات الفلز لإلكترونات التكافؤ مثل :
Na Na e (ذرة صوديوم)
( إلكترون تكافؤ سالب) (أيون صوديوم موجب)
2e Ca Ca ( ذرة كالسيوم)
(2 إلكترون تكافؤ سالب) (أيون كالسيوم موجب)
(2) وتكون إلكترونات التكافؤ حره الحركة خلال الشبكة البلورية ، نتيجة للتجاذب الضعف بينها وبين أنوية ذرات الفلز .
(3) حركة الإلكترونات الحرة هي التي تجعل الفلزات موصلة جيدة التيار الكهربي وللحرارة .
(4) التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة وإلكترونات التكافؤ السالبة يُعرف بالرابطة الفلزية.
(5) تختلف الرابطة الفلزية في قوتها من فلز إلى آخر ، ولذا نجد فلزات مختلفة في درجة صلابتها ، ودرجة انصهارها ودرجة غليانها .
للخلف

176. للخلف

177. (ب) الرابطة الهيدروجينية :
(1) هو نوع من الترابط بين الذرات في جزيئات مختلفة أو بين الذرات في نفس الجزئ عن طريق ذرة الهيدروجين.
(2) تنشأ الرابطة الرابطة الهيدروجينية عندما تكون ذرة الهيدروجين مرتبطة تساهمياً مع ذرة عنصر آخر صغيرة الحجم عالية السالبية الكهربية مثل الأكسجين (O) أو (F) أو الكلور (Cl) أو النيتروجين (N) ، حيث تجذب الذرة العالية السالبية الكهربية إلكترونا الرابطة التساهمية ناحيتها ، تاركة ذرة الهيدروجين بشحنة جزئية موجبة .
(3) نتيجة لهذه الشحنة الجزئية الموجبة على ذرة الهيدروجين فإن ذرة الهيدروجين تنجذب بشدة إلى الزوج الحر من الالكترونات المنفردة في ذرة أخرى عالية السالبية الكهربية في جزئ آخر أو في نفس الجزئ مكونة ما يسمى بالرابطة الهيدروجينية :
الخطوط المنقوطة تمثل الرابطة الهيدروجينية
(4) توجد الرابطة الهيدروجينية في المركبات غير العضوية مثل الماء ( ( H2O ، النشادر
( NH3) ، وفلوريد الهيدروجين ( HF)
للخلف

178. للخلف

179. (5) وتوجد الرابط الهيدروجينية أيضاً في المركبات العضوية مثل الكحولات ومركبات الفينول (Ar-OH) والأحماض العضوية (R-COOH)
(6) يمكن أن يحدث الترابط الهيدروجينى في الجزئ الواحد مثل مركب أرثونيترو فينول :
(7) يمكن أن يحدث الترابط الهيدروجيني بين جزيئين مختلفين مثل بين جزئ الماء و الميثانول أو بين جزئ الماء و النشادر .
للخلف

180. قوى ثنائي فطب – ثنائي قطب
(8) المركبات التي تحوى روابط هيدروجينية تكون لها درجات انصهار و تجمد و لزوجة عالية . فمثلاً الماء يغلي عند 100ْ م والكحول الأيثيلي يغلي عند 78ْ م بينما الايثير يغلي عند 36 ْ م فقط لأنه لا توجد به روابط هيدروجينية .
قوى ثنائي فطب – ثنائي قطب
(1) توجد هذه الروابط في المواد التي تتكون من جزيئات دائمة القطبية مثل HCl ، SO2 .
ففي جزئ HCl تكون ذرة الكلور أعلى سالبية كهربية من ذرة الهيدروجين ولذا تميل إلى جذب إلكتروني الرابطة التساهمية ناحيتها ولذا يصبح الجزئ قطبياً هكذا :
H Cl
حيث +δ ، - δ شحنة كهربية جزئية موجبة أو سالبة على التوالي
- δ +δ
( 2) تتراص الجزيئات القطبية في ترتيب منتظم وتكون قوى التجاذب بينها ذات طبيعة كهروستاتيكية.
قوى ثنائي فطب – ثنائي قطب
للخلف

181. السالبية الكهربية
السالبية الكهربية لذرة ما : هي مقياس لقدرة تلك الذرة في جزئ ما على جذب إلكترونا الرابطة التساهمية نحوها.
( د) قوى لندن التشتتية : ( أو روابط فان درفال)
(1) اقترح العالم لندن عام 1930 م أن الإلكترونات السالبة الشحنة والنويات الموجبة في أي ذرة أو جزئ تكون باستمرار في حركة تأرجحية بالنسبة لبعضها البعض وتكون ما يسمى بثنائي القطب المتأرحج .
(2) هذا الثنائي القطب يكون لحظي يتغير اتجاهه بسرعة فائقة من آن لآخر .
(3) الجزئ الذي ينشأ فيه ثنائي قطب لحظي يستقطب الجزيئات المجاورة له و تنشأ نتيجة لذلك قوى تجاذب
وتنافر(تشتت) كهروستاتيكية بين الجزيئات :
للخلف

182. (4) قوى لندن موجودة في جميع المواد وهي القوى الوحيدة الموجودة بين الجزيئات غير القطبية ، مثل اليود ، البنزين ، الكلور ، البروم ، اليود وحتى بين ذرات الغازات الخاملة .
(5) توجد قوى لندن الأقوى بين الجزيئات كبيرة الحجم التي تحتوي على عدد كبير من الإلكترونات ولذا يسهل استقطابها بها .
مثلاً نقاط الغليان تتزايد في الاتجاه التالي :
F2 < Cl2 < Br2 < I2
اتجاه تزايد الحجم الجزيئي وعدد الإلكترونات في الجزئ وتزايد نقاط الغليان .
للخلف

183. الجدول الدوري الحديث
قام العالم موزلي بدراسة الأشعة السينية (X – ray) الصادرة من عناصر مختلفة وتوصل إلى ما يلي :
(1)تُحدد خواص العناصر بناءً على عدده الذري وليس وزنه الذري
(2) لذلك يمكن تحديد خواص العنصر من دراسة التوزيع الإلكتروني لذرته . فمثلاً : عنصر عدده الذري (18) يكون توزيعه الالكتروني في مستويات الطاقة هو كالتالي:
K L M
( )
إذن هو عنصر خامل لأن مستوى طاقته الأخير به عدد 8 إلكترونات.
عدد الالكترونات في الغلاف الأول K = 2 إلكترون .
، عدد الالكترونات في الغلاف الثاني L = 8 إلكترونات .
، عدد الالكترونات في الغلاف الثالث M = 8 إلكترونات .
رتبت العناصر ترتيباً تصاعدياً تبعاً لأعدادها الذرية أي طبقاً للتوزيع الإلكتروني في مستويات الطاقة المختلفة . قُسمت العناصر في الجدول الدوري إلى سبعة دورات أفقية وستة عشر مجموعة رأسية .
تتكون الدورة من عناصر مرتبة أفقياً و كل دورة تختلف عن الدورة السابقة لها بغلاف إلكتروني جديد .
فالدورة الأولى بها الغلاف الإلكتروني الأول ، والدورة الثانية تشمل الغلاف الإلكتروني الأول وغلاف إلكتروني جديد هو الغلاف الإلكتروني الثاني وهكذا.
للخلف

184. (3) القيمة العددية لعدد الكم الرئيسي للغلاف الأخير (غلاف التكافؤ) تساوي رقم الدورة .
(4) تتكون المجموعات من عناصر متشابهة في خواصها الكيميائية وترتب العناصر في شكل أعمدة رأسية .
(5) تنقسم المجموعات إلى ثمانية مجموعات رئيسية ، يرمز لها بالرمز (أ) وتعرف بعناصر المجموعات الرئيسية أو (العناصر التمثيلية) ، وثمانية مجموعات انتقالية فرعيه يرمز لها بالرمز(ب) .
(6) العدد الكلي للإلكترونات في غلاف التكافؤ بالنسبة لعناصر المجموعات الرئيسية يساوي رقم المجموعة .
الدورات في الجدول الدوري : هي سبعة دورات أفقية تبدأ بــ :
الدورة الأولى :
وهي تبدأ بالهيدروجين (1H) ويقع على رأس المجموعة الأولى وعدده الذري (1) ، ثم الهليوم ( He 2) ويقع على قمة العناصر الخاملة وعدده الذري (2) وتحتوي ذرتي الهيدروجين و الهليوم على غلاف إلكتروني واحد(مستوى طاقة رئيسي واحد) هو K والحد الأقصى له 2 إلكترون .
1H He
1S S2
( K ) ( K )
للخلف

185. الدورة الثانية 10Ne نيون 9F فلور
(1) تشمل عناصر الدورة الثانية على غلافين إلكترونين ، الغلاف الأول K هو (1S) و الغلاف الثاني هو L (2s 2p)
(2) تحتوى على ثمانية عناصر تبدأ بالليثوم ( 3Li) وعدده الذري 3 وتنتهي بالنيون الخامل ( 10Ne) وعدده الذري 10 ، و ترتيب التوزيع الإلكتروني لعناصر تلك الدورة هى كالتالي :
5B بورون ، Be بريليوم ، Li ليثوم
(1S2 2S1) (1S2 2S2) (1S2 2S2 2P1)
(K) (L) (K) (L) ( K) (L)
8Oأكسجين N نيتروجين C كربون
(1S2 2S2 2P2) (1S2 2S2 2P3) (1S2 2S2 2P4)
(K) (L) (K) (L) (K) (L)
10Ne نيون F فلور
(1S2 2S2 2P5) (1S2 2S2 2P6 )
(K) (L) (K) (L)
للخلف

186. نلاحظ أن الغلاف الأخير (L) في ذرة النيون قد أمتلأ بـ 8 إلكترونات كحد أقصى و أي إلكترون جديد سوف يدخل في غلاف جديد أي في دورة جديدة هي الدورة الثالثة
الدورة الثالثة :
تحتوي على ثمانية عناصر تبدأ بالصوديوم ( (11Na وعدده الذري 11 وتنتهي بالأرجون
( (18 Ar وعدده الذري 18 وهو غاز خامل .
تحتوي تلك الدورة على ثلاثة أغلفة هي : K, L, M) ) ، الغلاف الخارجي (M) يمتلئ تدريحياً بالإكترونات عندما ننتقل من عنصر إلى عنصر آخر في هذه الدورة من اليسار إلى اليمين.
13Al ألمونيوم Mg ماغنيسيوم Na صوديوم
2S2 2P6 3S1) (1S2 2S2 2P6 3S2) (1S2 2S2 2P6 3S2 3P1) (1S2
M)) (K) (L) M) (K) (L) (M) ) (K ) (L)
14Si ( سليكون ) P ( فسفور)
(1S2 2S2 2P6 3S2 3P2) (1S2 2S2 2P6 3S2 3P3)
(K) (L) ( M) (K) (L) (M)
16S (كبريت) Cl (كلور)
(1S2 2S2 2P6 3S2 3P4) (1S2 2S2 2P6 3S2 3P5 )
(K) (L) ( M) (K) (L) ( M)
18Ar ( أرجون)
(1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 )
(K) (L) ( M)
للخلف

187. 15P فوسفور 14Si سليكون 3S2 3P3 2S2 2P6 1S2 3S2 3P2 M L K للخلف
13Al ألمونيوم
12Mgماغنيسيوم
11Na صوديوم
3S2 3P1
2S2 2P6
1S2
3S2
3S1 M L K
15P فوسفور
14Si سليكون
3S2 3P3
2S2 2P6
1S2
3S2 3P2 M L K
للخلف

188. 17Cl كلور
16S كبريت
3S2 3P5
2S2 2P6
1S2
3S2 3P4 M L K
18Ar أرجون
3S2 3P5
2S2 2P6
1S2 M L K
للخلف

189. نلاحظ أن الغلاف الأخير (M) في ذرة الأرجون قد أمتلئ بـ 8 إلكترونات كحد أقصى و أي إلكترون جديد جديد سوف يدخل في غلاف جديد أي في دورة جديدة أي هي الدورة الرابعة.
الدورة الرابعة :
(1) تحتوي تلك الدورة على أربعة أغلفه هي (K , L ,M , N) والغلاف الأخير (الخارجي) (N) يملأ تدريجياً بالإلكترونات حين الانتقال من عنصر إلى عنصر في هذه الدورة من اليسار إلى اليمين .
(2) توجد في تلك الدورة عناصر (أ) وعناصر (ب) (الانتقالية) .
تبدأ عناصر الدوره بعنصر البوتاسيوم (19K) وتنتهي بغاز الكريبتون الخامل (36Kr) ، وتشمل 18 عنصراً، راجع الجدول الدوري .
الدورة الخامسة :
(1) تحتوي تلك الدورة على خمسة أغلفة هي ( K , L , M , N , O) و الغلاف الأخير (O) يملأ تدريجياً بالإلكترونات حين الانتقال من عنصر إلى عنصر من اليسار إلى اليمين .
(2) توجد فى تلك الدورة العناصر الرئيسيه (أ) والعناصر الانتقالية (ب)
(3) تبدأ الدورة بعنصر الروبيديوم (37Rb) وتنتهي بغاز الزينون الخامل (54Xe) ، وتشمل 18 عنصراً .
راجع الجدول الدوري.
للخلف

190. الدورة السادسة : الدورة السابعة :
(1) تحتوي تلك الدورة على ستة أغلفه هي ( K , l ,M , N ,O ,P ) و الغلاف الأخير (6P) يملأ تدريجياً بالإلكترونات حين الانتقال من عنصر إلى عنصر من اليسار إلى اليمين .
(2) توجد في تلك الدورة العناصر الرئيسية (أ) والعناصر الانتقالية (ب) .
(3) تبدأ الدورة بعنصر السيزيوم (55Cs) وتنتهي بغاز الرادون الخامل ( 86Rn).
(4) انفصلت مجموعة من العناصر التي تلي عنصر اللانثانوم (57La) مباشرة وتسبق عنصر الهافنيوم (72Hf) وعددها 14 عنصراً في قطاع (f) (العناصر الانتقالية الداخلية وجميعها فلزات) وسميت مجموعه اللانثانيدات وضعت في قطاع مستقل .
(5) تحتوي هذه الدورة على 18 عنصر . راجع الجدول الدوري .
الدورة السابعة :
تحتوي تلك الدورة على سبعة أغلفه هي : ( K ,L ,M ,N ,O ,P) و الغلاف الأخير (7P) يملأ تدريجياً بالإلكترونات حين الانتقال من عنصر إلى عنصر من اليسار إلى اليمين .
توجد في تلك الدورة العناصر الرئيسيه (أ) والعناصر الانتقالية (ب).
تبدأ الدورة بعنصر الفرانسيوم (87Fr) وتنتهى بعنصر يونيلــنيوم (107Uns).
انفصلت مجموعة من العناصر التي تلي عنصر الأكتـنيوم (89Ac) مباشرة وتسبق عنصر يونيلكرديوم (104Unq) وعددها 14 عنصراً في قطاع مستقل هو قطاع (f)، و تسمى مجموعة الأكتينيدات ، راجع الجدول الدوري .
للخلف

191. المجموعات في الجدول الدوري:
تسمى الأعمدة الرأسية في الجدول الدوري بالمجموعات أو العوائل ، ويوجد 8 مجموعات رئيسية من 1أ حتى 7أ بالإضافة إلى مجموعة الصفر (مجموعة الغازات الخاملة) .
توجد مجموعات فرعية منفصلة في وسط الجدول من 1ب حتى 8ب تحتوي على العناصر الإنتقاليه.
عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الأخير ( الغلاف الخارجي) يطابق رقم المجموعة التي يجب أن يوضع فيها العنصر ، فمثلاً عناصر المجموعة (2أ) يحتوي مستوى الطاقة الأخير لذرات تلك العناصر على عدد 2 إلكترون ، ويحتوي مستوى الطاقة الأخير لعناصر المجوعة (7أ) على عدد 7 إلكترونات .
توجد أسماء شائعة لبعض المجموعات، مثل المجموعة (1أ) تسمى مجموعة الفلزات القلوية ، والمجموعة (2أ) تسمى مجموعة الفلزات القلوية الأرضية ، والمجموعة (7أ) تسمى الهالوجينات. وفي معظم الحالات الأخرى تعطى المجموعة الرئيسية أو الفرعية أسم العنصر الذي يأتي في طليعة المجموعة ، مثل عائلة الكربون (4أ) ، و عائلة النيتروجين (5أ) ، وعائلة الخارصين (2ب) وهكذا.
للخلف

192. للخلف

193. القطاعات في الجدول الدوري القطاع : (S)
قسمت العناصر في الجدول الدوري إلى قطاعات أربعة حسب ملء الاغلفة S, P,d, f
القطاع : (S)
يحتوي الغلاف الأخير ( الخارجي) على إلكترون واحد أو على ‘إلكترونين أثنين كحد أقصى.
يحتوي هذا الغلاف على مجموعتين رئيستين هما مجموعة الفلزات القلوية (1أ) ومجموعة الفلزات القلوية الأرضية
(2أ) ، وعناصر هاتين المجموعتين فلزات حقيقية.
القطاع (P):
وفيه يمتلئ تحت الغلاف (P)تدريجياً بالالكترونات من P1إلى P6.
يحتوي هذا الغلاف على المجموعات الرئيسية من (3أ حتى 8أ).
القطاع (d):
وفيه يمتلئ تحت الغلاف (d) تدريجياً بالإلكترونات من (d1حتى d10)).
يتكون هذا الغلاف من ثلاثة سلاسل أفقية تحتوي على العناصر الانتقالية الرئيسية وتوجد ضمن الدورات الرابعة والخامسة والسادسة وتقع بين المجموعتين الرئيستين 2أ , 2ب وتنقسم إلى 8 مجموعات .
القطاع (F) :
وفيه يمتلئ تحت الغلاف (F) تدريجياً بالإلكترونات من (F1حتىF10).
يتكون هذا الغلاف من سلسلتين من العناصر تعرف بالعناصر الانتقالية الداخلية ، عناصر تعقب عنصر اللانثانوم (3ب) تسمى اللانثانيدات ، وعناصر تعقب عنصر الأكتنيوم (3ب) تسمى الأكتيدينات، وتوضع السلسلتان عادة في قطاع مستقل أسفل الجدول الدوري .
للخلف

194. القطاعات في الجدول الدوري
للخلف

195. أمثلة محلولة :- الحل : ,18Ar , 15P , 20 Ca , 11Na
أكتب التوزيع الالكتروني للعناصر التالية موضحاً رقم الدورة ، ورمز القطاع ، ورقم المجموعة :
,18Ar , 15P , 20 Ca , 11Na
الحل :
رقم الدورة = الدوره الثالثة ، رمز القطاع = S، رقم المجموعة = 1أ (فلز قلوي).
للخلف

196. عنصر الكالسيوم : 20Ca
1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2: 20Ca
رقم الدورة
رقم المجموعة
رمز القطاع
رقم الدورة = الدورة الرابعة ، رمز القطاع = S ، رقم المجموعة =2أ (فلز قلوي أرضى).
للخلف

197. 15P: 1S2 2S2 2P6 (3S2 3P3) عنصر الفوسفور 15P رقم الدورة رقم المجموعة
3+2 = 5
رمز القطاع
رفم الدورة = الدورة الثالثة ، رمز القطاع = P ، رقم المجموعة = 5أ
للخلف

198. 18Ar : 1S2 2S2 2P6 (3S2 3P6) عنصر الأرجون 18Ar : رقم المجموعة
2 + 6 = 8
رقم الدورة
رمز القطاع
رقم الدورة = الدورة الثالثة ، رمز القطاع = P ، رقم المجموعة = 8 ( وتسمى أيضاَ المجموعة صفر)
للخلف

199. الخواص الكهربية والتركيبية للعناصر( الفلزات ، اللافلزات ، وأشباه الفلزات )
تختلف الخواص الكهربية للمعادن (الفلزات) عن اللا معادن (اللا فلزات) ,أشباه المعادن ( أشباه الفلزات) وكذلك الخواص
الحرارية والتركيبية) .
الفلزات :
(أ) تمثل القسم الأكبر من العناصر ، وتوجد على الجانب الأيسر من الجدول الدوري ، ويحدها من اليمين الخط الحدودي القطري
الذي يمتد من البورون (5B) عند القمة إلى الأستاتين (85At) عند القاع . راجع الجدول الدوري.
(ب) جميع الفلزات ما عدا الزئبق مواد صلبة عند درجة حرارة الغرفة ولها بريق معدني ، وهي مطاوعة يمكن ثنيها، طرقها ، أوسحبها إلى أسلاك دون أن تنكسر .
(ج) جميعها جيد التوصيل للحرارة والكهرباء.
(د) تشمل الفلزات القلوية ( الليثيوم، البوتاسيوم، الروبيديوم، السيزيوم، الفرانسيوم) والفلزات القلوية الأرضية (البريليوم)، الماغنسيوم، الكالسيوم، الأسترانشيوم، الباريوم والراديوم) وتشمل كذلك الألمونيوم، القصدير، القصدير، الرصاص،والبزموث. وتشمل أيضاً العناصر الانتقالية الرئيسية ( مثل النحاس ، الفضة، الذهب ، البلاتين، الحديد، النيكل،الكوبالت والخارصين) . كما تشمل الفلزات الانتقالية الداخلية (مثل اليورانيوم والبلوتونيوم).
للخلف

200. اللافلزات : أشباه الفلزات:
(أ) توجد على الجانب الأيمن من الجدول الدوري ويحدها من اليسار الخط الحدودي القطري الذي يمتد من البورون(5B) عند القمة إلى الأستاتين( (85Atعند القاع .
(ب) عددها 17 عنصرا. أحد عشر عنصراًَ منها غازات ( الهيدروجين، الفلور، الكلور، الغازات الخاملة، النيتروجين، والأكسجين)، وواحد منها فقط سائل (البروم) وخمسة منها مواد صلبة
عند درجة حرارة الغرفة هي (الكربون، الفوسفور، الكبريت، السيلنيوم واليود) .
(ج) ليس لها بريق معدني، والصلب منها هش ( قابل للكسر) .
(د) رديئة التوصيل للحرارة والكهرباء.
(هـ) لها تركيب لا فلزي حيث يكون الترابط بين الذرات تساهمياً .
أشباه الفلزات:
(أ) عددها سبعة عناصر هي ( البورون، السيليكون، الجرمانيوم، الزرنيخ، التيليريوم والأستاتين) مجاورة للخط الحدودي القطري الذي يفصل بين الفلزات واللافلزات .
(ب)لها بريق فضي ، ولكنها هشة (سهلة الكسر) .
(ج) موصلات ضعيفة للحرارة والكهرباء، فالتوصيل الكهربي للسيليكون وسط بين التوصيل الكهربي للفلزات والعوازل.
لا يعتبر تقسيم العناصر على طرفي الخط الحدودي القطري إلى فلزات ولا فلزات تقسيماً دقيقاً، لأن عددأً من عناصر المجموعة 4أ، 5أ، 6أ يتواجد على أكثر من صورة تآصلية ولكل منها خواص تختلف عن غيرها وهذا يوضح العلاقة بين الخواص الكهربية واخواص التركيبية للعنصر,
للخلف

201. طاقة التأين وجهد التأين:-
مثال (1) : القصدير له صورتان تآ صليتان ، الصورة التآصلية الأولى ( القصديرالرمادي)( الطورα) ، لها تركيب لا فلزي شبيه بتركيب الماس وهو من أشباه الموصلات،
أما القصدير الأبيض ( الطور β) له تركيب فلزي موصل للكهرباء ، وهو ثابت عند درجة حرارة أعلى من 13 o م
مثال (2) : السيلينيوم (Se)له صورتان تآ صليتان ، احداها لها تركيب لا فلزي وغير موصلة للكهرباء، والصورة الثانية لها تركيب قريب من الفلزي وشبه موصلة للكهرباء.
مثال (3) : للفوسفور ثلاثة صور تآصلية: الفوسفور الأبيض، والفوسفور الأحمر وهما غير موصلين للكهرباء في حين أن الفوسفور الأسود موصل جيد للكهرباء .
طاقة التأين وجهد التأين:-
طاقة التأين الأولى : هي الطاقة اللازمة لنزع الكترون واحد من ذرة عنصر في الحالة الغازية وتحويلها إلى أيون موجب، وهي نفسها الطاقة التي تربط هذا الالكترون بالذرة.
وتقاس بالكيلو جول/ مول من الذرات.
X ( غاز) X+(غاز ) e-
ذرة أيون موجب الكترون
للخلف

202. طاقة التأين الثانية: هي الطاقة اللازمة لنزع الكترون واحد من أيون موجب يحمل شحنة موجبة واحدة( في الحالة الغازية) وتحويله إلى أيون موجب يحمل شحنتين موجبتين( في الحالة الغازية).
X+ (غاز) X e-
أيون موجب أيون موجب الكترون
يحمل شحنة واحدة موجبة يحمل شحنتين موجبتين
طاقة التأين الثالثة: هي الطاقة اللازمة لنزع الكترون واحد من أيون موجب يحمل شحنتين موجبتين ( في الحالة الغازية) وتحويله إلى أيون موجب يحمل ثلاثة شحنات موجبة( في الحالة الغازية).
X++ (غاز) X e-
أيون موجب أيون موجب الكترون
يحمل ثلاثة شحنات موجبة يحمل شحنتين موجبتين
جهد التأين الأول : هو الجهد اللازمة لإنتزاع الكترون واحد من ذرة عنصر في (الحالة الغازية) وتحويلها إلى أيون موجب، ويقاس بالفولت .
للخلف

203. جهد التأين الثاني: هي الجهد اللازم لنزع الكترون واحد من أيون موجب يحمل شحنة موجبة واحدة( في الحالة الغازية) وتحويله إلى أيون موجب يحمل شحنتين موجبتين( في الحالة الغازية).
ويقاس بالفولت .
يزداد جهد وطاقة التأين خلال الدورة الواحدة في الجدول الدوري للعناصر من اليسار إلي اليمين وذلك لزيادة الشحنة الموجبة على النواة في نفس الاتجاه .
يتناقص جهد وطاقة التأين خلال المجموعة الواحدة في الجدول الدوري للعناصر من أعلى إلى أسفل وذلك لزيادة العدد الذري وبالتالي تزايد الحجم الذري وبالتالي تناقص تأثير الشحنة النووية الموجبة على الالكترونات الخارجية .
للخلف

204. الباب الرابع الكيمياء العضوية
(أ) التعريف والتطبيقات
أُطلق اسم الكيمياء العضوية في البداية للدلالة على كيمياء المواد المشتقة من أصل عضوي ( أي من أصل حي ( نباتي أو حيواني))، أما التعريف الحديث، فيعتمد على التركيب الكيميائي للمواد العضوية وليس على مصدرها.
التعريف الحديث : الكيمياء العضوية هو العلم الذي يبحث في مركبات الكربون (C) والهيدروجين(H) أساساً، بالإضافة إلى وجود عناصر أخرى مثل : الكبريت (S)، الأكسجين (O)، النيتروجين(N)، الفوسفور (P)، وللكيمياء العضوية مجالات تطبيقية واسعة في الصناعة:
المطاط الصناعي الذي ينافس المطاط الطبيعي في خواصه.
إنتاج الألياف الصناعية مثل النايلون، الداكرون، والتريلين، والتي أصبحت تنافس أقمشة الصوف والقطن والحرير الطبيعي.
معظم الأدوية في الصيدليات هي مركبات عضوية مصنعة في المعامل، مثل : الفيتامينات، المضادات الحيوية والإنزيمات.
للخلف

205. (4) تصنيع الأسمدة مثل اليوريا، وتصنيع المبيدات الحشرية.
(5) تصنيع المنظفات الصناعية، المذيبات، العطور والبوليمرات التي تصنع منها أكياس النايلون والمواد البلاستيكية.
(ب) سبب انتشار المركبات العضوية
ارتباط ذرات الكربون في شكل سلاسل طويلة تحتوي على أعداد كبيرة من الذرات.
تشترك في تكوين السلسلة ذرة أو أكثر من عنصر آخر مثل الهيدروجين، النيتروجين، الأكسجين، مما يؤدي إلى زيادة وتعدد المركبات العضوية.
(جـ) الكشف عن العناصر في المركبات العضوية وتحليلها
حتى يتم التعرف على أية مادة عضوية، يجب السير في الخطوات التالية:-
تنقية المادة العضوية من الشوائب وبلورتها.
تحديد درجة الانصهار والغليان للمادة المراد فحصها.
إجراء تحليل كيفي للمادة العضوية لمعرفة نوع العناصر المكونة منها.
إجراء تحليل كمي للمادة لمعرفة النسبة المئوية لكل عنصر مشارك في تكوين المادة.
تحديد الوزن الجزيئي للمادة.
للخلف

206. التحليل الكيفي :- التحليل الكمي :-
(6) تحديد الصيغة الأولية لجزئ المادة.
(7) تحديد الصيغة الجزيئية لجزئ المادة
(8) تحديد الصيغة البنائية ( التركيبية) لجزئ المادة.
التحليل الكيفي :-
الغرض من إجراء هذا التحليل، هو تحديد نوع العناصر المكونة للمادة العضوية عن طريق الكشف عنها. وأبرز هذه العناصر هما الكربون(C) والهيدروجين(H)، ويليهما النيتروجين (N)، والفوسفور (P) والهالوجينات ( كلور، بروم ، ويود).
التحليل الكمي :-
الغرض من إجراء هذا التحليل، هو إيجاد النسبة المئوية لكل عنصر مشارك في تكوين المادة المراد تحليلها. ويعتمد هذا التحليل على تحليل المادة تحليلاً كاملاً إما بحرقها حرقاً تاماً في جو من الأكسجين، أو بتسخينها مع عوامل مؤكسدة في وجود كواشف مناسبة يمكن تقديرها بسهولة.
للخلف

207. حساب النسبة المئوية للكربون والهيدروجين في المادة العضوية:-
يتم ذلك بحرق وزن محدد معلوم من المادة العضوية حرقاً تاماً في جو من الأكسجين، حيث يتحول كل الكربون الموجود في المادة العضوية إلى ثاني أكسيد الكربون(CO2) ويتحول كل الهيدروجين إلى بخار ماء (H2O) . ويُمتص (CO2) الناتج بواسطة محلول هيدروكسيد البوتاسيوم المركز، ثم يحدد وزنه، ويُمتص بخار الماء الناتج بواسطة كلوريد الكالسيوم ثم يحدد وزنه.
للخلف

208. تحديد النسبة المئوية للكربون:
وزن الكربون في المادة العضوية = وزن الكربون في (CO2) الناتج
= وزن (CO2) الناتج x الوزن الذري للكربون
الوزن الجزيئي لـ (CO2)
= وزن (CO2) الناتج x 12 44
النسبة المئوية للكربون في المادة العضوية = وزن الكربون في المادة العضوية x 100
وزن المادة العضوية
= وزن (CO2) الناتج x 12X 100
وزن المادة العضوية x44
للخلف

209. وزن الهيدروجين في المادة العضوية = وزن الهيدروجين في (H2O) الناتج
تحديد النسبة المئوية للهيدروجين:
وزن الهيدروجين في المادة العضوية = وزن الهيدروجين في (H2O) الناتج
= وزن (H2O) الناتج x 2x الوزن الذري للهيدروجين
الوزن الجزيئي لـ (H2O)
= وزن (H2O) الناتج x 2x1 18
النسبة المئوية للهيدروجين في المادة العضوية = وزن الهيدروجين في المادة العضوية X 100
وزن المادة العضوية
= وزن (H2O) الناتج x 2x 100
وزن المادة العضوية X 18
للخلف

210. مثال : أعطت مادة عضوية تزن 2064و0جم عند احتراقها 2875و0جم من ثاني أكسيد الكربون (CO2) ، 1255و0 جم من الماء (H2O). أحسب النسبة المئوية للكربون والهيدروجين في هذه المادة؟
الحل:-
= النسبة المئوية للكربون %
= النسبة المئوية للهيدروجين
للخلف

211. تقدير النسبة المئوية للنيتروجين في المادة العضوية:-
تسخن المادة العضوية مع قليل من حمض الكبريتيك المركز(H2SO4)، حتى تتحلل تماماً، ويتحول النيتروجين إلى غاز النشادر باتحاده مع الهيدروجين، ويمتص غاز النشادر بواسطة حمض الكبريتيك الذي يحوله إلى كبريتات الأمونيوم، والتي يمكن حساب النسبة المئوية للنيتروجين فيها.
تقدير النسبة المئوية للأكسجين في المادة العضوية:-
يمكن حساب النسبة المئوية للأكسجين في المادة العضوية، وذلك بايجاد مجموع النسب المئوية للعناصر المكونة للمادة ثم طرح هذا المجموع من 100.
الصيغة الأولية للمادة :-
هي أبسط صيغة تعبر عن نسبة ذرات العناصر الموجودة في جزئ واحد من المادة العضوية. وقد لا تعبر هذه الصيغة عن العدد الحقيقي لذرات العناصر في جزئ المادة.
للخلف

212. طريقة حساب الصيغة الأولية :-
(1) تعيين النسب المئوية للعناصر المختلفة التي تدخل في تركيب المادة. فإذا كان مجموع هذه النسب أقل من (100%) دل هذا على أن المادة تحتوي على الأكسجين، وأن:
النسبة المئوية للأكسجين = 100 – مجموع النسب المئوية للعناصر الأخرى
(2) ُتقسم النسبة المئوية لكل عنصر على وزنه الذري.
(3) ُتنسب الأرفام الناتجة من العملية السابفة إلى أصغرها لمعرفة نسبة ذرات العناصر بعضها إلى بعض في جزئ المادة.
مثال :-
ُحللت 0.2 جم من مادة عضوية وأعطت 0.29 جم ثاني أكسيد الكربون(CO2)، 0.12 جم بخار ماء (H2O) . أحسب الصيغة الأولية لهذه المادة ؟
( الوزن الذري للكربون = 12، الهيدروجين = 1، الأكسجين = 16)
الحل:
= النسبة المئوية للكربون
للخلف

213. أبسط نسبة للذرات في الجزئ
= النسبة المئوية للهيدروجين
= النسبة المئوية للأكسجين
كربون
هيدروجين
أكسجين
النسبة المئوية
40%
6.5%
53.53%
الوزن الذري 12 1 16 40
6.5
53.53
حاصل القسمة
3.33
3.34
بالقسمة على أصغر رقم
3.4
أبسط نسبة للذرات في الجزئ 2
أي أن الصيغة الأولية هي : CH2O
للخلف

214. مثال : الحل : الصيغة الأولية هي : CH2O
الصيغة الجزيئية للمادة العضوية:-
ُتوضح العدد الحقيقي لذرات العناصر الُمكونة لجزئ واحد من المادة.
قد تكون الصيغة الجزيئية ُمشابهة للصيغة الأولية أو مضاعافاتها.
تُحدد الصيغة الجزيئية بقسمة الوزن الجزيئي على مجموع الأوزان الذرية للعناصر في الصيغة الأولية ( الوزن الصيغي الأولي).
مثال :
الصيغة الأولية للمادة في المثال السابق هي (CH2O)، فإذا كان الوزن الجزيئي هو (180)، فما هي الصيغة الجزيئية لتلك المادة؟.
الحل :
الصيغة الأولية هي : CH2O
مجموع الأوزان الذرية للعناصر فيها = 30 =
( الوزن الصيغي الأولي)
للخلف

215. , الصيغة الجزيئية = 6(CH2O) = 6 x CH2O C6H12O6 =
الصيغة الجزيئية n(CH2O) = X n الصيغة الأولية
= CH2O x n
n = الوزن الجزيئي
الوزن الصيغي الأولي
الصيغة الجزيئية = 6(CH2O) = 6 x CH2O ,
C6H12O6 =
وهي الصيغة الجزيئية لسكر الجلوكوز
للخلف

216. الصيغة البنائية :-هي الصيغة التي تمثل ترتيب الذرات التي يتكون منها الجزئ في الفراغ، وعلاقتها مع بعضها.
(1) جزئ غاز الميثان : صيغته الجزيئية : (CH4)
ذرة الكربون موجودة عند مركز رباعي أسطح منتظم،
وتتجه الزوايا ناحية أركان الرباعي الأسطح المنتظم
الصيغة البنائية
للخلف

217. (2) جزئ الإيثانول: الصيغة الجزيئية :C2H6O
الصيغة البنائية البنائية المبسطة : CH3-CH2-OH
الصيغة البنائية المفصلة :
(3) حمض الخليك : الصيغة الجزيئية : C2H4O2
الصيغة البنائية المبسطة : CH3-COOH
الصيغة البنائية المفصلة :
للخلف

218. (د) التهجين، الترابط والبنية التركيب الالكتروني لذرة الكربون
التركيب الالكتروني لذرة الكربون العادية هو :6C: 1S2 2S2 2P2
للخلف

219. نظراً لوجود إلكترونين مفردين فقط في أوربتلين (2P) فقد يتوقع أن تكون ذرة الكربون قادرة على تكوين رابطتين فقط، إلا أن الوافع يدلنا على أن الكربون في معظم مركباته يرتبط مع غيره من الذؤات بأربعة روابط.
وتفسير ذلك هو أن ذرة الكربون تنتقل من الوضع العادي إلى حالة مثارة بإكتسابها قدر ضئيل من الطاقة لإثارة أحد إلكتروني الأوربتال (2S) لينتقل ‘لى الأوربتال الفارغ (2Pz) كما هو موضح أدناه :
ذرة الكربون العادية
ذرة الكربون المثارة
للخلف

220. وعند تزاوج الإلكترونات الأربعة المفردة في ذرة الكربون المثارة مع أربعة إلكترونات مفردة من ذرات أخرى، تنشأ أربعة روابط: ثلاثة منها متكافئة (متساوية في الطول والقوة)، والرابطة الرابعة مختلفة (أقوى منها وأقصر).
ونظراً لأن الواقع يدلنا على أن الروابط الأربعة متكافئة ( متساوية في الطول والقوة) ، كما في جزئ الميثان مثلاً ، أذن لابد من حدوث عملية معينة في ذرة الكربون ينتج عنها أربعة أوربتلات متكافئة ( متساوية في طاقتها ومتماثلة في الشكل الفراغي)، وتسمى هذه العملية بالتهجين.
التهجين:-
التهجين هو عملية مزج (خلط) لأوربتلات ذرية نقية لتكوين أوربتلات جديدة، مهجنة، متكافئة في الطاقة وفي توزيعها الفراغي).
الشروط الواجب توافرها لحدوث عملية التهجين:-
1- عملية التهجين تحدث بعد إثارة الذرة بإكسابها قدر قليل من الطاقة.
2- تحدث عملية التهجين بين أوربتلات ذرية مختلفة، بمعنى أن تكون من نوع(S) و (P) ، وليس كلها من نوع (ٍS) أو (P) مثلاً.
للخلف

221. 3- تحدث عملية التهجين بين أوربتلات موجودة في نفس الذرة وقريبة من بعضها في الطاقة، مثلاً: تهجين أوربتلات (2S) مع أوربتلات (2P) .
4- عدد الأوربتالات المهجنة يكون مساوياً لعدد الأوربتلات الذرية النفية الداخلة في عملية التهجين.
ظاهرة التهجين تحدث في ذرة الكربون وغيرها من الذرات، مثل النيتروجين والأكسجين. وهناك أنواع عديدة من التهجين منها : SP3, SP2, SP
(حسب نوع وعدد الأوربتلات الداخلة في عملية التهجين).
أنواع الروابط
الرابطة سيجما(σ) : تنشأ عن تداخل الأوربتالات الذرية مع بعضها بالرأس ، أي يكون الأوربتالان المتداخلان على خط واحد، هو محور الرابطة (تداخل محوري)، وتكون الكثافة الإلكترونية لإكتروني الرابطة متمركزة بين نواتي الذرتين المترابطتين:أمثلة:-
للخلف

222. للخلف

223. الرابطة باي (π) : تنشأ عن تداخل أوربتلين ذرتين من النوع () بالجنب – أي يكون الأوربتلان المتدخلان متوازين، وتكون الكثافة الإلكترونية لإلكتروني الرابطة متمركزة أعلى وأسفل محور الرابطة.
النقاط (.) تمثل أنوية الذرات.
للخلف

224. تفسير تكوين جزئ الميثان (CH4)
التهجين من نوع (SP3)
وفيه يتم تهجين أوربتال (S) مع ثلاثة أوربتالات (P) للحصول على أربعة أوربتلات مهجنة متكافئة من النوع (SP3)، وتكون متجهة ناحية أركان هرم رباعي الأسطح منتظم، وتكون الزاوية بين كل أوربتلين /
تفسير تكوين جزئ الميثان (CH4)
(1) إثارة أحد إلكترونات (2S) إلى أحد أوربتالات (2P) الفارغ .
(2) تهجين (مزج) أوربتالات التكافؤ الأربعة ( S, Px, Py, Pz) في ذرة الكربون ، للحصول على أربعة أوربتلات ذرية مهجنة متكافئة ، يرمز لكل منها بالرمز (SP3) .
للخلف

225. أربعة أوربتلات ذرية مهجنة من نوع (SP3) متجهة ناحية أركان هرم رباعي السطوح المنتظم
للخلف

226. (3) تتداخل أوربتلات (SP3) المهجنة مع أوربتلات ذرات الهيدروجين الأربعة من نوع(1S) لتكوين أربعة روابط تساهمية متكافئة من نوع (σ)، حيث يحدث تزاوج للإلكترونات المفردة في ذرة الكربون مع الإلكترونات المفردة في ذرات الهيدروجين:
للخلف

227. جزئ الميثان : الشكل هرم رباعي السطوح منتظم
للخلف

228. تفسير تكوين جزئ الإيثيلين ( H2C = CH2)
التهجين من النوع : (SP2)
وفيه يتم تهجين أوربتال (S) مع أوربتالين (P) ، لنحصل على ثلاثة أوربتالات متكافئة من النوع (SP2) بحيث تكون الزوايا بينها (1200)، وتوجد في مستوى واحد .
تفسير تكوين جزئ الإيثيلين ( H2C = CH2)
(1) إثارة أحد إلكترونات (2S) إلى أحد أوربتلات (2P) الفارغ.
ذرة الكربون العادية
ذرة الكربون المثارة
للخلف

229. (2) يحدث تهجين بين أوربتال (2S) وأوربتلين من نوع (2P) في غلاف التكافؤ لذرة الكربون، لينتج ثلاثة أوربتلات مهجنة، متكافئة، يرمز لكل واحد منها بالرمز (SP2)، وتكون الزوايا بينها (1200) .
(3) يظل الأوربتال (2Pz) نقيا غير مهجن، ويكون عمودياً على الأوربتلات الثلاثةالمهجنة(SP2).
للخلف

230. للخلف

231. تفسير تكوين جزئ الأسيتلين HC Ξ CH
التهجين من النوع (SP)
وفيه يتم تهجين أوربتال (S) مع أوربتال (P)، لنحصل على أوربتالين مهجنين متكافئين من نوع(SP)، وتكون الزاوية بينهما (180 0)، ويبقى أوربتالان ذريان نقيان ( غير مهجنين ) في غلاف التكافؤ لذرة الكربون.
تفسير تكوين جزئ الأسيتلين HC Ξ CH
(1) إثارة أحد إلكترونات (2S) إلى أحد أوربتلات (2P) الفارغ :
ذرة الكربون العادية
ذرة الكربون المثارة
للخلف

232. (2) تهجين أوربتال (2S) مع أوربتال واحد (2Px) من أوربتلات المستوىالفرعي (2P)، لينتج أوربتلان مهجنان من النوع (SP)، الزاوية بينهما (180 0) .
(3) الأوربتالان الذريان عير المهجنين (2Pz , 2Py) يكونان متعامدين على بعضهما، وعلى الأوربتالين المهجنين (SP).
للخلف

233. للخلف

234. جزئ الأستيلين
للخلف

235. (هـ) المجموعات الوظيفية ( الفعالة) في المركبات العضوية
هي عبارة عن ذرة أو مجموعة من الذرات يحدد وجودها الصفات الكيميائية للمركب، حيث تكون مركز النشاط في الجزئ، ويظل باقي الجزئ كما هو. وتكون التفاعلات الكيميائية في المركبات العضوية هي مجرد تحويل مجموعة فعالة إلى مجموعة أخرى :
H2C = CH2 + H H3C – CH3
هدرجة
ألكين
ألكان
للخلف

236. مجموعة هيدروكسيل متصلة بحلقة بنزين
تتضمن المجموعة الوظيفية ( الفعالة) ذرات كربون مرتبطة بذرات أخرى غيرالكربون،الأكسجين، النيتروجين والكبريت، حيث يتم حدوث التفاعلات الكيميائية عند هذه المجموعات.
والجدول التالي يوضح بعض المجموعات الوظيفية الهامة في الكيمياء العضوية.
العائلة
المجموعةالوظيفية
اسمها
مثال
ألكانات
C-C ; C-H
رابطة أحادية
H3C-CH2-CH3
ألكينات
C = C
رابطة مزدوجة
H2C=CH2
ألكاينات
CΞC
رابطة ثلاثية
HCΞCH
كحولات
C-OH
H3C-OH
فينولات
-OH
مجموعة هيدروكسيل متصلة بحلقة بنزين
للخلف

237. R-CO-Cl R-COOH -CO-O-CO- RCOOR/ CH3COOC2H5 H3C-SH CH3-CN للخلف
العائلة
المجموعة
اسمها
مثال
إيثرات
-O-
رابطة إيثر
H3C-O-CH3
ثنائي- ميثيل إيثر
ألدهيدات
-CHO
مجموعة ألدهيد
CH3-CHO
أسيتالدهيد
كيتونات
-CO-
مجموعة كيتون
CH3-CO-CH3
أسيتون
أحماض كربوكسيلية
R-COOH
مجموعة كربوكسيل
CH3-COOH
حمض خليك
أنهيدريدات
-CO-O-CO-
مجموعة الأنهيدريدات
CH3-CO-O-CO-CH3
أنهيدريد حمض خليك
أسترات
RCOOR/
مجموعة أستر
CH3COOC2H5
إيثيل أسيتات
كلوريدات الأسايل
R-CO-Cl
مجموعة كلوريد الأسايل
CH3-CO-Cl
كلوريد أسيتل
أمينات
-NH2
مجموعة الأمين
H3C-SH
ميثيل ميركبتان
النيتريلات
-CN
مجموعة النيتريل
CH3-CN
أسيتو نيتريل
الثيو إيثرات
C-S-C
مجموعة ثيو إيثر
CH3-S-C2H5
ميثيل-إيثيل ثيو إيثر
للخلف

238. (و) التشكل في المركبات العضوية
يمكن تقسيم التشكل في المركبات العضوية على النحو التالي :
التشكل
فراغي
بنائي
(1) هندسي
(1) هيكلي
(2) هيئي ( ديناميكي)
(2) موضعي
(3) ضوئي
(3) وظيفي
(4) توتوميري
للخلف

239. التشكل البنائي:-
وهو تشابه مركبين أو أكثر في الصيغة الجزييئة وإختلافهما في االهيكل البنائي للجزئ أو المجموعة الوظيفية.
(1) التشكل الهيكلي: ويقصد بهذا التشكل وجود مركبين أو أكثر لهما نفس الصيغة الجزيئية ونفس المجموعة الوظيفية، ولكنهما يختلفان في الهيكل البنائي للجزئ ( أي في الطريقة التي تتصل ذرات الكربون ببعضها).
أمثلة:-
للخلف

240. 2- ميثيل بيوتان
للخلف

241. (2) التشكل الموضعي:- ويقصد به وجود مركبين أو أكثر لهما نفس الصيغة الجزيئية ونفس الهيكل الكربوني والمجموعة الوظيفية، ولكنهما يختلفان في موضع المجموعة الوظيفية، وتعرف هذه المركبات بالمتشكلات الموضعية.
أمثلة:-
1- برومو بيوتان برومو بيوتان
للخلف

242. O-(أورثو) نيترو طولوين m-(ميتا) نيترو طولوين p-(بارا) نيترو طولوين
للخلف

243. ثنائي ميثيل الإيثر الإيثانول
(3) التشكل الوظيفي:- ويقصد به وجود مركبين أو أكثر لهما نفس الصيغة الجزيئية، ولكنهما يختلفان في المجموعة الوظيفية، فمثلاً الصيغة العامة C2H6O ، قد تدل على الإيثانول أو ثنائي ميثيل الإيثر:
CH3-CH2-OH CH3-O-CH3
ثنائي ميثيل الإيثر الإيثانول
فالمجموعة الوظيفية في الإيثانول هي الهيدروكسيل، وفي ثنائي ميثيل الإيثر هي مجموعة الإيثر، وكل منهما يختلف عن الآخر في تفاعلاته، وطرق تحضيره.
للخلف

244. التشكل التوتوميري : يظهر هذا النوع من التشكل في المركبات التي تحتوي على مجموعة ميثيلين في وضع ألفا بالنسبة لمجموعة كربونيل. وهذه المركبات يمكن أن توجد في حالة توازن بين صيغتين، إحداهما تسمى صيغة (كيتو) والأخرى تسمى صيغة (إينول):
صيغة إينول صيغة كيتو
للخلف

245. صيغة رنينية ( (IIصيغة رنينية (I)
(د) الرنينResonance:- غالباً ما يكون من الممكن كتابة أكثر من صيغة تركيبية إلكترونية واحدة لنفس الجزئ ، مثال البنزين:
صيغة رنينية ( (IIصيغة رنينية (I)
للخلف

246. الهجين الرنيني للبنزين
وكل من الصيغتين يدل على أن جزئ البنزين يحتوي على نوعين من الروابط ( أحادية وثنائية) ، إلا أن الواقع يدل على أن الروابط الستة بين ذرات الكربون متكافئة. لذا أُقترح وجود صيغة تركيبية إلكترونية واحدة للبنزين، تكون فيها روابط (باي) الثلاثة موزعة بالتساوي على الروابط الستة، وتعرف بالهجين الرنيني، وهو ينتج عن مزج الصيغتين (I) و(II) مع بعضهما. ويمكن أعتبار التركيب الإلكتروني للبنزين يمثله الهجين الرنيني التالي:
الهجين الرنيني للبنزين
للخلف