مدرسة بيلا الاعدادية بنات
مرحبا بالزائر نرجوا ان تقضى وقت ممتع معنا فى المنتدى ونرجوا ان تصبح عضوا فاعلا فى المستقبل

مدرسة بيلا الاعدادية بنات

منتدى تعليمى تربوى يعمل على ربط المدرسة بالتلاميذ واولياء الامور داخل وخارج المدرسة
 
الرئيسيةالتسجيلدخول
شاطر | 
 

 موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى

استعرض الموضوع السابق استعرض الموضوع التالي اذهب الى الأسفل 
كاتب الموضوعرسالة
Mr.Emad
Admin
Admin


ذكر
عدد الرسائل: 5229
العمر: 46
تاريخ التسجيل: 16/08/2008

26092009
مُساهمةموضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى

موضوع الكتاب المدرسى الجديد
هو عمل متواضع قمت بعمله خدمة لاعضاء المنتدى الكرام وكذلك الزوار
وقد ادمجت فيه بعض المعلومات الاضافية وميزتها باللون الاسود وكذلك الموضوعات الموجودة فى الكتاب
المدرسى وميزتها باللون الازرق حتى يمكن الاستعانه بالمعلومات الاضافية فى ملف الانجاز للطالب
اذا اراد عمل نشاط مصاحب للدرس
وحتى يقدر جهود العلماء فى خدمة العلم والبشرية
والله اسئل ان يكون هذا الموضوع مصدر وثائقى ينتفع به الطلاب والمعلمين على السوء
فاذا اعجبك موضوعى هذا ايها الزائر الكريم
فلا تحرمنا من دعائك
لنا بالخير


نبذه تاريخية عن العناصر

كان

أرسطو عام 330 ق م يعتبر العناصر
أربعة عناصر .هي
اوالنار والماء والهواء والتربة. وفي عام 1770صنف
لافوازييه 33 عنصر.وفرق بين الفلزات (المعادن ) واللافلزات . وفي عام 1828
صنع جدولا للعناصر وأوزانها الذرية ووضع للعناصر رموزها الكيماوية . وفي
عام 1829 وضع دوبرينر ثلاثة جداول بها ثلاثة مجموعات كل مجموعة تضم 3
عناصر متشابهة الخواص . المجموعة الأولي تضم الليثيوم والصوديوم
والبوتاسيوم والثانية تضم الكالسيوم والإسترونشيوم والباريوم . والثالثة
تضم الكلورين والبرومين واليود. وفي عام 1864 رتب جون نيولاندز John Newlands 60 عنصرا حسب الأوزان الذرية ووجد
تشابها
ما بين العنصر الأول والعنصر التاسع والعنصر الثاني والعنصر العاشر إلي
آخره من الترتيب . فاقترح قانون أوكتاف the 'Law of Octaves' .وكان ديمتري
مندليف Dmitri Mendeleev - عالم كيميائي روسي ولد بمدينة توبوليسك
بسيبيريا عام 1834 - عرف بانه أبو الجدول
الدوري للعناصر the
periodic table of the elements .وهذا الجدول له أهميته لدراسة الكيمياء وفهم وتبسيط التفاعلات الكيميائية حتي المعقدة منها . ولم
يكن مندليف قد رتب الجدول الدوري للعناصر فقط ، بل
كتب مجلدين بعنوان مباديء الكيمياء Principles
of Chemistry. مات 20
يناير 1907 .


تم اقتراح الجدول الدوري الأصلي بدون
معرفة التركيب الداخلى للذرات ، فلو تم ترتيب العناصر طبقا للكتلة الذرية ، ثم تم وضع الخواص الأخرى
فيمكن ملاحظة التكرارية التي تحدث للخواص عند تمثيلها
مقابل الكتلة الذرية . أول من أدرك تلك التكرارية هو الكيميائي الألماني جوهان فولف جانج دوبرينير والذي لاحظ عام 1829 وجود ثلاثيات من العناصر تتقارب في
صفاتها .



بعض الثلاثيات

العنصر

الكتلة الذرية

الكثافة

كلور

35.5

0.00156 g/cm3

بروم

79.9

0.00312 g/cm3

يود

126.9

0.00495 g/cm3













كالسيوم

40.1

1.55 g/cm3

سترانشيوم

87.6

2.6 g/cm3

باريوم

137

3.5 g/cm3







وبعد ذلك لاحظ الكيميائي الإنجليزى جون أليكساندر ريينا
نيولاندز
عام 1865 ، أن العناصر ذات الخواص
المتشابهة تتكرر بدورية مقدارها 8 عناصر ، مثل ثمانيات السلم الموسيقي ، وقد لاقى
هذا الاقتراح ثمانيات نيولاند سخرية من معاصريه . وأخيرا في عام 1869 ، قام الألماني يوليوس لوثر ماير والكيميائي
الروسي ديمتري إيفانوفيتش
ميندليف
تقريبا في نفس الوقت بتطوير أول جدول
دوري ، بترتيب العناصر طبقا للكتلة . وقد قام مندليف بتغيير وضع مكان بعض
العناصر نظرا لأان مكانها الجديد يتماشى بصورة أفضل مع العناصر
الجديدة المجاورة لها, وقد تم تصحيح بعض الاخطاء
في وضع بعض العناصر طبقا لقيم الكتل الذرية ، وتوقع أماكن وجود بعض العاصر التي لم تكتشف بعد . وقد تم إثبات صحة جدول
مندليف لاحقا بعد اكتشاف التركيب الإلكتروني في القرن 19 ، القرن 20 .


في عام 1940 قام جلين تى سيبورج بتوضيح بعد-يورانيوم اللانثينيدات
والأكتينيدات والتي يمكن أن توضع ضمن الجدول أو أسفله

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


العالم الروسي مندليف يعود إلية الفضل الأكبر في تصنيف العناصر ضمن
مجموعات و ترتيبها في جدول سنة 1872. فقد اعتمد في تصنيفه على ربط الكتلة الذرية
بالذرية. الذرية كانت تعني آنذاك بقدرة الذرات على الارتباط بالهيدروجين. فقد لاحظ
مندليف أن ذريات العناصر المعروفة لديه تتغير بشكل دوري في القائمة التي يظهر فيها
تسلسل الكتل الذرية؛ فهي تبدأ من 1 و تصل إلى 4 و تنقص لتصل 1 مرة أخرى، ثم تأتي
بداية جديدة من 1. كانت العناصر النبيلة غير معروفة لدى مندليف. فيما يلي جدول
مندليف
كان لاكتشاف مكونات الذرة الدور الكبير في تصنيف العناصر من خلال
الجدول الدوري الحديث.فقد ساهم العالم موزلي باكتشاف البروتونات، حيث أطلق على عدد
البروتونات؛ العدد الذري. لقد تم التوصل إلى أن الدورية في صفات العناصر تظهر بشكل
صحيح إذا رتبت حسب أعدادها الذرية. بعد ذلك تمكن العالم الدنمركي بور سنة 1913 من
وضع نظرية لتفسير سلوك العناصر و الدورية فيها اعتمادا على توزيع الإلكترونات في
الذرات. فلاحظ ارتباط موقع العنصر في الجدول الدوري بعدد الإلكترونات التي تقع في
الطبقة الأخيرة و التي هي أيضا تحدد ذرية العنصر، سلوكه و صفاته. ساعد هذا التصور
عن الذرات على فهم بعض سلوك العناصر، إلا أنها واجهت صعوبات في تفسير خواص العناصر
و سلوكها، مثل عدم امتلاء الطبقة الأخيرة عند توزيع الإلكترونات في ذرة البوتاسيوم
مثلا. هذه المشكلة تم حلها بعد اكتشاف علم الفيزياء الكمية (النظرية الميكانيكية
الموجية للذدرة) في الثلاثينات من القرن العشرين عندما حل العالم إروين شرودنجر
المعادلة الموجية و توصل إلى أن الطبقات الرئيسية (المدارات) تحتوي على أفلاك تختلف
في أشكالها و طاقتها في كل مدار. الدورة الأولى تحتوي على نوع واحد فقط من الأفلاك
كروية الشكل و يرمز لها بأفلاك S (أول حرف من كلمة كرة بالإنجليزية). الدورة
الثانية تحتوي على نوعين من الأفلاك هي S,P. أفلاك P يوجد منها 3 أنواع؛ هذه
الأنواع تتشابه في الشكل و الطاقة و تختلف في الاتجاه الفراغي. كل فلك يستوعب
إلكترونين فقط بحسب مبدأ باولي. الدورة الثالثة تحتوي على 3 أنواع من الأفلاك هي
S,P,d . ويوجد من أفلاك d خمسة أنواع. الدورة الرابعة تحتوي على 4 أنواع من الأفلاك
هي S,P,d,F. ويوجد من أفلاك F سبعة أنواع. لم يكتشف حتى الآن غير هذه الأنواع من
الأفلاك. ترتب الإلكترونات في أفلاك المدرات حسب زيادة طاقة الفلك في كل مدار؛ من
الطاقة الأقل إلى الطاقة الأعلى


محاولات تصنيف العناصر
المقصودi بتصنيف العناصر :
هو ترتيبها لسهولة دراستها وايجاد علاقة بين العناصر وخواصها الفيزيائية والكيميائية .
ا ( الجدول الدوري لمندليف


وضع هذا الجدول العالمe الروسي (دمترى مند ليف) (63 عنصر)
أول الجداولg الدورية لتصنيف العناصر.
رتبت العناصر تصاعديا حسبg الزيادة في أوزانها الذرية في الدورات .
اكتشافg الخاصية الدورية للعناصر .
خواص العناصر تتكرر بشكلg دوري في المجموعة مع بداية كل دورة جديدة.
مميزات جدول مندليف
تنبأ مندليف بامكانية اكتشاف عناصر جديدة .g وكذلك حدد قيم اوزانها الذرية وترك لها خانات فارغة في جدوله الدوري .
صحح الأوزان الذرية المقدرة خطأ لبعض العناصرg .
عيوب جدول مندليف
اضطرg إلى الإخلال بالترتيب التصاعدي للاوزان الذرية لبعض العناصر لوضعها في المجموعات
التي تتناسب مع خواصها .
وضع اكثر من عنصر في خانة واحدة مثل : النيكل والكوبلتg .
معلومات اضافية
ولد مندليف في توبولسك, سيبيريا, وكان أصغر إخوته البالغ عددهم 14, للأب إيفان بافلوفيتش مندليف " Ivan Pavlovich Mendeleyev" والأم ماريا ديمتريفنا كندليفا (ني كورنيليفيا) " Maria Dmitrievna Mendeleeva (nee Kornilieva)". وفى سن الرابعة عشر, بعد موت والده, إلتحق مندليف بالجيمانيزيوم في توبولسك.
وفى عام 1849, إستقرت عائلة مندلييف الفقيرة في سان بطرسبرج, حيث إلتحق بالمعهد التربوي العالي في عام 1850. وبعد التخرج, أصيب بالسل مما جعله ينتقل إلى شبه جزيرة القرم بالقرب من البحر الأسود في عام 1855, حيث أصبح الرئيس العام للعلوم في المدرسة الثانوية المحلية. ثم إستعاد صحته ورجع إلى سان بطرسبرج عام 1856.
وفى الفترة من 1859 إلى 1861 عمل في كثافة الغازات في باريس., وأعمال المطياف مع جوستاف كيرشوف " Gustav Kirchhoff" في هايدلبيرج. وفى عام 1863, وبعد رجوعه إلى روسيا, أصبح مدرس الكيمياء في المعهد التقني وفى جامعة سان بطرس برج. وفى نفس العام, تزوج من فيوزفا نيكيتشنا ليشتفا " Feozva Nikitichna Leshcheva", وإنتهى الزواج بالطلاق. ثم تزوج بعدها أنا إيفانوفا بوبوفا " Anna Ivanovna Popova", وتزوجت إبنتهم ليوبوف "Lyubov" الشاعر الروسي المشهور ألكسندر بلوك " Alexander Blok".
وبالرغم من أن مندليف تم تكريمه من كل المؤسسات العلمية في أوروبا, بما فيها حصوله على ميدالية كوبلي من المجتمع الملكي في لندن, فإن نشاطه السياسي كان يقلق الحكومة الروسية, مما أدى لإقالته من جامعة سان بطرسبرج في 17 أغسطس عام 1890. وفى عام 1893, تم تعيينه مدير لديوان الأوزان والقياسات.
وفى سنواته الأخيرة, عمل خارجه وإخترع المواصفات القياسية للفودكا " vodka" الروسية. وأكثر أهمية من ذلك قام بالتحققق من حقول وتركيب النفط. وساعد في عمل أول مصفاة زيت في روسيا. وقد مات في سان بطرسبرج بسبب الإنفلونزا. وتم تسمية العنصر رقم 101, مندليفيوم بإسمه.




2 ) الجدول الدورى لموزلى


نبذه تاريخية عن موزلى
هنري غوين جيفريس موزلي (بالإنجليزية: Henry Gwyn Jeffreys Moseley) (عاش 23 نوفمبر 1887 - 10 أغسطس 1915 م) هو فيزيائي إنجليزي قام بتعليل مفهوم الرقم الذري للمواد مما أسهم في تقدّم علم الكيمياء.
ولد موزلي في وايمث في إنجلترا. وفي عام 1906 م انتسب إلى كلية الثالوث في جامعة أوكسفورد ثم ذهب بعدها إلى جامعة مانشيستر حيث عمل مع إرنست رذرفورد. انشغل خلال عامه الأول في جامعة مانشيستر بالتدريس ثم تفرغ بعد ذلك للبحث العلمي.
في عام 1913 م وجد موزلي، باستخدام طيف أشعة إكس الناتج عن الانعطاف (Diffraction) في البلورات، علاقةً بين الطول الموجي والعدد الذري للمواد والتي أصبحت تعرف فيما بعد بقانون موزلي. قبيل هذا الاكتشاف كان الاعتقاد السائد أن الأعداد الذرية هي أعداد اختيارية ناتجة عن تسلسل الأوزان الجزيئية للمواد والتي كانت تعدل عند اللزوم (كما فعل ديميترى مندليف) لوضع مادة ما في مكانها الصحيح في الجدول الدوري. وباكتشافه هذا فقد برهن موزلي على أن الأعداد الذرية ليست اختيارية بل هي كميات يمكن قياسها مخبرياً. كما وجد موزلي أن هنالك انقطاع في تسلسل المواد بناء على أعدادها الذرية عند الأعداد 43 و 61 و 75 (ويعرف الآن أن هذه الأعداد هي، على الترتيب، لمادة مشعة، ولمواد غير متكونة طبيعيا، ولمادة حديثة الاكتشاف).
في عام 1914 م استقال موزلي من جامعة مانشيستر وعاد إلى جامعة أكسفورد ليكمل أبحاثه هناك، ولكنه انضم إلى فريق المهندسين الملكي عند اندلاع الحرب العالمية الأولى حيث قتل في معركة جاليبولي وكان عمره حينها 27 عامًا


اكتشافات غيرت مجرى التاريخ العلمى


اكتشف العالم رذرفورد أن نواة الذرة تحتوي على بروتونات موجبة الشحنة

e .

اكتشف موزلي أن الخواص تتكرر دوريا وهذا مرتبطe بالعدد الذرى وليس الوزن الذرى .
e أعاد موزلي ترتيب العناصر تصاعديا حسب أعدادها الذرية .
بحيث يزيد العدد الذري لكل عنصر عن العنصر الذي يسبقه في نفس الدورة بمقدار واحد صحيح .
e أضاف مجموعة الغازات الخاملة في المجموعة الصفرية .
e قسم عناصر كل دورة إلى مجموعتين فرعيتين هما A,B حيث وجد فروقا بين خواصهما .
e خصص مكانا أسفل الجدول لمجموعتي اللانثانيدات والأكتينيدات .
3 ) الجدول الدورى الحديث
اكتشف العالم بور مستويات الطاقة
e الرئيسية وعددها سبعة في أثقل الذرات.
بعد ذلك تم اكتشاف مستويات الطاقة الفرعية.
تمت عملية إعادة تصنيفe العناصر تبعا لـ :
1 – التدرج التصاعدي في أعدادها الذرية .
2 - طريقة ملء مستويات الطاقة الفرعية بالالكترونات.
معلومات عن العالم بور



حصلت هذه القصة في جامعة كوبنهاجن بالدنمارك، في امتحان الفيزياء كان أحد الاسئلة كالتالي:

كيف تحدد ارتفاع ناطحة سحاب باستخدام البارومتر( جهاز قياس الضغط الجوي) ؟

الاجابة
الصحيحة كانت بديهية وهي قياس الفرق بين الضغط الجوي على الأرض و على
ناطحة السحاب. كانت اجابة أحد الطلبة مستفزة لأستاذ الفيزياء لدرجة أنه
أعطاه صفرا دون اتمام اصلاح بقية الاجوبة واوصى برسوبه لعدم قدرته المطلقة
على النجاح، وكانت إجابة الطالب كالتالي: أربط البارومتر بحبل طويل وأدليه
من أعلى الناطحة حتى يمس الأرض ثم أقيس طول الخيط".


قدم
الطالب تظلما لإدارة الجامعة مؤكدا أن إجابته صحيحة مائة في المائة وحسب
قانون الجامعة عين خبير للبت في القضية، وأفاد تقرير الخبير أن إجابة
الطالب صحيحة لكنها لا تدل على معرفته بمادة الفيزياء وقرر إعطاء الطالب
فرصة أخرى وإعادة الامتحان شفاهيا وطرح عليه الحكم نفس السؤال، فكر الطالب
قليلا ثم قال: لدي إجابات كثيرة لقياس ارتفاع الناطحة ولا أدري أيها
أختار، فقال له الحكم: هات كل ما عندك، فاجاب الطالب: يمكن إلقاء
البارومتر من أعلى الناطحة و يقاس الوقت الذي يستغرقه حتى يصل إلى الأرض
وبالتالي يمكن معرفة ارتفاع الناطحة إذا كانت الشمس مشرقة، يمكن قياس طول
ظل البارومتر وطول ظل الناطحة فنعرف طول الناطحة من قانون التناسب بين
الطولين وبين الظلين.


إذا
أردنا أسرع الحلول فإن أفضل طريقة هي أن نقدم البارومتر هدية لحارس
الناطحة على أن يعلمنا بطولها. أما إذا أردنا تعقيد الأمور فسنحسب ارتفاع
الناطحة بواسطة الفرق بين الضغط الجوي على سطح الأرض و أعلى الناطحة
باستخدام البارومتر. كان الحكم ينتظر الاجابة الأخيرة التي تدل على فهم
الطالب لمادة الفيزياء, بينما الطالب يعتبرها الاجابة الأسوأ نظرا
لصعوبتها و تعقيدها، بقي أن تعرف أن اسم الطالب هو "نيلز بور" وهو لم ينجح
فقط في مادة الفيزياء بل أنه حاز علي جائزة نوبل للفيزياء.


نيلز (هنريك ديفيد ) بور (بالإنجليزية: Niels Henrik David Bohr)(ويكتب
أحيانا بوهر) (7 أكتوبر 1885 - 18 نوفمبر 1962 ) فيزيائي دانماركي
مسيحي،ولد في كوبنهاجن أسهم بشكل بارز في صياغة نماذج لفهم البنية الذرية
إضافة مإلى ميكانيك الكم وخصوصا تفسيره الذي ينادي بقبول الطبيعة
الاحتمالية التي يطرحها ميكانيك الكم ، يعرف هذا التفسير بتفسير كوبنهاغن،




كان
رئيس لجنة الطاقة الذرية الدنماركية ورئيس معهد كوبنهاغن للعلوم الطبيعية
النظرية، حصل على الدكتوراه في الفيزياء عام 1911، ثم سافر إلى كمبريدج
حيث أكمل دراسته تحت إشراف العالم طومسون الذى اكتشف الإكترون، وبعدها
انتقل إلى مانشستر ليدرس على يد العالم إرنست رذرفورد مكتشف نواة الذرة،
وسرعان ما أهتدى بور إلى نظريته عن بناء الذرة. ففى 1913 نشر بور بحث تحت
عنوان: عن تكوين الذرة والجسيمات في المجلة الفلسفية، ويعتبر هذا البحث من
العلامات في علم الفيزياء. تزوج بور عام 1912 وكان له خمسة اولاد
.



وصف الجدول الدوري الحديث
يتكون الجدول الدورى من 116 عنصرا منها 92 عنصرا موجود متوافرا في القشرة الأرضية
أما بقية العناصر فهي تحضر صناعيا تم تقسيمهم إلى :
(أ‌) 7دورات أفقية (ب) 18 مجموعة رأسية
عناصر المجوعات (A) توجد على يسار ويمين الجدول
عناصر المجموعات ( تقع في وسط الجدول وتبدأ في الظهور من أول الدورة الرابعة .


صورة للجدول الدوري
تحمل نفس المعلومات التي وضعها مندليف في جدوله . ففي هذه الجداول الحديثة وضعت العناصر التي تتشابه في خواصها علي شكل أعمدة طولية يطلق عليها مجموعات groups أو عائلات families. وعددها 18 مجموعة . فالمجموعة 1 بالجدول تضم معادن لينة كلها تتفاعل مع الماء بشدة لتعطي غاز الهيدروجين . لهذ نجد العناصر في الجدول الدوري الحديث مرتبة من اليسار لليمين ومن أعلي لأسفل في نظام تزايد العدد الذري للعناصر ( العدد الذري هو عدد البروتونات في نواة الذرة ) .و يوجد بالجدول أكثر من 90 عنصرا طبيعيا فوق الأرض و عناصر صناعية ابتكرت .وهذه العناصر المضافة أعدادها الذرية الأكبر بالجدول . لأنها حضرت من خلال التجارب والتفاعلات النووية . وأحدث عنصر حضر، به 116بروتون في نواة كل ذرة . هذه العناصر الصناعية لم يطلق عليها أسماء رسمبة حتي الآن . فالنظام المتبع، الترتيب حسب العدد الذري للعناصر .لكن الترتيب العمودي الذي يسمي بالمجموعات رتب حسب الخواص الكيماوية والخواص الطبيعية للعناصر، وعدد الإلكترونات في المدارات الخارجية حول النواة العنصر . ووضع العناصر في مجموعات بالجدول الدوري لم تكن واضحة المعالم . فبعض العلماء لم يوافقوا علي اختلافات بسيطة من بينها الهيدروجينHydrogen والهليوم Helium . فالهيليومHe غاز خامل لايتفاعل مع بقية العناصر . وقد وضع في المجموعة 18 التي تضم الغازات النبيلة A noble gas. وتضم أيضا النيون neon والآرجون argon والكريبتون krypton ، وكلها غازات خاملة . لكن العلماء الذين يرتبون العناصر حسب عدد الإلكترونات في المدار الخارجي للذرات، يضعون الهليوم مع الماغنيسيوم magnesium والكالسيوم calcium والباريوم barium في المجموعة 2 التي يطلق عليها المعادن الأرضية القلوية the alkaline earth metals التي تحوى إلكترونين في مدارها الخارجي . وقد نشرالجدول الدوري في أشكال وأحجام عدة لكن أكثر الجداول الحديثة المستعملة تبدأ بالمجموعة (العمود) 1 حيث توجد المعادن علي اليسار ويليها المجموعة 2 معادن الأرض



تحديد مكان عنصر بالجدول الدوري بمعلومية العدد الذري
رقم العنصر يساوي عدد مستويات الطاقة المشغولة بالإلكترونات .
رقم المجموعة يساوي عدد إلكترونات مستوى الطاقة الأخير .
كما أنه يمكن معرفة العدد الذري للعنصر من موقعه في الجدول الدوري بعكس الخطوات السابقة.
لاحظ أن
العدد الذري يساوي عدد الإلكترونات التي تدور حول النواة ويساوي عدد البروتونات داخل النواة
العدد الذري مقدار صحيح ويزداد في الدورة الواحدة من عنصر لعنصر بمقدار واحد صحيح .
س : هل يمكن اكتشاف عنصر بين ( X,Y) علما بأن أعدادهما الذرية 12 و 13
ج : لا . لأن العدد الذري مقدار صحيح لأنه يساوي عدد الإلكترونات ويساوي عدد البروتونات .
* حدد موقع العناصر التالية فى الجدول الدورى الحديثO 8 - Na 11)
الحل:- (1)- توزيع عنصر الأكسجين (2)- توزيع عنصر الصوديوم


*عنصر الأكسجين يقع في:- *عنصر الصوديوم يقع في:-
الدورة :- الثانية الدورة :- الثالثة
المجموعة :- 6 A المجموعة :- 1A
مثال : احسب العدد الذري لكل من:
عنصر x يقع في الدورة الثانية والمجموعة (6A).
تدور الالكترونات في مستويين للطاقة.
العنصر يقع في المجموعة (6A).
مستوى الطاقة الخارجي يدور به 6الكترونات.
- العدد الذري للعنصر=2+6=8

مثال : العنصر Y يقع في الدورة الثالثة والمجموعة الصفرية .
تدور الالكترونات في ثلاثة مستويات للطاقة .
العنصر يقع في المجموعة الصفرية.
مستوى الطاقة الخارجي يدور به8الكترونات.
-العدد الذري للعنصر =2+8+8=18.




تدرج خواص العناصر فى الجدول الدورى الحديث
اولا : خاصية الحجم الذرى
1- الحجم الذرى لعناصر الدورة الواحدة يقل بزيادة العدد الذرى لزيادة قوة جذب النواة الموجبة للالكترونات الموجودة فى مستوى الطاقة الاخير (المستوى الخارجى) .
2- الحجم الذرى لعناصر المجموعة الواحدة يزداد بزيادة العدد الذرى لزيادة عدد مستويات الطاقة فى ذراتها .

ثانيا: خاصية السالبية الكهربية :
السالبية الكهربية : هى مقدرة الذرة فى الجزئ التساهمى على جذب الكترونات الرابطة الكيميائية نحوها .
1- بزيادة العدد الذرى تزداد السالبية الكهربية لعناصر الدورة الواحدة ، وتقل بالنسبة لعناصر المجموعة الواحدة .
2- السالبية الكهربية لعنصر الفلور اكبر ما يمكن وهى تساوى 4 .
ما مقدار الفرق فى السالبية الكهربية بين عنصري مركب كلوريد الصوديوم الايونى ؟
تنشأ بين عنصرين (الكلور والصوديوم ) فرق السالبية الكهربية بينهما كبير ( أكبر من 1,7 ) .

(المركبات القطبية )
هي مركبات تساهمية يكون الفرق في السالبية الكهربية بين عنصري الرابطة كبير نسبيا
(1,7 إلى 0,4) .
وكلما زاد الفارق كلما زادت قطبية المركب .
- جزئ الماء وجزئ النشادر من امثلة المركبات القطبية .
قطبية الماء أعلى من قطبية النشادر (جذب ذرة الأكسجين لإلكترونات الرابطة أكبر من جذب ذرة النشادر ) لأن السالبية الكهربية للأكسجين أكبر من النيتروجين .
إذا كان الفرق في السالبية صغير أقل من 0,4 يكون المركب غير قطبي .


الخاصية الفلزية واللافلزية
تقسم العناصر إلى أربعة أنواع رئيسية
الفلزات – اللافلزات – أشباه الفلزات – الغازات الخاملة
تتميز الفلزات باحتواء غلاف تكافئها على أقل من أربعة إلكترونات وتميل إلى فقد هذه الإلكترونات مكونة أيون موجب حتى تصل للتركيب الإلكتروني لأقرب غاز خامل .
تتميز اللافلزات باحتواء غلاف تكافئها على أكثر من أربعة إلكترونات وتميل إلى اكتساب إلكترونات مكونة أيون سالب حتى تصل للتركيب الالكتروني لأقرب غاز خامل .
هناك عناصر تتشابه خواها مع خواص الفلزات أحيانا ومع اللافلزات أحيانا أخرى تعرف بأشباه الفلزات .
يصعب التعرف على أشباه الفلزات من تركيبها الإلكتروني لاختلاف أعداد إلكترونات المستوى الأخير.

تدرج الصفة الفلزية في الجدول الدوري
الدورة : تبدأ بعنصر فلزي قوي وبزيادة العدد الذري في نفس الدورة تقل الصفة الفلزية تدريجيا حتى نصل إلى أشباه الفلزات ثم يبدأ ظهور اللافلزات وبزيادة العدد الذري تزداد الصفة اللافلزية حتى نصل إلى أقوى اللافلزات في المجموعة 7A .
المجموعة :
تزداد الصفة الفلزية بزيادة العدد الذري كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل المجموعة لكبر الحجم الذري
تقل الصفة اللافلزية لصغر قيم سالبيتها الكهربية .

الخواص الكيميائية للفلزات
1 ) تتفاعل الفلزات مع الأكسجين مكونة أكاسيد فلزية قاعدية .
MgOàMg + O2
2 ) الأكاسيد التي تذوب في الماء تكون قلويات ( بعض الأكاسيد لا تذوب في الماء مثل أكسيد الحديد)
MgO + H2O Mg(OH)2à
2 ) ترتب الفلزات تنازليا حسب درجة نشاطها الكيميائي " متسلسلة النشاط الكيميائي "




ويتضح اختلاف سلوكها مع الماء
الفلزات سلوكها مع الماء
البوتاسيوم
الصوديوم K
Na يتفاعلان مع الماء لحظيا ، ويتصاعد غاز الهيدروجين الذي يشتعل بفرقعة .
الكالسيوم
الماغنسيوم Ca
Mg يتفاعلان ببطء شديد مع الماء البارد
الخارصين
الحديد Zn
Fe يتفاعلان في درجات الحرارة مع بخار الماء الساخن فقط .
النحاس
الفضة Cu
Ag لا يتفاعلان مع الماء .

يتم تنظيف الأواني الفضية بواسطة الماء المغلي دون أن تتأثر الفضة .

3 ) تتفاعل الفلزات النشيطة مع الأحماض المخففة مكونة ملح الحمض وغاز الهيدروجين .
MgCl2 +àMg + 2HCl H2
الخواص الكيميائية للافلزات
1- لا تتفاعل اللافلزات مع الأحماض .
2- تتفاعل اللافلزات مع الأكسجين مكونة أكاسيد لا فلزية
يعرف معظمها بالأكاسيد الحامضية .
àC + O2 CO2
3- تذوب الأكاسيد الحامضية في الماء مكونة أحماضا .
H2CO3àCO2 + H2O




الـمجموعات الرئيسية في الجدول الدوري
1 – مجموعة الأقلاء 1A
تقع في أقصى يسار الجدول الدوري وسميت بهذا الاسم لأنها تتفاعل مع الماء مكونة محاليل قلوية
Na OH + H2àNa + H2O
الصفات العامة
1) فلزات أحادية التكافؤ ( لاحتواء غلاف تكافؤها على إلكترون واحد )
2) تميل إلى فقد الكترون تكافؤها مكونة أيونات موجبة تحمل شحنة موجبة واحدة .
3) عناصر نشطة كيميائيا لذلك تحفظ تحت سطح الكيروسين أو البرافين لمنع تفاعلها مع الهواء الرطب.
4) يزداد نشاطها الكيميائي بزيادة الحجم الذري ويعتبر عنصر السيزيوم Cs هو أنشط الفلزات.
5) جيدة التوصيل للكهرباء والحرارة .
6) معظمها منخفض الكثافة .
2 – مجموعة الأقلاء الأرضية 2A
الصفات العامة
1) عناصر ثنائية التكافؤ لاحتواء غلاف تكافؤها على الكترونين .
2) تميل إلى فقد الكتروني تكافئها مكونة أيونات موجبة الشحنة تحمل شحنتين موجبتين .
3) أقل نشاطا من فلزات الأقلاء .
4) يزداد نشاطها الكيميائي بزيادة أحجامها الذرية لسهولة فقد الكتروني التكافؤ.
5) جيدة التوصيل للحرارة والكهرباء .
6) كثافتها أكبر من كثافة فلزات الأقلاء .
3 – مجموعة الهالوجينات 7A
الهالوجينات تعني مكونات الأملاح ؛ لأنها تتفاعل مع الفلزات مكونة أملاح
KBràBr2 + K
الصفات العامة
1) لا فلزات أحادية التكافؤ لاحتواء غلاف تكافؤها على 7 إلكترونات تميل إلى اكتساب إلكترون واحد مكونة أيون سالب أو تشارك بإلكترون واحد مكونة رابطة تساهمية أحادية .
2) توجد جزيئاتها ثنائية الذرة Cl2 , F2
3) عناصر نشطة كيميائيا ، لذا لا توجد في الطبيعة على صورة عناصر منفردة بل في صورة مركبات كيميائية ( باستثناء عنصر الإستاتين الذي يحضر صناعيا )
4) يحل كل عنصر في المجموعة محل العناصر التي تليه في محاليل أملاحها .
Na Cl + I2àCl2 + Na I
K Br +àBr2 + K I I2
5) تتدرج حالتها الفيزيائية من الصورة الغازية ( الفلور والكلور ) إلى الصورة السائلة ( البروم) إلى الصورة الصلبة ( اليود )
المجموعة الصفرية
تقع المجموعة 18 في اقصى يمين الجدول الدوري وهي آخر مجموعات الفئة P .
تسمى عناصرها بالغازات الخاملة ؛ لانها لا تتفاعل مع باقي عناصر الجدول في الظروف العادية.
الصفات العامة
1) عناصر تكافؤها صفر ؛ لاكتمال مستوى طاقتها الاخير فلا تدخل في تفاعل كيميائي في الظروف العادية فهي لا تفقد ولا تكتسب الكترونات .
2) تتواجد في صورة جزيئات احادية التكافؤ .
3) عناصر خاملة ( غير نشطة ) كيميائيا .
4) غازات عديمة اللون .

خواص العناصر واستخداماتها
1- يستخدم الصوديوم السائل في نقل الحرارة من قلب المفاعل النووي إلى خارجه ؛ لأنه فلز جيد التوصيل للحرارة ( تستخدم هذه الطاقة في الحصول على الطاقة البخارية اللازمة لتوليد الكهرباء ) .
2- تستخدم شرائح السيليكون في صناعة اجهزة الكمبيوتر لانه من أشباه الموصلات التي يتوقف توصيلها للكهبراء على درجة الحرارة .
3- يستخدم النيتروجين المسال في حفظ قرنية العين لانخفاض درجة تجمده -196 5س .
4- يستخدم الكوبلت 60 المشع في حفظ الأغذية ( تعقيم اللحوم ) لأن أشعة جاما التي تصدر منه تمنع تكاثر الجراثيم دون أن تؤثر على الإنسان .
5- يستخدم غازي الهيليوم والنيون في انتاج نوعا من أشعة الليزر .
تطبيق حياتي
التخلص من رائحة الثلاجة : نضع قطعة من الفحم النباتي ليجمع الغازات على سطحه .


الماء
اهمية الماء
1) الماء مهم لحياة الكائنات الحية ؛ فهو مهم لجميع العمليات الحيوية .
2) وسيلة نقل هامة بحرية ونهرية
3) مصدر للطاقة الكهربية كما في كهراء السد العالي بمصر .
استخدامات الماء
الزراعة والصناعة والاستخدامات الشخصية
مصادر الماء
الانهار والبحار والمحيطات ومياه الأمطار والآبار والعيون .
تركيب الماء
جزئ الماء يتكون من ارتباط ذرة اكسجين بذرتين هيدروجين لتكوين رابطتين تساهميتين احاديتين بينهما زاوية 104,5 درجة
نتيجة لكبر قيمة السالبية الكهربية للأكسجين مقارنة بالهيدروجين ينشأ بين جزيئات الماء القطبية نوعا من التجاذب الالكتروستاتيكي الضعيف يسمى الرابطة الهيدروجينية وتعتبر هذه الروابط الهيدروجينية من أهم العوامل المسئولة عن شذوذ خواص الماء .
خواص الماء
1 - ينفرد الماء عن باقي المركبات بوجوده في حالات المادة الثلاث في درجات الحرارة العادية .
2 - الماء مذيب قطبي جيد لمعظم المركبات الأيونية ولبعض المركبات التساهمية التي يكون معها روابط هيدروجينية ( مثل السكر ).
3 - ارتفاع درجتي غليانيه وانصهاره ( يغلي عند 100 ويتجمد عند 0 درجة سيليزيوس ) ويرجع ذلك لوجود الروابط الهيدروجينية .
4 - كثافة الماء
يشذ الماء عن جميع المواد في ان كثافته وهو في الحالة الصلبة أقل من كثافته في الحالة السائلة لذلك تجد الثلج يطفو فوق الماء في المناطق القطبية مما يحافظ على حياة الكائنات المائية وكذلك تنفجر زجاجات الماء عند وضعها في الفريزر.
تفسير ذلك
عند انخفاض درجة الحرارة عن 4 5 س تتجمع جزيئات الماء بواسطة الروابط الهيدروجينية مكونة بللورات ثلج سداسية الشكل كبيرة بينها الكثير من الفراغات مما يزيد من حجم الماء وبالتالي تقل كثافة الماء عند التجمد .

5 – ارتفاع قيم الحرارة الكامنة
ارتفاع قيم الحرارة الكامنة يجعل الماء يقاوم التغير من الحالة الصلبة إلى السائلة ومن السائلة إلى الغازية وهذه الخاصية تجعله من أهم السوائل في اطفاء الحريق حيث انه يستهلك كمية كبيرة من حرارة الاحتراق.
6 – ضعف تأينه
تتحول بعض المركبات التساهمية إلى أيونات ، ويعتبر الماء النقي ضعيف التأين .
7 – متعادل التأثير على ورقة عباد الشمس
7 – مقاومة التحلل
لا ينحل الماء إلى عنصريه في الظروف الطبيعية أو بتأثير الحرارة وهو ما يساعد على بقاء المحاليل المائية الموجودة في خلال الكائنات الحية.
التحليل الكهربي للماء
يستخدم جهاز فولتامتر هوفمان لتحليل الماء كهربيا .
يتصاعد غاز الهيدروجين فوق المهبط بينما يتصاعد الاكسجين فوق المصعد
حجم غاز الهيدروجين ضعف حجم الأكسجين
H2O H2 + O2

تلوث الماء
إضافة أي مادة إلى الماء يحدث تغيرا تدريجيا في خواصه مما يجعله يؤثر على صحة وحياة الكائنات الحية .
فمثلا ( اضافة المخصبات تعمل على زيادة نمو الطحالب مما يقلل من نسبة الاكسجين واضافة المنظف الصناعي يعمل على بطء نمو الطحالب مما يقلل من كمية غذاء الاسماك ).

ملوثات الماء
يمكن تقسيم ملوثات إلى :
1 – ملوثات طبيعية ( البراكين – موت الكائنات الحية )
2 – ملوثات صناعية ( أنشطة الإنسان المختلفة )
يمكن تقسيم التلوث المائي إلى :
1 ) التلوث البيولوجي
ينشأ من اختلاط فضلات الانسان والحيوان بالماء مسببا الامراض ( البلهارسيا – التيفويد )
2 ) التلوث الكيميائي
غالبا ما يكون من مخلفات المصانع ومياه الصرف الصحي في الترع .
- ارتفاع موت خلايا المخ .çتركيز الرصاص يؤدي إلى
- ارتفاع فقدان البصر .çتركيز الزئبق يؤدي إلى
- ارتفاع تركيز زيادة الاصابة بسرطان الكبد.çالزرنيخ يؤدي إلى
3 ) تلوث حراري
ترتفع درجة حرارة بعض مناطق المياه التي تستخدم في تبريد المفاعلات النووية وهو ما يؤدي إلى هلاك الكائنات الحية نتيجة انفصال الاكسجين الذائب في الماء .
4 ) تلوث اشعاعي
ينشأ من تسرب المواد المشعة من المفاعلات النووية او القاء النفايات الذرية في البحار والمحيطات .

حماية الماء من التلوث في مصر
1) القضاء على ظاهرة التخلص من مياه الصرف ومخلفات المصانع والقاء الحيوانات النافقة في النيل أو الترع .
2) تطوير محطات تنقية المياه واجراء تحاليل دورية على المياه لتحديد مدى صلاحيتها للشرب.
3) نشر الوعي البيئي بين الناس .
4) تطهير خزانات مياه الشرب فوق أسطح المنازل بشكل مستمر .
5) عدم تخزين ماء الصنبور في زجاجات بلاستيكية ( لأنها تتفاعل مع الكلور المستخدم في تطهير الماء فتزيد من معدلات الاصابة بالسرطان )

_________________





عدل سابقا من قبل Mr.Emad في الجمعة مارس 23, 2012 9:23 am عدل 26 مرات
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
http://bialabanat.ahlamontada.net
مُشاطرة هذه المقالة على: Excite BookmarksDiggRedditDel.icio.usGoogleLiveSlashdotNetscapeTechnoratiStumbleUponNewsvineFurlYahooSmarking

موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى :: تعاليق

رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الأحد سبتمبر 27, 2009 1:52 am من طرف Mr.okasha
مشكور مستر عماد
وأتمنى حسن الإستفادة من الأعضاء طلاب الصف الثانى
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الجمعة أكتوبر 09, 2009 11:02 pm من طرف Mr.Emad
شكرا على المرور والتعليق مستر محمود
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الأحد نوفمبر 01, 2009 9:29 pm من طرف ريمو
شكرا على هذا مستر عماد ونريد المزيد وارجو شرح السالبية الكهربية ربنا يبارك فيك
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الأحد نوفمبر 01, 2009 10:44 pm من طرف Mr.Emad
حاضر قريبا
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الإثنين نوفمبر 02, 2009 9:12 pm من طرف Mr.Emad
السالبية الكهربية أو الكهرسلبية هي مقياس لمقدرة الذرة أو الجزيء على جذب الإلكترونات في الروابط الكيميائية . وتعتمد نوعية الرابطة المتكونة اعتمادا كبيرا على الفرق في السالبية الكهربية بين الذرات الداخلة فيها . وتقوم الذرات المتشابهة في السالبية الكهربية " بسرقة " الإلكترونات من بعضها البعض والذى يرجع لما يسمة " مشاركة " وتكون رابطة تساهمية . ولكن لو كان هذا الفرق كبير سينتقل الإلكترون إلى أحد الذرات وتتكون رابطة أيونية . إضافة إلى ذلك في حالة أن أحد الذرات تقوم بسحب الإلكترونات بقوة أكبر قليلا من الأخرى فإنه تتكون رابطة تساهمية قطبية
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الثلاثاء نوفمبر 03, 2009 1:27 am من طرف Mr.Emad
نظرية بور لذرة الهيدروجين



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


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

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

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



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


ب-
تمتص الذرة الطاقة بكميات محددة إذا انتقل الإلكترون من مستوى ذو طاقة منخفضة إلى مستوى ذو طاقة أعلى ، أي عندما تهيج الذرة بإعطائها كمية من الطاقة من مصدر خارجي .
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الثلاثاء نوفمبر 03, 2009 1:41 am من طرف Mr.Emad



حصلت هذه القصة في جامعة كوبنهاجن بالدنمارك، في امتحان الفيزياء كان أحد الاسئلة كالتالي:

كيف تحدد ارتفاع ناطحة سحاب باستخدام البارومتر( جهاز قياس الضغط الجوي) ؟

الاجابة الصحيحة كانت بديهية وهي قياس الفرق بين الضغط الجوي على الأرض و على ناطحة السحاب. كانت اجابة أحد الطلبة مستفزة لأستاذ الفيزياء لدرجة أنه أعطاه صفرا دون اتمام اصلاح بقية الاجوبة واوصى برسوبه لعدم قدرته المطلقة على النجاح، وكانت إجابة الطالب كالتالي: أربط البارومتر بحبل طويل وأدليه من أعلى الناطحة حتى يمس الأرض ثم أقيس طول الخيط".

قدم الطالب تظلما لإدارة الجامعة مؤكدا أن إجابته صحيحة مائة في المائة وحسب قانون الجامعة عين خبير للبت في القضية، وأفاد تقرير الخبير أن إجابة الطالب صحيحة لكنها لا تدل على معرفته بمادة الفيزياء وقرر إعطاء الطالب فرصة أخرى وإعادة الامتحان شفاهيا وطرح عليه الحكم نفس السؤال، فكر الطالب قليلا ثم قال: لدي إجابات كثيرة لقياس ارتفاع الناطحة ولا أدري أيها أختار، فقال له الحكم: هات كل ما عندك، فاجاب الطالب: يمكن إلقاء البارومتر من أعلى الناطحة و يقاس الوقت الذي يستغرقه حتى يصل إلى الأرض وبالتالي يمكن معرفة ارتفاع الناطحة إذا كانت الشمس مشرقة، يمكن قياس طول ظل البارومتر وطول ظل الناطحة فنعرف طول الناطحة من قانون التناسب بين الطولين وبين الظلين.

إذا أردنا أسرع الحلول فإن أفضل طريقة هي أن نقدم البارومتر هدية لحارس الناطحة على أن يعلمنا بطولها. أما إذا أردنا تعقيد الأمور فسنحسب ارتفاع الناطحة بواسطة الفرق بين الضغط الجوي على سطح الأرض و أعلى الناطحة باستخدام البارومتر. كان الحكم ينتظر الاجابة الأخيرة التي تدل على فهم الطالب لمادة الفيزياء, بينما الطالب يعتبرها الاجابة الأسوأ نظرا لصعوبتها و تعقيدها، بقي أن تعرف أن اسم الطالب هو "نيلز بور" وهو لم ينجح فقط في مادة الفيزياء بل أنه حاز علي جائزة نوبل للفيزياء.

نيلز (هنريك ديفيد ) بور (بالإنجليزية: Niels Henrik David Bohr)(ويكتب أحيانا بوهر) (7 أكتوبر 1885 - 18 نوفمبر 1962 ) فيزيائي دانماركي مسيحي،ولد في كوبنهاجن أسهم بشكل بارز في صياغة نماذج لفهم البنية الذرية إضافة مإلى ميكانيك الكم وخصوصا تفسيره الذي ينادي بقبول الطبيعة الاحتمالية التي يطرحها ميكانيك الكم ، يعرف هذا التفسير بتفسير كوبنهاغن،



كان رئيس لجنة الطاقة الذرية الدنماركية ورئيس معهد كوبنهاغن للعلوم الطبيعية النظرية، حصل على الدكتوراه في الفيزياء عام 1911، ثم سافر إلى كمبريدج حيث أكمل دراسته تحت إشراف العالم طومسون الذى اكتشف الإكترون، وبعدها انتقل إلى مانشستر ليدرس على يد العالم إرنست رذرفورد مكتشف نواة الذرة، وسرعان ما أهتدى بور إلى نظريته عن بناء الذرة. ففى 1913 نشر بور بحث تحت عنوان: عن تكوين الذرة والجسيمات في المجلة الفلسفية، ويعتبر هذا البحث من العلامات في علم الفيزياء. تزوج بور عام 1912 وكان له خمسة اولاد.

رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الثلاثاء نوفمبر 03, 2009 4:06 pm من طرف Mr.Emad
واصل الإنسان اكتشافه للعناصر منذ القدم و حتى يومنا هذا، في العصور
القديمة كانت حوالي تسعة عناصر معروفة للإنسان منها الذهب، الفضة، النحاس و الحديد.
حتى عام 1700 أصبح عدد العناصر المعروفة لدى الإنسان 14 عنصر. في حوالي 1850 أصبح
عدد العناصر المعروفة أكثر من 60 عنصر.
مع ازدياد أعداد العناصر المكتشفة، عكف الإنسان على دراسة صفاتها و أوجه
التشابه و الاختلاف بينها، و تولدت الحاجة إلى تنظيمها و تصنيفها و بيان العلاقات
بينها، كل ذلك كان بناء على صفاتها الظاهرة ؛ كنشاطها و تفاعلاتها مع الماء و
الهواء و الحموض. من أهم العلماء الذين صنفوا العناصر في مجموعات هو دوبراينر عام
1817. صنف العناصر حسب كتلتها الذرية والتشابه في خصائصها الكيميائية و الفيزيائية
في مجموعات بحيث كانت كل مجموعة تحتوي على 3 عناصر متشابهه. من أمثلة هذه
المجموعات: (كالسيوم، سترونشيوم، باريوم) (كبريت، سيلينيوم، تلوريوم) (كلور، بروم،
يود).جاء بعد ذلك العالم نيولاندز سنة 1864. فقد نظم العناصر في مجموعات (أعمدة)
بناء على كتلتها الذرية المتزايدة، فاكتشف أن العناصر ذات الخواص المتشابهة تتكرر
بشكل دوري بعد كل 7 عناصر؛ أي أن الأول يشبه الثامن، و الثاني يشبه السابع، و هكذا.
فسمى هذه المجموعات بالثمانيات، كما في هذا الجدول


العالم الروسي مندليف يعود إلية الفضل الأكبر في تصنيف العناصر ضمن
مجموعات و ترتيبها في جدول سنة 1872. فقد اعتمد في تصنيفه على ربط الكتلة الذرية
بالذرية. الذرية كانت تعني آنذاك بقدرة الذرات على الارتباط بالهيدروجين. فقد لاحظ
مندليف أن ذريات العناصر المعروفة لديه تتغير بشكل دوري في القائمة التي يظهر فيها
تسلسل الكتل الذرية؛ فهي تبدأ من 1 و تصل إلى 4 و تنقص لتصل 1 مرة أخرى، ثم تأتي
بداية جديدة من 1. كانت العناصر النبيلة غير معروفة لدى مندليف. فيما يلي جدول
مندليف
كان لاكتشاف مكونات الذرة الدور الكبير في تصنيف العناصر من خلال
الجدول الدوري الحديث.فقد ساهم العالم موزلي باكتشاف البروتونات، حيث أطلق على عدد
البروتونات؛ العدد الذري. لقد تم التوصل إلى أن الدورية في صفات العناصر تظهر بشكل
صحيح إذا رتبت حسب أعدادها الذرية. بعد ذلك تمكن العالم الدنمركي بور سنة 1913 من
وضع نظرية لتفسير سلوك العناصر و الدورية فيها اعتمادا على توزيع الإلكترونات في
الذرات. فلاحظ ارتباط موقع العنصر في الجدول الدوري بعدد الإلكترونات التي تقع في
الطبقة الأخيرة و التي هي أيضا تحدد ذرية العنصر، سلوكه و صفاته. ساعد هذا التصور
عن الذرات على فهم بعض سلوك العناصر، إلا أنها واجهت صعوبات في تفسير خواص العناصر
و سلوكها، مثل عدم امتلاء الطبقة الأخيرة عند توزيع الإلكترونات في ذرة البوتاسيوم
مثلا. هذه المشكلة تم حلها بعد اكتشاف علم الفيزياء الكمية (النظرية الميكانيكية
الموجية للذدرة) في الثلاثينات من القرن العشرين عندما حل العالم إروين شرودنجر
المعادلة الموجية و توصل إلى أن الطبقات الرئيسية (المدارات) تحتوي على أفلاك تختلف
في أشكالها و طاقتها في كل مدار. الدورة الأولى تحتوي على نوع واحد فقط من الأفلاك
كروية الشكل و يرمز لها بأفلاك S (أول حرف من كلمة كرة بالإنجليزية). الدورة
الثانية تحتوي على نوعين من الأفلاك هي S,P. أفلاك P يوجد منها 3 أنواع؛ هذه
الأنواع تتشابه في الشكل و الطاقة و تختلف في الاتجاه الفراغي. كل فلك يستوعب
إلكترونين فقط بحسب مبدأ باولي. الدورة الثالثة تحتوي على 3 أنواع من الأفلاك هي
S,P,d . ويوجد من أفلاك d خمسة أنواع. الدورة الرابعة تحتوي على 4 أنواع من الأفلاك
هي S,P,d,F. ويوجد من أفلاك F سبعة أنواع. لم يكتشف حتى الآن غير هذه الأنواع من
الأفلاك. ترتب الإلكترونات في أفلاك المدرات حسب زيادة طاقة الفلك في كل مدار؛ من
الطاقة الأقل إلى الطاقة الأعلى
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الثلاثاء نوفمبر 03, 2009 4:22 pm من طرف Mr.Emad
النظرية الذرية
حتي نهاية القرن 19 كانت الذرة تعتبر ككرة صلبة صغيرة . عندما اكتشف
طومسون الإلكترون عام 1897 .فلقد كان العلماء بعرفون أن التيار الكهربائي
لو مر في أنبوبة مفرغة، فيمكن رؤية تيارا على هيئة مادة متوهجة. ولم يكن
يعرف لها تفسيرا . فلاحظ طومسون أن التبار المتوهج الغامض يتجه للوح
الكهربائي الموجب .فوجد أن التيار المتوعج مكون من جسيمات صغيرة وأجزاء من
الذرات تحمل شحنات سالبة سميت بالإلكترونات . وقال ايوجين جولدشتين عام
1886 أن الذرات بها شحنات موجبة . وفي سنة 1911 كانت النظرية الذرية
لرزرفورد، عندما قال أن الذرة تتكون من قلب مكثف له شخنة موجبة من
البروتونات protons حوله طوق من الإلكترونات السالبة تدور حول النواة .وفي
سنة 1932اكتشف جيمس كادويك نوعا ثالثا من جسيمات الذرة أطلق عليه
نيترونات. Neutrons . وأن النترونات تققل تنافر البروتوناتى النتشابعى
الشحتة الكهربائيى بالنواة المتماسكة . والنترونات حجمها نفي حجم
البروتونات بالنواة . ولاتحمل شحنات كهربائية لأنها. متعادلة الشحنات
.والذرة متعادلة الشحنة لأن عدد البروتونات الموجبة يعادل عدد الإلكترونات
السالبة داخلها. وأصغر ذرة ذرة الهيدروجين . ومعظم الفراغ بالذرة فارغ .
لأن الإلكترونات تدور قي مدارات بعيدة نسبيا من النواة . وكل عنصر من
العناصر المختلفة تتميز عن غبرها من العناصر بعدد ثابت من البروتونات.
ولكل ذرة عتصر ما، وزنها الذري الذي يعين حسب عدد البروتونات والنترونات
بنواتها . ويجب أن نعرف أن حجم الذرة ضئيل جدا . فذرة الهيدروجين قطرها (5
x 10-8 mm). فلو وضعنا 20 مليون ذرة هيدروجين فتشكل جطا طوله واحد ملليمتر
. وذرة الهيدروجين تتكون من بروتون واحد والكترون واحد . وذرة الهيليوم
بها 2 بروتون يدور حولها 2الكترون. وبصفة عامة نجد أن كل ذرة لها قلب يسمي
النواة a nucleus التي تشكل كتلة الذرة تقريبا ، الا أنها تشغل حيزا صغيرا
من حجم الذرة نفسها .لأن معظم الذرة فراغ حول النواة . وبالنواة يوجد
جسيمات أصغر هي البروتونات protonsموجبة الشحنات والنترونات neutrons
متعادلة الشحنات . ويدور بالفراغ حول النواة جسيمات خفبفة جدا تسمي
الإلكترونات electrons .وكل عنصر بذرته عدد ثابت ومتشابه من البروتونات
بالنواة . فعنصر الكسجين بنواته 8 بروتونات . والنترونات لاتجمل شحنات
كهروبائية ز وليس بالضرورة ذرة كل عنصر تجمل عددا ثابتا من البروتونات.
فلو ذرات عنرا ما تحمل عددا مختلفا من الروتونات يطلق عليها نظائر مشعة
isotopes من العنصر الواحد . والإلكترونات جسبمات سلبية الكهربائية ندور
في الفراغ حول النواة . وكتلة الإلكترون تعادل 1/2000 كتلة البروتون أو
النيترون . والتفاعل أو الإتحاد بين ذرات العناصر تتم بين ترابط
الإلكترونات لتكوين الجزيئات أو المركبات الكيماوية. لهذا نجد العدد الذري
لكل ذرة يدل علي عدد البروتونات بنواة ذرة العنصر .فالأكسجين عدده الذري 8
. وهذا معناه أن ذرة الأكسجين تتكون من 8 بروتونات والرقم الذري للنحاس 29
وهذا معناه أن ذرة عنصر النحاس نواتها بها29 بروتون . وكتلة الذرة نجدها
مجموع عدد البروتونات والنترونات بالنواة . لأن 99،99% من كتلة الذرة في
النواة . فأمكن التعرف من خلال التعرف علي مكنونات الذرة علي تفسيرات
للنماذج المتكررة بالجدول الدوري . فوجد العلماء أن العناصر في مجموعة
واحدة من الجدول تمتلك نفس العدد من الإلكترونات الخارجية بمدارات الذرة
.وكانت الجسيمات لم تكن قد أكتشفت عندما وضع العلماء الجداول الدورية
الأولي . وحدسثنا السابق كان حول الذرة المتعادلة الشحنات كهربائيا .لكن
في الحقيقة الذرات يمكنها فقدان أو اكتساب الكتلاونات سالبة . لكن عدد
البروتونات لاتتغير بالنواة . فلو اكتسبت الذرة الكترونات تصبح الذرة
سالبة الشحنة لأن عدد الإلكتلاونات تزيد علي عدد البروتونات بالنواة ..ولو
فقدت الذرة الكترونات تصبح الذرة موجبة الشحنة لأن عدد البروتوناتبالنواة
يزيد علي عدد الإلكترونات . وكل ذرة لها شجنة تسمي ايون an ion
فالهيدروجين الموجب الشجنة يسمي ايون الهيدروجين الموجب وتوضع فوق رمزه
علامة (+ ) ويكتب هكذا H+ ولو كان أيون ذرة الهيدروجين سالب الشحنة يكتب
هكذا( H- ) ولو كانت الذرة متعادلة تكتب بدون علامة( + أو - ) وتكتب الذرة
هكذا(H ).وفي الحالات الثلاثة للذرة نجد أن العدد الذري والوزن الذري ثابت
. وفي النظائر isotopes للعنصر نجد أن عدد البروتونات تتغير حسب نظير
العنصر . لهذا نجد أن نظير العنصر يتغير في الوزن الذري الذي هو مجموع عدد
البروتونات والنترونات ، وليس في العدد الذري الذي هو عدد البروتونا ت.
فالنظير لعنصر نجده ثابت في العدد الذري ومختلف في الوزن الذري
.فالهيدروجين عدده الذري 1 ووزنه الذري 1 والديتريم Deuterium نظير
الهيدروجين نجد عدده الذري 1 ووزنه الذري 2
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الثلاثاء نوفمبر 03, 2009 10:16 pm من طرف Mr.Emad
بعض المفاهيم الأساسية في علم الكيمياء :

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

حالات المادة : صلبة – سائلة – غازية

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

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


المعروفه
مثل : الكربون – النتروجين – الهيدروجين – الفوسفور – النحاس
.........

الذرة هي أصغر جزء في العنصر يمكن أن يدخل في تفاعل كيميائي دون أن
ينقسم .

الجزئي هو أصغر جزء من المادة (عنصر أو مركب) يمكن أن يوجد منفرداً
أو تظهر فيه خواص

المادة .
رموز العناصر : الرمز هو الحرف أو حرفين باللغة اللاتينية للدلالة
على أسم العنصر ويؤخذ من أول حرف مثل هيدروجين (
H) نيتروجين (N) أكسجين (O) فوسفور (P) كربون (C) بورون (B) فلور (F) كبريت (S) يود (I) فانديوم (V)

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


2 Na
+ Cl2 2 NaCl

مثل : ( ملح الطعام ) كلوريد الصوديوم
2 H
2 + O2­ 2 H 2O

(المادة) أكسيد الهيدروجين

3 - المخلوط : مجموعة عناصر أو مركبات مجتمعة مع بعضها بأي نسبة دون
أن تتحد كيميائياً وتحتفظ كل مادة بخواصها ويتم فصل مكوناته بالطرق الفيزيائية
كالرمل والسكر .

التكافؤ : هو عدد الإلكترونات التي تكتسبها أو تفقدها أو تشارك بها
ذرة واحدة من العنصر عند حدوث تفاعل كيميائي للوصول إلى حالة الثبات والاستقرار .


تكافؤ بعض العناصر الشائعة (أعداد تأكسدها)


1

- التكافؤ الأحادي :






- - - + - + + + + +





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










2

- التكافؤ الثنائي :






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





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


زئبق ( )



3

- التكافؤ الثلاثي



3+ 3+ 3+

الومنيوم – حديد – كروم – فوسفور – نيتروجين


4
- التكافؤ الرباعي :






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


1 - يضاف مقطع (وز) للتكافؤ الأقل 2 - يضاف المقطع (يك) للتكافؤ
الأعلى .

مثل : نحاسوز أحادى (I) حديدوز ثنائي
نحاسـيك ثنائي (II) حديديك ثلاثي

وحديثاً بوضع التكافؤ بجوار أسم العنصر مباشرة مثل : - نحاس (I) ، نحاس (II) ، حديد III)]
المجموعة الذرية : تتكون من عدة ذرات مرتبطة مع بعضها البعض وتشترك
في التفاعلات الكيميائية كذرة واحدة لها تكافؤ ومصدرها الأحماض مثل : حمض
الكبريتيك
H
2SO4 .

المجموعة (ملح الحمض) : هي مجموعة الذرات التي تلي هيدروجين الحمض SO4 )
تكافؤ المجموعة : هو عدد ذرات الهيدروجين البدولي للحمض (ثنائي)
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الثلاثاء نوفمبر 03, 2009 10:50 pm من طرف Mr.Emad
نسئل كل من يشاهد هذا الموضوع من الساده الزوار ان يدعوا لنا بظهر الغيب
ويقول بارك الله فيك يا استاذ عماد
فقد تعدى عدد زوار هذا الموضوع اكثر من 2773 زائر فى حوالى اسبوعين فقط وهو رقم قياسى لموضوع واحد فى مده قصيرة
فنرجوا منكم الدعاء لنا بالخير
والله الموفق
وله المنه والفضل
واخر دعوانا ان الحمد لله رب العالمين
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في السبت نوفمبر 07, 2009 10:33 pm من طرف Mr.Emad
كان

أرسطو عام 330 ق م يعتبر العناصر
أربعة عناصر .هي
اوالنار والماء والهواء والتربة. وفي عام 1770صنف
لافوازييه 33 عنصر.وفرق بين الفلزات (المعادن ) واللافلزات . وفي عام 1828
صنع جدولا للعناصر وأوزانها الذرية ووضع للعناصر رموزها الكيماوية . وفي
عام 1829 وضع دوبرينر ثلاثة جداول بها ثلاثة مجموعات كل مجموعة تضم 3
عناصر متشابهة الخواص . المجموعة الأولي تضم الليثيوم والصوديوم
والبوتاسيوم والثانية تضم الكالسيوم والإسترونشيوم والباريوم . والثالثة
تضم الكلورين والبرومين واليود. وفي عام 1864 رتب جون نيولاندز John Newlands 60 عنصرا حسب الأوزان الذرية ووجد
تشابها ما بين العنصر الأول والعنصر التاسع والعنصر الثاني والعنصر العاشر إلي آخره من الترتيب . فاقترح قانون أوكتاف the 'Law of Octaves' .وكان ديمتري مندليف Dmitri Mendeleev - عالم كيميائي روسي ولد بمدينة توبوليسك بسيبيريا عام 1834 - عرف بانه أبو الجدول
الدوري للعناصر the
periodic table of the elements .وهذا الجدول له أهميته لدراسة الكيمياء وفهم وتبسيط التفاعلات الكيميائية حتي المعقدة منها . ولم
يكن مندليف قد رتب الجدول الدوري للعناصر فقط ، بل
كتب مجلدين بعنوان مباديء الكيمياء Principles
of Chemistry. مات 20
يناير 1907 .


تم اقتراح الجدول الدوري الأصلي بدون
معرفة التركيب الداخلى للذرات ، فلو تم ترتيب العناصر طبقا للكتلة الذرية ، ثم تم وضع الخواص الأخرى
فيمكن ملاحظة التكرارية التي تحدث للخواص عند تمثيلها
مقابل الكتلة الذرية . أول من أدرك تلك التكرارية هو الكيميائي الألماني جوهان فولف جانج دوبرينير والذي لاحظ عام 1829 وجود ثلاثيات من العناصر تتقارب في
صفاتها .



بعض الثلاثيات

العنصر

الكتلة الذرية

الكثافة

كلور

35.5

0.00156 g/cm3

بروم

79.9

0.00312 g/cm3

يود

126.9

0.00495 g/cm3













كالسيوم

40.1

1.55 g/cm3

سترانشيوم

87.6

2.6 g/cm3

باريوم

137

3.5 g/cm3







وبعد ذلك لاحظ الكيميائي الإنجليزى جون أليكساندر ريينا
نيولاندز
عام 1865 ، أن العناصر ذات الخواص
المتشابهة تتكرر بدورية مقدارها 8 عناصر ، مثل ثمانيات السلم الموسيقي ، وقد لاقى
هذا الاقتراح ثمانيات نيولاند سخرية من معاصريه . وأخيرا في عام 1869 ، قام الألماني يوليوس لوثر ماير والكيميائي
الروسي ديمتري إيفانوفيتش
ميندليف
تقريبا في نفس الوقت بتطوير أول جدول
دوري ، بترتيب العناصر طبقا للكتلة . وقد قام مندليف بتغيير وضع مكان بعض
العناصر نظرا لأان مكانها الجديد يتماشى بصورة أفضل مع العناصر
الجديدة المجاورة لها, وقد تم تصحيح بعض الاخطاء
في وضع بعض العناصر طبقا لقيم الكتل الذرية ، وتوقع أماكن وجود بعض العاصر التي لم تكتشف بعد . وقد تم إثبات صحة جدول
مندليف لاحقا بعد اكتشاف التركيب الإلكتروني في القرن 19 ، القرن 20 .


في عام 1940 قام جلين تى سيبورج بتوضيح بعد-يورانيوم اللانثينيدات
والأكتينيدات والتي يمكن أن توضع ضمن الجدول أو أسفله
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الخميس نوفمبر 12, 2009 2:01 am من طرف Mr.Emad
نسئل كل من يشاهد هذا الموضوع من الساده الزوار ان يدعوا لنا بظهر الغيب
ويقول بارك الله فيك يا استاذ عماد
فقد تعدى عدد زوار هذا الموضوع اكثر من4000زائر فى حوالى اسبوعين فقط وهو رقم قياسى لموضوع واحد فى مده قصيرة
فنرجوا منكم الدعاء لنا بالخير
والله الموفق
وله المنه والفضل
واخر دعوانا ان الحمد لله رب العالمين
الوحدة الثانية
مُساهمة في الخميس نوفمبر 19, 2009 9:58 pm من طرف Mr.Emad


طبقات الغلاف الجوي

يقسم العلماء الغلاف الجوي لسطح الأرض إلى أربع طبقات بناء على الاختلافات
في درجة حرارة الهواء. وهذه الطبقات هي: التروبوسفير والاستراتوسفير
(الطبقة الجوية العليا) والميزوسفير (الغلاف الأوسط) والثيرموسفير (الغلاف
الحراري). والجزء الخارجي من الغلاف الجوي يتلاشى تدريجيًا نحو الفضاء.
يقسم العلماء الغلاف الجوي إلى أربع طبقات بناء على اختلاف درجـة الحـرارة. وهـذه الطبقات مرتبة مــن الأدنـى إلى الأعلى هي:
1- طبقة التروبوسفير
2- الإستراتـوسـفير (الطبقة الجوية العليا)
3- الميزوسفير (الغلاف الأوسط)
4- الثيرموسفير (الغلاف الحراري).
يقل سُمك الغلاف الجوي كلما ارتفعنا عن سطح الأرض. وتتلاشى الطبقة
الخارجية للغلاف الجوي بالتدريج في الفضاء الخارجي حيث تقابل الرياح
الشمسية. والرياح الشمسية دفق مستمر من الجسيمات المشحونة من الشمس.

طبقة التروبوسفير


وهي طبقة الغلاف الجوي الملاصقة لسطح الأرض، وهي الطبقة التي نعيش
فيها. وتضم هذه الطبقة 75% من مجمل الغلاف الجوي. وتتم معظم التغييرات
الجوية والأمطار والثلوج في هذه الطبقة تقريبًا. ويتنبأ العلماء بالطقس
بدراستهم لطبقة التروبوسفير. كما تضم هذه الطبقة معظم بخار الماء والهباء
الجوي في الجو. ويهب التيار النفاث في الجزء العلوي من هذه الطبقة.
تتناقص درجة الحرارة في طبقة التروبوسفير حوالي 6,5°م كلما ارتفعنا إلى
أعلى 1000م. ويتوقف تناقص درجة الحرارة عند بداية التروبوبوز (الفاصل
السفلي) والتي تمثل الجزء الأعلى لطبقة التروبوسفير. ويقع حد التروبوبوز
على ارتفاع 10كم تقريبًا فوق القطبين الشمالي والجنوبي، وعلى ارتفاع 15كم
فوق خط الاستواء تقريبًا. وعند حد التروبوبوز يصبح الهواء رقيقًا جدًا
بحيث لا يكفي للحياة.
وعادة ما يكون الغلاف الجوي القريب من سطح الأرض أدفأ لأن أشعة الشمس التي
تمر خلال الغلاف الجوي تسخن الأرض وبخار الماء. وبدورها تقوم الأرض بتسخين
الهواء الملامس لها مباشرة. وفي بعض الأحيان، وبخاصة خلال الليل أثناء فصل
الشتاء، يكون الهواء الملامس للسطح أبرد من الهواء الذي يعلوه. وهنا،
تزداد درجة الحرارة في طبقة رقيقة من طبقة التروبوسفير كلما ارتفعنا إلى
أعلى. وهذه الحالة الشاذة تسمى الانقلاب الحراري. وتظهر أسوأ حالات التلوث
الجوي أثناء حدوث هذه الظاهرة، لأن الهواء البارد القريب من سطح الأرض
يحتجز الملوثات ويمنعها من الانتشار أو الصعود إلى أعلى. وتدوم حالة
الانقلاب الحراري حتى تقضي الأمطار أو الرياح على هذه الطبقة الهوائية
الدافئة.
ويكون الهواء باردًا في التروبوبوز، حيث تتكون السحب من بلورات الثلج.
وأبرد جزء في طبقة التربوسفير هو التربوبوز الواقع فوق خط الاستواء، حيث
يبلغ تصاعد الهواء أعلى حد له، فتهبط درجة حرارة الهواء إلى مادون -80°م.
أما درجة حرارة التروبوبوز فوق القطبين فإنها تزيد عنها فوق خط الاستواء
بـ 30°م.

طبقة الاستراتوسفير


وتمتد من التروبوبوز إلى 50كم فوق سطح الأرض تقريبًا. وكمية الرطوبة
التي تصل هذه الطبقة من الغلاف الجوي قليلة جدًا، لذلك فإن السحب نادرة
أيضًا. ويفضل طيارو الخطوط الجوية الطيران خلال هذه الطبقة تجنبًا لتقلبات
الطقس التي يواجهونها في التروبوسفير. أما طبقة الاستراتوسفير فتتميز
بثبات درجة الحرارة تقريبًا، ولكن درجة حرارة الطبقة العليا منها تزداد مع
ازدياد الارتفاع، حيث تصل درجة الحرارة في الطبقة السفلى -55°م بينما تصل
درجة الحرارة في الجزء العلوي منها إلى -2°م فقط، وهذا الجزء من
الاستراتوسفير يُدعى الإستراتوبوز (الفاصل الطبقي). ويحتوي هذا الجزء على
معظم غاز الأوزون الموجود في الغلاف الجوي، إذ يعمل الأوزون على تسخين
الهواء هناك بسبب امتصاصه الأشعة فوق البنفسجية.

الغلاف الأوسط (طبقة الميزوسفير)


تمتد من حد الإستراتوبوز إلى 80كم فوق سطح الأرض. وتتناقص درجة الحرارة
في هذه الطبقة مع الارتفاع حيث تصل درجة الحرارة في الأجزاء العليا منها
إلى أدنى درجة ممكنة في الغلاف الجوي المحيط بالأرض. وهذا الجزء العلوي،
من طبقة الميزوسفير يُدعى الميزوبوز (حد الغلاف الأوسط). وتهبط درجة
الحرارة في هذا الجزء فوق القطبين إلى ما دون -109°م خلال فصل الصيف.
ويمكن مشاهدة ذيل من الغازات الحارة تنساب في هذه الطبقة بفعل الشهب. كما
يمكن ملاحظة هبوب رياح في غاية العنف ضمن طبقة الميزوسفير. وتهب هذه
الرياح من الغرب إلى الشرق في فصل الشتاء. ومن الشرق إلى الغرب في فصل
الصيف.

الغلاف الحراري (طبقة الثيرموسفير)


وهي أعلى طبقة في الغلاف الجوي. وتبدأ من نهاية حد الميزوبوز وتستمر
إلى الفضاء الخارجي. ويتميز الهواء في هذه الطبقة بأنه خفيف جدًا، إذ إن
99,99% من الغلاف الجوي يقع أسفل منه. ويختلف التركيب الكيميائي للهواء في
هذه الطبقة عن التركيب الكيميائي لبقية الطبقات المكونة للغلاف الجوي. ففي
الأجزاء الدنيا من طبقة الثيرموسفير، تتحطم معظم جزيئات الأكسجين إلى ذرات
الأكسجين. وتحتوي الأجزاء العليا منها بشكل رئيسي على الهيدروجين
والهيليوم.
تواجه طبقة الثيرموسفير أشعة الشمس بصورة مباشرة، فتعمل على تسخين الهواء
الخفيف إلى درجة عالية جدًا. وتقفز درجة الحرارة بسرعة من الميزوبوز إلى
600°م عند ارتفاع 200كم فوق سطح الأرض. ولكن في أثناء الرياح الشمسية تصل
كمية إضافية من الإشعاع والجسيمات إلى طبقة الثيرموسفير. انظر:الشمس. وهنا
يصبح الهواء أكثر سخونة، حيث تصل درجة الحراة إلى ما يزيد عن 2000°م على
ارتفاع 400كم فوق سطح الأرض.
وعندما ترتطم أشعة الشمس وغيرها من الإشعاعات القادمة من مصادر كونية أخرى
بطبقة الثيرموسفير، فإن بعض الجزيئات والذرات تشحن بالكهرباء أي تتأين.
وتُسمى هذه الذرات المشحونة بالكهرباء أيونات. وتوجد معظم هذه الأيونات في
الأجزاء السفلى من الثيروموسفير، لذلك تُسمى هذه الأجزاء من الطبقة الغلاف
الأيوني (الأيونوسفير). حيث تؤدي هذه الطبقة دورًا كبيرًا في الاتصالات
الراديوية بعيدة المدى. وتقوم هذه الطبقة بعكس الموجات الكهرومغنطيسية إلى
الأرض عوضًا عن انتشارها في الفضاء.
وتظهر يوميًا في طبقة الثيرموسفير حالات مدٍ غازي هائلة، وتغير حالات المد
هذه اتجاهها كل ست ساعات. كما يظهر ضوء طبيعي في هذه الطبقة يسمى الفلق.
ويحدث الفلق عندما تجذب الأرض تلك الذرات المتأينة في طبقة الثيرموسفير
إليها، إذ تتحطم الجزيئات في طبقة الثيرموسفير مكوِّنة حلقة حول الأقطاب
المغنطيسية للأرض، وينتج عن ذلك طاقة على شكل ضوء. ويسمى الفلق الذي يبدو
في شمال الكرة الأرضية الفلق الشمالي. أما الفلق الذي يظهر في النصف
الجنوبي من الكرة الأرضية فيسمى الفلق الجنوبي.
يسمى الجزء العلوي من طبقة الثيرموسفير الإكسوسفير (الغلاف الخارجي)،
وترتفع إلى حوالي 480كم عن سطح الأرض إلى أن تنتهي في الرياح الشمسية. ولا
يوجد في الأكسوسفير إلا القليل من الهواء. ولا تجد السفن الفضائية
والأقمار الصناعية التي تدور حول الأرض في هذه المنطقة مقاومة تذكر.
وتتحرك بعض الذرات والجزيئات في الأكسوسفير بسرعة هائلة جدًا، حيث تتغلب
على قوة جاذبية الأرض وتنطلق إلى الفضاء الخارجي، وهكذا فإن الأرض تفقد
غلافها الجوي بالتدريج. ولكن هذه العملية تحتاج إلى بلايين السنين حتى
تأتي على مجمل الغلاف الجوي المحيط بالكرة الأرضية.

أصل الغلاف الجوي


ليس هنالك تاريخ محدد يمكن أن يعوَّل عليه في تكوين فكرة صحيحة عن
تاريخ خلق الله تعالى للأرض، قال تعالى: ﴿ ما أشهدتهم خلق السموات والأرض
ولا خلق أنفسهم وما كنت متخذ المضلين عضدا﴾ الكهف: 51.
على أن بعض الباحثين في تاريخ نشأة الأرض يرجحون أنها قد تشكلت منذ 4,5
بليون سنة، وغالبًا لم تكن تحتوي على غلاف جوي. وبالتدريج، بدأت الغازات
المنطلقة من الأرض تتجمع حولها. فعلى سبيل المثال، أطلقت أعداد هائلة من
البراكين على الأرض الناشئة العديد من الغازات مثل النشادر وثاني أكسيد
الكربون وأول أكسيد الكربون والهيدروجين والميثان والنيتروجين وثاني أكسيد
الكبريت وبخار الماء. وبذلك شكَّلت هذه الغازات المنبعثة من البراكين
الجزء الأكبر من الغلاف الجوي القديم لسطح الأرض.
وتكاثف جزء كبير من بخار الماء المنبعث من البراكين ليشكل الأنهار
والبحيرات والمحيطات. أما بقية الغازات المكونة للغلاف الجوي القديم فقد
ذابت في المحيطات أو كونت صخور القشرة الأرضية.
ولكن معظم النيتروجين بقي في الغلاف الجوي، وأضيف إليه لاحقًا غاز الأرجون
والزينون بفعل تحلل بعض العناصر المشعة على سطح الأرض.
ويبدو أن الغلاف الجوي في الأزمنة القديمة لم يكن يحتوي على نسبة كبيرة من
الأكسجين، ولكن بعد ظهور الطحالب وغيرها من الكائنات النباتية الخضراء في
المحيطات قبل 3,5 بليون سنة، بدأت كمية الأكسجين بالازدياد نتيجة لعملية
التركيب الضوئي. وبانتشار النباتات على سطح الأرض يضاف مزيد من الأكسجين
إلى الغلاف الجوي. وقبل 400 مليون سنة كان الغلاف الجوي يحتوي غالبًا على
نفس كمية الأكسجين التي يحتوي عليها الآن.ومع مرور الأيام أحدثت الأنشطة
البشرية تغييرات مهمة في تركيب الغلاف الجوي. فمثلاً، يضاف ثاني أكسيد
الكربون إلى الغلاف الجوي بفعل احتراق فحم أو زيت أو وقود يحتوي على
الكربون. فمنذ عام 1900م، تسبب استخدام مثل هذه الأنواع من الوقود في
إحداث زيادة في ثاني أكسيد الكربون قدرها 15% من حجم ثاني أكسيد الكربون
الموجود في الغلاف الجوي. وعمومًا، بقيت نسبة الغازات في الغلاف الجوي كما
هي تقريبًا عبر ملايين السنين.

دراسة الهواء


منطاد أبحاث مملوء بالهيليوم استعدادا لإطلاقة. توضح الأجهزة العلمية في مثل هذة المناطيد لجمع المعلومات عن الغلاف الجوي



منذ قديم الزمان، عرف الإنسان أن الهواء ضروري للحياة. فخلال القرن
الخامس قبل الميلاد، اقترح الفيلسوف الإغريقي أمبيدوقليز أن أربعة عناصر
هي الهواء والأرض والنار والماء تتحد بنسب مختلفة لتكون الخليقة. وقد
وافقه على هذه الفكرة العديد من العلماء الإغريق. وفي القرن الرابع قبل
الميلاد كتب الفيلسوف الإغريقي أرسطو كتاب الميترولوجيا (أي علم الأرصاد
الجوية) الذي يضم ما جمعه من ملاحظات عن طبيعة الهواء وأشكال الطقس
المختلفة.
لم يستطع الفلاسفة والعلماء في السابق أن يختبروا نظرياتهم حول الهواء
لعدم وجود الأجهزة الخاصة بقياس خواص الهواء. فقد بدأت ملاحظة العلماء
للهواء منذ عام 1593م، عندما اخترع العالم الإيطالي جاليليو مقياسًا
للحرارة. وفي عام 1643م اخترع العالم الإيطالي إيفانجليستا توريشلي جهاز
البارومتر لقياس الضغط الجوي. وقد أثبت هذا الجهاز أن للهواء وزنًا. وفي
منتصف القرن السابع عشر الميلادي استخدم الكيميائي الأيرلندي روبرت بويل
البارومتر لإيجاد صيغة تربط بين كمية الهواء وضغطه.
وخلال القرن الثامن عشر الميلادي بدأ العلماء دراسة الغازات المكونة
للهواء. فقد اكتُشف الأكسجين من قِبَل الكيميائي السويدي كارل شيل في
بداية السبعينيات من القرن الثامن عشر الميلادي، وتبعه الكيميائي
الإنجليزي جوزيف بريستلي عام 1774م. وفي عام 1777م، أدرك الكيميائي
الفرنسي أنطوان لافوازيه أن الأكسجين يساعد على الاشتعال. وفي عام 1772م،
اكتشف الطبيب الأسكتلندي دانيال رذرفورد غاز النيتروجين. وفي عام 1894م،
عزل اثنان من العلماء هما الكيميائي الأسكتلندي السير وليم رامزي
والفيزيائي الإنجليزي البارون رايلي غاز الأرجون. وفي نهاية القرن التاسع
عشر توصل العلماء إلى أن تركيب الهواء متشابه في جميع أنحاء الكرة
الأرضية.
وخلال العقد الأول من القرن العشرين اكتشف فريق نرويجي برئاسة الفيزيائي
فلهلم بياركنز تحرك الكتل الهوائية. ونتيجة لالتقاء كتلة هوائية دافئة
بكتلة هوائية باردة ينشأ ما يسمى الجبهة، يختلف فيها الطقس بصورة فجائية.
وقد ساعدت هذه النماذج لأنظمة الطقس على التقدم الواسع في مجال التنبؤ
الدقيق لحالات الطقس. ومع منتصف القرن العشرين حصل تقدم هائل في المعدات
الخاصة بدراسة الغلاف الجوي. فاليوم تُستخدم كل من أجهزة الرادار
والصواريخ والأقمار الصناعية والمناطيد (البالونات) لدراسة الأحوال
الجوية. وقد مكنت هذه التسهيلات العلماء من مراقبة الغلاف الجوي باستمرار،
كقياس مستويات التلوث الجوي وقياس التغيرات التي تطرأ على تركيب الهواء.
وغالبًا ما يحمل المنطاد جهاز المسبار الراديوي (اللاسلكي)، الذي يقيس
درجة الحرارة والضغط الجوي والرطوبة في الجو على مختلف الارتفاعات. حيث
تبث أجهزة الإرسال في جهاز المسبار الراديوي المعلومات الخاصة بالطقس إلى
المحطات المناخية على سطح الأرض. كما تساعد الحواسيب علماء الأرصاد الجوية
في تحليل الكم الهائل من البيانات المناخية من مختلف المصادر وإعداد خرائط
خاصة بالطقس.


عدل سابقا من قبل Mr.Emad في الخميس نوفمبر 19, 2009 10:13 pm عدل 1 مرات
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الخميس نوفمبر 19, 2009 10:09 pm من طرف Mr.Emad
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الجمعة نوفمبر 20, 2009 8:32 pm من طرف Mr.Emad
طبقات الغلاف الجوى



طبقة التروبوسفير

(الطبقة المضطربة)

الاسترتوسفير

(الغلاف الجوى
الاوزونى)


الميزو سفير

(الطبقة المتوسطة)

الثرمو سفير

(اسخن الطبقات)

تمتد حتى ارتفاع 13كم

السمك 13كم

تمتد حتى ارتفاع 50كم

السمك 37كم

تمتد حتى ارتفاع 85كم

السمك 35كم

تمتد حتى ارتفاع 675كم

بسمك 590كم

بها 75% من كتلة الغلاف الجوى

99% من بخار ماء الهواء
الجوى.

بها غاز الاوزون من 20:40كم

طبقة شديدة التخلخل

بها كميات من غازى الهيليوم والهيدروجين

توجد فى نهايتها ايونات مشحونة (الايونو سفير) من الممكن ان تمتد حتى
ارتفاع 700كم

تقل درجة الحرارة 6,5م كل 1كم

درجة الحرارة فى نهايتها -60م

تظل درجة الحرارة فى بدايتها ثابتة عند -60م وترتفع بعد ذلك الى ان تصل
فى نهايتها الى صفر مئوى.

ابرد الطبقات تقل فيها درجة الحرارة حتى -90م

اسخن الطبقات ترتفع درجة الحرارة الى 1200م.

يقل الضغط بالارتفاع الى اعلى الى ان يصل ل 100مللى بار (0,1من
ضغط.جوى.معتاد)

يقل الضغط الجوى بالارتفاع الى اعلى حتى يصل الى 1مللى بار (0,001من ضغط
الجوى المعتاد)

يقل الضغط الجوى ليصل فى نهايتها ل0,001مللى بار (1x10-5) من الضغط الجوى المعتاد.



تحدث بها ظواهر الطقس والمناخ (الرياح والامطار والسحب)

تحلق الطائرات فى الجزء السفلى منها لانها منطقة خالية من الاضطرابات
الجوية والغيوم ويتحرك فيها الهواء بشكل أفقى.

يتم بها احتراق الشهب

نهايتها طبقة الايونوسفير التى تلعب دور هام فى الاتصالات اللاسلكية.














علل:


1- تسمية
طبقة التروبوسفير بأسم الطبقة المضطربة.


2- حدوث
ظواهر المناخ داخل التروبوسفير.


3- التروبوسفير
هى المسئولة عن تنظيم درجة حرارة سطح الارض.


4- تكون
الثلوج فوق قمم جبال الهيمالايا.


5- وجود
تيارات هواء رأسية فى التروبوسفير.


ج:


1- لحدوث
ظواهر الماخ من (رياح وامطار وسحب) بها.


2- لانها
تحتوى على 75% من كتلة الغلاف الجوى.


3- لانها
تحتوى على 99% من بخار ماء الهواء الجوى.


4- لانه
فى طبقة التروبوسفير تقل درجة الحرارة بمقدار 6.5م كل 1كم وبالتالى
لان ارتفاع تلك الجبال كبير جداً فتنخفض بها درجة الحرارة الى ما تحت الصفر المئوى
وبالتالى تتكون الثلوج.


5- لان
تيارات الهواء الساخنة تصعد الى اعلى وتيارات الهواء البارد يهبط الى اسفل.








حل المسائل:


1- تحديد الفرق فى درجات الحرارة=


الارتفاع x 6.5


درجة الحرارة فى سفح الجبل – درجة الحرارة فى
قمة الجبل (مسائل تحديد الاتفاع)



o
لتعين درجة الحرارة فى قمة
الجبل نطرح الفرق.



o
لتعين درجة الحرارة فى سفح
الجبل نجمع الفرق.



o
لتعين الارتفاع = الفرق فى
درجات الحرارة /
6.5





1- احسب درجة الحرارة على ارتفاع 4متر اذا كانت درجة
الحرارة فى سفح الجبل= 20م



الحل:


الفرق فى درجات الحرارة= 4X6.5= 26م


درجة الحرارة على قمة الجبل = 26-20=-6م





2- احسب ارتفاع جبل درجة الحرارة على قمته 5م وعند سفحه
18م.



الحل:


الفرق فى درجات الحرارة= 18-5=
13م


الارتفاع = 13/6.5= 2م.











عل: 1- تحليق الطائرات فى الجزء السفلى من الاستراتوسفير.


3- ارتفاع
درجة الحرارة فى نهاية الاستراتوسفير


4- تكون
الشهب فى الميزوسفير.


5- فائدة
الايونوسفير.


6- فائدة
حزامى فان الن.


7- فائدة
الاقمار الصناعية.


ج:


1- لانها
منطقة خالية من الاضطرابات الجوية والغيوم ويتحرك فيها الهواء بشكل أفقى.


2- لوجود طبقة الاوزون التى تمتص اشعة الشمس.


3- نتيجة
لاحتكاك الجسيمات الفضائية بجزيئات الهواء فى الميزوسفير.


4- لها
دور فى عملية الاتصالات حيث تنعكس عليها موجات الراديو وتعيدها مرة اخرى الى اماكن
الاستقبال فى الارض.


5- تحمى
الارض من الاشعة الكونية المشحونة الضارة.


6- لها دور
فى عمليات النقل التلفزيونى و معرفة الطقس.


طبقة الايونوسفير:


هى عبارة عن ايونات مشحونة توجد فى
نهاية طبقة الثرموسفير ومن الممكن ان تمتد الى ارتفاع 700كم فوق مستوى سطح البحر.


لها دور فى عمليات الاتصال اللاسلكية حيث تقوم بعكس الموجات الساقطة عليها
مرة اخرى على سطح الارض.


تحاط بحزاميين مغناطيسين (حزامى فان الين) ومن نتائج وجودهما


1- عكس
الاشعة الكونية الضارة بعيدا عن الارض.


2- تكوين
ظاهرة الشفق القطبى (الاورورا).





طبقة الاكسو سفير:


مكان اندماج الغلاف الجوى بالفضاء
الخارجى وتسبح فيها الاقمار الصناعية.











غاز الاوزون:


يتكون من سقوط الاشعة فوق
البنفسجية (U.V) على جزيئات الاكسجين وتتكون ذرات اكسجين حرة.


تتحد تلك الذرات الحرة بجزيئات
اكسجين لخرى مكون غاز الاوزون.





O2 O + O





O + O2 O3


علل: توجد طبقة الاوزون فى طبقة الاسترتوسفير.


ج: لانها اولى طبقات الغلاف الجوى التى تواجة الاشعة فوق
البنفسجية وتحتوى على كمية مناسبة من الاكسجين.





السمك:


فى
الوضع العادى يكون سمك الطبقة 20كم. فى حالة تعرضها للضغط الجوى فى الاستراتوسفير
الذى يعادل 0.001
من الضغط الجوى المعتاد.


ولكن
لوتعرض الاوزون حسب افتراض العالم دوبسون ل ضغط جوى معتاد ودرجة حرارة صفر مئوى
(معدل الضغط ودرجة الحرارة) تكون سمك الطبقة 3مام.


وعبر
دوبسون عن درجة الاوزون بأنها 300وحدة دوبسون



(بحيث كل 100 دوبسون يساوى 1ملم)




















علل الاشعة فوق البنفسجية سلاح ذو حدين.





ج: لان الاشعة فوق البنفسجية القريبة (ذات الطول الموجى القصير) تنفذ الى
الارض ومن ثم تساعد على بناء فتامين د فى الاطفال وبعض المركبات المفيدة للانسان.


اما الاشعة فوق البنفسجية المتوسطة
والبعيدة لها اضرار بالغة على الانسان والحيون والنبات.





ملوثات الاوزون


1- كلوروفلورو
كربون (الفريونات)
CFC
ويستخدم فى



* اجهزة التبريد. * مادة دافعة لزاز
الايروسولات.


* مادة نافخة لعبوات الفوم. * لتنظيف الشرائح الالكترونية.


2- بروميد الميثيل: مبيد حشرى لقتل الحشرات فى صوامع
الغلال.


3- الهالونات لاطفاء الحرائق.


4- اكاسيد النيتروجين. التى تنتج من احتراق وقود
الطائرات الاسرع من الصوت (الكونكورد).











لو
قلت درجة الاوزون فى منطقة ما عن 300DU
معنى ذلك انه قد حدث تأكل للاوزون فى تلك المنطقة.





يتضح
ثقب الاوزون فى القطب الجنوبى ويزداد اتساعا فى ستمبر من كل عام وذلك نظرا لتجمع
الملوثات على هيئة سحب سوداء تدفعها الرياح ناحية القطب الجنوبى.





تأثير C.F.C


CFCl3 CFCl2+Cl


Cl+O3 ClO+O2


ClO + O3 Cl + 2O2











يتم الاحتفال بيوم الاوزون العالمى فى 16 ستمبر
كل عام (علل)


تاريخ انعقاد اول مؤتمر للاوزون
16/9/1987 فى مونتريال بكندا.


نص على 1- ضرورة ايجاد بديل امن لمركبات CFC
التى تسبب تأكل الاوزون.


2- وقف انتاج طائرات
الكونكورد.











ظاهرة لاحترار
العالمى:



هى ظاهرة ارتفاع درجة الحرارة على سطح الارض بسبب تركز الغزات الدفيئة
بالقرب من سطح الارض.





الغازات
الدفيئة:



1- ثانى اكسيد الكربون. 2- مركبات
الكلوروفلوروكربون.


2- أكسيد نيتروز. 4-
الميثان.


5- بخار الماء.





تفسير ظاهرة
الاحتباس الحرارى (الصوبة الزجاجية)






عند سقوط اشعة الشمس المرئية
والاشعة ذات الطول الموجى القصير فانها تنفذ من الغلاف الجوى الى سطح الارض الذى
يمتص جزء منها هو والاجسام التى عليه ثم يقوم بعكس باقى الاشعة فى صورة (أشعة تحت
حمراء طولها الموجى كبير) يتم احتباسها فى جو الارض نظرا لزيادة نسبة الغازات
الدفيئة فى جو الارض التى تعمل على عكس الاشعة تحت الحمراء مرة اخرى الى الارض
وبالتالى ارتفاع درجة الحرارة على سطح الارض.


فيما يشبة ما يحدث الصوبة الزجاجية حيث يشبة دور الغلاف الجوى دور الزجاج
فى عكسه لاشعة الشمس.






الاحتباس الحرارى:


هى ظاهرة ارتفاع درجة حرارة سطح
الارض بسبب تركز الاشعة تحت الحمراء بالقرب من سطح الارض بسبب زيادة نسبة الغازات
الدفيئة فى جو الارض.
































1- أكمل
العبارات الاتية:



-
يقدر الضغط الجوى بوحدة ............ والضغط
الجوى المعتاد يبلغ ...................


-
يقاس الضغط الجوى بأجهزة تسمى .................


-
يتناسب الضغط طرديا مع .................. وعكسيا
مع ....................


-
ابرد طبقات الغلاف الجوى .............. واسخنها
.................


-
يبلغ سمك غاز الاوزون ............... بينما
درجته ...............


-
دور الغلاف الجوى فى الاحتباس الحرارى يشبة
دور...................


-
يوجد ثقب الاوزون فوق .................








2- بم
تفسر:



-
يقل الضغط بالارتفاع الى اعلى.


-
تكون الثلوج على قمم جبال الهيمالايا.


-
الميزو سفير طبقة شديدة التخلخل.


-
اهمية طبقة الايونوسفير.


-
فائدة حزامى فان الين.


-
فائدة غاز الاوزون.


-
تكون الاوزون فى طبقة الاستراتوسفير.


-
الاحتفال بيوم الاوزون فى 16/9 من كل عام


-
حدوث ظاهرة الاحتباس الحرارى.


-
خطورة ظاهرة الاحتباس الحرارى.








3- ما
النتائج المترتبة على:



-
الهبوط لاسفل فى قاع بئر.


-
الارتفاع لاعلى فى التروبوسفير.


-
وجود تيارات هواء افقية فى الجزء السفلى من
الاستراتوسفير.


-
وجود طبقة الميزوسفير.


-
الاقمار الصناعية.


-
زيادة نسبة الغازات الدفيئة فى الارض.


-
مؤتمر مونتريال.





4- قارن
بين طبقات الغلاف الجوى من حيث درجة الحرارة فى نهاية كل طبقة.






5- اشرح
بإيجاز ظاهرة الاحتباس الحرارى.






6- وضح
بالمعادلات تأثير الفريونات (
CFC)
على الاوزون.






7- وضح
كيفية تكوين الاوزون فى الهواء الجوى.






8- اكمل


-
افترض دوبسون ان طبقة الاوزون لو تعرضت ل
............. ودرجة حرارة ................. فان سمك الطبقة يصبح
.................... اى ما يعادل .................. وحدة دوبسون (DU).
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الخميس أبريل 15, 2010 3:06 am من طرف IrOn MaN
اكتر من رائـــــــع


بجد مجهود يستحق


الشكــــــر والتقديـــــــــــر
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الخميس أبريل 15, 2010 7:21 am من طرف Rewayda
رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى
مُساهمة في الأحد أكتوبر 30, 2011 10:13 am من طرف Mr.Emad
bounce
 

موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى

استعرض الموضوع السابق استعرض الموضوع التالي الرجوع الى أعلى الصفحة 

صفحة 1 من اصل 1

صلاحيات هذا المنتدى:لاتستطيع الرد على المواضيع في هذا المنتدى
مدرسة بيلا الاعدادية بنات ::  ::  :: -