علم الكمياء

مقدمة في علم الكيمياء

يعتني علم الكيمياء أساساً بطبيعة المادة ومكوناتها وكيفية تفاعل المواد المختلفة مع بعضها البعض وعلى دارس علم الكيمياء أن يتعرف على أكبر قدر من المعلومات عن المواد الموجودة في هذا الكون .

¨ 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

المعروفة .

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 : ف كل / بريد / يـ صـ ف / بو يـ نح

- - - + - + + + + +

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

2 - التكافؤ الثنائي : كا / أخ / مـ با ركب / ما نحـ ح /

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

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

زئبق ( )
3 - التكافؤ الثلاثي : لوح / كر فو ن

3+ 3+ 3+

الومنيوم – حديد – كروم – فوسفور – نيتروجين
4 - التكافؤ الرباعي : سـ ك سيلكون – الكربون

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

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

مثل : نحاسـوز أحادى (I) حديدوز ثنائي (II)

نحاسـيك ثنائي (II) حديديك ثلاثي (III)

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)

أسماء الأحماض :

أسم الحمض

أسم المجموعة (ملح الحمض)

1 - حمض ينتهي بالمقطع ( يك )

مثل حمض الكبريتـيك H ₂SO₄

2 حمض ينتهي بالمقطع ( وز ) ويقل ذرة أكسجين عن الحمض السابق مثل حمض الكبريتـوز H ₂SO₃

3 – أحماض الهيدرو.....

تنتج من ذوبان الغازات الحمضية فيزيائياً في الماء مثل : حمض الهيدروكبريتيك H ₂S

- ينتهي أسم الملح بالمقطع ( ات )

كبريتـات ( SO₄)

- ينتهي أسم الملح بالمقطع ( يت )

كبريتيت (So3)

- يتكون أسم الملح من :

أسم العنصر + المقطع ( يد )

كبريتـيد ( S )

أسماء بعض الأحماض الشائعة ورموزها وأملاحها وحالات تكافؤها (تأكسدها)

أسم الحمض	رمز الحمض	أسم المجموعة	رمز المجموعة	تكافؤ المجموعة
* الفوسفوريك	H₃PO₄	فوسفات	PO₄	ثلاثي
*الفوسفوروز	H₃PO₃	فوسفيت	PO₃	ثلاثي
* الكبريتيك	H₂SO₄	كبريتات	SO₄	ثنائي
* الكبريتوز	H₂SO₃	كبريتيت	SO₃	ثنائي
* الهيدروكبريتيك	H₂S	كبريتيد	S	ثنائي
* الكربونيك	H₂CO₃	كربونات	CO₃	ثنائي
* السليسليك	H₂SiO₃	سليكات	SiO₃	ثنائي
* النيتريك	HNO₃	نيترات	NO₃	أحادي
* النيتروز	HNO₂	نيتريت	NO₂	أحادي
* الهيدروكلوريك	HCL	كلوريد	Cl	أحادي
* الهيدروبروميك	HBr	بروميد	Br	أحادي
* الهيدرويوديك	HI	يوديد	I	أحادي

+

H

ملاحظات :

_

OH

1 - الأحماض تحمر عباد الشمس الأزرق لأنها تحتوي على أيون الهيدروجين الموجب ( )

2 - القلويات تزرق عباد الشمس الأحمر لأنها تحتوى على أيون الهيدروكسيل السالب ( )

+

NH₄

3 - توجد بعض المجموعات الذرية ليس مصدرها الأحماض .

_

OH

مثل ( أ ) مجموعة الأمونيوم ( ) أحادية التكافؤ .

(ب) مجموعة الهيدروكسيد ( ) أحادية التكافؤ .

طريقة كتابة الصيغة الكيميائية للمركبات ( الصيغة الجزيئية ) .

هي الصيغة التي تكتب فيها رموز العناصر الموجودة في أي مركب بحيث توضح العدد الفعلي لكل نوع من الذرات في جزئي من المادة .

مثال : حمض الكبرتيك H ₂SO₄

1 – نوع العناصر في المركب : هيدروجين ، كبريت ، أكسجين

2 – عدد ذرات كل عنصر : 2 1 4

خطوات كتابة الصيغة الكيميائية للمركبات :

1 – يكتب رمز العنصر أو المجموعة الثانية أولاً ، والعنصر أو المجموعة الأولي ثانياً .

2 – يتم أبدال التكافؤات 3 – يتم اختصار التكافؤات بأعداد صحيحة كلما أمكن .

أمثلة : أكتب الصيغ الجزئية للمركبات التالية :

أكسيد الومنيوم	ثاني أكسيد الكربون	كربونات أمونيوم	هيدروكسيد كالسيوم
Al₂ O₃	CO₂ C ₂O₄	(NH₄)₂ CO₃	Ca (OH)₂

*المعادلة الكيميائية : هي طريقة مختصرة توضح التفاعل الكيميائي .

* أسس كتابة المعادلة الكيميائية :

1 - معرفة الرموز والصيغ الكيميائية للعناصر أو المجموعات الذرية وتكافؤاتها .

2 - معرفة المصطلحات الكيميائية .

(g) غاز ، (L) سائل ، (aq) محلول مائي ، (conc.) حمض مركز ، (dil.) حمض مخفف ، (cat.) عامل حفز .

3 - معرفة المواد الداخلية في التفاعل والناتجة عنة .

4 - أن تكون المعادلة موزونة .

dil

* قواعد ثابتة عند كتابة المعادلات .

1 - فلز ( يسبق الهيدروجين في السلسلة الكهروكيميائية ) + حمض ملح الحمض

Zn + H₂ SO₄ Zn SO₄ + H₂

dil

2 - حمض + قاعدة ملح الحمض + H₂O

أكسيد فلز هيدروكسيد (قلوي) * كل القلويات قواعد وليس كل القواعد قلويات .

Al₂O₃ + HCL AlCl₃ + H₂O

NaOH + HCL NaCl + H₂O

3 - حمض + كربونات (بيكربونات ) ملح الحمض + H₂O + CO₂

+ HCL NaCl + H₂O+ CO₂

Na2 CO₃ كربونات صوديوم

Na HCO₃ بيكربونات صوديوم

Na CL + Ag NO₃ Na No + Ag CL

4 - ملح حمض + ملح حمض أخر تبادل مزدوج

العدد الذرى : عدد البروتونات الموجبة داخل نواة الذرة أو عدد الالكترونات السالبة تدور حول النواة – ويكتب أسفل يسار العنصر .

عدد الكتلة : مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات داخل النواة ويكتب أعلى يمين العنصر .

23

Na

11

مثال : الصوديوم العدد الكتلي

العدد الذرى

س : ما مكونات ذرة الصوديوم ؟

الباب الأول

بنية الذرة

تطورات النظرة إلى الذرة مع مرور السنين وتقدم العلوم والأبحاث وفق المراحل التالية :

1 - فروض نظرية ( دالتون ) : 1803 (ذرة دالتون)

أ - تتكون المادة عن دقائق صغيرة جداً تسمي الذرة

ب – الذرات تختلف من عنصر لعنصر آخر .

جـ- ذرات العنصر الواحد متشابهة 0

د – كل عنصر يتكون من ذرات مصمتة متناهية الصفر غير قابلة للتجزئة 0

أشعة المهبط : أكتشف عام 1897 نتيجة تجارب أجريت على التفريغ الكهربي خلال الغازات

( أ ) الغازات في الظروف العادية ( ضغط ـ حرارة ) عازلة الكهرباء .

· إذا حدث تفريغ لأنبوبة زجاجية من الغاز يقل ضغط الغاز فيها 01و – 001و مم / زئبق فيصبح الغاز موصلاً للكهرباء ( بشرط أن يتعرض لفرق جهد مناسب ) .

· إذا زاد فرق الجهد إلى000 10 فولت ينطلق سيل من الأشعة غير المنظورة من المهبط مسببة وميض لجدار الأنبوبة وتسمى أشعة المهبط .

جهد كهربى

اشعة الكاثود غاز تحت ضغط منخفض

انود (+) مضخة تفريغ كاثود(-)

(ب) خواص أشعة المهبط

1 – دقائق مادية صغيرة 2 – تسير في خطوط مستقيمة

3 – لها تأثير حراري 4 – تتأثر بالمجالين الكهربي والمغناطيسي

5 – لا تختلف في سلوكها أو طبيعتها بإخلاف مادة المهبط أو نوع الغاز ( مما يثبت أنها تدخل

في تركيب جميع المواد )

2 - فروض نظرية (طومسون) : 1897 (ذرة طومسون) من التجارب السابقة أستنتج طومسون : أن الذرة تتكون من جسم كروى مصمت من الكهرباء الموجبة مطمور بداخلها عدد من الإلكترونات السالبة يكفي لجعل الذرة متعادلة كهربياً .

3 - فروض نظرية (رذرفورد) : 1911 (ذرة رذرفورد) ( أول تصور للذرة على أسس تجريبية )

أجرى العالمان جيجر و مارسيدن تجربة رذرفورد المعملية بناء على إقتراح رذرفورد بواسطة الجهاز بالشكل الآتي :

الخطوات :

1 – السماح لجسيمات الفا أن تصدم باللوح المعدني المبطن بكبريتيد خارصين (علل)( يعطي وميض عند مكامن الاصطدام بجسيمات الفا )

2 – تمكن من تحديد مكان وعدد جسيمات الفا المصطدمة باللوح المعدني ( من الومضات التي تظهر علية )

3 – تم وضع صفحة دقيقة من الذهب تعترض مسار جسيمات الفا .

المشاهدة :

1 – معظم جسيمات الفا ظهر أثرها في نفس المكان الأول قبل وضع صفيحة الذهب .

2 – نسبة قليلة جداً من جسيمات الفا لم تنفذ من صفيحة الذهب وارتدت عكس مسارها وظهرت على الجانب الأخر من اللوح (علل ).

3 – ظهور بعض الومضات على جانبي الموضع الأول .

الاستنتاج :

1 – معظم الذرة فراغ ( ليست كرة مصمتة كما صورها " دالتون و طومسون" ).

2 – وجود جزء كثافته كبيرة بالذرة ويشغل حيز صغير أطلق عليه نواة الذرة يحمل شحنة مشابة لشحنة جسيمات الفا الموجبة . ( لذلك تنافرت معه )

3 – كتلة الذرة تتركز في هذا الجزء الكثيف ( النواة ) .

فروض نظرية "رذرفورد" لتركيب الذرة .

1 - الذرة متناهية الصغر معقدة التركيب .

2 - الذرة تشبة المجموعة الشمسية حيث تتركب من :-

( أ ) النواة ( مركزية الوضع مثل الشمس ) (ب) الإلكترونات (تدور حول الذرة مثل الكواكب)

3 - الذرة معظمها فراغ ليست مصمتة (علل) (حجم النواة صغير جدً بالنسبة لحجم الذرة – توجد مسافات شاسعة بين النواة والمدارات الإلكترونية)

4 - كتلة الذرة مركزة في نواتها (علل) (كتلة الإلكترونات ضئيلة جداً إذا قورنت بكتلة النواة)

5 - شحنة الذرة نوعان ( أ ) موجبة على النواة (ب) سالبة على الإلكترونات

6 - متعادلة كهربائياً (علل)(عدد الشحنات السالبة على الإلكترونات يساوى عدد الشحنات الموجبة على النواة)

7 - الإلكترونات ( أ ) كتلتها صغيرة جداً إذا قورنت بكتلة النواة (ب) تحمل شحنات سالبة

(ج ) تدور حول النواة بسرعة كبيرة جداً في مدارات خاصة .

( د ) ينشأ عن دورانها قوى طرد مركزية .

8 -ثبات الذرة (علل)( أ ) توجد قوى متبادلة بين الشحنات السالبة على الإلكترونات والموجبة علىالنواة

(ب) توجد قوى طرد مركزى ثابتة عن سرعة دوران الإلكترونات على النواة 0

(ج ) تساوى القوتان في المقدار وتضادهما في الاتجاه يؤدى إلى ثبات الذرة .

نظرية ( ماكسويل ) : إذا تحرك جسم مشحون بشحنة كهربية في مدار دائري فأنه يفقد جزء من طاقته تدريجية بانبعاث إشعاعات . مما ينتج عنه صغر نصف القطر لمدار الجسيم المتحرك تبعاً لنقص طاقته وبالتالي سرعته .

الاعتراض على النموذج الذرى لرذرفورد : ( تعارض بين قوانين الميكانيكا الكلاسيكية وتصور رذرفورد ) بتطبيق نظرية ( ماكسويل ) على حركة الإلكترون في نموذج ( رذرفورد ) تكون الإلكترونات المتحركة في حالة إشعاع مستمر وبالتالي يقل نصف قطر المدار تدريجياً - فيتخذ الإلكترون مساراً حلزونياً إلى أن يسقط في النواة – وهذا مخالف للواقع . (حيث يتلاشي الذرى والشحنات الكهربية)

نظرية ( بور ) : 1913 ( فروض نظرية بور )

الطيف الذرى وتفسيره (طيف الانبعاث للذرات أستحق عليه جائزة نوبل 1922)

1 – عند تسخين الغازات أو أبخرة المواد ( تحت ضغط منخفض إلى درجات حرارة علية أو بشرارة كهربية ) تشع ضوءاً .

2 – بفحص هذا الضوء بمطياف نجده مكون من عدد من الخطوط الملونة تسمي خطوط الطيف الخطي .

3 – للتجربة وجد أن الطيف الخطي لأي عنصر هو خاصية أساسية مميزة له حيث لا يوجد عنصران لهما نفس الطيف الخطى .

ملاحظات :

( أ ) الطيف الخطى يشبه بصمة الأصابع تختلف من شخص إلى آخر .

(ب) بدراسة الطيف الخطى للشمس وجد أنها تتكون أساساً وجد أنها تتكون أساسا من غازى الهليوم و الهيدروجين .

(ج)بدراسة طيف الانبعاث الخطى لذرات الهيدروجين تمكن بور من وضع نموذجه الذرى .

الأسس التي بني عليها بور نموذجه لتركيب الذرة :

1 - نموذج رذرفورد لتركيب الذرة .

2 - دراسة السلاسل الطبيعية ( الطيف الخطي ) لذرة الهيدروجين .

3 - النظرية الكمية لبلانك .

أولاً : فروض رذرفورد لتركيب الذرة :

1 - توجد نواة موجبة الشحنة في مركز الذرة .

2 - عدد الشحنات السالبة التي تحملها الإلكترونات تساوى الموجبة التي تحملها البروتونات داخل النواة .

3 - أثناء دوران الإلكترون حول النواة تنشأ قوى طرد مركزية تعادل قوى جذب النواة للإلكترونات .

ثانياً : الفروض التي أضافها بور :

1 - تتحرك الإلكترونات حركة سريعة حول النواة دون أن تكتسب أو تفقد أي قدر من الطاقة .

2 - تدور الإلكترونات حول النواة في عدد من مستويات الطاقة المحددة والثابتة وتعتبر الفراغات بين المستويات منطقة محرمة تماماً لدوران الإلكترونات .

3 - لكل مستوى قدر معين من الطاقة . تزيد طاقة المستوى كلما زاد نصف قطرة ( أي بعدة عن النواة ) . ويعبر عن طاقة المستوى بعدد صحيح يسمي عدد الكم الرئيسي ( n) ويأخذ القيم 1 ، 2 ، 3 ، ....... إلى مالا نهاية .

4 - عدد مستويات الطاقة الأساسية لأثقل الذرات وهي في الحالة المستقرة سبعة مستويات يرمز لها بالرموز

Q , P , O , N , M , L , K

1 2 3 4 5 6 7 عدد الكم الرئيسي

في الحالة المستقرة :

5 - يكن الإلكترون في أقل مستويات الطاقة المتاحة (ماذا يحدث عند إثارة الذرة بالحرارة أو التفريغ الكهربي؟

في حالة الإثارة : يكتسب الإلكترون قدراً معيناً من الطاقة يسمى ( كم أو كوانتم ) بالتسخين أوبالشرارة الكهربية فإنه ينتقل (مؤقتاً) إلى مستوى طاقة أعلى.(ماذا يحدث للإلكترون عندما يثار ؟) نتيجة لعدم استقرار الإلكترون في المستوى المثار إلية فإنه يعود لمستواه الأصلي ويفقد كم الطاقة المكتسب على هيئة إشعاع من الضوء له طول موجي وتردد مميز . (ماذا يحدث للإلكترون عندما يفقد الطاقة المكتسبة ؟)

ملاحظات :

1 - الكم أو الكوانتم : هو مقدار الطاقة المكتسبة أو المنطلقة عندما ينتقل إلكترون من مستوى طاقة إلى مستوى طاقة آخر . س : ما المقصود بالكم (الكوانتم) ؟

2 - لا ينتقل الإلكترون من مستواه إلى مستوى طاقة آخر إلا إذا كانت كمية الطاقة المكتسبة أو المفقودة مساوية لفرق الطاقة بين المستويين أي كماً و أحداً .

3 - طاقة المستويات الأساسية تتزايد كلما بعدنا عن النواة .

4 - الفرق في الطاقة بين المستويات الأساسية ليس متساوياً . يقل تدريجياً كلما بعدنا عن النواة وعلية فالكم من الطاقة اللازم لنقل الإلكترون بين المستويات المختلفة ليس متساوياً .

(علل: إختلاف مقدار الطاقة اللازمة لنقل الإلكترون بين المستويات؟ )

أوجه نجاح النموذج الذرى لـ ( بور ) :

1 - نجح في تفسير خطوط الطيف لذرة الهيدروجين .

2 - أدخلت النظرية فكرة الكم في تحديد طاقة الإلكترونات في مستويات الطاقة المختلفة .

3 - أكدت النظرية أن الإلكترونات أثناء دورانها حول النواة في حالتها المستقرة لا تشع طاقة وبالتالي لا تسقط داخل النواة .

س : وضح كيف أمكن لبور أن يوفق بين نموذج رذرفورد ونظرية ماكسويل ؟

قصور النموذج الذرى لـ ( بور ) :

1 - فشل في تفسير أطياف العناصر الأثقل من الهيدروجين .

2 - أعتبر الإلكترون جسيم مادي سالب وأهمل الخواص الموجبة له .

3 - أفترض أنه يمكن تحديد مكان وسرعة الإلكترون معاً بكل دقة في أي لحظة . وهذا مستحيل

4 - أفترض أن الذرة مسطحة باعتبار أن الإلكترون جسيم يتحرك في مسار دائري مستوى وثبت فيما بعد أن الذرة لها الاتجاهات الفراغية الثلاثة .

أسس النظرية الذرية الحديثة

قامت النظرية الحديثة بإجراء بعض التعديلات على نموذج ( بور ) للذرة وهي ثلاثة :

(1) الطبيعة المزدوجة للإلكترون ( دي برولي )

(2) مبدأ عدم التأكد (هايزنبرج)

(3) المعادلة الموجيه (شرودنجر)

2 - مبدأ عدم التأكد (هايزنبرج)

باستخدام ميكانيكا الكم توصل إلى أنه يستحيل عملياً تحديد مكان وسرعة الإلكترون معاً وإنما محتمل بقدر صغير أو كبير وجود الإلكترون في هذا المكان أو ذاك .

3 - المعادلة الموجيه (شرودنجر) (تصور شرودنجر لمفهوم الأوربيتال)

تمكن شرودنجر من وضع المعادلة الموجيه التي يمكن تطبيقها على حركة الإلكترون في الذرة وبحلها يمكن إيجاد ما يلي :

( أ ) عدد مستويات الطاقة المسموح بها في الذرة .

(ب) تحديد مناطق الفراغ حول النواة التي يزيد فيها احتمال تواجد الإلكترونات في كل مستوى طاقة . فاستخدمت كلمة ( أوربيتال ) للتعبير عن احتمال تواجد الإلكترون في منطقة ما من الفراغ حول النواة بدلاً من المدار الثابت بمفهوم ( بور ) . وأصبح تعبير السحابة الإلكترونية هو النموذج المقبول لوصف الأوربيتال لأنه لا يمكن تحديد مكان وسرعة الإلكترون معاً في أي لحظة لكونه جسيم مادي يسلك في تحركه سلوك الموجات .

مفهوم السحابة الإلكترونية : ( الأوربيتال )

تعبر عن المنطقة من الفراغ حول النواة التي يزيد فيها احتمال تواجد الإلكترون .

المدار بمفهوم " بور " والأوربيتال بمفهوم النظرية الموجيه

المدار بمفهوم (بور) هو خط دائري وهمي مستوى يدور فيه الإلكترون في اتجاه معين حول النواة .

الأوربيتال بمفهوم النظرية الموجيه هو اصطلاح للتعبير عن احتمال تواجد الإلكترون في منطقة ما في الفراغ المحيط بالنواة وهو ما أطلق علية حديثاً أسم " السحابة الإلكترونية " وهي منطقة تقع في الفراغ المحيط بالنواة يزداد فيها احتمال وجود الإلكترون

يستخدم التركيب الإلكتروني للعنصر في التعرف علي :

1 - رقم الدورة التي يقع فيها العنصر :

حيث يؤخذ أكبر عدد كم رئيسي كرقم للدورة .

2 - رقم المجموعة التي يقع أسفلها العنصر :

حيث أن عدد الإلكترونات في المستوى الرئيسي الأخير رقم للمجموعة .

3 - تكافؤ العنصر في الحالة المستقرة أو المثارة :

حيث عدد الإلكترونات المفردة في المستوى الأخير

أمثلة : الكلور 17 أكتب تركيبة الإلكتروني ثم وضح

1- رقم الدورة 2– رقم المجموعة 3– تكافؤ في الحالة المستقرة 4– تكافؤ في حالة الإثارة

2

1s

2

2s

6

2p

2

3s

5

3p

Cl

17

5- نوعه والفئة التي ينتمي إليها

تركيبه الإلكتروني :, , , ,

( 3 ) 2- رقم المجموعة( 7 ) 3- تكافؤة في حالة الاستقرار( أحادي) 1- رقم الدورة

4- تكافؤة في حالة الإثارة ( ثلاثي ) أو ( خماسي ) أو ( سباعي )

)p ) الفئة - 5- نوعة ( مثالي )

أسئلة مراجعة علي الباب الأول

علل :

1 - لا يحدث ازدواج بين إلكترونين في المستوى الفرعي الواحد إلا بعد أن تشغل أوربيتالاته فرادى

أولاً .(2002)

2 - يفضل إلكترون أن يزدوج مع آخر في نفس المستوى الفرعي على الدخول في أوربيتال مستقل في المستوى الفرعي الأعلى ؟

3 - يتشبع المستوى الفرعي (p) بستة إلكترونات والمستوى الفرعي (s) بإلكترونين فقط . (98)

4 - يختلف الكم من الطاقة اللازم لنقل إلكترون بين المستويات المختلفة .

5 - إلكترونات الأوربيتال الواحد يتحرك كل منهما حركة مغزلية في اتجاه مضاد لحركة الإلكترون الآخر .

2

2n

6 - إلكترونات المستوى الفرعي الواحد تفضل أن تتوزع فرادى قبل أن تتزوج . (98)

7 - لا يستخدم قانون ( ) لتحديد عدد الإلكترونات التي يتشبع بها مستويات الطاقة الأبعد من الرابع .

8 - يستحيل عملياً تحديد مكان وسرعة الإلكترون معاً في وقت واحد .

9 - يملأ المستوى الفرعي (4s) بالإلكترونات فبل المستوى الفرعي (3d) .

10 - يفضل الإلكترون أن يزدوج مع آخر في نفس المستوى الفرعي على الدخول في أوربيتال مستقل في المستوى الفرعي التالي .

11 - تختلف الموجات المادية عن الموجات الكهرومغناطيسية .

12 – لا ينتقل الإلكترون من مستواه إذا أكتسب أو فقد أي كمية من الطاقة أقل من كم كامل .

13 - إلكتروني الأوربيتال الواحد يكون دوراهما الذاتي في اتجاهين متضادين .

4

He

2

2

1s

2

2s

14 - اعتبار الإلكترون جسيم مادي سالب الشحنة فقط خاطئ وغير دقيق .

15 - التركيب الإلكتروني لذرة ( ) يكون وليس ,

16 - ظاهرة تداخل الأوربيتالات .

17 - يتشبع المستوى الفرعي ( 3d ) بعشرة إلكترونات ، ( 4f) بـ 14 إلكترون .

18 - ذرة الهيدروجين ليست مسطحة .

- أختر الإجابة الصحيحة :

1 - العالم الذي إستدل على وجود المستويات الفرعية وحدد عددها هو(هوند – بور– سمرفيلد – هايزنبرج)

2 - عدد الإلكترونات التي يتشبع بها المستوى الأساسي هو ( 4 – 8 – 16 – 32 )

3 - أوربيتالات المستوى الفرعي الواحد تكون (متساوية في الطاقة – مختلفة في الطاقة – مختلفة في الشكل – الثاني والثالث معاً)

4 - العدد الذي يحدد اتجاه حركة دوران الإلكترون حول محورة يسمى عدد الكم (الرئيسي – الثانوي – المغناطيسي – المغزلي )

5 - عنصر عدد الذرى 14 تتوزع إلكتروناته في عدد من الأوربيتالات يساوى (7 – 8 – 9 – 10)

6 - عنصر عدده الذرى 20 تتوزع إلكتروناته في عدد من المستويات الفرعية يساوى (4 – 5 – 6 – 7)

7 - إذا احتوى المستوى الفرعي (p) على أربعة إلكترونات فإن توزيعها يكون :

p

y

p

X

p

z

p

y

p

X

p

z

p

y

p

X

p

z

p

y

p

X

p

z

( أ )

(ب)

(ج)

( د )

8 - مستوى الطاقة الرابع N يتشبع بعدد من الإلكترونات يساوى (18 – 8 – 32 – 50)

9 - يحتوى المستوى الفرعي ( f ) على عدد من الإلكترونات يساوى (6 – 10 – 14)

10- المستوى الفرعي (d ) يحتوى على ( 5 ) أوربيتالات ويسع عدد من الإلكترونات يساوى (3 – 5 – 10)

11- عنصر عددة الذرى 10 تتوزع إلكتروناته في عدد من المستويات الفرعية يساوى (5 – 2 – 4 – 3)

12- مستوى الطاقة الثالث ( M ) يتشبع بعدد من الإلكترونات يساوى ( 18 – 32 – 5 )

13- مستوى الطاقة الفرعي الذي يتكون من ثلاثة أوربيتالات هو ( p - s - d )

14- أوربيتالات مستوى الطاقة الفرعي 5f عددها يساوى ( 14 – 7 – 5 )

ما هو المصطلح العلمي الذي تدل علية كل عبارة مما يأتي :

1 - المنطقة من الفراغ حول النواة التي يزيد فيها احتمال تواجد الإلكترون .

2 - مقدار الطاقة المكتسبة أو المنطقة عندما ينتقل الإلكترون من مستوى طاقة إلى مستوى طاقة آخر (2002)

3 - تشغل الإلكترونات المستويات الفرعية ذات الطاقة الأقل أولاً ثم الأعلى .

4 - عدد يحدد أوربيتالات المستوى الفرعي من حيث عددها وأشكالها واتجاهاتها الفراغية . (98)

5 - الذرة التي اكتسبت قدراً من الطاقة تسبب في انتقال إلكترون أو أكثر فيها من مستواها الأصلي إلى مستوى طاقة أعلى .

- أكمل :

1 - أقصي عدد مستويات الطاقة الرئيسية للذرة في الحالة المستقرة غير المثارة هو ..........

2 - المستوى الرئيسي الثالث له .... مستوى فرعي ، ......... أوربيتال ويتسع ........إلكترون .

3 - من أهم عيوب نظرية بور ......... ، ........... ، .............

4 - عدد الكم الرئيسي يحدد ... ، عدد الكم الثانوي يحدد .... بينما عدد الكم .....يحدد عدد .....

5 - الأوربيتالات التي يحتوى عليها مستوى فرعى معين واتجاهاتها الفراغية ...........

6 - تختلف الموجات المادية عن الموجات الكهرومغناطيسية في .......... ، ...........

7 - يحتوى أي مستوى طاقة فرعي على عدد ......... من .............

8 - تتوقف طاقة الإلكترون على .......... وتزيد طاقة المستوى كلما ............

- ما أسم العالم الذي تنتسب إلية المعلومات الآتية .

1 - الإلكترون جسم مادي له خواص موجبة .

2 - الذرة ليست مصمتة بل معظمها فراغ .

3 - يستحيل عملياً تحديد مكان وسرعة الإلكترون معاً في وقتاً واحد .

4 - مستوى الطاقة الرئيسي يتبعه عدد من المستويات الفرعية .

5 - إذا اكتسب الإلكترون كوانتم من الطاقة فإنه ينتقل إلى مستوى أعلى .

6 - وضع معادلة نصف الحركة الموجية للإلكترون وتحدد أشكالها وطاقتها .

7 - لا يحدث ازدواج بين إلكترونين في مستوى فرعي معين إلا بعد أن تشغل أوربيتالاته فرادى أولاً

- عرف كلا من :

عدد الكم الثانوي – عدد الكم المغناطيسي – عدد الكم المغزلي – مبدأ البناء التصاعدي – الذرة المثارة – العدد الذرى – عدد الكتلة – نظرية ماكسويل – مبدأ دي برادلي – الكم أو الكوانتم – مبدأ عدم التأكد – الأوربيتال (السحابة الإلكترونية) – قاعدة هوند – عدد الكم الرئيسي .

س ما هي أوجة النجاح والقصور في النموذج الذرى لبور؟

س كيف استطاع بور توفيق بين تصور رذرفورد ونظرية ماكسويل ؟

س ما الفرق بين المدار بمفهوم بور والأوربيتال بمفهوم النظرية الذرة الحديثة ؟

س ما دور كل من العلماء الآتي أسماؤهم مع ذكر إسهامهم في تقدم العلوم .

رذرفورد – ماكسويل – بور – هايزنبرج – شرودنجر – سمرفيلد – هوند

س س ، ص ، ع ثلاثة عناصر أعدادها الذرية على الترتيب هي 11 ، 26 ، 17 وضح

كم مستوى طاقة رئيسي في العنصر ص ؟ وكم مستوى فرعي ؟ وكم أوربيتال فرادى مشغولين

س أكمل مع التصويب لما تحته خط : (2002)

عدد الكم الثانوي يحدد مستويات الطاقة الرئيسية في الذرة وتأخذ هذة المستويات الرموز 0

Zn

30

C

20

Br

35

Fe

26

Ne

10

س أكتب التوزيع الإلكتروني لذرات العناصر ( ) ( ) ( ) ( ) ( )