كيمياء - السنة الثالثة: العائلات الكيميائية

العائلات الكيميائية

• الجدول الدوري يعرض تصنيف العناصر ويستخدم للتنبؤ بخواصها.
• عدد العناصر المعروفة يقارب 100 عنصر، وعددها في تزايد مستمر.
• الخصائص الفيزيائية تشمل المظهر، الحالة، الكثافة، اللون، الرائحة، ودرجات الانصهار والغليان.
• الخصائص الكيميائية تشير إلى كيفية تفاعل العنصر مع العناصر الأخرى، مما يؤدي إلى تصنيفها في مجموعات كيميائية.

دميتري ماندليف

• دميتري ماندليف (1834-1907) هو مؤسس الجدول الدوري.

المجموعات والدورات

• العناصر مرتبة في الجدول الدوري وفقًا لعددها الذري المتزايد.
• الأعمدة الرأسية تعرف بالمجموعات، ويحتوي كل عنصر في المجموعة على عدد متوافق من إلكترونات التكافؤ.
• الصفوف الأفقية تعرف بالدورات، ورقم الدورة يشير إلى عدد الأغلفة الإلكترونية.

دورة 3 في الجدول الدوري

• عناصر الدورة 3: الصوديوم (Na)، المغنيسيوم (Mg)، الألومنيوم (Al)، السيليكون (Si)، الفسفور (P)، الكبريت (S)، الكلور (Cl)، الأرجون (Ar).
• تتدرج الخواص من الفلزات إلى اللافلزات عبر الدورة.

توزيع الإلكترونات

• الغلاف (n=1) يحتوي على مستوى فرعي واحد (1S).
• الغلاف (n=2) يحتوي على مستويين فرعيين (2S و2P).
• الغلاف (n=3) يحتوي على ثلاث مستويات فرعية (3S و3P و3D).
• مبدأ باولي لاستبعاد الإلكترونات ينص على أن كل فلك يستوعب إلكترونين كحد أقصى.

ترتيب وملء الأغلفة

• يتم ترتيب ملء الأغلفة الإلكترونية بناءً على تتابع الطاقات، حيث يُملأ الفلك الأقل طاقة أولًا.
• الترتيب يكون كالتالي: 1S، 2S، 2P، 3S، 3P، 4S ثم 3D.

التوزيعات الإلكترونية

• يتم استخدام رموز مختصرة مثل [Ar] لتمثيل التوزيع الإلكتروني لغازات النبل.
• العناصر الانتقالية تضيف إلكترونات إلى الأغلفة الثانوية (D).

ملء الأفلاك

• الإلكترونات تشغل الأفلاك بشكل فردي، مبتعدة عن الازدواج في التوزيع قدر الإمكان.
• يبدأ الازدواج عند امتلاء فلك واحد داخل مجموعة من الأفلاك.

توزيع الإلكترونات للأيونات

• التوزيع الإلكتروني يحدد إلكترونات الأيون بناءً على العدد الذري وشحنة الأيون.
• أيون Na⁺ وF⁻ يتشاركان في نفس التوزيع الإلكتروني مع الغاز النبيل Ne، مما يؤثر على طبيعة الروابط والمركبات.### التوزيع الإلكتروني
• التوزيع الإلكتروني للعناصر يتمثل في توزيع الإلكترونات في الأغلفة والطاقة حول النواة.
• رموز العناصر تشمل:
  • فوسفور (P) به عدد ذري 15 وتوزيع إلكتروني 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
  • نيتروجين (N) به عدد ذري 7 وتوزيع إلكتروني 1s2 2s2 2p3.

تمثيل الإلكترونات بطريقة الصناديق

• الرسم على شكل أسهم يمثل الإلكترونات مع دورانها المغزلي، حيث السهم الموجه للأعلى يمثل دوران مع عقارب الساعة، والسهم الموجه للأسفل يمثل عكس عقارب الساعة.
• هذه الطريقة تقسم الإلكترونات ضمن المجموعات الفرعية مثل 1s، 2s، 2p، وغيرها.

الفلزات واللا فلزات

• الفلزات واللا فلزات تقسم بناءً على موقعها في الجدول الدوري باستخدام خط مائل.
• الفلزات تكون تحت الخط، بينما تكون اللا فلزات فوقه.
• أشباه الفلزات تظهر خصائص من كلا الفئتين، مثل السيليكون.

خصائص الفلزات

• الفلزات غالبًا ما تكون صلبة عند درجة حرارة الغرفة ما عدا الزئبق.
• لها درجات انصهار وغليان عالية، وتكون موصلات جيدة للحرارة والكهرباء.
• تمثل العناصر في مجموعة الفلزات القلوية فعالة للغاية، تزداد فاعليتها كلما اتجهنا في الأسفل في المجموعة.

خصائص اللا فلزات

• اللا فلزات عادة ما تكون غازات أو صلبة مع درجات انصهار وغليان منخفضة.
• تعتبر موصلات رديئة للحرارة والكهرباء، باستثناء الجرافيت.
• تفضل تشكيل المركبات التساهمية، وغالبًا ما تكون الأكسيدات متعادلة أو حمضية.

الفلزات القلوية

• تحتوي مجموعة I على الفلزات القلوية وهي نشطة كيميائيًا تزداد فاعليتها كلما اتجهنا لأسفل المجموعة.
• بعض الفلزات القلوية تشمل الليثيوم (Li)، الصوديوم (Na)، والبوتاسيوم (K).
• تتفاعل بشدة مع الماء لتكوين هيدروكسيدات قلوية مع تصاعد غاز الهيدروجين.

التفاعلات الكيميائية

• تتفاعل الفلزات القلوية بشدة مع الأكسجين لتكوين أكاسيد.
• تتفاعل مع الماء لتكوين الهيدروكسيدات وغاز الهيدروجين، مما يدل على فاعليتها العالية.
• تشتعل الفلزات القلوية بألوان لهب مميزة عند الاحتراق، مثل اللهب الأحمر لليثيوم والأصفر للصوديوم.

الخصائص الفيزيائية

• تتميز العناصر بخصائص فيزيائية معينة مثل الكثافة ودرجة الغليان ودرجة الانصهار، على سبيل المثال:
  • الألومنيوم (Al) كثافته 2.7 جم/سم³، درجة انصهاره 660˚س.
  • الذهب (Au) كثافته 19.3 جم/سم³، درجة انصهاره 1063˚س.

لون اللهب

• تختلف ألوان اللهب الناتجة عن احتراق الفلزات القلوية، مما يخدم كوسيلة لتحديد العناصر، مثل:
  • ليثيوم: نار حمراء.
  • صوديوم: نار صفراء.
  • بوتاسيوم: نار أرجوانية.### تفاعلات الفلزات القلوية
• الفلزات القلوية مثل الليثيوم (Li)، الصوديوم (Na)، والبوتاسيوم (K) تتفاعل بشدة مع الماء والكلور.
• تفاعل الليثيوم مع الماء ينتج هيدروكسيد الليثيوم وغاز الهيدروجين.
• تفاعل الصوديوم مع الماء ينتج هيدروكسيد الصوديوم وغاز الهيدروجين.
• يشعل الصوديوم بلهب أصفر ناصع.
• تفاعل البوتاسيوم مع الماء ينتج هيدروكسيد البوتاسيوم وغاز الهيدروجين.
• البوتاسيوم يحترق بلهب أرجواني ويكون له تفاعل أسرع من الصوديوم مع الماء.

الهالوجينات

• الهالوجينات تشمل الفلور (F)، الكلور (Cl)، البروم (Br)، واليود (I).
• تمتلك جميع الهالوجينات سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي، مما يجعل خصائصها الكيميائية متشابهة.
• نشاط الهالوجينات يعد أعلى في الأعلى (الفلور) وأقل في الأسفل (اليود) من المجموعة VII.
• الهالوجينات تشكل أيونات سالبة أحادية الشحنة وتكون كجزيئات ثنائية الذرات.

الخصائص الفيزيائية للهالوجينات

• الفلور: غاز أصفر باهت، درجة حرارة انصهار -188˚س، وغليان -220˚س.
• الكلور: غاز أخضر مصفر، درجة حرارة انصهار -35˚س، وغليان 101˚س.
• البروم: سائل بني-أحمر، درجة حرارة انصهار +59˚س، وغليان 7˚س.
• اليود: صلب رمادي-أسود، درجة حرارة انصهار +184˚س، وغليان 114˚س.

تفاعلات إزاحة الهالوجينات

• الهالوجينات تتفاعل مع الأملاح لتكوين تفاعلات إزاحة.
• مثال: تفاعل غاز الكلور مع بروميد البوتاسيوم يحول محلول عديم اللون إلى اللون البني للبروم.

الفلزات النبيلة والغازات الخاملة

• الغازات النبيلة (مثل الهيليوم، النيون، الأرجون، الكريبتون، والزينيون) تعتبر غير نشطة كيميائياً بسبب اكتمال غلافها الخارجي.
• تم استخدام الغازات النبيلة في التطبيقات الصناعية مثل المصابيح والإعلانات.

الفلزات الانتقالية

• توجد بين المجموعتين II وIII وهي تتميز بقدرتها على تكوين مركبات ذات تكافؤ متغير.
• تتميز الفلزات الانتقالية بكثافتها العالية ودرجات انصهارها وغليانها العالية.