الجزء الأول كيمياء - ملف PDF

# الجزء الاول التركيب الذري ## 1 نصت نظرية ديموقراطس ان الذرة هي اصغر جزء بالمادة وهي غير قابلة للانقسام ## 2 كل مادة لها ذرة خاصة بها ولا يممكن ان تتكون أكثر من مادة من نفس الذرة ## 3 ### نموذج ذرة دالتون وضع العالم الإنجليزي جون دالتون عام 1805 أول نظرية عن تركيب الذرة. ## 4 ### فروض نظرية...

# الجزء الاول التركيب الذري ## 1 نصت نظرية ديموقراطس ان الذرة هي اصغر جزء بالمادة وهي غير قابلة للانقسام ## 2 كل مادة لها ذرة خاصة بها ولا يممكن ان تتكون أكثر من مادة من نفس الذرة ## 3 ### نموذج ذرة دالتون وضع العالم الإنجليزي جون دالتون عام 1805 أول نظرية عن تركيب الذرة. ## 4 ### فروض نظرية دالتون - العنصر يتكون من دقائق صغيرة جداً تسمى الذرات. - الذرة مصمتة متناهية الصغر ، غير قابلة للتجزئة (الانقسام) - كتل ذرات العنصر الواحد متشابهة ، ولكنها تختلف من عنصر العنصر آخر. - المركبات تتكون من اتحاد ذرات العناصر المختلفة بنسب عددية بسيطة ## 5 عام 1811 عمل اميديو افوجادرو علي تصحيح احد مشاكل نظرية دالتون وهي عدم تقدير الكتل الذرية للعناصر بدقة ## 6 عام 1897 استطاع الفيزيائي جون طومسون اكتشاف الالكترون الذي يعتبر أحد مكونات الذرة وشحنته سالبة ## 7 اكتشاف الالكترونات زال الاعتقاد السائد آنذاك بان الذرة غير قابلة للتجزيئية ## 8 ### نموذج طومسون التصوري للذرات (نموذج بوينج) وينص اقتراحه ان الذرة تتكون من مجال من المادة الموجبة وجسيمات سالبة الشحنة ( الالكترونات) ### تم تطوير راذرفورد لنموذج الذرة فافترض أن كتلة الذرة قد انتشرت في جميع اتجهاتها - - معظم جسيمات ألفا ظهر أثرها في نفس المكان الأول الذي ظهرت فيه قبل وضع صفيحة الذهب وهذا يدل علي ان معظم الذرة فراغ وليست كرة مصمتة كما صورها كل من دالتون وطومسون . - نسبة قليلة جداً من جسيمات ألفا لم تنفذ من غلالة الذهب و ارتدت في عكس مسارها وظهرت بعض ومضات علي الجانب الأخر من اللوح وهذا يدل علي ان يوجد بالذرة جزء كثافته كبيرة ويشغل حيزاً صغيراً جداً أطلق عليه نواة الذرة. - ظهرت بعض الومضات على جانبي الموضع الأول (انحرفت). وهذا يدل علي ان لا بد أن تكون شحنة الجزء الكثيف في الذرة والذي تتركز فيعه معظم كتلتها مشابهه لشحنة جسيمات ألفا الموجبة لذا تنافرت معه ## 9 وضع الفيزيائي الدنماركي بور نموذج بور للذرة عام 1915 علي ان الالكترونات لا تشع الطاقة لأنها تدور حول النواة ولكنها موجودة في مستويات لها طاقات كمية مختلفة سماها فيما بعد المستويات المستقرة وسمي نموذج بور الكوكبي للذرة ## 10 تدور الالكترونات على مسافات ثابتة من النواة ## 11 الالكترونات تقوم بكسب الطاقة لتنتقل الي مستويات اعلي وتفقد هذه الطاقة عن طريق إشعاعاتها عندما تعود الى مدارتها الأصلية ## 12 الذرة تتكون من نواة موجبة تتركز فيها كتلة الذرة والكترونات سالبة تدور حول النواة وتتكون النواة من بروتونات موجبة الشحنة ونيترونات متعادلة الشحنة والذرة بصفة عامة في حالتها الطبيعية دون فقد او اكتساب الكترونات ## 13 يرجع أصل كلمة الذرة الي الكلمة الاغريقية اتوموس وتعني غير قابلة للانقسام ## 14 النواة لها كثافة عالية وحجم صغير وتتركز فيها كتلو الذرة وذلك بسبب - كتلة البروتون تساوي تقريبا 2000 مرة كتلة الالكترون او كتلة الالكترون تساوي 1\2000 كتلة البروتون ## 15 - كتلة البروتون تساوي كتلة النيترون ## 16 يوجد سبع مستويات طاقة رئيسة -K-L-M-N-O-P-Q وتبدا من الأقل في الطاقة الي الأعلى في الطاقة ## 17 النظائر : هي ذرات لعنصر واحد تتساوي في عددها الذري ومختلفة في عددها الكتلي بسبب اختلاف عدد النيترونات ومتماثلة من حيث صفاتها الفيزيائية وتفاعلاتها الكيميائية ## 18 العدد الذري هو عدد البروتينات الموجودة داخل نواة الذرة ## 19 العدد الكتلي هو مجموع البروتينات + النيترونات الموجودة داخل نواة الذرة ## 20 إذا تم اكتساب أو فقد بروتونات فان العنصر يتحول من عنصر الي عنصر آخر أي مثلا C6 أي به 6 بروتونات اذا تم اكتساب بروتوتون أي اصبح 7 بروتوتات فحدث تغير في العنصر أي. تحول من الكربون الي النيتروجين ## 21 اذا حدث زيادة في عدد الالكترونات أي اذا اكتسب الكترون تتحول الذرة الي ايون سالب ام اذا فقد الكترون تتحول الذرة الي ايون موجب ## 22 اذا حدث اكتساب نيترونات فأن العنصر لا يتغير بل يصبح من نظائر هذا العنصر / ## 23 الهيدروجين في ذرته العادية يتكون من الكترون واحد والكترون واحد فقط ولا يوجد به أي نيترونات أي ان عدد الذري = عدد الكتلي وفي هذه الحالة يسمي Protium ## 24 اذا حدث اكتساب نيترون في نواة عنصر الهيدروجين فانه يكون عدده الذري 1 وعدد كتلي 2 أي انه اصبح نظير الهيدروجين والذي يسمي (الديتيريوم) deuterium ## 25 إذا حدث اكتساب نيترونين في نواة عنصر الهيدروجين فانه يكون عدده الذري 1 وعدد كتلي 3 أي انه اصبح نظير الهيدروجين والذي يسمي (تريتيوم) Tritium ## 26 ذرة الكربون في حالتها العادية فتحتوي نواتها علي 6 بروتونات و 6 نيترونات أي ان عددها الذري 6 وعددها الكتلي 12 واذا حدث اكتساب نيترون فان العدد الذري يصبح 6 والكتلي 13 اي ان عدد البروتونات 6 وعدد النيترونات 7 فهو نظير الكربون 13 ام اذا حدث اكتساب نيترونين فان العدد الذري يصبح 6 والكتللي 14 أي أن عدد البروتونات 6 وعدد النيترونات 8 فهو نظير الكربون 14 ## 27 الكتلة الذرية الموجودة في الجدول الدوري لكل عنصر هي متوسط لكتلة نظائر هذا العنصر والموجودة في الطبيعة ## 28 لا يمكن تحديد حجم الذرة بسهولة حيث ان المدارات الالكترونية ليست ثابتة ويتغير حجمها بدوران الالكترون فيها ## 29 الذرات التي تكون في شكل بلورات صلبة يمكن صلبة يمكن تحديد المسافة بين نواتين متجاورتين وبالتالي يمكن عمل حساب تقديري لحجم النواة ## 30 الذرات التي لا تشكل بلورات صلبة يتم استخدام تقنيات اخري تتضمن حسابات تقديرية ## 31 حجم ذرة الهيدروجين تم حسابها تقريبا علي انه 10-10 × 1.2 ## 32 عند مقارنة حجم البروتون وهو الجسيم الوحيد في نوتة ذرة الهيدروجين 15-10 × 0.87 علي هذا فان النسبة بين حجم ذرة الهيدروجين وحجم نواتها تقريبا 100.000 ## 33 تتغير احجام ذرات العناصر المختلفة ويرجع ذلك لان العناصر التي لها شحنات موجبة أكبر في نواتها تقوم بجذب الالكترونات بقوة اكبر ناحية النواة ## 34 سلوك الذرة الكيميائي يرجع الي التفاعلات بين الالكترونات ## 35 الالكترونات الموجودة في الذرة تكون في شكل الكتروني محدد ومتوقع ## 36 تقع الالكترونات في اغلفة طاقة معينة طبقا لبعد تلك الاغلفة عن النواة ويطلق على الالكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي الكترونات التكافؤ والتي لها تأثير كبير علي السلوك الكيميائي للذرة ## 37 كل غلاف من اغلفة الطاقة يتم ترتيبها تصاعديا بدأ من اقرب الاغلفة للنواة ## 38 يتم حساب عدد الالكترونات في كل مستوي طاقة رئيسي عن طريق القانون 2n2 حيث n هي رقم المستوي الرئيسي فمثلا المستوي الأول بتطبيق القانون 2 = 12 × 2 = 22 أي هو يحمل 2 الكترون فقط وبنفس الطريقة الي المستوي الغلاف الرابع الذي يحمل 32 الكترون فلا يطبق هذا القانون علي من المستوي الخامس الي السابع لان الذرة تصبح غير مستقرة ذا حملت اكثر من 32 الكترون ## 39 الغلاف الأول من 1 : 2 الكترون الغلاف الثاني من 2 : 8 الكترون الغلاف الثالث من 3 : 18 الكترون الغلاف الرابع من 4 : 32 الكترون ## 40 كل مستوى طاقة يوجد به عدد من مستويات الطاقة الفراعية ## 41 الغلاف الأول ي وجد به المستوي الفرعي S فقط الغلاف الثاني به المستويات الفرعية S-P الغلاف الثالث به المستويات الفرعية S-P-d الغلاف الرابع به المستويات الفرعية S-P-d-f ## 42 في كل مستوي طاقة رئيسي عدد مدارات معين يتم حسابه من القانون n2 ## 43 عدد المدارات في المستوي الطاقة الأول 1 = 12 = n2 مدار واحد عدد المدارات في المستوي الطاقة الثاني 4 = 22 = 42 مدارات عدد المدارات في المستوي الطاقة الثالث 9 - 32 = 92 مدارات عدد المدارات في المستوي الطاقة الرابع 16 = 42 = 162 مدارات ## 44 عدد مدارات مستوي الطاقة الفرعي S مدار واحد فقط ويحمل 2 الكترون ## 45 عدد مدارات مستوي الطاقة الفرعي P هي 3 مدارات ويحمل 6 الكترونات ## 46 عدد مدارات مستوي الطاقة الفرعي 1 هي 5 مدارات ويحمل 10 الكترونات ## 47 عدد مدارات مستوي الطاقة الفرعي F هي 7 مدرات ويحمل 14 الكترون ## 48 تكون الالكترونات الموجودة في غلاف مستوي الطاقة الخارجي بالتحكم في سلوك الذرة عند عمل الروابط الكيميائية ## 49 الذرات التي لها نفس عدد الالكترونات في غلاف الطاقة الخارجي (الكترونات التكافؤ) يتم وضعها في مجموعة واحدة في الجدو الدوري ## 50 كلما قلت عدد الالكترونات في مستوي الطاقة الخارجي زاد نشاط الذرة وعلي هذا تكون من الفلزات (المعادن) وأكثرها نشاطا السيزيوم) - روبيديوم - فرنسيوم ) ## 51 تكون الذرة اكثر استقرارا اقل) في الطاقة عندما يكون غلاف التكافؤ ممتلئ بالإلكترونات ويمكن الوصول الي هذه الحالة بفقد الالكترونات في الفلزات حتى يكون مستوي طاقتها الخارجي ممتلئ بالإلكترونات و باكتساب الالكترونات في الفلزات حتى يمتلئ مستوي الطاقة ## 52 الخارجي بالإلكترونات وفي هذه الحالة فان الرابطة التي تتكون هي الرابطة الأيونية أو تصل الذرات الي امتلاء مستوي طاقتها الأخير بالمشاركة وفي هذه الحالة تتكون الرابطة التساهمية ## 53 المركب الكيميائي هو مادة كيميائية تكونت من عنصرين أو أكثر، بنسبة ثابتة تحدد تركيبه، فمثلا الماء (H2O ) مركب يتكون من الهيدروجين والأكسجين بنسبة 1:2 وبصفة عامة فإن هذه النسبة يجب أن تكون ثابتة لبعض الاعتبارات الفيزيائية، وليس طبقا للاختيارات البشرية ## 54 العنصر الكيميائي هو مادة كيميائية لا يمكن تجزئتها، خالصة متكونة من ذرة وحيدة فريدة من نوعها، يميزها العدد الذري وهو عدد بروتونات نواة الذرة. يندرج كل عنصر تحت تصنيف: فلز أو شبه فلز أو لافلز وتنظم العناصر في الجدول الدوري. وسواء كانت تلك المادة قليلة أو كثيرة، وأطلق على كل عنصر اسم (ورمز) يعرف به ويتميز بخاصية خاصة به. ## 55 جزئ : اصغر جزء نقي من المركب والذي له خواص كيميائية محددة ويتكون الجزئي من ذرات او اكثر متحدة مع بعض ## 56 او هو اصغر جزء من المادة يمكن ان يوجد منفردا وتضح فيه خواص المادة وصفاتها ## 57 الايون هو مركب مشحون او هو ذرة او جزيء اكتسب او فقد الكترون او اكثر اذا فقد الكترون تحول الي ايون موجب ويسمي الكاتيونات مثل كاتيون الصوديوم + Na Na أو يحدث عن طريق اكتساب الكترونات ويسمي انيون مثل انيون الكلور - CI\et واللذان عند اتحادهما يكونا الملح المتعادل كلوريد الصوديوم NaCl ## 58 عام 1770 صنف لافوازييه 33 عنصر وفرق بين الفلزات واللافلزات ## 59 عام 1828 صنع جدولا للعناصر و اوزانها الذرية ووضع للعناصر رموزها الكيميائية ## 60 عام 1829 وضع دوبرينر ثلاثة جداول بها 3 عناصر متشابهة في الخواص ## 61 المجموعة الأولي الليثيوم الصوديوم البوتاسيوم المجموعة الثانية الكالسيوم الاسترونشيوم الباريوم المجموعة الثالثة الكلورين البرومين اليود ## 62 عام 1864 وضع جون نيولاندز قانون الاوكتاف عن طريق قيامه بترتيب 60 عنصر حسب الأوزان الذرية ووجد تشابها ما بين العنصر الأول والعنصر التاسع والعنصر الثاني والعنصر العاشر الى اخر الترتيب ## 63 بدون معرفة التركيب الداخلي للذرات فلو تم ترتيب العناصر طبقا للكتلة الذرية ثم تم وضع الخواص الأخرى فيمكن ملاحظة التكرارية التي تحدث للخواص عند تمثيلها مقابل الكتلة الذرية ## 64 حاول مندليف تصنيف العناصر من خلال ملاحظاته ان بعض العناصر لها خاصية كيميائية وفيزيائية متشابهة ## 65 ### في جدول مندليف - ان العنصر له نفس الخاصية كالعنصر الذي فوقه او العنصر الذي تحته - ترتيب العناصر به حسب تزايد الكتلة (الوزن الذرية لكل عنصر - نشر جدول مندليف عام 1869 ومعني كلمة دوري ان انماطا من خواص العناصر متكررة في كل صف - استطاع الكيميائيون اكتشاف العناصر الثلاثة المفقودة من الجدول وهي اسكانيديوم - جاليوم - جرمانيوم) ## 66 قام مندليف بترتيب العناصر حسب الكتلة الذرية ولكن قام بتغيير وضع مكان بعض العناصر نظرا لان مكانها الجديد يتماشى بصورة افضل مع العناصر الجديدة المجاورة لها وقد تم تصحيح بعض الأخطاء في وضع بعض العناصر طبقا لقيم الكتل الذرية ## 67 توقع مندليف أماكن وجود بعض العناصر التي لم تكتشف بعض ووضع لها أوزانها الذرية وخصائصها الكيميائية والفيزيائية ## 68 يتكون الجدول الدوري الحديث من 18 مجموعة او عمود ترتب حسب الخواص الكيميائية وعدد الالكترونات في المدارات الخارجية حول النواة ## 69 المجموعة 1 بالجدول تضم معادن لينة كلها تتفاعل مع الماء بشدة لتعطي هيدروجين ## 70 يوجد بالجدول الدوري اكثر من 90 عنصر طبيعي فوق الأرض وعناصر صناعية ابتكرت. ## 71 المجموعة 2 معادن الأرض القلوية ## 72 المعادن الانتقالية تتكون من 10 أعمدة بها 40 عنصر وكل عمود به 4 عناصر وهي المجموعات من 3-12 ## 73 اللافلزات (اللامعادن من 13 - 17 في الجانب الأيمن من المجموعة والمجموعة 18 وهي العناصر الخاملة ## 74 عناصر الأرض النادرة وسميت بذلك لان خواصها متشابهة لدرجة يصعب علي الكيميائية فصلهما عند خلطهم وهي عبارة عن مجموعتين مقسمتين لصفين وتتكون من 28 عنصر وكل صف به 14 عنصر ## 75 ### استعمالات الجدول الدوري - دراسة العناصر والخواص الكيميائية والفيزيائية وكيفية اختلافها بكل مجموعة - معرفة خواص عنصر ما وكيفية التفاعل مع عنصر آخر ## 76 يتم ترتيب العناصر في الجدول الدوري الحديث علي حسب الاعداد الذرية وتوزيع الالكترونات علي مستويات الطاقة الفرعية ## 77 ### الفلزات (المعادن) - خواص فيزيائية: اللمعان والبريق - موصلة جيدة للحراة والكهرباء - كثافتها عالية - درجة انصهارها عالية - يمكن سحبها للأسلاك - يمكن طرقها للألواح - خواص كيميائية. تفقد الكترونات بسهولة فهي مركبات متأينة - تتأكل بسرعة فالحديد يصدأ والفضة تطوس ## 78 ### اللافلزات (اللامعادن) - خواص فيزيائية : لا تلمع وبدون بريق - رديئة التوصيل للحرارة والكهرباء - هشة تتهشم بسهولة - لا تسحب للأسلاك - لا تطرق للألواح - كثافتها قليلة - درجة انصهارها منخفضة - خواص كيميائية : تميل الى اكتساب الكترونات لذلك فهي مركبات متأينة ## 79 عند اتحاد اثنان أو أكثر من اللامعادن (اللافلزات) تكون مركبات متحدة الذرات ## 80 ### اشباه الفلزات - لها خواص المعادن واللا معادن : صلبة - لامعة او غير لامعة - يمكن سحبها للأسلاك. يمكن طرقها للألواح - توصل الحرارة والكهرباء ولكن ليس بكفاءة المعادن ## 81 ارقام الكم : حالة تواجد الالكترون في الذرة وهما 4 اعداد 3 منهم هي خواص المدار الذي يوجد فيه ## 82 عدد الكم الرئيسي : يرمز له بالرمز n ويأخذ قيمة أي عدد صحيح أكبر من أو يساوي 1 ويمثل الطاقة النهائية للمدار وبعده عن النواة ## 83 عدد الكم المساري : يرمز له بالرمز L ويأخذ أي قيمة عدد صحيح في المدي ويحدد عزم المدار الزاوي ## 84 عدد الكم المغناطسي : يرمز له بالرمز m ويأخذ أي قيمة عدد صحيح في المدي ويحدد هذا الرقم ازاحة الطاقة للمدار الذري تحت تأثير مجال مغناطيسي خارجي ظاهرة زيمان ) ## 85 عدد الكم المغزلي : خاصية حيوية للاكترون ولا تعتمد علي الأرقام الأخرى ويرمز لها بالرمز وتأهذ فقط القيم + 1\2 او - 1\2 أحيانا يرجع لها علي انها الدوران لأعلي او أسفل. ## 86 الحالات التي لها نفس القيم n متناسبة ويقال أنها تشغل نفس الغلاف الالكتروني ## 87 الحالات التي لها نفس 1-n تكون متناسبة أكثر ويثال انها تقع في نفس تحت غلاف الكتروني ## 88 الحالات التي تتشابه في m فيقال ان لها نفس المدار الذري .. ## 89 لان الالكترون له حالتان فقط للدوران فان الاوربتال الذري لا يمكن ان يحتوي علي أكثر من 2 الكترون ## 90 مبدأ الاستبعاد لباولي : لا يمكن لإلكترونين او كثر في نفس الذرة امتلاك نفس قيم اعداد الكم الأربعة (n-l-m-s) بينما يمكن ان يشتركا في رقم واحد او رقمين او ثلاث ارقام فقط وتم وضه هذا القانون الذي يحكم توزيع الالكترونات حول النواة عام 1925 ## 91 لا يستع المدار الواحد لأكثر من الكترونين ## 92 الالكترونات التي تشغل نفس المدار تكون متعاكسة الغزل ## 93 مبدأ البناء قاعدة اوفباو ) / الكترونات الذرة التي حالتها مستقرة يتم توزيعها علي المستويات الفرعية حسب طاقتها بداء بالمستوي الفرعي الأدني طاقة ثم الذي يليه ## 94 عدد الالكترونات التي يتم توزيعها علي افلاك الذرة المتعادلة يساوي العدد الذري للعنصر ## 95 مراعاة اكبر عدد من الالكترونات الذي يستوعبه كل مستوي فرعي حين تعبئته فإذا امتلا ذلك المستوي ننتقل الي المستوي الذي يليه ## 96 مراعاة أكبر عدد من الالكترونات الذي يستوعبه مل مستوي فرعي خين تعبئته فإذا امتلأ ذلك المستوي ننتقل الي المستوي الذي يليه ## 97 مراعاة الحالات الخاصة تبعا لقانون ثبات الافلاك الممتلئة والنصف ممتلئة ## 98 عنصر الكروم Cr عدد الذري 24 نجد ان ترتيبه الالكتروني طبقا للقواعد يجب ان يكون Ar]4S23d4] ولكن تبعا للقاعدة القائلة بأن المستويات الفرعية تكون أكثر ثباتا عندما تكون خالية تماما او عندما تكون نصف ممتلئة بالإلكترونات أو ممتلئة بالإلكترونات فان هذا الترتيب السابق يصبح اقل ثباتا ويتحول الى الترتيب الأكثر ثبات Ar]4S13d5] ## 99 عنصر النحاس Cu عدده الذري 29 توزيعه Ar]4S23d9] لكن طبقا للقاعدة الخاصة بثبات المستوي الفرعي ل نجد ان الترتيب الالكتروني الحقيقي الأكثر ثبات هو Ar]4S13d10] والذي تمتلئ فيه مدارات d تماما ## 100 في التوزيع في حالة الايونات الموجبة يحذف من العدد الذري مقدار الشحنة الموجودة علي الايون ## 101 في التوزيع في حالة الايونات السالبة يضاف علي العدد الذري مقدار الشحنة الموجودة علي الايون ## 102 قاعدة هوند : تكون حالة الذرة اكثر ثابتا عندما يتم توزيع الكترونات المستوي الفرعي الواحد علي اكبر عدد ممكن من افلاك ذلك المستوي بنفس اتجاه الغزل قبل البدء بعملة الازدواج ## 103 الرابطة الكيميائية : هي القوي التي تربط الذرات ببعضها البعض داخل الجزيء الواحد او تربط الجزيئات مع بعضها البعض داخل المركب الواحد ## 104 الروابط الأولية : هي القوي التي تربط الذرات ببعضها البعض داخل الجزيء الواحد وهي اما روابط أيونية أو روابط تعاونية او روابط تعاونية ممولة من جانب واحد أو الروابط الفلزية ## 105 الروابط الثانوية : هي تلك القوي التي تربط الجزئيات ببعضها البعض داخل الجزيء الواحد و هي اما روابط هيدروجينية او قوي فاندر فالز ## 106 الرابطة الأيونية : هي رابطة قطبية او الكتروستاتيكية وهي عبارة عن تجاذب كهربي يحدث بين الأيون الموجب كاتيون) وهو فلز فقد الكترون أو أكثر من مستوي الطاقة الخارجي وبين الأيون السالب (الأنيون) وهو لا فلو اكتسب الكترون او اكثر مثل ارتبط ايون الصوديوم Nat مع أيون الكلور CL لتكوين كلوريد الصوديوم NaCl ## 107 تحدث الرابطة الأيونية عادة بين الفلزات ذات طاقة الين المنخفضة والتي تميل لفقدان الإلكترونات واللافلزات ذات الكفاءة المرتفعة والتي تميل لاكتساب الالكترونات ## 108 طاقة الرابطة الأيونية : هي عبارة عن طاقة وضع ناتجة (سالبة) تعتمد قيمتها علي كمية الشحنة المتوفرة بالأيونين (ي) وعلي نصف قطر (الحجم الذري) (ر) ## 109 طاقة الرابطة الأيونية = - - ## 110 يتضح من العلاقة السابقة - كلما زادت كمية الشحنة كلما نقصت طاقة الرابطة الأيونية بسبب انها علاقة سالبة ويصبح المركب اكثر استقرارا - كلما زادت انصاف الأقطار كلما زادت طاقة الرابطة الأيونية بسبب انها علاقة سالبة المركب اقل استقرارا ## 111 طاقة الترتيب البلورية الى الطاقة التي نحتاجها لنحول مركبا بلوريا (أبونيا) في الحالة الصلبة الي ايونات منفصلة في الحالة الغازية وأيضا نستخدمها للتغلب علي طاقة الرابطة الأيونية وكسرها أي فصل العنصرين المكونين للرابطة ## 112 طاقة الترتيب البلوري طاقة مساوية لطاقة الرابطة الايوانية مع اختلاف الإشارة طاقة الرابطة الأيونية = في ## 113 يتضح من العلاقة السابقة - كلما زادت كمية الشحنة كلما زادت طاقة الرابطة الأيونية ويصبح المركب اكثر استقرارا - كلما زادت انصاف الأقطار كلما قلت طاقة الرابطة الأيونية ويصبح المركب اقل استقرارا ## 114 كلما زادت طاقة الترتيب البلوري لمركب ما يعني ان هذا المركب اكثر استقرارا ## 115 يتوقف سهولة تكوين العناصر للأيونات علي - عدد الكترونات التكافؤ في الغلاف الخارجي - حجم الذرة (قاعدة فاجان) ## 116 فقد الإلكترون الأول من الكترونات التكافؤ يحدث بدون صعوبة ## 117 كلما زادت الكترونات التكافؤ كلما صعب إزله الإلكترونات التي تلي الإلكترون الأول المفقود والسبب ان النواة تحمل شحنه موجبة معينة فاذا فقد الكترون واحد أصبحت قدرة الشحنة الموجبة (الثابتة في النواة علي جذب باقي الإلكترونات اليها اشد مما في الذرة المتعادلة ## 118 كلما زاد جذب الإلكترونات الي النواة كلما زادت صعوبة إزالة الكترون جديد في الذرات عينة التكافؤ ## 119 قاعدة فاجان تنص علي ان تكوين الروابط الإكتروستاتيكية يتطلب حجما كبيرا للكاتيونات وحجما صغيرا للانيونات ## 120 - كلما كبر حجم الذرة كلما بعدت الكترونات التكافؤ عن النواة وهذا كلما قل جذب النواة لها تلسا كان فقد هذه الإلكترونات اسهل وعلي ذلك فان الحجم الذري الكبير يشجع على تكوين الكاتيونات ## 121 في الانيونات فان إضافة الكترونات يضعف من تمسك النواة بالإلكترونات الموجودة في محالها الكهربائي الموجب ## 122 اقصي تكافؤ للإنيونات أي ايونات السالبة البسيطة هو اثنان بينما يصل تكافؤ الكاتيونات (الايونات الموجبة البسيطة الى أربعة ## 123 الشحنة الصغيرة علي النواة مع كبر حجم الذرة يساعد كثيرا على سهولة تكوين الأيون الموجب ## 124 صغر حجم الذرة وكبر الشحنة الموجبة على النواة يساعد على سهولة تكوين الانيونات السالبة ## 125 توجد المركبات الأيونية علي شكل تجمعات ايونية يطلق عليها الاشكال البلورية وكل شحنة في هذا تركيب تكون منجذبة لأكثر من ايون. ذو شحن مخالفة أي مرتبط بعدة روابط ايونية في أن ## 126 توجد المركبات الأيونية عادة في الحالة الصلبة (كثافتها عالية وارتفاع درجات الانصهار والغليان لهذه المركبات ## 127 عدم قدرة المركبات الأيونية على التوصيل الكهربي في الحالة الصلبة نظرا لارتباط الايونات وعدم قدرتها علي الحركة بينما تصبح مولدة للكهرباء عند صهرها او اذابتها في الماء الايونات حرة الحركة في المصهور وفي المحلول الماني) ## 128 الرابطة التعاونية : عبارة عن زوج من الإلكترونات يربط بين ذرتين تكون نتيجة مساهمة من الذرتين بالكترون واحد من مستوي التكافؤ ## 129 يمكن ان يكون بين ذرتين رابطة تعاونية واحدة أو اثنين أو ثلاثة ## 130 تتكون الرابطة التعاونية (الغير قطبية ) عادة بين ذرات العناصر اللافلزية متشابهة) او هر متشابهة) ## 131 العناصر العليا في المجموعة الرابعة واهمها عنصر الكربون تميل دائما الي تكوين روا تعاونية وقد ترتبط بعض الفلزات كالبريليوم بروابط تعاونية مع عناصر اخري ## 132 توجد المركبات التعاونية في جميع الحالات الثلاث حسب قوة الروابط فهناك مركبات تعاونية في الحالة الغازية والصلية والسائلة ## 133 في المركبات التعاونية تتفاوت درجة الانصهار والتغليان حسب نوعية وقوة الروابط بين الجزيئات ## 134 المركبات التعاونية غير موصلة للكهرباء في الغالب نظرا لكونها غير مشحونة او لكونها متعادلة كهربائيا في حالة وجود شحنات ## 135 مصهور المراكب التعاوني الصلب كمصهور) السكر ) غير موصل للكهرباء ام بالنسبة للمحلول فقد يكون غير موصل كما في حالة محلول السكر او موصل كما في كلوريد الهيدروجين ويرجع سبب التوصيل من عدمه في المحلول الي تاين المركب التعاوني او عدم تاينه ## 136 تراكيب لويس توضح تمثيل جزيئات المركبات التعاونية وكيفية تكوين هذه الروابط وتوضح كل الكترونات الغلاف الخارجي كنقط ## 137 من خلال تراكيب لويس يمكن الملاحظة ان هناك ازواج الكترونية رابطة (روابط تساهمية) وازواج الكترونات غير رابطة ازواج الكترونات حرة ) ## 138 الروابط التعاونية الممولة من جانب واحد فيها نجد ان الالكترونين يأتيان من ذرة واحدة من الدرتين المشتركتين في الرابطة وممكن ان نطلق عليها الرابطة النصف قطبية او رابطة الهبة ## 139 ذرة النيتروجين في جزء الأمونيا تمتلك زوجا واحد من الالكترونات الحرة الخاصة بها وتحت ظروف معينة تتكون رابطة بين نتروجين جزى الأمونيا مع أي ذرة اخري . ## 140 في مركب ثالث فلوريد البورن نجد ان ذرة البورن تحتوي علي ست الكترونات في غلافها. الخارجي وعلي هذا فأنها تستطيع تقبل زوجا من الالكترونات من ذرة النيتروجين الموجودة في جزء الأمونيا ## 141 العناصر الخاملة في الجدول الدوري تمتلئ ام بالكتروني تكافؤ (الهيليوم او عناصر تمتلك ثمان الكترونات ( الارجون - الكربتون - الزينون - الرادون) وهذه العناصر - شديدة الثبات وهي غازات خاملة لا ترتبط مع عناصر اخري وهذه هي قاعدة الثماني ## 142 ذرات العناصر في باقي الجدول الدوري نشطة جدا عن ذرات الغازات الخاملة لأنها في التفاعل الكيميائي تحاول أن تصبح ثابتة مثل الغاز الخامل المقابل عن طريق اكتساب أو فقد الكترونات ## 143 قاعدة الثماني تطبق على معظم الجزيئات الا ان هناك شذوذ عن هذه القاعدة ام بأكثر من ثمانية الكترونات كما هو الحال في خامس كلوريد الفوسفور يوجد 10) الكترونات حول ذرة الفوسفور المركزية ( او اقل من ثمانية كما في فلوريد البورن (يوجد 6 الكترونات حول ذرة البورن المركزية) ## 144 قاعدة الثماني غير تامة لسببين وهما - ان الشحن المركزية (كبيرة) العدد غير ثابتة وهذا يفسر عدم قدرة العناصر العليا في المجموعة الرابعة من العناصر المثالية مثل الكربون والسيلكون على تكوين ايونات - لا تطبق القاعدة على العناصر الانتقالية والتي عادة ما تكون أكثر من نوع من الايونات مثل FeFe3 ## 145 السالبية الكهربية هي قابلية ذرة العنصر في الجزيء التساهمي للاستئثار بالزوج الالكتروني للرابطة الكيميائية ## 146 كلما زادت قابلية ذرة العنصر للاستئثار بالزوج الالكتروني للرابطة ازدادت سالبيته ## 147 ذرات العناصر التي تتمتع بطاقة تأين مرتفعة وقابليتها لاكتساب الالكترونات مرتفعة يكون لها سالبية كهربائية عالية ## 148 خاصية جذب الشحن السالبة تزداد من اليسار الي اليمين في الجدول ## 149 - خاصية جذب الشحن السالبة تنخفض كلما اتجهنا من اعلي الي اسفل في أي مجموعة ## 150 خاص