كيمياء صف عاشر متقدم فصل الاول 2024-2025

## تصنيف العناصر ### القسم 2 #### الأسئلة الرئيسة * لماذا تتشابه خواص العناصر الموجودة في المجموعة نفسها؟ * ما مجمعات الجدول الدوري الأربعة بناء على الترتيب الإلكتروني؟ #### مفردات للمراجعة * **إلكترونات التكافؤ (valence electrons)**: هي الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي للذرة وتح...

## تصنيف العناصر ### القسم 2 #### الأسئلة الرئيسة * لماذا تتشابه خواص العناصر الموجودة في المجموعة نفسها؟ * ما مجمعات الجدول الدوري الأربعة بناء على الترتيب الإلكتروني؟ #### مفردات للمراجعة * **إلكترونات التكافؤ (valence electrons)**: هي الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي للذرة وتحدد الخواص الكيميائية للذرة. #### الفكرة الرئيسة ترتب العناصر في مجمعات مختلفة في الجدول الدوري وفقا للترتيب الإلكتروني. #### الكيمياء في حياتك رقم المنزل غير كافي لتوصيل الخطاب إلى العنوان الصحيح. يلزم توفير المزيد من المعلومات، مثل : اسم الشارع والمدينة والولاية لتوصيل الخطاب على الوجه الصحيح. وبالمثل، يتم التعرف على العناصر الكيميائية وفقا للتفاصيل المتاحة عن ترتيب إلكتروناتها. #### ترتيب العناصر حسب ترتيبها الإلكتروني سبق أن تعلمت أن الترتيب الإلكتروني يحدد الخواص الكيميائية للعنصر. قد تكون كتابة الترتيبات الإلكترونية باستخدام مخطط أوفباو عملا مملا، لكن لحسن الحظ، يمكنك تحديد الترتيب الإلكتروني للذرة وعدد إلكترونات التكافؤ فيها من موقعها في الجدول الدوري. يوجد الترتيب الإلكتروني لبعض عناصر المجموعة 1 في الجدول 3 ويحتوي الترتيب الإلكتروني للعناصر الأربعة على إلكترون واحد فقط في مستوى الطاقة الخارجي. #### إلكترونات التكافؤ تذكر أن الإلكترونات الموجودة في أعلى مستوى طاقة رئيس للذرة تسمى إلكترونات التكافؤ ويحتوي كل عنصر من عناصر المجموعة 1 على إلكترون واحد في أعلى مستوى طاقة له ولهذا يمتلك كل عنصر إلكترون تكافؤ واحدا . وتتشابه عناصر المجموعة 1 في الخواص الكيميائية لأنها تحتوي على العدد نفسه من إلكترونات التكافؤ وتعدّ هذه العلاقة من أهم العلاقات في الكيمياء حيث تتشابه الذرات الموجودة في المجموعة نفسها في الخواص الكيميائية لأن لها عدد إلكترونات التكافؤ نفسه. يحتوي كل عنصر من عناصر المجموعة 1 على إلكترون تكافؤ واحد ويكون ترتيبه الإلكتروني 5¹. في حين يكون الترتيب الإلكتروني لعناصر المجموعة 2 هو 5². ولكل عمود في المجموعات 1 و 2 ومن 13 إلى 18 في الجدول الدوري ترتيب إلكتروني خاص به. #### إلكترونات التكافؤ والدورة يشير مستوى الطاقة الذي به إلكترونات تكافؤ العنصر إلى الدورة التي يوجد فيها العنصر في الجدول الدوري. فعلى سبيل المثال. يوجد إلكترون تكافؤ الليثيوم في مستوى الطاقة الثاني ويوجد الليثيوم في الدورة 2. انظر الآن إلى الجاليوم الذي له ترتيب إلكتروني Ar]4s² 3d¹⁰ 4p¹]. توجد إلكترونات تكافؤ الجاليوم في مستوى الطاقة الرابع. ويوجد الجاليوم في الدورة الرابعة. #### الجدول 3 الترتيب الإلكتروني لعناصر المجموعة 1 | الدورة | العنصر | الترتيب الإلكتروني | |---|---|---| | 1 | الهيدروجين | 1s¹ | | 2 | الليثيوم | [He]2s¹ | | 3 | الصوديوم | [Ne]3s¹ | | 4 | البوتاسيوم | [Ar]4s¹ | #### إلكترونات تكافؤ العناصر الرئيسة الشكل 7 يوضح الشكل الترميز النقطي للإلكترونات لمعظم العناصر الرئيسة. لاحظ كيف يختلف عدد إلكترونات التكافؤ داخل المجموعة؟ #### عناصر المجمعات s و p و d وأ للجدول الدوري أعمدة وصفوف بأحجام متنوعة. ويعود السبب في عدم انتظام شكل الجدول الدوري إلى أنه قسم إلى أقسام أو مجمعات تمثل مستوى الطاقة الفرعي للذرة المملوء بالكترونات التكافؤ ونظرا لوجود أربعة مستويات طاقة فرعية مختلفة و و و يتم تقسيم الجدول الدوري إلى أربعة مجمعات مميزة كما هو موضح في الشكل. **الشكل 8** ينقسم الجدول الدوري إلى أربعة مجمعات هي 5 و و و. حلل ما العلاقة بين الحد الأقصى لعدد الإلكترونات التي يمكن أن توجد في مستوى الطاقة الفرعي وعدد الأعمدة في كل مجمع في الرسم التخطيطي؟ #### الجدول 4 الترتيب الإلكتروني للغازات النبيلة | الدورة | مستوى الطاقة الرئيس | العنصر | الترتيب الإلكتروني | |---|---|---|---| | 1 | n=1 | الهيليوم | 1s² | | 2 | n=2 | النيون | [He]2s² 2p⁶ | | 3 | n=3 | الأرجون | [Ne]3s² 3p⁶ | | 4 | n=4 | الكريبتون | [Ar]4s² 3d¹⁰ 4p⁶ | #### عناصر المجمع 5 يتكون المجمع 5 من المجموعتين 1 و 2 وعنصر الهيليوم. تكون أفلاك 5s لعناصر المجموعة 1 ممثلثة جزئيا حيث تحتوي على إلكترون تكافؤ واحد وينتهي ترتيبها الإلكتروني بـ 5s¹. وتكون أفلاك 5s لعناصر المجموعة 2 ممثلثة تماما حيث تحتوي على إلكتروني تكافؤ وترتيبها الإلكتروني ينتهي بـ 5s². ونظرًا لأن أفلاك s تتسع لإلكترونين بحد أقصى. فإن المجمع 5 يتكون من مجموعتين. #### عناصر المجمع p بعد امتلاء المستوى الفرعي .. تشغل إلكترونات التكافؤ المستوى الفرعي .. يتكون المجمع من المجموعات 13 حتى 18 وتحتوي على عناصر تكون فيها أفلاك p ممتلئة تمامًا أو ممتلئة جزئيا. لا توجد عناصر من المجمع p في الدورة 1 نظرا لأن المستوى الفرعي p غير موجود في مستوى الطاقة الرئيس الأول (1) = ) . يُعدّ البورون (B) أول عناصر المجمع في الدورة الثانية. ويضم المجمع P ست مجموعات لأن أفلاك p الثلاثة يمكنها استيعاب حتى سنة إلكترونات بحد أقصى. وعناصر المجموعة 18 (شيء ما يتألف من عناصر أو أجزاء مترابطة الغازات النبيلة) عناصر مميزة في المجمع .. وتتميز ذراتها بأنها مستقرة بصورة أو بأخرى جدا بحيث إنها لا تدخل تقريبا في أي تفاعلات كيميائية. ويوضح الجدول 4 شارك الكثير من العلماء في اكتشاف تركيب الترتيبات الإلكترونية لأول أربعة عناصر من الغازات النبيلة. وفي هذه الحالة. تكون أفلاك s و p في مستوى الطاقة الرئيس للدورة ممثلثة تماما. يؤدى ترتيب الإلكترونات هذا إلى تركيب ذري مستقر بشكل استثنائي. ويضم المجمعان 5 وP معا العناصر الرئيسة. #### الشكل 9 تاريخ الجدول الدوري إن الجدول الدوري الحديث هو نتاج جهد الكثير من العلماء على مر القرون ممن درسوا العناصر واكتشفوا الأنماط الدورية في خواصها. #### عناصر المجمعات d يحتوي المجمع d على الفلزات الانتقالية وهو أكبر المجمعات على الرغم من وجود بعض الاستثناءات. تتميز عناصر المجمع d عادة بفلك 5s خارجي ممتلئ في مستوى الطاقة وأفلاك 3d ممتلئة تماما أو جزئيا في مستوى الطاقة 1-n. ومع التحرك عبر الدورة تملأ الإلكترونات أفلاك .. على سبيل المثال الترتيب الإلكتروني للسكانديوم (Sc)، وهو العنصر الأول في المجمع . هو Ar]4s²3d¹. في حين أن الترتيب الإلكتروني للتيتانيوم، العنصر التالي في الجدول، هو Ar]4s²3d²]. لاحظ أن فلك 5s الخارجي الممتلئ للتيتانيوم يكون في مستوى الطاقة 4 = n في حين أن فلك 3d الممتلئ جزئيا يكون في مستوى الطاقة 3 = n تعلمت سابقًا أن مبدأ أوفياو ينص على أن فلك 4s له مستوى طاقة أقل من فلك 3d. ولهذا، يتم ملء فلك 4s قبل فلك 3d يمكن أن تستوعب أفلاك d الخمسة إجمالي عشرة إلكترونات ولهذا فإن المجمع d يمتد عبر عشر مجموعات في الجدول الدوري. #### عناصر المجمعات f يحتوي المجمع أ على الفلزات الانتقالية الداخلية. وتتميز عناصرها بفلك خارجي 5s ممتلئ تماما أو جزئيا وأفلاك 4f و 5d ممثلثة تماما أو جزئيا. لا تملأ إلكترونات المستوى الفرعي f أفلاكها بطريقة يمكن توقعها. ونظرا لوجود سبعة أفلاك ) تحمل حتى 14 إلكترونا كحد أقصى، يمتد f عبر 14 عمودًا في الجدول الدوري. ولهذا، تحدد الأفلاك s و p و d و f شكل الجدول الدوري. وبالانتقال إلى أسفل خلال الدورات يزداد مستوى الطاقة الرئيس. وكذلك عدد الأفلاك التي تحتوي على الإلكترونات. لاحظ أن الدورة 1 تحتوي على عناصر المجمع s فقط وتحتوي الدورتan 2 و 3 على عناصر المجمع S و P وتحتوي الدورتan 4 و 5 على عناصر المجمع S و P و d وتحتوي الدورتan 6 و 7 على عناصر المجمع 5 و p و d و f. استغرق تطوير الجدول الدوري سنوات عديدة ولا يزال مشروعًا مستمرًا حيث تم تحضير عناصر جديدة بطريقة صناعية. راجع الشكل 9 لمعرفة المزيد عن تاريخ الجدول الدوري ومجهود الكثير من العلماء الذين ساهموا في تطويره. **التأكد من فهم النص** لخص طريقة تحديد كل مجمع من المجمعات الجدول الدوري. #### الشكل 10 تختلف أنصاف الأقطار الذرية للعناصر الرئيسة المتوفرة بالبيكومتر (1-10⁻¹²). عندما تنتقل من اليسار إلى اليمين عبر الدورة وإلى الأسفل عبر المجموعة. **استدل** لماذا تزيد أنصاف الأقطار الذرية عند الانتقال إلى الأسفل عبر المجموعة. #### الشكل 11 تختلف أنصاف الأقطار الذرية للعناصر الرئيسة المتوفرة بالبيكومتر (1-10⁻¹²). عندما تنتقل من اليسار إلى اليمين عبر الدورة وإلى الأسفل عبر المجموعة. **استدل** لماذا تزيد أنصاف الأقطار الذرية عند الانتقال إلى الأسفل عبر المجموعة. #### الاتجاهات خلال الدورات بوجه عام، نقل أنصاف الأقطار الذرية عند الانتقال من اليسار إلى اليمين عبر الدورة. ويحدث هذا الاتجاه الموضح في الشكل 11 بسبب زيادة الشحنة الموجبة في النواة إلى جانب حقيقة أن مستوى الطاقة الرئيس يظل ثابتًا خلال أي دورة. ويزيد عدد الإلكترونات والبروتونات في كل عنصر بمقدار بروتون وإلكترون واحد عن العنصر السابق له وتتم إضافة كل إلكترون إضافي إلى الأفلاك المتوافقة مع مستوى الطاقة الرئيس نفسه. وبالانتقال عبر الدورة، لا تظهر أي إلكترونات إضافية بين إلكترونات التكافؤ والنواة. ولهذا تكون إلكترونات التكافؤ غير محمية من شحنة النواة المتزايدة التي تعمل بدورها على سحب الإلكترونات الخارجية لتقربها إلى النواة. **التأكد من فهم النص** ناقش حقيقة كيف أن بقاء مستوى الطاقة الرئيس خلال أي دورة دون تغيير يفسر التناقص في أنصاف الأقطار الذرية عبر أي دورة. #### الاتجاهات خلال المجموعات بشكل عام تزداد أنصاف الأقطار الذرية مع الانتقال إلى أسفل عبر أي مجموعة. وتزيد شحنة النواة وتتم إضافة الإلكترونات إلى الأفلاك المتوافقة مع مستويات الطاقة الرئيسة الأعلى على التوالي. ومع ذلك، لا ينقص عموماً تسحب شحنة النواة المتزايدة الإلكترونات الخارجية تجاه النواة لجعل الذرة أصغر. وبالانتقال إلى أسفل عبر أي مجموعة يزداد حجم الفلك الخارجي مع زيادة مستوى الطاقة الرئيس ولهذا تصبح الذرة أكبر حجمًا. وزيادة حجم الفلك تعني أن الإلكترونات الخارجية ستكون أبعد عن النواة. ويقلل ازدياد المسافة من تأثير الجذب الناتج عن زيادة شحنة النواة. بالإضافة إلى ذلك، فإنه مع وجود أفلاك إضافية بين النواة والإلكترونات الخارجية تعمل هذه الإلكترونات على حماية الإلكترونات الخارجية من النواة. يُلخّص الشكل 12 اتجاهات المجموعات والدورات. #### الشكل 12 نقل أنصاف الأقطار الذرية بشكل عام مع الانتقال من اليسار إلى اليمين عبر أي دورة وتزيد عند الانتقال إلى أسفل عبر أي مجموعة. #### الشكل 13 يختلف حجم الذرات اختلافا كبيرا عندما تكون أيونات. الأيونات الموجبة أصغر من الذرات المتعادلة المكونة لها. الأيونات السالبة أكبر من الذرات المتعادلة المكونة لها. #### الشكل 14 يوضح أنصاف الأقطار الأيونية لمعظم العناصر الرئيسة (10⁻¹²). **فسر** لماذا تزيد أنصاف الأقطار الأيونية لكل من الأيونات الموجبة والسالبة عند الانتقال إلى أسفل عبر أي مجموعة. #### الشكل 15 يلخص الرسم التخطيطي الاتجاهات العامة في أنصاف الأقطار الأيونية. #### الشكل 16 طاقة التأين الأولى للعناصر في الدورات 1-5 موضحة كدالة للعدد الذري. **التأكد من فهم الرسم البياني** صف الاتجاه في طاقات التأين الأولى خلال أي مجموعة #### الجدول 5 طاقات التأين المتتالية لعناصر الدورة 2 | العنصر | إلكترونات التكافؤ | طاقة التأين (kJ/mol) | |---|---|---| | Li | 1 | 520 , 7300 , 11,810 | | Be | 2 | 900 , 2430 , 14,850 , 21,010 | | B | 3 | 800 , 2350 , 4620 , 3660 , 32,820 | | C | 4 | 1090 , 2350 , 6220 , 4620 , 37,830 , 47,280 | | N | 5 | 1400, 2860 , 4580 , 7480 , 53,270 , 64,360 | | O | 6 | 1310, 3390, 5300, 7470 , 10,980 , 53,270 , 84,080 | | F | 7 | 1680, 3370, 6050 , 8410 , 11,020 , 15,160 , 92, 040 , 106, 430 | | Ne | 8 | 2080 , 3950 , 6120 , 9370 , 12, 180 , 15,240 , 20,000 , 23,070 , 115, 380 | #### طاقة التأين لتكوين أيون موجب يجب إزالة إلكترون من الذرة المتعادلة، ويتطلب ذلك توفر طاقة. ونحتاج إلى هذه الطاقة للتغلب على قوة التجاذب بين الشحنة الموجبة للنواة والشحنة السالبة للإلكترون. تعرف طاقة التأين بأنها الطاقة المطلوبة لإزالة إلكترون من ذرة في الحالة الغازية. على سبيل المثال، يلزم طاقة قدرها 8.64×10⁻¹⁹ جول لإزالة إلكترون من ذرة ليثيوم في الحالة الغازية. يُطلق على الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترون الخارجي الأول من أي ذرة طاقة التأين الأولى. وطاقة التأين الأولى لليثيوم تساوي 8.64×10⁻¹⁹ جول . ينتج عن فقد الإلكترون تكون أيون Li⁺ . وطاقات التأين الأولى للعناصر في الدورات من 1 إلى 5 موضحة في الرسم البياني في الشكل 16 . **التأكد من فهم النص** عرف طاقة التأين. #### الشكل 17 تزداد طاقات التأين بشكل عام من اليسار إلى اليمين في أي دورة وتقل عند الانتقال إلى أسفل عبر أي مجموعة #### الشكل 18 يوضح قيم السالبية الكهربائية للمعظم العناصر. القيم معطاة بوحدات بولينج. **استدل** على سبب عدم إدراج قيم السالبية الكهربائية للغازات النبيلة. #### السالبية الكهربائية تشير السالبية الكهربائية للعنصر إلى القدرة النسبية لذراته على جذب الإلكترونات في رابطة كيميائية. وكما هو موضح في الشكل 18، نقل السالبية الكهربائية بشكل عام عند الانتقال إلى أسفل عبر أي مجموعة. يُشير الشكل 18 أيضًا إلى أن السالبية الكهربائية تزيد بشكل عام عند الانتقال من اليسار إلى اليمين عبر أي دورة. يتم التعبير عن قيم السالبية الكهربائية بالقيمة العددية 3.98 أو أقل. ووحدات السالبية الكهربائية وحدات تقريبية يُطلق عليها بولينج على اسم العالم الأمريكي لينوس بولينج (1901-1994) الفلور هو أعلى العناصر في السالبية الكهربائية وقيمتها 3.98. أما السيزيوم والفرانسيوم، فهما أقل العناصر في السالبية الكهربائية بقيمة تبلغ 0.79 و 0.70 على التوالي. في الرابطة الكيميائية، تجذب الذرة ذات السالبية الكهربائية الكبيرة إلكترونات الرابطة بقوة شديدة. لاحظ أنه نظرا لأن الغازات النبيلة تكون عدد قليل من المركبات فليس لها قيم سالبية كهربائية. #### الشكل 19 ها فنيوم لانثانوم **La** **57** 138.906 **Hf** **72** 178.49 ر در فوردیوم أكتينيوم **Ac** **89** (227) **Rf** **104** (261) #### الجدول 6 طاقة الشبكة البلورية لبعض المركبات الأيونية | المركب | طاقة الشبكة البلورية ((kJ/mol)) | المركب | طاقة الشبكة البلورية (kJ/mol) | |---|---|---|---| | KF | 808 | KI | 632 | | AgCl | 910 | KBr | 671 | | NaF | 910 | RbF | 774 | | LiF | 1030 | Nal | 682 | | SrCl2 | 2142 | NaBr | 732 | | MgO | 3795 | NaCl | 769 | #### الشكل 22 يوضح الشكل 22 الأقسام المختلفة من الجدول الدوري. اذكر اسم كل قسم ووضح المشترك بين العناصر في كل قسم. #### الشكل 23 تمثل درجات الانصهار العناصر الدورة 6 مقابل العدد الذري في الشكل ..23 حدد الاتجاهات في درجة الانصهار والترتيب الإلكتروني لأفلاك ضع فرضية تفسر هذه الاتجاهات. #### الجدول 7 أيونات أحادية الذرة | المجموعة | الذرات التي تكون الأيونات | شحنة الأيون | |---|---|---| | 1 | H و Li و Na و و Rb و Cs | 1+ | | 2 | Be و Mg و C و Sr و Ba | 2+ | | 15 | و و و As | 3- | | 16 | و و و Se و Te | 2- | | 17 | F و C و B ا و | 1- | #### الشكل 8 تكون أفلاك s و p في مستوى الطاقة الرئيس للدورة ممثلثة تماما. يؤدى ترتيب الإلكترونات هذا إلى تركيب ذري مستقر بشكل استثنائي. #### الشكل 9 تثبت قوى التجاذب الكبيرة الأيونات في مكانها حتى توجد قوة كافية للتغلب على التجاذب. #### الجدول 9 الأيونات متعددة الذرات الشائعة | الأيون | الاسم | الأيون | الاسم | |---|---|---|---| | NH4⁺ | الأمونيوم | 103⁻ | البيريودات | | NO2⁻ | النيتريت | C2H3O2⁻ | الأسيتات | | NO3⁻ | النيترات | H2PO4⁻ | فوسفات ثnaئي الهيدروجين | | OH⁻ | الهيدروكسيد | CO3²- | الكربونات | | CN⁻ | السيانيد | SO3²- | الكبريتيت | | MnO4⁻ | البيرمنجنات | SO4²⁻ | الكبريتات | | HCO3⁻ | كربونات هيدروجينية | S2O3²⁻ | الثيوكبريتات | | ClO⁻ | الهيبوكلوريت | O2²⁻ | البيروكسيد | | ClO2⁻ | الكلوريت | CrO4²⁻ | الكرومات | | ClO3⁻ | الكلورات | Cr2O7²⁻ | ثnaئي الكرومات | | ClO4⁻ | بير كلورات | HPO4²⁻ | فوسفات هيدروجينية | | BrO3⁻ | البرومات | PO4³⁻ | الفوسفات | | 104⁻ | اليودات | AsO4³⁻ | الزرنيخات | #### الشكل 10 أيونات الفوسفات والأمونيوم متعددة الذرات: أي أنها تتكون من أكثر من ذرة. يعمل كل أيون متعدد الذرات كـ وحدة واحدة ذات شحنة محددة. #### الشكل 11 يوضح أن الكلور يكون أربعة أنيونات أكسجينية تسمى وفقا لعدد ذرات الأكسجين في كل منها. وتتبع أسماء الأنيونات المشابهة المكونة من الهالوجينات الأخرى القواعد المستخدمة مع الكلور. على سبيل المثال، يكون البروم أيون البرومات BrO3 ويكون اليود أيون البيريودات 104 وأيون يودات 103. #### الشكل 12 ترند بعض الجسيمات عن رقاقة الذهب. #### الشكل 13 تصوير بالأشعة السينية لـ NaCl. #### الشكل 14 يوضح أنصاف الأقطار الأيونية لمعظم العناصر الرئيسة (10⁻¹²). #### الشكل 17 يوضح أنصاف الأقطار الأيونية لمعظم العناصر الرئيسة (10⁻¹²). #### الشكل 18 يوضح أنصاف الأقطار الأيونية لمعظم العناصر الرئيسة (10⁻¹²). #### الشكل 20 يوضح أنصاف الأقطار الأيونية لمعظم العناصر الرئيسة (10⁻¹²). #### الشكل 21 يظهر طريقتين لتعريف نصف القطر الذري؟ #### الشكل 22 يوضح الأقسام المختلفة من الجدول الدوري. #### الشكل 23 تمثل درجات الانصهار العناصر الدورة 6 مقابل العدد الذري #### الشكل 24 بلورة NaCl #### الشكل 25 **الشكل 1**: نظرا لأن ثاني أكسيد الكربون يذوب في ماء المحيط تنتج أيونات الكربونات يلتقط المرجان أيونات الكربونات بحيث تنتج بلورات من كربونات الكالسيوم والتي تنفصل بدورها في صورة هيكل خارجي وعلى مدار الزمن تتشكل الشعاب المرجانية. تعد الشعاب المرجانية موطنا معقدا للمعيشة يضم الكائنات المرجانية والطحالب والرخويات وشوكيات الجلد ومجموعة متنوعة من الأسماك. #### الشكل 26 في تكون الأيون الموجب تفقد الذرة المتعادلة إلكتروناً أو أكثر من إلكترونات التكافؤ لأنها تحتوي على عدد متساو من البروتونات والإلكترونات أما الأيون فيحتوي على عدد بروتونات أكبر من الإلكترونات وأيضا شحنته موجبة. #### الشكل 27 عندما يتفاعل الخارصين مع اليود تسبب الحرارة الناتجة عن التفاعل في تسامي اليود الصلب إلى بخار أرجواني اللون. يتكون بقعر الأنبوب Znlz الذي يحتوي على أيونات Zn²⁺ مع ترتيب إلكتروني لغاز شبه نبيل. #### الشكل 28 أثناء تكوين أيون الكلوريد السالب تكسب الذرة المتعادلة إلكترونا واحد. تطلق العملية 349kJ/mol من الطاقة. #### الشكل 29 يوضح كيف يلتقط المرجان أيونات الكربونات بحيث تنتج بلورات من كربونات الكالسيوم والتي تنفصل بدورها في صورة هيكل خارجي. #### الشكل 30 يوضح كيف يفقد الصوديوم إلكترون التكافؤ الخاص بها لتصبح أيون صوديوم. #### الشكل 31 يوضح كيف تفقد ذرة الألمنيوم ثلاثة إلكترونات وتكتسب كل ذرة أكسجين إلكترونين. #### الشكل 32 يوضح تركيب بلورة كلوريد الصوديوم مرتب ترتيبا عاليا. عند المشاهدة بواسطة مجهر إلكتروني ماسح يظهر الشكل المكعب بلورة كلوريد الصوديوم. #### الشكل 33 يوضح كيف تتكون البلورة الأيونية من أيونات مختلفة الشحنات #### الشكل 34 يوضح كيف تحرك القوة المطبقة تعيد تنظيم الجسيمات. #### الشكل 36 يوضح كيف تترتب الأيونات في المركب الأيوني في نمط متكرر . #### الشكل 37 يوضح كيف يكون للبلورة تبط موحد من الأيونات #### الشكل 38 يوضح كيف يكون للبلورة تبط موحد من الأيونات #### الشكل 39 يوضح كيف يمكن تكوين أيونات من ذرة #### الشكل 40 يوضح كيف يمكن تكوين أيونات من ذرة #### الشكل 41 يوضح كيف يمكن تكوين أيونات من ذرة #### الجدول 1 يوضح الترميز النقطي للإلكترونات للمجموعة 1 و 2 و 13 و 14 و 15 و 16 و 17 و 18, #### الجدول 2 يوضح أيونات المجموعات 1 و 2 و 13 #### الجدول 3 يوضح أيونات المجموعات 15 و 16 و 17 #### الجدول 4 يوضح طرائق متعددة يمكن بها تمثيل تكون مركب أيوني #### الجدول 5 يوضح درجات انصهار وغليان بعض المركبات الأيونية #### الجدول 6 يوضح طاقات الشبكة البلورية للبعض المركبات الأيونية #### الجدول 7 يوضح أيونات أحادية الذرة #### الجدول 8 يوضح أيونات فلزية أحادية الذرة #### الجدول 9 يوضح الأيونات متعددة الذرات الشائعة #### الجدول 10 يوضح قواعد تسمية الأنيونات الأكسجينية للكبريت والنيتروجين #### الجدول 11 يوضح قواعد تسمية الأيونات الأكسجينية للكلور .