منتدى الشنطي
سيغلق هذا المنتدى بسبب قانون الجرائم الاردني
حيث دخل حيز التنفيذ اعتبارا من 12/9/2023
ارجو ان تكونوا قد استفدتم من بعض المعلومات المدرجة
منتدى الشنطي
سيغلق هذا المنتدى بسبب قانون الجرائم الاردني
حيث دخل حيز التنفيذ اعتبارا من 12/9/2023
ارجو ان تكونوا قد استفدتم من بعض المعلومات المدرجة

منتدى الشنطي

ابراهيم محمد نمر يوسف يحيى الاغا الشنطي
 
الرئيسيةالرئيسية  البوابةالبوابة  الأحداثالأحداث  أحدث الصورأحدث الصور  التسجيلالتسجيل  دخول  

 

  أساسيات الكيمياء

اذهب الى الأسفل 
كاتب الموضوعرسالة
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالجمعة 9 نوفمبر 2018 - 19:07

موسوعة علم الكيمياء

أولا أساسيات الكيمياء




الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 2:42

الكيمياء مقدمة وتعريف


علم الكيمياء هو علم يختص بكل ما يتعلق بالمادة ، وبخاصة خواصها، بنيتها، تركيبها، سلوكها، تفاعلاتها، وتداخلاتها التي تحدثها. تسمى الكيمياء أحياناً بـ (العلم المركزي) لأنها تربط الفيزياء مع العلوم الطبيعية مثل علم الفلك والجيولوجيا وعلم الأحياء.
تدرس الفيزياء المادة أيضاً ولكنها تدرس كميات الفضاء والمادة، والقوانين التي تحكمها، والكيمياء فرع من العلوم الفيزيائية ولكنها لا تتفرع عن الفيزياء.
و المادة في الفيزياء الكلاسيكية هي كل ما له كتلة وحجم ويشغل حيزاً من الفراغ. وللمادة خصائص مختلفة تشمل الحجم والكتلة والكثافة. وتشكل بذلك ما يعرف بالكون الملموس. لكن يستحيل حالياً تعريف المادة بهذا الشكل لسقوط الفاصل بين المادة والطاقة طبقا لمعادلة آينشتاين الشهيرة E=mc 2 . المادة هي جزء من كوننا، ولا يُمكن إطلاق هذا المطلح على ما وراءه. ويُعتقد حالياً أن المادة تُشكل 27% من كلتة الكون، 4% فقط هي المادة الطبيعية، والتي تنقسم إلى نوعين رئيسيّين: مادة مضيئة وغير مضيئة، وتُشكل الأولى 0.4% من كتلة الكون، في حين أن الثانية تُشكل 3.6% من كتله. أما الـ23% الأخرى فهي المادة المظلمة، والـ73% الباقية هي الطاقة المظلمة. المادة يُمكن أن تكون في حالات مختلفة تحدد هيأتها، وحالات المادة الطبيعية هي بشكل رئيسي أربعة: الصلبة والسائلة والغازية والبلازما. في حين أنه توجد بعض الحالات التي أُنتجت مخبرياً ولا توجد في الطبيعة. وإضافة إلى هذه، توجد بعض الحالات الطبيعية النادرة، والتي لا توجد إلا في أماكن خاصة، مثل نوى النجوم النيوترونية، والتي تكون المادة فيها مسحوقة بسبب الكثافة الشديدة للنجم وتشكل حالة جديدة من المادة.
تتكون المادة من جسيمات بالغة الصغر تسمى الجزيئات، وهي عبارة عن تجمعات لجسيمات أصغر هي الذرات. وتلك بدورها تتكون من جسيمات أصغر. ويُعتقد حالياً أن المادة تتكون من أجسام صغيرة جداً لا تتجزأ، حيث أنها لا تتكون من جسيمات أصغر بل هي أصغر شيء. وتسمى هذه الجسيمات بـ"الجسيمات الأولية"، ومع هذا فليس من المُثبت بعد أنها فعلاً أصغر الأجسام المكوّنة للمادة. تنقسم الجسيمات الأولية إلى ثلاثة أقسام: الكواركات واللبتونات والبوزونات (والأخيرة لا تشمل الجسيمات الأولية فحسب، بل أيضاً جسيمات مركبة).
و التفاعلات الكيميائية هي عبارة عن تكسير روابط في المواد المتفاعلة لإنتاج روابط جديدة في المواد الناتجة مما يؤدي إلى تكوين مواد جديدة مختلفة في صفاتها الكيميائية والفيزيائية معاً.
التفاعلات الكيميائية تشمل تغير ترتيب الذرات في الجزيئات الكيميائية ،و في مثل هذا التفاعل نشهد اتحاد بعض الجزيئات بطرق أخرى لتكوين شكل من مركب أكبر أو أعقد، أو تفكك المركبات لتكوين جزيئات أصغر، أو إعادة ترتيب الذرات في المركب. والتفاعلات الكيميائية تشمل عادة تكسر أو تكوين روابط كيميائية.

  • تفاعلات أكسدة-اختزال


  • تفاعل الاحتراق.



النظرية
تبدأ الكيمياء التقليدية بدراسة الجسيمات الأولية والذرات والجزيئات والمواد الكيميائية والبلورات وأشكال التجمعات الأخرى للمادة وفي الحالة الصلبة والسائلة والغازية معزولة عن بعضها أو متحدة مع بعضها. تنتج التآثرات والتفاعلات والتحولات التي تدرسها الكيمياء من التآثر بين مواد كيميائية مختلفة أو بين المادة والطاقة. يدرس هذا السلوك في المختبر وباستخدام أشكال مختلفة من الأدوات المختبرية.
التفاعل الكيميائي هو تحول بعض المواد إلى مادة أخرى أو أكثر. ويمكن استخدام الرموز للتعبير عنه بواسطة معادلة كيميائية. غالباً ما يكون عدد الذرات في طرفي المعادلة متساوياً، وتكون طبيعة التفاعلات الكيميائية والتغيرات في الطاقة التي تحدث نتيجة لهذه التفاعلات محكومة بقوانين تسمى القوانين الكيميائية، وتعد ملاحظة الطاقة والإنتروبيا من الأمور المهمة في أغلب الدراسات الكيميائية.
تصنف المواد الكيميائية حسب بنيتها، والطور بالإضافة إلى تركيبها الكيميائي. ويمكن تحليلها باستخدام أدوات التحليل الكيميائي، مثل المطيافية والاستشراب.
تاريخ الكيمياء
الكيمياء هي إحدى العلوم الطبيعية التي عرفها الإنسان ومارسها منذ وقت بعيد لا تعرف له بداية، وقد ارتبط هذا الفن منذ الحضارات القديمة بالمعادن والتعدين وصناعة الألوان والطب والدواء وبعض الصناعات الفنية كدبغ الجلود وصبغ القماش وصناعة الزجاج، وحتى طبخ الطعام قد يصاحبه تغيرات كيميائية معينة مثل نبات الكاسافا الذي زرعه الأميرنديون في فنزويلا منذ آلاف السنين قبل الميلاد، وتحتوي جذور هذا النبات على حمض الهيدروسيانيك القاتل، وقد عرف الهنود الأمريكيون القدامى هذه المادة السامة وقاموا بالتخلص منها بالتسخين الذي يحول هذا الحمض إلى مواد غير سامة. واستخدم الإنسان منذ أكثر من ثلاثة آلاف سنة قبل الميلاد محلول الشب وبعض الصبغات المحضرة من العفص ولحاء بعض ثمار الأشجار وأوراق نبات السماق في تلوين الجلود والقماش. وما زال استخدام الصبغة المحضرة من أوراق وثمار نبات السماق موجوداً حتى اليوم للغرض نفسه في شمال العراق والشام وتركيا وغيرها. وقد نشأت الكيمياء كغيرها من العلوم في أروقة المعابد، وكانت من الفنون الخاصة جداً، وكانت حكراً على طائفة دون غيرها هم الكهنة.
مساهمة العرب في تطوير الكيمياء
عندما فتح العرب مصر سنة (642م) ولا ريب أن أولئك الفاتحين أسهموا بقدرٍ موفور في تطوير الكيمياء، حيث يعتبرون أول من اشتغل بالكيمياء كعلم له قواعده وقوانينه، وذلك منذ القرن الثاني الهجري، وطبقوا إنتاجهم في الصيدلية بصفة خاصة. وما زال الالتحام بين شتى المفاهيم لعلوم الكيمياء القديمة ينم عن اللفظ العربي نفسه مثل (ألـ وخيمياء) وهو الشكل الإغريقي الذي يطلق على مصر. كذلك أصل كلمة كحول وهو عربي بمعنى غول وغرّبت هذه الكلمة أو حولت على اللغة الغربية بهذه الصفة. قال الله تعالي في سورة الصافات الآية(47): (لا فيها غول ولا هم عنها ينزفون). واستمرت أصول الكيمياء العربية مرجعاً للغرب إبان القرون الوسطى وانتقلت ترجمات أعمالهم إلى أوروبا في القرن الثاني عشر الميلادي والتي اشتهرت بعد أن وصل الفتح العربي إلى الأندلس سنة(711م) يحمل معه المعارف العربية. وفي الجامعات العربية ببرشلونة وطليطلة تعلم طالبوا العلم من جميع أنحاء أوروبا فن الكيمياء.
الكيمياء الحديثة
يرجع تاريخ الكيمياء الحديثة إلى القرن السابع عشر الميلادي بأبحاث (بويل) الذي قسم الأجسام إلى مواد أولية(عناصر ومركبات ومخاليط) وتلت أبحاث (بلاك، ولافوازييه)عن الاحتراق والتأكسد ثم(برتلي) الذي اكتشف الأكسجين في الهواء، ثم(كافندش) الذي اكتشف تكوين الماء ثم (دالتون) الذي وضع النظرية الذرية عن تكون المادة وتعرّف الكيمياء الحديثة بأنها:- علم طبيعي في تكوين المادة والتغييرات التي تحدث فيها تحت تغييرات مختلفة تفقد الجسم مظهره الخاص وصفاته التي يتميز بها، إذ تتبدل مادته بأخرى ذات خواص وصفات جديدة وتوصف مظاهر المواد وسلوكها بالخواص الكيميائية، أي تعرّف بذلك وتبين تلك الخواص الكيميائية إبان التفاعلات بالمعادلات.
أصل الكلمة
تعددت الآراء حول أصل كلمة (كيمياء) ومدلولها، فقد ذكر محمد بن أحمد في مفاتيح العلوم في القرن الرابع للهجرة ، أن كلمة كيمياء مشتقة من الكلمة العربية كمى ومعناها خفى وأستر، لأن هذا العلم كان متداولاً بين طائفة من الناس دون غيرها، بسبب الاعتقاد الذي سيطر على عقول الناس طيلة العصور الوسطى، وهو إمكانية تحويل المعادن البخسة إلى ذهب وفضة، وتحضير إكسير الحياة، ذلك السائل السحري الذي يعيد الصحة والشباب للإنسان، ومن ثم فقد حرص الكيميائيون القدامى على كتمان سر صنعتهم، وكتب بعض الكيميائيين العرب المتأخرىن نسبياً لا سيما بعد القرن الثاني عشر الميلادي معلومات في الكيمياء وتحويل المعادن إلى ذهب وفضة برموز وألغاز وتعمدوا الغموض والإرباك.
وهناك من يعتقد أن أصل كلمة كيمياء مصري وهي كيم أو كمت kemt ومعناها الأرض السوداء وهي تربة وادي النيل، وذلك أن الكيمياء فن مصري قديم، وكانت تعرف آنذاك بسر الكهنة أو الصناعة التحتوية (نسبة إلى تحوت أو تحوتي أو جحوتي) وهو إله الحكمة المصري القديم الذي تقول الأساطير الفرعونية أنه ألف ما بين عشرين ألف إلى ستة وثلاثين ألف مجلد في كل العلوم ومنها الكيمياء وأنه علم الكهنة سر تحويل المعادن البخسة إلى ذهب وفضة، وتحضير إكسير الحياة. وكانا ليونان يعظمون تحوت ويسمونه هرمس أو أطرسمين (عطارد) المثلث العظمة ويسمى تحوت عند العرب إدريس وعند العبرانيين أخنوخ.
ويعتقد اليونانيون أن اسقليبيوس (إله الطب عندهم) قد تعلم على يد هرمس، وقد أخذ اليونانيون فن الكيمياء عن المصريين، وانتقل منهم إلى الرومان فالمسلمين.
وهناك فريق ثالث يرى أن كلمة كيمياء مشتقة من الكلمة الإغريقية خيما Chyma بمعنى التحليل والتفريق، ويرى غيرهم أن لفظة كيمياء قد حورت عن اللفظة العبرية (شامان) وتعني السر أو الغموض.
والمرجح أن لفظة كيمياء عربية، وذلك لأن صناعة الكيمياء في العصور الوسطى كانت تعتمد على الكتمان وتحريم إذاعتها وإفضاء أسرارها لغير أهلها لكون هدفها تحويل المعادن البخسة إلى ذهب وفضة، واكتشاف الإكسير الذي يعيد الصحة والشباب إلى الإنسان، بالإضافة إلى ذلك فقد كانت الكيمياء من المعارف المغلفة بالغموض والكتمان، فقد أورد حاجي خليفة صيغة وصية كيميائي لتلميذه يحذره فيها بكتمان سر هذه الصنعة وعدم إذاعتها، لأن في إذاعتها خراباً للعالم، ويذكر هذا المعنى جابر بن حيان مراراً في رسائله وكتبه، ولهذا نجد أن ابن خلدون يهاجم أهل هذه الصنعة وكتاباتهم المليئة بالألغاز والطلسمات التي يتعذر فهمها.
تعريفات
تغير تعريف الكيمياء عبر العصور بسبب التطور الحاصل في النظريات والاكتشافات التي وسعت من مفهوم هذا العلم، وفيما يلي بعض التعريفات التي استخدمت في كتابات بعض الكيميائيين:

  • الكمي Alchemy: (330) هو دراسة تركيب الماء والحركة والنمو والتجسّد واستخراج الأرواح من الأجساد. (زوسيموس) 


  • Chymistry (1661): موضوع المواد الأساسية للأجسام المتمازجة. روبرت بويل 


  • Chymistry (1663) : فن علمي يستطيع الفرد من خلاله حل الأجسام، واستخراج المواد المختلفة المكونة لها، وكيفية دمجها مجدداً، ورفعها إلى مستوى أكثر كمالاً. (كلاسر)[


  • Chemistry (1730) : هو فن حل الأجسام الممتزجة أو المختلطة أو المجموعة إلى أجزاءها الرئيسية، وتركيب هذه الأجسام من هذه المواد. جورج ستال


  • Chemistry (1837) : هو العلم الذي يهتم بالقوى الجزيئية وتأثيراتها وقوانينها. (دوماس)


  • Chemistry (1947) : هو علم المواد: بنيتها، خواصها، والتفاعلات التي تحولها إلى مواد أخرى لينوس باولنغ


  • Chemistry (1998) : هو دراسة المادة والتأثيرات تحصل عليها.


الروابط الكيميائية
الرابطة الكيميائية هي القوة التي تربط الذرات في الجزيء أو في البلورة. في مركبات بسيطة عديدة, نظرية التكافؤ ومبدأ عدد التأكسد يمكن استخدامهما للتنبؤ بالتركيب الجزيئي. وبالمثل, فإن النظريات الفيزياء الكلاسيكية يمكن استخدامها للتنبؤ بتركيب مركبات أيونية عديدة. أما المركبات ذات التركيب المعقد، مثل السبائك المعدنية، فإن نظرية التكافؤ لا تستطيع تفسير تركيبها, وهنا تظهر أهمية استخدام نظريات الميكانيكا الكمية مثل نظرية المدار الجزيئي.
بعض أنواع الروابط الكيميائية:
[list="color: rgb(255, 238, 221); font-family: Arial, Tahoma, Helvetica, FreeSans, sans-serif; font-size: 13.524px; text-align: right; background-color: rgb(68, 21, 0);"]
[*]
رابطة أيونية


[*]
رابطة تساهمية


[*]
رابطة فلزية

[/list]
ورابطة تناسقية والرابطة التناسقية تنساق تحت الرابطة التساهمية تقريبا وتوجد رابطة أخرى وهي الرابطة الهيدروجينية وتتكون عن طريق اتحاد جزيئين بحيث يكون بكل جزئ ذرة هيدروجين وذرة أخرى ذات سالبيه كهربيه عاليه والذي يؤدى إلى وقوع ذرة الهيدروجين بين ذرتين ذات سالبيه كهربيه عاليه عند الاتحاد.
الرابطة الأيونية : تتكون غالباً بين الفلزات واللافلزات حيث تكون :
الفلزات : ذراتها حجمها كبير - جهد تأينها صغير (فيسهل فقد الكترونات المستوى الأخير) فيتكون أيون موجب ليصل لأقرب غاز خامل.
اللافلزات : صغيرة الحجم - ميلها الإلكتروني كبير (فيسهل اكتساب إلكترونات) فتصبح أيون سالب لتصل لأقرب غاز خامل (نبيل).
والربطة الأيونية هي : انجذاب كهربائي بين الأيون الموجب والسالب (وليس لها وجود مادي).
التفاعل
التفاعل الكيميائي هو تحول في التركيب الدقيق للجزيئات. ويمكن أن ينتج التفاعل الكيميائي من مهاجمة جزيئات لجزيئات أخرى لتكوين جزيئات أكبر, أو جزيئات تتفكك لتكوين جزيئين أو أكثر أقل حجما, أو إعادة ترتيب الذرات في نفس الجزيء أو خلال جزيئات أخرى. وتتضمن التفاعلات الكيميائية غالبا تكوين أو تكسير روابط كيميائية
قوانين الكيمياء
تخضع التفاعلات الكيميائية لقوانين محددة، والتي أصبحت مفاهيم أساسية في الكيمياء، وهذه بعض القوانين:

  • قانون أفوجادرو


  • قانون بير لامبرت


  • قانون شارل


  • قانون فيك للانتشار


  • قانون جاي لوساك


  • مبدأ لو شاتيليه


  • قانون هنري


  • قانون هس


  • قانون بقاء الطاقة الذي أدى إلى اكتشاف مفاهيم مهمة مثل التوازن والديناميكا الحرارية والحركية الكيميائية.


  • قانون بقاء المادة


  • قانون النسب الثابتة


  • قانون النسب المتضاعفة


  • قانون راؤول


وهذه القوانين سيتم شرحها بالتفصيل فى الموسوعة

نظام التسمية في الكيمياء
التسمية ترجع إلى النظام المتبع لتسمية المركبات الكيميائية. يوجد نظام معين لتسمية المواد الكيميائية. المركبات العضوية يتم تسميتها طبقا لنظام تسمية المركبات الكيميائية. المركبات غير العضوية يتم تسميتها طبقا لنظام تسمية المركبات غير العضوية. ويسمى ذلك IUPAC وهي اختصار (بالإنكليزية: International Union of Pure and Applied Chemistry) أي الأتحاد الدولي للكيمياء النظرية والتطبيقية.

هيئات مختصة بالكيمياء

  • المجتمع الكيميائي الأمريكي.


  • المجتمع الأمريكي للكيمياء العصبية.


  • المؤسسة الكندية للكيمياء.


  • المجتمع الكيميائي في البيرو.


  • الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية.


  • المؤسسة الملكية الأسترالية للكيمياء.


  • المجتمع الملكي الهولندي للكيمياء.


  • المجتمع الملكي للكيمياء في بريطانيا RSC.


  • مجتمع التصنيع الكيميائي.


  • مصلحة الكيمياء، القاهرة.



فروع الكيمياء
تقسم الكيمياء إلى عدة فروع رئيسية ومنها : تنقسم الكيمياء بصفة عامة إلى عدة فروع رئيسية، كما يوجد أيضا تفرعات لهذه الفروع, وموضوعات ذات تخصص أكبر داخل هذه الفروع.
الكيمياء التحليلية
هي تحليل عينات من المادة لمعرفة التركيب الكيميائى لها وكيفية بنائها.
الكيمياء الحيوية
هي دراسة المواد الكيميائية، والتفاعلات الكيميائية التي تحدث في الكائنات الحية.
الكيمياء غير العضوية
هي دراسة خواص وتفاعلات المركبات غير العضوية. ولا يوجد هناك حد واضح للتفريق بين الكيمياء العضوية وغير العضوية، كما أن هناك تداخل كبير بينهما, ويكون أهمه في فرع أخر يسمى كيمياء الفلزات العضوية.
كيمياء عضوية
هي دراسة تركيب، وخواص، وتفاعلات المركبات العضوية.
الكيمياء الفيزيائية
هي دراسة الأصل الفيزيائى للتفاعلات والأنظمة الكيميائية. ولمزيد من التحديد فإنها تدرس تغييريات حالات الطاقة في التفاعلات الكيميائية. ومن الفروع التي تهم الكيميائيين المتخصصين في الكيمياء الحرارية، الكيمياء الحركية، كيمياء الكم، الميكانيكا الإحصائية، علم الأطياف.
وفروع الكيمياء سيتم شرحها بالتفصيل فى الموسوعة
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 2:45

طاقة التأين


طاقة التأين لذرة (Ionization Energy IE) هى الطاقة اللازمة لنزع إلكترون منها . وبتعميم أكثر ، تكون طاقة التأين ن هى طاقة نزع الإلكترون ن بعد نزع الإلكترونات ن-1 . وطاقة التأين ذات اهمية كبيرة فى الكيمياء الفيزيائية نظرا لأنها مقياس لمقدار إذعان الذرة لفقد الإلكترونات ، أو بمعنى اخر القوة التى يتم إمساك الإلكترون بها .
القيم والإتجاهات
بصفة عامة ، فإن طاقة التأين تقل خلال المجموعة بالجدول الدوري و تزيد من اليمين لليسار خلال الدورة . كما أن طاقة التأين تتناسب عكسيا بشدة مع نصف القطر الذري . كما أن هناك زيادة كبيرة فى طاقة التأين بعد نفاذ أى مستوى فرعى للمدارات الذرية . وهذا لأنه بعد إنتقال الإلكترونات من مدار معين ، فإن طاقة التأين تتضمن إزالة إلكترون من مدار أقرب للذرة . وتكون الإلكترونات الموجودة فى مدارات قريبة لها قوى جذب كهرستاتيكية أكبر ، وعلى هذا تتطلب طاقة أكبر لتحريكها .
بعض قيم طاقة التأين للدورة الثالثة فى الجدول التالي :



طاقة التأين كيلو جول لكل مول وحدة [th]العنصر[/th][th]الأولى[/th][th]الثانية[/th][th]الثالثة[/th][th]الرابعة[/th][th]الخامسة[/th][th]السادسة[/th][th]السابعة[/th][th]Na[/th][th]Mg[/th][th]Al[/th][th]Si[/th][th]P[/th][th]S[/th][th]Cl[/th][th]Ar[/th]
4964,560
7381,4507,730
5771,8162,74411,600
7861,5773,2284,35416,100
1,0601,8902,9054,9506,27021,200
9992,2603,3754,5656,9508,49011,000
1,2562,2953,8505,1606,5609,36011,000
1,5202,6653,9455,7707,2308,78012,000




التفسير الكهر ستاتيكي
يمكن توقع طاقات التأين بإستخدام تحليل بسيط عن طريق الجهد الكهرستاتيكي ونموذج بور للذرة كالتالي :
بإفتراض إلكترون له طاقة e- ، وأيون له شحنة ne+ ، حيث n هى عدد الألكترونات المفقودة من الأيون . وطبقا لنموذج بور ، حيث سيقوم الإلكترون بالإقتراب والإرتباط بالذرة ، فسوف يكون على بعد نصف قطر a . ويكون الجهد الكهرستاتيكي على مسافة a من نصف القطر الأيوني ، يرجع لنقطة محددة على بعد :
 أساسيات الكيمياء C965f408241b39ef2bf3a7b318ad593d
وحيث ان الإلكترون له شحنة سالبة ، ومسحوب ناحية الجهد الموجب . ( وقيمة هذا الجهد يسمىجهد التأين ) والطاقة اللازمة له ليقفز ويترك الذرة هى :
 أساسيات الكيمياء Befd9e8f83c9f73f1e7139e206eed0bf
وهذا التحليل البسيط غير كامل ويترك المسافة a غير معروفة . ويمكن ان يكون اكثر دقة بتحديد هذه المسافة لكل إلكترون فى العناصر الكيميائية ، وعلى هذا تتطابق العلاقة مع التجارب العملية .
التفسير طبقا لميكانيكا الكم
طبقا لنظرية ميكانيكا الكم ذات التعقيد الأكثر ، فإن مكان الإلكترون يتم وصفه كسحابه للأماكن المتوقع وجوده فيها ( بالتحديد مدار إلكتروني ) والتى تتراوح بالقرب والبعد من النواة . ويمكن حساب الطاقة بتكامل هذه السحابة ، ويكون أبسط شكل لأخر طاقة تأين كالتالي :
 أساسيات الكيمياء Ef3c78963b09ea486d5852dd27cad993
حيث H الهاملتونية (ميكانيكا كم) ، ψ هى المعادلة الموجية للحالة الأرضية ، حيث أن الدالة الذاتية للH لأقل طاقة . وبالوحدات الذرية فإن H تقريبا تكون :
 أساسيات الكيمياء Af9195087e0aa018bd25378051130635
حيث ان Z هى الشحنة النووية . وبوجود الهماملتونية فإن الطاقة يمكن حسابها بسهولة ، وفى الواقع تكون مساوية للطاقة المعطاة فى نموذج بور ، بالمسافة المحددة a = a0 / Z حيث a0 هى نصف قطر بور .
وبصفة عامة ، فإن حساب طاقة التأين ن تتطلب طرح طاقة النظام Z-n+1 من طاقة النظام Z-n . المعادلة الأولى بالأعلى تمتد لتتكامل مع تناسقات كل إلكترون ، والطاقة الثانية تتطلب كميتان إضافيتان لكل إلكترون ودفع الإلكترون وكمية لكل زوج من الإلكترونات . وحساب هذه الطاقات ليس سهل ، ولكنها موضوع جيد للدراسة ، ويتم بصفة منتظمة فى الكيمياء الحسابية .
ملاحظات مهمة

  • جهد التأين مساوي لطاقة التأين مقسومة على شحنة الإلكترون .

  • معادلة الشغل هى الطاقىة اللازمة لنزع إلكترون من المادة الصلبة .






عدد الكتلة


عدد الكتلة (A)، والذي يطلق عليه أيضا عدد الكتلة الذري أو عدد النوكليون أو عدد كتلى هو عدد البروتونات والنيوترونات. عدد الكتلة وحيد لكل نظير من نظائر العنصر ويكتب إما بعد اسم العنصر أو في أعلى يساره بحجم أصغر. فمثلا كربون-12 أو (12C) وهنا يكون الكربون له 6 بروتونات، و6 نيوترونات. كما أن الرمز الكامل للنظير يحتوى العدد الذري (Z) على أسفل يسار اسم العنصر  أساسيات الكيمياء Ed3f7865a47f2a842be6e41396442e14. ويعتبر استخدام كل من العدد الذري وعدد الكتلة نادر إلا في حالة الرغبة في معرفة عدد البروتونات في النواة، وغالبا ما يكون في التفاعلات التي تهتم بدراسة الذرة.
الفرق بين عدد الكتلة والعدد الذري (A - Z) يعطى عدد النيوترونات الموجودة في النواة





عدل سابقا من قبل ابراهيم الشنطي في الأحد 25 نوفمبر 2018 - 2:52 عدل 2 مرات
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 2:46

قوانين الكيمياء


قانون أفوجادرو
قانون أفوجادرو هو قانون من قوانين الغازات سمى باسم العالم الإيطالي أميديو أفوجادرو والذي استنتج القانون في عام 1811.
عمل أميديو أفوجادرو على ايجاد العلاقة بين حجم وكمية معينة من الغاز تحت ضغط ودرجة حرارة ثابتين ومن خلال ابحاثه استنتج الأتي:
"تحتوي احجام متساوية من غازات مختلفة عند نفس درجة الحرارة والضغط على عدد متساو من الجزيئات".
إذن يكون عدد الجزيئات في حجم معين من الغاز مستقلا عن حجم أو كتلة جزيئات الغاز.
كمثال، يحتوي حجمين متساويين لذرتي الهيدروجين والنيتروجين على نفس عدد الجزيئات طالما كان لهم نفس الحرارة والضغط وملاحظة تصرفات الغازات المثالية عليهم.
في التطبيق العملي، يكون القانون تقريبيا فقط، إلا انه يوجد اتفاق على اعتبار هذا التقريب مفيدا.
الصيغة الرياضية للقانون هي:

V/n=K
حيث:

  • V: حجم الغاز.


  • n: كمية المادة للغاز.


  • k: ثابت الغاز.


من أهم نتائج قانون أفوجادرو هي أن ثابت الغازات العام له نفس القيمة لكل الغازات. وبالتالي فإن الثابت يساوي:

p1.v1/T1.n1=P2.V2/T1.n1=constant
حيث:

  • p: ضغط الغاز.


  • T: حرارة الغاز


قانون بويل
قانون بويل هو إحدى قوانين الغازات والتي على أساسها تم اشتقاق قانون الغاز المثالي.
قام العالم روبيرت بويل بتثبيت درجة حرارة الغاز (T) وقام بعمل علاقة بين حجم الغاز (V) وضغطه (P)، واكتشف أن هناك علاقة عكسية بين الحجم والضغط.
بمعنى انه إذا زاد الضغط قل الحجم وكلما زاد الحجم قل الضغط وذلك بثبات درجة الحرارة أي أن V=1/P.
"عند درجة حرارة معينة, فإن ضغط كمية معينة من غاز ما يتناسب عكسيا مع حجم تلك الكمية".
يمكن تمثيل ذلك رياضياً بالقانون:
 أساسيات الكيمياء 4ce1d0a5866dcb144f0135df0545ec84
حيث :

  • P : ضغط الغاز ويقاس بعدة وحدات منها مم زئبق، ضغط جوي، تور، باسكال، وغيرها.


  • V : حجم الغاز ويقاس بعدة وحدات منها اللتر ،, سم3، دسم، وغيرها.


كما قام بعمل علاقه أخرى بين حجم الهواء والكثافه واكتشف ان هناك علاقه عكسيه حيث انه كلما زاد حجم الهواء كلما قلت كثافته


قانون شارل
في التحريك الحراري والكيمياء الفيزيائية يعتبر قانون شارل على أنه أحد قوانين الغازات وبشكل خاص الغاز المثالي والذي ينص على مايلي:
عند ضغط ثابت، فإن حجم كتلة معينة من غاز مثالي يزداد أو ينقص بنفس المقدار عند زيادة ونقصان درجة حرارته (كلفن)  
ان حجم كمية معينة من الغاز تحت ضغط ثابت تتغير طرديا مع درجة الحرارة  
تم نشر هذا القانون من قبل جوزيف لويس غاي-لوساك في العام 1802، ولكنه أشار إلى أعمال غير منشورة تعود إلى جاك شارل من عام 1787.
القانون
قام العالم تشارل بتثبيث ضغط الغاز ودرس العلاقة بين درجة الحرارة وحجم الغاز. واكتشف العالم جاك شارل عام 1787م ان عند ثبات ضغط كتلة معينة من غاز يتناسب حجمها تناسبا طرديا مع درجة حرارتها المطلقة ونستنتج القانون التالي:
V/T=K
حيث أن:
V حجم الغازT درجة حرارة الغاز مقاسة بالكلفنk ثابت
ومنه ينتج أن:
V1.T2=V2.T1
تجربة
ناتي بإناء يحتوي على ماء ذو درجة منخفضة..وكذلك بالونة مطاطية ممتلئة بغاز،عندما نغمس البالونة في الماء ينكمش البالون ولكن لماذا؟ذلك بسبب أن مع انخفاض درجة الحرارة البالون يصغر حجم الغاز وتقترب جزيئاته قرب بعضها البعض..وعند إبعاد البالون يعود إلى حالته الطبيعية


قانون بيرلامبرت
في البصريات، قانون بير-لامبير (بالإنجليزية: Beer–Lambert law) أو قانون بير، أو قانون بير-لامبرت-بوگيه، هو علاقة تجريبية تربط امتصاص الضوء بخصائص المادة التي يعبر الضوء من خلالها.
تم اكتشاف القانون من قبل الفرنسي پيير بوگيه قبل 1729. وغالبا ما يسند القانون إلى يوهان هاينريش لامبرت، الذي استشهد بـ"تجربة بوگيه الضوئية لتدرج الضوء" في كتابه “Photometria” في عام 1760. لاحقا قام أوگست بير بتوسيع قانون الامتصاص الأسي في عام 1852 ليتضمن تركيز المحاليل في معامل الامتصاص
الصياغة
 أساسيات الكيمياء 300px-Beer_lambert
مخطط تمثيلي للامتصاص بحسب بوگيه.

ينص القانون على وجود ارتباط لوغاريتمي بين نفاذية، T، الضوء خلال المادة وحاصل ضرب معامل امتصاص المادة، α، والمسافة التي يقطعها الضوء خلال المادة (طول المسلك)، . ويمكن لمعامل الامتصاص بدوره أن يكون حاصل ضرب إما الامتصاصية المولية ε، وتركيز c للمواد الماصة في المادة، أو مساحة المقطع العرضي للامتصاص، σ، وكثافة (عدد) N المادة الماصة.
في حالة السوائل تكتب هذه العلاقة بالشكل:
 أساسيات الكيمياء 843dfef05ecc874b07cf0062e22be43f
بينما تكتب في حالة الغازات، وخصوصًا بين الفيزيائيين من أجل المطيافية والطيفية الضوئية (spectrophotometry)، بالشكل التالي:
 أساسيات الكيمياء 8efa67fd860a06c668f2f807e597799a
حيث I0 وI هي شدة قدرة الضوء الساقط قبل وبعد عبوره للمادة، بالترتيب.
يعبر عن النفاذية (transmission or transmissivity) بمصطلح الامتصاصية (absorbance) والذي يعرف بالنسبة للسوائل بالشكل:
 أساسيات الكيمياء Fdb8498bb5da67fedfd21c35c723dbac
بينما يعرّف عادة في الغازات بالشكل:
 أساسيات الكيمياء 9ca42e9b95dad395ec62482b07081134
هذا يعني أن الامتصاصية تصيح بعلاقة خطية مع التركيز (أو رقم الكثافة للمواد الماصة) بحسب العلاقة:
 أساسيات الكيمياء F3495e185adc5490992b2396616797e1
و
 أساسيات الكيمياء 97ef57ee7cc129077cdc8fbc615bc5c0
لكلا الحالتين وبالترتيب.
وهكذا، إذا عرفت المسافة المقطوعة والامتصاصية المولية (أو مساحة مقطع الامتصاص)، وقيست الامتصاصية، يمكن استنتاج تركيز المادة (أو رقم كثافة المواد الماصة).
بالرغم من أن عدة من المعالات السابقة تستخدم كقانون بير لامبرت، إلا أن الاسم يجب أن يخص بالذات المعادلتين الأخيرتين. السبب تاريخي، وذلك لأن قانون لامبرت نص على أن الامتصاص يتناسب مع طول المسلك الضوئي، بينما نص قانون بير على أن الامتصاص يتناسب مع تركيز الجزيئات الماصة في المادة[2].
إذا تم التعبير عن التركيز كجزء مولي، أي بدون واحدة، فتأخذ عندها الامتصاصية المولية ε نفس واحدة معامل الامتصاص، أي مقلوب الطول cm−1. وعلى أية حال، إذا تم التعبير عن التركيز بالمول في واحدة الحجم، تستخدم من أجل الامتصاصية المولية ε واحدة L·mol−1·cm−1، وأحيانًا تحول الواحدة إلى mol−1 cm2.
الاشتقاق
لنفترض بأننا نصف جزيئات بأن لها مساحة مقطع الامتصاص (مساحة)، σ، معامدة لطريق الضوء المسلوك خلال محلول ما، عندها يتم امتصاص فوتون من الضوء إذا اصطدم بإحدى الجزيئات، أو ينفذ إذا لم يصطدم. dz نعرف zكمحور موازي لاتجاه تحرك فوتونات الضوء، وA المساحة، وdz سماكة (على طول المحور z) الشريحة ثلاثية الأبعاد من مسلك الضوء. سنفترض أن dz صغيرة جدًا بحيث أن لا يحجب أي جسيم جسيمًا آخر عند النظر باتجاه المحور z. ويكون تركيز الجسيمات في الشريحة ممثلا بـ N.
إن جزء الفوتونات الممتصة أثناء عبورها من هذه الشريحة يكون مساويًا لمساحة العتامة الكلية للجسيمات في الشريحة σAN dz، مقسومة على مساحة الشريحة A، فينتج σN dz. إذا كتبنا عدد الفوتونات الممتصة في الشريحة dIz، والعدد الكلي للفوتونات الساقطة على الشريحة Iz، تعطى عندها كمية الفوتونات الممتصة في الشريحة بالصيغة:
 أساسيات الكيمياء D85d49eb4ad466048cd23812b273e74d
يمكن الحصول على حل هذه المعادلة التفاضلية البسيطة بمكاملة الطرفين للحصول على Iz كتابع لـ z:
 أساسيات الكيمياء 6c7aacd4e437b0dc35fc6f512e604298
اختلاف الشدة في الشريحة من أجل السماكة الحقيقية ℓ هو I0 عند z = 0، وI1 عند z = . باستخدام المعادلة السابقة، يكتب الفرق في الشدة كما يلي:
 أساسيات الكيمياء 989972fa66a13d450514e62b6cad3c67
بإعادة ترتيب المعادلة تصبح بالشكل:
 أساسيات الكيمياء 47d22373c476a46c743c6f70f2161dae
وهذا يعني أن:
 أساسيات الكيمياء 1898f6bd7ab96d5732e053ea044b6cba
و
 أساسيات الكيمياء Dacc6582dfa939c43ab7fa8d93393123
من الضروري اعتبار الاخطاء في الافتراض الموجود في هذا الاشتقاق، وخصوصًا بأن كل جسيم ماص يتصرف بشكل منفصل مع الضوء. يحدث الخطأ عندما تتوضع الجسيمات على طول المسلك الضوئي بحيث تصبح الجسيمات مختبئة ومحجوبة بالجسيمات الأخرى. يقترب الافتراض من الصحة فقط في بعض المحاليل الممددة، ويصبح غير دقيق مع زيادة تركيز المحاليل، أو بزيادة طول المسلك الضوئي.
ومن الناحية العملية، فإن دقة الافتراض هو أفضل من دقة معظم القياسات المطيافية حتى قيمة امتصاصية مساوية 1 (أو: I1 / I0 = 0.1) وبتقريب جيد، فقياسات الامتصاصية في هذا المجال تكون على علاقة خطية مع تركيز المواد الماصة في المحلول. عند قيم كبيرة للامتصاصية، ستقل قيمة التركيز المقدرة بسبب تأثير حجب الجزيئات مالم يتم تطبيق عرقة غير خطية بين الامتصاصية والتركيز.
شروط القانون
يوجد على الأقل خمسة شروط يجب توفيرها لنتمكن من تطبيق قانون بير، وهي:
[list="color: rgb(255, 238, 221); font-family: Arial, Tahoma, Helvetica, FreeSans, sans-serif; font-size: 13.524px; text-align: right; background-color: rgb(68, 21, 0);"]
[*]
يجب على المواد الماصة في المحلول أن تكون منفصلة عن بعضها.


[*]
يجب أن يكون وسط الامتصاص موزعا بتجانس في الحجم الكلي ويجب أن لا تبعثر الإشعاع.


[*]
يجب على الإشعاع الساقط أن يتألف من أشعة متوازية، كل منها تقطع نفس المسافة في الوسط الماص.


[*]
يجب على الضوء الساقط أن يكون أحادي اللون، أو أن يكون على الأقل ذو عرض أضيق من الوسط الماص.


[*]
يجب على التدفق الساقط أن لا يؤثر على الذرات أو الجزيئات، يجب أن يكون فقط لسبر الجسيمات المدروسة. وبشكل خاص، يجب على الضوء المستخدم أن لا يسبب أو إشباع ضوئي (optical saturation) أو ضخ ضوئي (optical pumping)، لأن هذا سيستنزف الإشعاع وقد يرفع من الإصدار المحفز.

[/list]
إذا أخل بأي من هذه الشروط، سيكون هناك انحراف عن قانون بير


قانون فيك للانتشار
قانون فيك للانتشار (بالإنجليزية: Fick's law of diffusion) وهو عبارة عن قانونين يمثلان انتشار المواد عند غشاء نافذ ويحسبان تدفق الكتل عبر الغشاء، كما ويمثلان الانتشار الذاتي لمادة في محلول أو خليط ما. ويسمى هذان القانونان باسم العالم الألماني أدولف فيك الذي اشتقهما عام 1855.
قانون فيك الأول
يربط هذه القانون بين تدفق الانتشار مادّة في وسط ما وحقل التركيز لهذه المادّة. الفرضية الكامنة في هذا القانون هو أنّ التدفق يكون من المناطق ذات التركيز المرتفع في الحقل إلى المناطق ذات التركيز المنخفض، بمقدار يتناسب مع تدرج التراكيز في الحقل.
قانون فيك الثاني
إذا ما استمرّت عملية الانتشار فترة كافية، أو إذا كانت عملية الانتشار سريعة، فإنّها ستؤدي في نهاية المطاف إلى تغيير حقل التركيز. قانون فيك الثاني يعطي تصورًا لتلك التغييرات التي تطرأ في حقل التركيز نتيجة عملية الانتشار:


قانون جاى - لوساك
قام كل من جاك شارل وجاي لوساك بدراسة العلاقة بين ضغط (P) كمية معينه من الغاز ودرجة حرارتها المطلقة (T) عند ثبوت الحجم أي عند ثبوت (V,n) ولقد توصلا إلى وجود علاقة طردية بينهما سميت قانون الضغط ودرجة الحرارة (قانون گي-لوساك) وقد وُضع عام 1808 .
يبين قانون گي-لوساك أن حجوم الغازات المتفاعلة أو الناتجة من هذا التفاعل تؤلف فيما بينها نسباً عددية بسيطة، على أن تقاس هذه الحجوم في الظروف نفسها من درجة الحرارة والضغط. فعلى سبيل المثال، يتفاعل حجمان من الهيدروجين مع حجم واحد من الأكسجين لتكوين الماء، وعندما يتفاعل حجم واحد من H2 مع حجم واحد من Cl2 ينتج حجمان من غاز كلوريد الهيدروجين HCl ويتفاعل ثلاثة حجوم من الهيدروجين مع حجم واحد من النتروجين لتكوين حجمين من غاز النشادر NH3.[1]

قانون الضغط-درجة الحرارة
وقد بيَّن هذا القانون بكل وضوح أن الغازات تتبع نظاماً خاصاً في اتحادها أو تفككها. ولم يمكن تفسير هذا السلوك إلا بالفرضية التي وضعها الفيزيائي الإيطالي أڤوگادرو Amadeo Avogadro عام 1811 إذ افترض أن حجوماً متساوية (في الظروف نفسها من درجة الحرارة والضغط) تحوي العدد نفسه من الجزيئات، وأن جزيئات العناصر الغازية قد تحوي أكثر من ذرة واحدة. وقد أمكن التأكد من صحة هذه الفرضية بإجراء كثير من التجارب، وتعرف الفرضية اليوم بقانون أڤوگدرو الذي أمكن به تفسير تجارب گي-لوساك .
وبناء على قانون أڤوگادرو فإن المول (الجزيء الغرامي ) mole الواحد من أي غاز يشغل الحجم نفسه في ضغط ودرجة حرارة محددين، وهذا الحجم يساوي 22.4 لتر في الظروف المعيارية من الضغط ودرجة الحرارة (ضغط جوي واحد ودرجة حرارة صفر سلسيوس) ويسمى الحجم المولي (الجزيئي).
عند ثبوت الحجم فإن ضغط كمية معينة من الغاز يتناسب طرديا مع درجة حرارتها المطلقة.
ويعبر عن ذلك رياضيا بالعلاقة:
(عند ثبوت n,V)
 أساسيات الكيمياء 8806d57de4586887856dfc016e38b2e3
أو
 أساسيات الكيمياء 1c55bf7126dbb88bc38e7264fdd3040a
حيث:
P هي ضغط الغاز. T هي درجة حرارة الغاز (مقاسة بالكلڤن). k is a constant.
 أساسيات الكيمياء 6c6a35ce4507d81696a7a01125715174
قانون أمونتون للضغط-درجة الحرارة: قانون الضغط الموصوف أعلاه ينبغي في الواقع أن يـُنسب إلى گيوم أمونتون، الذي في نهاية القرن 17 (بالتحديد بين 1700 و 1702[2][3])، اكتشف أن ضغط كتلة ثابتة من الغاز محفوظ في نفس الحجم، يتناسب طردياً مع درجة الحرارة. وقد اكتشف أمونتون ذلك بينما كان يصنع "ترمومتر هوائي". وتسميته قانون گي-لوساك هو ببساطة خطأ، إذ أن گي-لوساك بحث العلاقة بين الحجم ودرجة الحرارة (أي قانون شارل)، وليس العلاقة بين الضغط ودرجة الحرارة


مبدأ لوشاتيليه
في الكيمياء مبدأ لو شاتيليه الذي يسمى أيضا مبدأ لو شاتيليه-براون Le Chatelier، يستخدم لتعيين تأثير تغيير أحد دالات الحالة مثل تغيير الضغط]] أو تغيير درجة الحرارة علي التوازن الكيميائي. المبدأ يحمل اسمي هنري لوي لو شاتيليه وكارل فرديناند براون الذان اكتشفاه كل على حدة. ويمكن تلخيصه كما يلي:
إذا حدثت تغييرات في التركيز،أو درجة الحرارة، أو الحجم، أو الضغط الجزئي لأحد المواد في نظام كيميائي موجود في حالة توازن كيميائي فعندها سيتغير التوازن الكيميائي في الاتجاه الذى يُحد من تأثير هذا التغيير.
في الكيمياء، يستخدم المبدأ للتحكم في نتيجة التفاعلات العكوسية ، عادة لزيادة نتيجة المعادلة.
مثلا في التفاعل الاتى :
2NO2 ===> N2O4 + heat
برفع درجة الحرارة يثير التفاعل نحو تكوين N2O4.
وهذا ينطبق على التفاعلات االطاردة للحرارة ، فبزيادة درجة الحرارة يسير التفاعل في الاتجاه من اليسار إلى اليمين


قانون هنرى
قانون هنري ( 1803 ) : تتناسب سيولة الغاز في سائل ما وعلى حرارةمعينة مع الضغط الجزئي لهذا الغاز في المرحلة الغازية التي تطفو على السائل المحلول . هذا القانون لا يكون صالحاً إلا تحت ضغوط قليلة.


قانون هس
تعتمد العديد من الحسابات الكيميائية على قانون وضعه العالم الألماني 'هس عام 1840. وينص هذا القانون على أن قيمة حرارة التفاعل (التغير في المحتوى الحراري ، أو التغير في الإنثالبي القياسي لتكوين مركب) لأي تفاعل كيميائي تحت ضغط ثابت يساوي كمية ثابتة سواء تم التفاعل في خطوة واحدة أو عدة خطوات. وهذا يعني أن حرارة التفاعل تعتمد فقط على خواص المواد المتفاعلة والمواد الناتجة من التفاعل ، أي على الحالتين الابتدائية والنهائية للتفاعل ولا تتأثر بالطريق الذي يسلكه التفاعل. وتتضح أهمية هذا القانون في إمكانية حساب حرارة التفاعل وذلك أيضا للتفاعلات التي لايمكن قياسها بطرق تجريبية بسبب حدوثها ببطئ شديد بحيث تتعذر دراستها أو أن تحدث تفاعلات جانبية تنتج موادا غير مرغوب فيها بجانب المواد المطلوبة.


قانون بقاء الطاقة
في الفيزياء ينص قانون بقاء الطاقة على أنه في أي نظام معزول ، الطاقة لا تفنى ولا تستحدث من عدم ولكن يمكن تحويلها من صورة لأخرى.
يمكن تحويل الطاقة من صورة إلى أخرى مثل طاقة الحركة يمكن أن تتحول إلى طاقة حرارية ، ولكن ليس ممكنا في نظام مغلق معزول أن تخلق طاقة من نفسها أو تفنى. ونقول أن الطاقة تتبع قوانين الانحفاظ.
وقانون انحفاظ الطاقة هو أحد المبادئ الأساسية في جميع العلوم  وينص على:
كمية الطاقة الكلية في نظام مغلق لا تتغير.
ونعني "بنظام مغلق" بأنه نظام لا يتبادل طاقة أو معلوماتية أو مادة أو تآثر مع الوسط المحيط


قانون بقاء المادة
قانون حفظ المادة أو قانون حفظ الكتلة أو قانون بقاء المادة أو يعرف باسم قانون (لافوازييه-لومونوسوف) هو قانون ينص على الآتي عند حدوث أي تفاعل كيميائي فان كتل المواد المتفاعلة تساوي كتل المواد الناتجة عن التفاعل كما أن يذكر أن أي كتلة في نظام مغلق ستبقى ثابتة مهما حدث داخل النظام.
صياغة مكافئة أخرى لهذا القانون تنص على أن المادة في نظام مغلق لا يمكن أن تنشأ أو تفنى، إلا أنه يمكن إعادة ترتيبها. أي أن أي عملية كيميائية في نظام مغلق يجب أن تكون فيها كتلة المواد المتفاعلة مساوية لكتلة المواد الناتجة بعد انتهاء العملية.
نظراً للجدل الدائم حول مصطلحي الكتلة والمادة فإن قانون بقاء الكتلة يبقى صحيحاً فقط للتقريب في الفيزياء الكلاسيكية بينما لا يمكن الاعتماد عليه في النسبية وفيزياء الكم في حين يظل قانونا بقاء الطاقة والزخم صحيحين


قانون النسب الثابتة
قانون النسب الثابتة أو التركيب المحدد ويسمى بالانجليزية (Law of composition or Definite proportions)أكمل الفرنسي (بروست)دراسات أنطوان لافوازييه بعد وفاته وتبين له’ أن المركبات تحتوي على نسب ثابتة من العناصر المكونة لها’ ولاتتغير هذه النسب مهما اختلفت طرق تحضير المركب.فمثلا ملح الطعام النقي سواء حصلنا عليه من مياه البحار أو تم تحضيره من تفاعل كميائي’ فإنه يحتوي دائما على 39,3% من كتلته الصوديوم و60,7% من كتلته كلور ومن خلاصة أبحاث متعددة توصل بروست إلى القانون الذي ينص على أنه: يتألف كل مركب كميائي نقي من نسب وزنية ثابتة للعناصر المكونة له مهما اختلفت طرق تحضيره.


قانون النسب المتضاعفة
قانون النسب المتضاعفة هو أحد القوانين الأساسية في قياس اتحادية العناصر واكتشفه الكيميائي الأنكليزي جون دالتون سنة 1803. ينص القانون على أنه عند اتحاد عنصران كيميائيان، وتكوين أكثر من مركب واحد، فإن النسبة بين الكتل المختلفة من أحد العنصرين التي تتحد مع كتلة ثابتة من العنصر الآخر تكون نسبة عددية صحيحة وبسيطة. مثلا يتفاعل الأكسجين الكربون ليشكلا أول أكسيد الكربون (CO) أو ثاني أكسيد الكربون (CO2)، ولكن لا يمكن تشكيل CO1.3.
بالإضافة إلى أنه ينص على أنه إذا شكل العنصران الكيميائيان المتفاعلان أكثر من مركب كيميائي واحد، فإن نسب الكتل للعنصر الثاني إلى الكتلة الثابتة للعنصر الأول ستكون أيضا نسبة عددية صحيحة وبسيطة
ان أول من أوجد قانون النسب المتضاعفة هو العالم الإنجليزي جون دالتون حيث فسرت نظريته (النظرية الذرية)التي أوجدها حوالي عام 1803 قانون النسب المتضاعفة.وبعده جاء العالم جاك لوسك ليطبق النظرية بقانون رياضي عملي.
أمثلة
عند يكوين مركبين مختلفين من نفس العنصرين فان كتلتي أحد العنصرين اللتين تتفاعلان مع كتلة ثابتة من العنصر الاخر تكونان في شكل نسبة عددين بسيطين وصحيحين.
ضغط الغاز / درجة الحراة المطلقة = مقدار ثابت ويمكن كتابة العلاقة بالشكل التالي : p1/T1 = p2/T2.
وبناءً على هذا القانون تكون حجوم الغازات الداخلة في التفاعل والناتجة عنه مرتبطة بنسب مكوّنة من أعداد صحيحة وبسيطة عند نفس الظروف من الضغط ودرجة الحرارة.وفي معادلة الماء مثلا:
O2 + 2H2 = 2H2O. في هذا التفاعل وغيره من التفاعلات نرى أن الغازات تتفاعل بنسب حجمية ثابتة مكوّنة من أعداد صحيحة وصغيرة عند ثبوت الضغط ودرجة الحرارة.
وترتبط الغازات بالنسب الحجمية التالية : حجم واحد من O2 : حجمين من H2 : حجمين من بخار الماء H2O. بمعنى لو تفاعل لترين من غازالأكسجين فإنّه سيتفاعل 4 لترات من غاز الهيدروجين وينتج 4 لترات من بخار الماء.ولو تفاعل 10 لترات من غاز الأكسجين فإنّه سيتفاعل 20 لتر من غاز الهيدروجين وينتج 20 لتر من بخار الماء


قانون راؤول
قانون راؤول (بالإنجليزية: Raoult's law) هو قانون في الكيمياء صاغه العالم فرانسوا ماري راؤول (en). وينص القانون على ان ضغط البخار لسائل مثالي يعتمد على ضغط البخار لكل من مكوناته وأجزائها المولية الموجودة في السائل.
عندما تصل مجزنات السائل حالة التوازن الكيميائي فيمكن صياغة ضغط البخار الكلي p للسائل بالمعادلة

p=p*AXA+P*BXB+....

ويبلغ ضغط بخار كل من مكوناته :

Pi=pi*xi

حيث:
p*i ضغط البخار للمكون النقي،xi الجزء المولي للمكون النقي
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 2:53

نواة الذرة

 أساسيات الكيمياء %D8%A7%D9%84%D9%86%D9%88%D8%A7%D8%A9


 
في الفيزياء والكيمياء، النواة (بالإنجليزية: nucleus)هي جزء من الذرة، وهي الجزء المركزي ويتميز بكتلته الكبيرة نسبيا لباقي الذرة، يوجد في النواة البروتونات والنيوترونات التي تتكون بدورها من الكواركات التي تعد أصغر جزء من المادة وأشدها ارتباطا. وحسب فروض العالم (راذرفورد) تعتبر النواه هي كتله الذرة وذلك لان كتله الإلكترونات التي تدور حولها أصغر من كتلة البروتون نحو 1938 مرة. ولذك فكتلة الإلكترونات مهملة عند تعيين كتله الذرة. شحنة النواه موجبة بعدد البروتونات الموجودة فيها وهي موجبه ونيترونات متعادله وبذلك تكون النواه موجبة الشحنة. تدور الإلكترونات في مدارات حول النواة، ويكون عددها مساويا لعدد البروتونات في النواة، وبذلك تصبح الذرة الكاملة متعادلة الشحنة.
النواة هي المكون الأساسي للذرة حيث نجد ان النواة تتكون من البروتونات وهي موجبة الشحنة والنيوترونات المتعادلة في الشحنة وكذلك يوجد الميزون وهو جسيم صغير جدا كتلته تعادل كتلة الإلكترون ولكن له شحنة موجبة وشحنة سالبة ،وينتج من تحول البروتونات إلى نيوترونات وتكون ميزونات موجبة، وكذلك عند تحول النيوترونات إلى بروتونات وتكون ميزونات سالبة. وداخل النواة هناك قوى كبيرة جدا وهي قوى الترابط النووى وهي أكبر قوى نعرفها بين الجسيمات الأولية ولكن تأثيرها يكون على مسافة صغيرة جدا في حدود قطر النواة.
عند حساب مجموع كتل البروتونات وكتل النيوترونات المنفردة، ومجموع كتلتها مترابطة داخل النواة نجد أنها تكون أكبر من كتلة النواة ذاتها ؛وهذا يعزى إلى أن جزء من الكتلة تحول إلى طاقة تساعد في ربط مكونات النواة وهي طاقة الترابط النووى. ويسمى الفرق بين مجموع كتل البروتونات والنيوترونات منفردة وكتلتها في النواة ب نقص الكتلة. ونقص الكتلة هذا يعادل طاقة الارتباط طبقا لمعادلة أينشتاين لتكافؤ الكتلة والطاقة
بنية نواة الذرة
النواة (نواة الذرة) هي مركز الذرة. تتكون النويات من بروتونات, ونيوترونات. عدد البورتونات في نواة الذرة يطلق عليه العدد الذري, ويحدد أي عنصر له هذه الذرة. فمثلاً النواة التي بها بروتون واحد (أي النواة الوحيدة التي يمكن أن لا يكون بها نيوترونات) من مكونات ذرة الهيدروجين, والتي بها 6 بروتونات, ترجع للعنصر كربون, أو التي بها 8 بروتونات أكسجين. يحدد عدد النيورتونات نظائر العنصر. عدد النيوترونات والبروتونات متناسب, وفى النويات الصغيرة يكونا تقريبا متساويين, بينما يكون في النويات الثقيلة عدد كبير من النيوترونات. والرقمان معا يحددا النيوكليد (أحد أنواع النويات). البروتونات والنيوترونات لهما تقريبا نفس الكتلة, ويكون عدد الكتلة مساويا لمجموعهما معا, والذي يساوي تقريبا الكتلة الذرية. وكتلة الإلكترونات صغيرة بالمقارنة بكتلة النواة.
نصف قطر النوكليون (نيترون أو بروتون) يساوي 1 fm (فيمتو متر = 10−15 m). بينما نصف قطر النواة, والذي يمكن أن يكون تقريبا الجذر التربيعي لعدد الكتلة مضروبا في 1.2 fm, أقل من 0.01% من قطر الذرة. وعلى هذا تكون كثافة النواة أكثر من تريليون (1012) مرة من الذرة ككل. ويكون لواحد مللي متر مكعب من مادة النواة, لو تم ضغطه, كتلة تبلغ 200,000 طن. النجم النيتروني يتكون من مثل هذا التصور.
وبالرغم من أن البروتونات الموجبة الشحنة يحدث بينها وبين بعضها تضاد كهرمغناطيسي, فإن المسافة بين النيوكلونات تكون صغيرة بدرجة كافية لأن يكون التجاذب القوي (والذي تكون أقوى من القوى الكهرمغناطيسية ولكن تقل بشدة مع بعد المسافة) غالب عليها. (وتكون قوى الجاذبية مهملة, لكونها أضعف 1036 من التضاد الكهرمغناطيسي).
كان اكتشاف الإلكترون أول إشارة على أن الذرة لها بناء داخلي. وهذا البناء كان تصوره المبدئي طبقا "لكعك الزبيب" أو سكل بودنج الخوخ, والذي فيه تكون الإلكترونات الصغيرة, السالبة الشحنة مغمورة في كرة كبيرة تحتوى على الشحنات الموجبة. وقد اكتشف إيرنست رذرفورد وماردسون, في عام 1911 عند إجراء تجربتهم الشهيرة تجربة رقاقة الذهب, أن جسيمات ألفا من الراديوم كمصدر كانت تتشتت للخلف عند توجيهها على رقاقة الذهب, والذي أدى إلى تقبل نموذج بور, الشكل الكوكبي الذي تدور فيه الإلكترونات حول النواة بنفس الطريقة التي تدور فيها الكواكب حول الشمس.
يمكن للنويات الثقيلة أن تحتوى على مئات من النيوكلونات (النيوترونات والبروتونات), والذي يعنى أنه ببعض التقريب يمكن معاملتها على أنها ميكانيكا تقليدية، أكثر من كونها ميكانيكا كمية. وفى نموذج القطرة الناتج, تكون النويات لها طاقة ناتجة جزئيا من التوتر السطحي, وجزئيا من التضاد الكهربي للبروتونات. ويستطيع نموذج نقطة السائل إعادة إنتاج ظواهر عديدة للنواة, متضمنة الاتجاه العام لطاقة الترابط بالنسبة إلى عدد الكتلة, وأيضا ظاهرة الانشطار النووي.
 أساسيات الكيمياء %D8%A7%D9%84%D9%86%D9%88%D8%A7%D8%A9+%D8%A7%D9%84%D8%B0%D8%B1%D8%A9
وعموما, بالنظر لتركيب هذه الصورة التقليدية, فإن تأثيرات ميكانيكا الكم, والتي يمكن أن توصف باستخدام نموذج الغلاف النووي، تم تطويرها كثيرا بمعرفة ماريا جيوبريت-ماير. النواة التي لها عدد معين من النيوترونات والبروتونات (الرقم السحري 2, 8, 20, 50, 82, 126,......) تكون بالتحديد ثابتة, لأن أغلفتها تكون ممتلئة.
وحيث أن بعض النويات تكون ثابتة أكثر من الأخرى, فإنه يتبع ذلك أن الطاقة يمكن أن تنطلق من التفاعلات النووية. مصدر طاقة الشمس الانصهار النووي, والذي فيه تصطدم نويتين ويتحدا لإنتاج نواة أكبر. العملية العكسية هي الانشطار النووي, والتي تمد المفاعلات النووية بالطاقة. وحيث أن طاقة الترابط لكل نيوكلون هي كحد أقصى للنواة المتوسطة (تقريبا الحديد), فإن الطاقة تنطلق إما باندماج النويات الخفيفة, أو بانشطار النويات الثقيلة.
العناصر حتى الحديد تتكون في النجوم خلال تسلسل مراحل الانشطار, مثل سلسلة تفاعل بروتون-بروتون ،و دورة CNO, وتفاعل ألفا-الثلاثي. وارتقاء العناصر الأثقل يتكون خلال نشوء النجوم. وحيث أن ذروة طاقة الترابط لكل نيوكلون تكون تقريبا حول الحديد, فإن الطاقة تنتج فقط للعمليات الانشطار تحت هذه النقطة. وتكوين النويات الأثقل يتطلب طاقة, وعلى ذلك فإن غمكانية حدويها خلال انفجارات السوبرنوفا, والتي يتم إطلاق كميا هائلة من الطاقة فيها.
التفاعلات النووية تحدث بطريقة طبيعية على الأرض, وفى الواقع هي شائعة الحدوث. وتتضمن إضمحلال ألفا, وإضمحلال بيتا, كما أن النويات الثقيلة مثل اليورانيوم يمكن أن يحدث لها أيضا انشطار. كما أن هناك مثل معروف لانشطار نووي طبيعي, والذي حدث في أوكلو, الجابون, أفريقيا منذ 1.5 مليار سنة.
وكثير من الأبحاث في الفيزياء النووية تتضمن دراسة النواة تحت الظروف القصوى مثل الدوران وطاقة الإثارة. كما أن النواة يمكن أن يكون لها أشكال غريبة (تشبه كرة قدم أمريكية), أو نسبة نيوترن إلى بروتون عجيبة. ويمكن للتجارب تصنيع مثل هذه النويات باستخدام الاندماج النووي أو تفعاعلات اصتدام النوكليونات باستخدام شعاع أيوني من معجل جسيمات.
الشعاع الذي يكون له طاقة أكبر يمكن أن يستخدم لعمل نواة في درجات الحرارة العالية, وهناك علامات أن هذه التجارب قد انتجت انتقال حالة من حالة النواة العادية إلى حالة جديدة, بلازما كوارك-جلوين, وفيها تمتزج كواركات مع بعضها البعض. وطبقا لنظرية النموذج العياري ترتبط الكواركات في ثلاثيات لتكوين البروتون والنيوترون.
قوى الارتباط
تتشكل قوى الترابط بين مكونات النواة كجزء من التآثر القوي. يربط التآثر القوي الكواركات التي تكوّن البروتونات والنيوترونات. فالقوى النووية التي تربط بين البروتونات والنيوترونات أضعف بكثير من قوة التآثر القوي.
وتعمل القوة النووية حلال مسافات صغيرة بين البروتونات والنيوترونات ولذلك نسمي ذلك الجسيمين في النواة نوكليون. وتتغلب القوة النووية على التنافر بين البروتونات الحادث داخل النواة بتأثير القوة الكهرومغناطيسية فتبقى النواة متماسكة. ونظرا للقصر الشديد لقوة الارتباط النووية فإنها تتخاذل سريعا مع زيادة المسافة (أنظر جهد يوكاوا)، ولذلك تكون النواة الذرية مستقرة إذا لم يتعدى حجمها حجما معينا.
وتعتبر نواة الرصاص-208 هي أثقل نواة مستقرة نعرفها (فهي لا تُبدي تحلل ألفا ولا تحلل بيتا) ويأتي مجموع النوكليونات في نواة الرصاص 208 من مجموع البروتونات 82، والنيوترونات 126. أما الأنوية الأكبر من الرصاص-208 فتكون غير مستقرة وتبدي ظاهرة النشاط الإشعاعي أي تتحلل مصدرة أشعة ألفا أو اشعة بيتا. وكلما زادت كتلة النواة وفاقت الرصاص-208 كلما قصر عمر النصف لها لزيادة بعدها عن حالة الاستقرار. ونجد أن البزموت-209 مستقر بالنسبة إلى تحلل بيتا ولكنه يتحلل تحلل ألفا بعمر النصف فائق الطول، يقدر بعمر الكون.
وقد بدأ العلماء عام 1934 في التفكير في طبيعة قوى الارتباط النووية بعد اكتشافهم للنيوترونات واتضاح أن نواة الذرة تتكون من بروتونات ونيوترونات. فقد اعتقد آنذاك أن قوة الارتباط النووية تنتقل عن طريق جسيم أولي يسمى ميزون (مثلما تترابط الذرات بعضها البعض بواسطة الإلكترونات مكونة جزيئات). ثم تعمق العلماء في البحث وأصبح اعتقادنا منذ عام 1970 بأن تلك الميزونات عبارة عن كواركات وجلوونات تنتقل بين النوكليونات التي هي أصلا مكونة من كواركات وجلوونات. وقد أدى هذا النمودج إلى تفسير قوةالارتباط النووية التي تربط النوكليونات بعضها البعض في النواة الذرية، وما هي إلا جزء من التآثر القوي، أشد قوة نعرفها تعمل على الربط بين الكواركات في النوكليونات
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 2:54

الوزن الذرى أو الكتلة الذرية



الكتلة الذرية من خصائص كلّ نظير لعنصر كيميائي (و تسمى أيضاً الكتلة الذرية النسبية أو الوزن الذري) وهي كتلة ذرة واحدة للنظير معبر عنه بوحدة (وحدة كتل ذرية و.ك.ذ. التي تعادل 1 غرام \ مول) فمثلا الكربون-12 له كتلة ذرية تساوى 12. ولا يوجد أى نظير له كتلة على هيئة عدد صحيح نظرا لتأثير طاقة الترابط.
الكتلة الذرية لنظير تقريبا ما تكون رقم صحيح، ففى معظم الحالات يكون الرقم الأول بعد العلامة العشرية صفر أو 9. ويسمى هذا الرقم عدد الكتلة، وهو مجموع عدد البروتونات والنيوترونات في نواة الذرة.
والانحرافات التي توجد بين الكتلة الذرية وعدد الكتلة هي كالتالى : يبدأ الانحراف موجب في الهيدروجين-1، ويصبح سالب عند الوصول إلى الحديد-56، ويزيد مرة أخرى ليكون موجب في النظائر الأثقل، بزيادة العدد الذري. وهذا يتطابق مع الآتى : لانشطار النووى للعناصر الأثقل من الحديد ينتج طاقة، وانشطار أى عنصر أخف من الحديد يحتاج طاقة. والعكس صحيح في تفاعلات الانصهار النووى - الانصهار في العناصر الاخف من الحديد ينتج طاقة، والانصهار في العناصر الأثقل من الحديد يتطلب طاقة.
عند الرجوع لأى عنصر كيميائي معين الكتلة الذرية (والتي يطلق عليها أيضا الكتلة الذرية النسبية، متوسط الكتلة الذرية أو الوزن الذري) وكما موضح بالجدول الدوري فإن الكتلة الذرية الموجودة به هي متوسط الكتلة الذرية لكل النظائر الثابتى للعنصر. وهذا المتوسط تم قياسه بتواجد نظائر العنصر في الطبيعة. وهذه الكتلة الذرية تستخدم في الدراسات الكيميائية الكمية.وغالبا ما يستخدم هذا للتعبير عن الكتلة بالجرامات لمول واحد من العنصر من ذرات العنصر، وغالبا ما يرجع إليها على أنها جرام الكتلة الذري أو الكتلة المولارية.
المصطلح وزن ذري تم استبداله بالكتلة الذرية النسبية في معظم الاستخدامات الحالية. المصطلح الوزن الذري القياسي(يستخدمه IUPAC حاليا) ويرجع لمتوسط الكتلة الذرية النسبية للعنصر.
ويوجد تعريف اخر يطبق على الجزيئات ويسمى الكتلة الجزيئية. ويمكن حساب الكتلة الجزيئية لمركب عن طريق جمع الكتل الذرية للذرات المكونة له مضروبا في نسبة الالعناصر الموجودة في المعادلة الكيميائية. كما يمكن أيضا حساب كتلة المعادلة للمركبات التي لا تكون جزيئات.
يوجد مقارنة مباشرة وقياسات لكتل الذرات والجزيئات مع طيف الكتلة.
يحتوى مول واحد من المادة على الكتلة الذرية أو الجزيئية للمادة معبرا عنها بالجرامات. فمثلا الكتلة الذرية للحديد 55.847، وعلى هذا فإن مول واحد من الحديد له كتلة 55.847 جرام.
تاريخ الكتلة الذرية
قبل الستينات كان يتم التعبير عن نظير الأكسجين-16 على أن له وزن ذري 16، مع العلم بأنه يوجد نسب لكل من أكسجين-17 وأكسجين-18 في الأكسجين العادى، والذي تم استخدامه أيضا لحساب الكتلة الذرية مما أدى لوجود جدولين مختلفين للكتلة الذرية.
ولاحقا استخدم الكيميائين والفيزيائين جدولين مختلفين للكتلة الذرية. استخدم الكيميائين الجدول المبنى على أساس الخليط المكون لنظائر الأكسجين، بينما استخدم الفيزيائيين استخدموا الأكسجين -16. وقد تم توحيد القياس بعد ذلك بناءا على الكربون-12 12C، والذي قابل احتياجات الفيزيائيين على أساس أنه مبنى على نظير واحد نقى، كما أنه كان قريب أيضا من حسابات الكيميائيين
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 2:54

النيوترون

 أساسيات الكيمياء %D8%A7%D9%84%D9%86%D9%8A%D9%88%D8%AA%D8%B1%D9%88%D9%86

النيوترون (بالإنجليزية: Neutron) جسيم تحت ذري كان يظن في بادئ الأمر أنه جسيم أولي (لا يتكون من جسيمات أصغر) ولكن تبين فيما بعد خطأ هذا الزعم  ، كتلته تساوي تقريباً كتلة البروتون، يوجد في أنوية الذرات، كما يمكن أن يوجد خارجها حيث يدعى بالنيوترون الحر. النيوترون الحر غير مستقر له متوسط عمر قدره حوالي 886 ثانية (حوالي 15 دقيقة)، حيث يتحلل بعد هذه الفترة القصيرة إلى بروتون وإلكترون. ولأن النيوترونات غير مشحونة يجعل من الصعب كشفها أو التحكم بها، الأمر الذي أدى لتأخر اكتشافها. فقد اكتشفها عالم الفيزياء حامل جائزة نوبل "جيمس شادويك". والنيوترون مثل البروتون له دوران مغزلي حول نفسه، ولهذا فهو يتأثر بالمجال المغناطيسي.
كما أن النيوتونات الحرة (الإشعاعات النيوترونية) لها قدرتها عالية على النفاذ في المواد. الطريقة الوحيدة لتغيير مسار النيوترون هي بوضع نواة في مساره، حيث يتم تصادم تام المرونة. لكن احتمال اصطدام نيوترون حر متحرك بنواة إحدى الذرات في المادة ضعيف جداً بسبب الفرق الهائل بين حجم النيوترون والنواة، علما ً بأن نواة الذرة أصغر كثيرا جدا من حجم الذرة (أي أن الذرة تحوي فراغاً كبيراً)، مما يعطي النيوترونات قدرة كبيرة على الاختراق.
تستخدم النيوترونات في شطر أنوية اليورانيوم في المفاعلات النووية.وينتج عند انشطار نواة اليورانيوم نيوترونين في المتوسط، تتفاعل هي الأخرى مع نوايا يورانيوم أخرى، بهذا تتزايد النيوترونات وكذلك معدل الانشطار يزداد بما يسمى التفاعل المتسلسل. وفي المفاعل النووي توجد مواد لامتصاص النيوترونات الزائدة بحيث يبقى التفاعل متوازناً، ونستطيع بذلك إنتاج الطاقة عن طريق المفاعلات الذرية أو النووية.
والنيوترونات من ضمن الإشعاعات الضارة للأجسام الحية إذا زادت جرعاتها، وهي تستخدم أحيانا لتعقيم البذور الزراعية.
اكتشاف النيوترون
تاريخ المحاولات طويل وكانت قد بدأت بتوقعات ومحاولة اثبات هذه التوقعات على أسس مختلفة مثل دراسة الخواص المميزة، دراسة اختلاف التصادم، دراسة الطاقة الفائضة الناتجة عنها في شكل حرارة وكثير منها باء بالفشل.
كان رذرفورد قد تنبأ بوجودها عام 1920 وبعدها بعشر سنوات لاحظ الفيزيائيان الألمانيان والتر وهيربرت شيئا غريبا عند إطلاقهما إشعاعات ألفا على مادة البريليوم (عددها الذري 4). انبعثت من البريليوم اشعاعات متعادلة قادرة على اختراق 200 مم من الرصاص في حين أن البروتونات كانت لا تستطيع اختراق 1 مم من الرصاص. افترض الإثنان أن السبب هو إشعاعات من غاما عالية الطاقة.
بعدها جاء دور علماء آخرين لفحص الأشعة عن كثب، حيث وضعوا حاجزا من شمع البارافين مقابل أشعة البريليوم فلاحظوا قدوم بروتونات عالية السرعة من البارافين. كانوا على علم حينها أن اشعاع غاما يفترض بها انتزاع الكترونات من المعادن لذا توقعوا أن نفس الشيء حاصل مع البروتونات في البارافين.
بعدها رفض العالم شادويك هذه الفكرة معللا السبب أن انتزاع بروتونات بسرعات عالية كهذه ينبغي أن تكون له طاقة مقدارها 50 مليون الكترون فولت وبالمقارنة فإن اشعاعات الفا كانت قادرة على إنتاج 14 مليون الكترون فولت تقريبا فقط..
وضع شادويك تجربة أخرى ليوضح ما يحدث أكثر حيث وضع قطعة من البريليوم في غرفة مفرغة مع بعض البولونيوم. أنبعثت اشعاعات الفا من البلونبوم والذي اعترض البريليوم. أثناء الاعتراض انطلقت أشعة متعادلة محيرة. وفي مسار الأشعة وضع شادويك حاجزا آخر وعندما اطدمت به الأشعة، ضربت بذرات منه وأصبحت مشحونة فطارت نحو مجس جسيمات من النوع الغازي (تأين). قام شادويك بقياس التيار الناجم عن عملية التأين هذه وعليه استطاع حساب عدد الذرات وتوقع سرعتها. وبإعادة تجاربه على أهداف مختلفة استطاع الاقتناع والإقناع بأن إشعاعات غاما لاتستطيع تفسير سرعة الذرات وبالتالي فإن الاحتمال الأرجح والمعقول هو جسيمات متعادلة.
بعدها قام شادويك بقياس كتلة هذه الجسيمات ولكن بطريقة غير مباشرة حيث قما بقياس جميع نواتج الاصطدام على البورون بدلا من البريليوم والذي انتج أيضا اشعاعات متعادلة فوضع هدفا حاجزا من الهيدروجين أمام الأشعة وعندما حدث التصادم وتطايرت بروتونات قام شادويك بقياس سرعة هذه البروتونات. بتطبيق قوانين بقاء الطاقة والزخم (كمية التحرك)، استطاع شادويك حساب كتلة جسيم النيوترون ليجد أنها 1.0067 من البروتون.
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 2:55

النظائر و التوافر الطبيعي للنظائر الكيميائية


التوافر الطبيعي مصطلح يشير لانتشار نظائر العناصر الكيميائية في الطبيعة. متوسط وزن (حسب التواجد الطبيعي) الكتلة لهذه النظائر هو الوزن الذري الموجود في الجدول الدوري. ونسبة تواجد العناصر تختلف من كوكب لآخر.
وترجع النسبة المئوية للتوافر الطبيعي إلى نسب التواجد معبرا عنها كنسبة مئوية, والتي توجد بها نظائر العنصر في المصادر الطبيعية

النظائر
نظائر العناصر الكيميائية هي أشكال من العنصر الكيميائي لذرتها نفس العدد الذري Z، ولكنها تختلف في الكتلة الذرية. ولا تختلف الخواص الكيميائية للذرة ونظيرها، أما الخواص الفيزيائية فهي تختلف لكلاهما اختلافا كبيرا. فمثلا إذا نظرنا إلى ذرة الكربون-12 وهي تحتوي على 6 بروتونات و 6 نيوترونات في نواتها فهي مستقرة. أما الكربون-14 فتحتوي نواته على 6 بروتونات و 8 نيوترونات وهو نظير مشع أي ذو نشاط إشعاعي ويتحلل من ذاته عن طريق تحلل بيتا.
عند تطبيق التسمية العلمية فإن النظير (النويدة (Nuclide)) محدد باسم العنصر متبوعا بشرطة ثم عدد النوكلونات (البروتونات والنيوترونات) الموجودة في نواة الذرة (مثال، الهيليوم-3. كربون-12، كربون-14، حديد-57، يورانيوم-238). وعند استخدام الاختصارات فإنه يتم وضع رقم النوكليونات أعلى رمز العنصر (3He, 12C, 14C, 57Fe, 238U)
[عدل] اختلاف الخواص بين النظائر
في الذرة المتعادلة، عدد الإلكترونات يساوى عدد البروتونات. وعلى هذا فإن النظائر المختلفة يكون لها نفس عدد الإلكترونات ونفس الشكل الإلكتروني. ونظرا لأن تصرف الذرة كيميائيا يتم تحديده بالتركيب الإلكتروني، فإن النظائر تقريبا تسلك نفس السلوك الكيميائي. الاستثناء الأساسي أنه نظرا لوجود اختلاف في كتلتها، فإن النظائر الثقيلة تميل لأن تتفاعل بصورة أبطأ من النظائر الأخف لنفس العنصر.(تسمى هذه الظاهرة تأثير حركة النظائر).
ويلاحظ تأثير الكتلة للهيدروجين (1H) بالمقارنة بالديوتريوم (2H), نظرا لأن الديوتريوم له ضعف كتلة الهيدروجين. حيث يحتوي الهيدروجين على 1 بروتون بينما تحتوي نواة الديوتريوم على 1 بروتون و 1 نيوترون. أما بالنسبة للعناصر الأثقل فإن تأثير الكتلة النسبي بين النظائر يقل ويكاد ينعدم كلما زاد ثقل العنصر.
وبالنسبة إلى جزيئين يختلفان فقط احتواء احدهما على ذرة معينة والأخر يحتوي على نظير تلك الذرة، سيكون لهما تقريبا نفس نفس التركيب الإلكتروني، وعلى هذا سيكون لهما خواص فيزيائية وكيميائية متشابهه. النظم الاهتزازية للجزيء تعتمد على شكل الجزيء (فمثلا جزيئ ثاني أكسيد الكربون شكله مستقيم O-C-O وجزيئ الماء ذو زاوية مقدارها 120 درجة تقريبا H-O-H [مثلث الشكل]) ويعتمد تردد الاهزازات على كتلة الذرات المكونة له وشدة الترابط الكيميائي. وبالتالى فإن هذين النظيرين سيكون لكل منهما نمط اهتزازي مختلف قليلا عن النمط الاهتزازي للآخر، ويظهر ذلك عند تعيين التردد الاهتزازا لكل منهما. حيث أن النمط الاهتزازي يسمح للجزيء امتصاص فوتونا ذو طاقة ملائمة للطاقة الكمومية لاهتزاز بعينة. ويتبع ذلك أن يكون للناظرين خواص ضوئية مختلفة في نطاق الأشعة تحت الحمراء.
خواص نووية
بالرغم من أن النظائر لها تقريبا نفس الخواص الإلكترونية والكيميائية حيث تعتمد هذه الخواص على عدد الإلكترونات في الغلاف الذري، فإن سلوك نواة العنصر ونواة النظير يختلف تماما. تتكون النواة الذرية من بروتونات ونيوترونات مرتبطة معا بقوى نووية قوية. ونظرا لأن البروتونات لها شحنة موجبة، فإنها تتنافر بين بعضها البعض، ولكن قوة التآثر القوي أقوى من قوة التنافر الناشئة عن تماثل الشحنات طبقا لقانون كولوم. وتقوم النيوترونات بتهدئة قوى التنافر بين الشحنات الموجبة، مما يقلل من التنافر الكهرستاتيكي وتساعد على استقرار النواة. وبزيادة عدد البروتونات في النواة تزداد الحاجة لنيوترونات للعمل على تماسك النواة. فمثلا، على الرغم من أن نسبة نيوترون / بروتون في 3He هي 1 / 2، فإن نسبة نيوترون / بروتون في اليورانيوم 238U أكبر وتصل إلى 3 / 2. (تحتوي نواة اليورانيوم على 92 بروتون والباقي نيوترونات == 238 - 92 == 146 نيوترون) (أنظر نموذج القطرة). وفي حالة وجود نيوترونات أقل أو أكثر من حدود معينة، فإن النواة تكون غير مستقرة، وتصبح النواة ذات نشاط إشعاعي وهو وسيلة تتخذها النواة للوصول إلى حالة استقرار.
التواجد في الطبيعة
يمكن لعدة نظائر لنفس العنصر أن تتواجد في الطبيعة فيكون منها النظير المستقر ونظائر غير مستقرة وذلك بحسب عدد النيوترونات والنيزترونات في انويتها. ونسبة تواجد نظائر لعنصر ما طبيعيا يعتمد على خواصه المتعلقة بالتحلل النووي. وتوجد أنوية (نوكليدات) مستقرة للعنصر، وقد توجد أنوية له غير مستقرة لعدد ملاءمة عدد النيوترونات فيها لعدد البروتونات. وبعملية النشاط الإشعاعي الذي يكون عن طريق تحلل ألفا أو تحلل بيتا أو كلاهما والتي تؤديها النواة طبيعيا فهي تحاول الوصول إلى حالة الاستقرار. التحلل النووي هو عملية لتحويل بعض مكونات النواة من بروتونات مثلا إلى نيوترونات لتصبح مستقرة أو تحويل أحد النيوترونات إلى بروتون لتصبح مستقرة، أو كما في تحلل ألفا تطرد النواة الغير مستقرة بروتونين ونيوترونين (أشعة ألفا) وتصبح مستقرة. ويتميز كل النشاط الإشعاعي بما يسمى بعمر النصف.
وبالتوافق مع علم الكون، فإن كل النويدات ما عدا نظائر الهيدروجين والهيليوم نتجت من النجوم والسوبرنوفا. ويكون تواجدها الطبيعي ناتجا من الكميات الناتجة أثناء تلك العمليات الكونية، وأيضا توزيعها في المجرة، ومعدلات إضمحلالها. وبعد الاندماج المبدئي للنظام الشمسي، توزعت النظائر طبقا لكتلها (شاهد أصل النظام الشمسي. يختلف تركيب نظائر العناصر على كل كوكب، مما يجعل من الممكن تحديد أصل النيازك.
تطبيقات النظائر
وكما قال العالمان الفرونكو زينوميك وكادار الفونسو بيراز في مأدبة عشاء في ألمانيا فان هناك كثيرا من التطبيقات التي يتم استخدام الخواص المختلفة للنظائر فيها وكذلك هناك عدة احتمالات فبالتالي هناك عدة نظائر لأي عنصر مهما كان وذلك الاختلاف يكون في عدد النيوترونات.
كما ان هناك تطبيقات أخرى منها استخدامها في مجال علاج امراض السرطان باستخدام النظائر المشعة للقضاء على الخلايا السرطانية
استخدام الخواص النووية

  • تعتمد كثير من تقنيات المطياف على الخواص النووية المتفردة للنظائر. فمثلا " مطياف الرنين النووي المغناطيسي " NMR " يتم استخدامه فقط للنظائر التي لها قيمة دوران غير صفرية. وأكثر النظائر استخداما مع مطياف رنين نووي مغناطيسي 1H، 2D، 13C، 31P.



  • مطياف موس باوير يعتمد أيضا على الانتقالات النووية لنظائر معينة مثل 57Fe.



  • كما أن النيوكليدات الإشعاعية لها استخدامات مهمة. نظرا لأن تطوير كل من القوة النووية والأسلحة النووية تتطلب كميات كبيرة من النظائر. كما أن فصل النظائر تمثل تحدي تقني معقد



النظائر هي عناصر لها نفس عدد البروتونات.


  • متعادلات النيوترونات هي نيوكليدات لها نفس عدد النيوترونات.

  • أيسوبار هي النيوكليدات لها نفس عدد الكتلة، أى مجموع البروتونات والنيوترونات.

  • المتشابهات النووية هي حالات مثارة مختلفة لنفس نوع النيوكليدات. الشكل الانتقالي من أحد النظائر للأخر يصاحبه انبعاث أو امتصاص أشعة جاما، أو عملية التحول الداخلي. (لا يجب الخلط بين ذلك وبين المتشابهات الكيميائية).

الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 2:56

النظرية الذرية


حتى نهاية القرن التاسع عشر 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 نت مادة تتوهج. 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. وكان ايوجين جولدشتين عام 1886 أن الذرات بها شحنات موجبة. وفي سنة 1999 كانت النظرية الذرية لرزرفوردعندما 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 تفقد تنافر البروتونات المتشابهة الشحتة الكهربائية بالنواة المتماسكة. والنترونات حجمها نفس حجم البروتونات بالنواة. والنترونات لاتحمل شحنات كهروبائية ،لأنها متعادلة الشحنات.والذرة متعادلة الشحنة لأن عدد البروتونات الموجبة يعادل عدد الإلكترونات السالبة داخل الذرة. وأصغر ذرة هي ذرة الهيدروجين. ومعظم الفراغ بالذرة فارغ. لأن الإلكترونات تدور في 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 وعدد النترونات بنواتها. ويجب أن نعرف أن حجم الذرة ضئيل جدا. فذرة الهيدروجين قطرها (5 x 10–8 mm). فلو وضعنا 20 مليون ذرة هيدروجين, فستشكل 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، إلا أنها تشغل حيزا صغيرا من حجم الذرة نفسها.لأن معظم الذرة فراغ حول النواة. وبالنواة يوجد جسيمات أصغر هي البروتونات protons موجبة 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 الأكسجين بنواته 8 بروتونات. والنترونات لاتجمل شحنات كهروبائية ز وليس بالضرورة ذرة كل عنصر تحمل عددا ثابتا من البروتونات. فلو ذرات عنصر 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 يتم 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 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 اكتشفت عندما وضع العلماء الجداول الدورية الأولي. وحديثنا السابق كان حول الذرة المتعادلة الشحنات كهربائيا.لكن في الحقيقة الذرات يمكنها فقدان أو اكتساب الكترونات سالبة. لكن عدد البروتونات لايتغير بالنواة. فلو اكتسبت الذرة الكترونات تصبح الذرة سالبة الشحنة لأن عدد الإلكترونات تزيد علي عدد البروتونات بالنواة..ولو فقدت الذرة الكترونات تصبح الذرة موجبة الشحنة لأن عدد البروتونات بالنواة 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 يتغير 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 البروتونات. فالنظير لعنصر نجده ثابتا في العدد الذري ومختلفا في الوزن الذري.فالهيدروجين عدده الذري 1 ووزنه الذري 1 والديتريم Deuterium نظير الهيدروجين نجد عدده الذري 1 ووزنه الذري 2.

نظرية طومسون النووية
افترض طومسون عام 1911 نموذجا نوويا للذرة وأساس هذا النموذج هو أن الذرة تتكون من جسيم صغير وثقيل ذو شحنة موجبة ويسمى النواة ويحتل مركز الذرة وتحتوي نواة الذرة على جميع البروتونات ولذا فان كتلة الذرة هي تعبير عن مجموع كتل البروتونات في نواتها (حيث أن قيمة كتل الاليكترونات صغيرة جدا أي قيم مهملة). كما أن شحنة النواة الموجبة ترجع إلى تمركز البروتونات الموجبة بها. وتتوزع اليكترونات الذرة حول النواة بنفس الطريقة التي تتوزع بها الأجرام السماوية حول الشمس. وبما أن الذرة متعادلة لذا فعدد الاليكترونات السيارة يساوي لعدد البروتونات بالنواة.
دلت دراسات اكس على أن قطر النواة يساوي 15-10متر بينما قطر الذرة يساوي 10-10 متر ولذا فقطر النواة يساوي تقريبا 1000/1 من قطر الذرة. فلو قدرات نواة ذرة الهيدروجين بحجم كرة تنس الطاولة فيمكن أن يبتعد عنها إليكترونها بثلاثة كيلومترات تقريبا. أغلب الفراغ المحيط بنواة الذرة خال من إي شيء سوى الاليكترونات المتناهية في الصغر كما ذكرنا مسبقا وبما أن هذه الاليكترونات تدور حول النواة بسرعة كبيرة جدا لذا فهي تغطي أغلب المساحة الواقعة حول النواة.
تجارب راذرفورد
قام العالم راذرفورد بإجراء بعض من ابرز التجارب للوصول إلى حقائق تركيب الذرة. وقد اعتمد في تجارية على استخدام جسيمات ألفا المنطلقة من مادة مشعة وفي اعتقاده أن المادة المشعة تطلق إشعاعاتها في كافة الاتجاهات وبلا حدود وهي تتكون من جسيمات ألفا (œ-particles) الموجبة الشحنة وجسيمات بيتا (ß-particles) السالبة الشحنة وأشعة جاما (y-rays) المتعادلة الشحنة. ويمكن اعتبار جسيمات ألفا تحمل على أنها ذرات للهليوم فقد منها إليكترونين ولذا فان جسيمات ألفا تحمل شحنتين موجبتين ولها كتلة تساوي أربعة مرات كتلة ذرة الهيدروجين.
لقد سمح راذرفورد لحزمة رقيقة للغاية من جسيمات ألفا من مصدر مشع كعنصر البولونيوم بالمرور في اتجاه صفيحة معدنية رقيقة من الفضة أو الذهب لايتعدي سمكها4X10-7 متر وبعد اختراق تلك الجسيمات الصفيحة المعدنية استقبلها على لوح من كبرتيد الخارصين موضوع خلفها.
ولقد وجد بان معظم الجسيمات قد مرت خلال الصفيحة المعدنية دون أن تعاني أي انحراف ألا أن البعض منها قد انحرف عن مساره وبزوايا قد تصل إلى 90ْ أو أكبر من ذلك والبعض الآخر قد انعكس كليا مما يدل على أنها واجهت شيئا ما ضخما للغاية أي أنة مشحونا بنفس شحنتها.
أن الطريقة الوحيدة التي مكنت راذرفورد من تفسير واقعة مرور معظم الجسيمات بسهولة عبر الرقيقة والانحراف الذي عاناه البعض بزوايا كبيرة للغاية هي الاستنتاج بان :
أولا : عدم انحراف أغلب الجسيمات دليل على وجود فراغ كبير في الذرة.
ثانيا : انحراف بعض جسيمات ألفا انحرافا بسيطا يدل على احتواء الذرة بعض الجسيمات الثقيلة والمشحونة بشحنات موجبة وان جسيمات ألفا تكون قد اقترب منها مما يسبب في تنافر بسيط معها وبالتالي كان سببا في ذلك الانحراف
ثالثا: الانحراف الكبير الذي عانته القلة البسيطة من جسيمات ألفا سببة تمركز الجسيمات الموجبة الشحنة بالذرة في وسطها مما سبب الانحراف الكلى لجسيمات ألفا المارة بمركز النواة.
وشكرا
نظرية دالتون الذرية
يعتبر الإنجليزي جون دالتون أول من أقترح نظرية الذرية للمادة في حوالي عام 1803م. أن مفهوم الذرة (غير قابلة للتجزئة) لم يبدأ مع دالتون ولكن مع علماء الاغريق قبل الميلاد والذين أوضحوا عدم إمكانية تقسيم المادة إلى الابد إلى اجزاء اصغر فاصغر وانه في نهاية المطاف يجب أن تكون هنالك جسيمات غير قابلة للتجزئة. لم تكن هذه الاقتراحات القديمة مبنية على نتائج تجارب علمية وإنما كانت ثمار تفكير عميق. تختلف نظرية دالتون عن ذلك كونها تعتمد على قوانين بقاء الكتلة والنسب الثابتة والتي اشتقت من العديد من الاستنتاجات المباشرة. يمكن التعبير عن النظرية التي اقترحها بالاتي :
1- تتكون المادة من العديد من الجسيمات الغير قابلة للتجزئة تسمى الذرات.
2- تتميز كل ذرات العنصر بنفس الخواص (الحجم، الشكل، الكتلة) والتي تختلف باختلاف العناصر.
3- يحدث التفاعل الكيميائي عند تبديل وضعية الذرات وتحويلها من منظومة لاخري.
لقد أثبتت نظرية دالتون نجاحها من خلال تفسيرها لبعض الحقائق القائمة في ذلك الزمان كما أنها استطاعت أيضا التنبؤ ببعض القوانين الغير مكتشفة :
اولا : تتضمن هذه النظرية قانون حفظ الكتلة حيث ان التفاعل الكيميائى لايفعل شيئا سوى اعادة توزيع الذرات ولم تفقد اي ذرة في هذة المنظومة وبالتالي تظل الكتلة ثابتة عند حدوث التفاعل الكيميائى.
ثانيا : تفسر هذه النظرية قانون النسب الثابتة. افترض ان مادة ما تتكون من عنصرين A و B. وان اي جزيئي من هذه المادة يتكون من ذرة واحدة منA وذرة واحدة من B يعرف الجزيئى بانة مجموعه ذرات مترابطة مع بعضها بقوة تسمح لها بالتصرف أو اعادة التنظيم كجسيم واحد. افترض أيضا ان كتلة الذرة A تكون ضعف كتلة الذرة B وبالتالى فان الذرة A تساهم بضعف الكتلة التي تساهم بها الذرة B في تكوين جزيئى واحد من هذه المادة الامر الذي يعني ان نسبة كتلة الذرة Aالى الذرة B هي 2/1.
اما إذا اخذنا مجموعة كبيرة من جزيئات هذة المادة فاننا نجد دائما ان عدد ذرات Aمتساويا لعدد ذرات B الامر الذي يعني انة بغض النظر عن حجم العينة فاننا دائما نحصل على نسبة كتلة Aالى B تساوي 2/1. بالمثل إذا فاعلنا A مع B لنحصل على هذا الجزيئى فنجد ان اي ذرة من A تتحد مع ذرة واحدة منB اما إذا خلطنا 100 ذرة من A مع 110 ذرة من B فنجد انة قد تبقت 10 ذرات من Bغير متفاعلة بعد اكتمال التفاعل.
ثالثا : لقد تنبأت نظرية دالتون بقانون النسب المتضاعفة الذي يقول : عند تكوين مركبين مختلفين من نفس العنصرين فان كتلتي أحد العنصرين اللتان تتفاعلان مع كتلة ثابتة من العنصر الاخر تكونان في شكل نسبة عددين بسيطين وصحيحين. قد يظهر هذا القانون وكانة أكثر تعقيدا من حقيقتة. دعنا نتحدث عن مركبين يتكونان من عنصري الأكسجين والكربون. إذا وجدنا في احدهما (أول اكسيد الكربون) ان 1.33 جم من الأكسجين متحدة مع 1.00 جم من الكربون بينما وجدنا في الاخر (ثاني اكسيد الكربون) ان 2.66 جم من الأكسجين متحدة مع 1.00 جم من الكربون فان نسبة كتلتي الأكسجين 2.66جم/1.33جم اللتان تتحدان مع كتلة ثابتة من الكربون 1.00 جم تكون في شكل عددين صحيحين :
تتفق هذه النسبة مع النظرية الذرية حيث ان أول أكسيد الكربون يحتوي على ذرة واحدة كربون تكون متحدة مع ذرة واحدة من الأكسجين بينما نجد ان ثاني اكسيد الكربون يحتوي ذرة كربون واحدة تكون متحدة مع ذرتين من الأكسجين. نسبة لان ثاني اكسيد الكربون ضعف ذرات الأكسجين المتحدة مع ذرة الكربون مثلما لأول أكسيد الكربون فان وزن الأكسجين في جزيئى ثاني اكسيد الكربون يجب أن يكون ضعف وزن الأكسجين في جزيئى أول اكسيد الكربون.
[تحرير] نظرية الكم لبلانك
2- تتميز كل ذرات العنصر بنفس الخواص (الحجم، الشكل، الكتلة) والتي تختلف باختلاف العناصر.
3- يحدث التفاعل الكيميائي عند تبديل وضعية الذرات وتحويلها من منظومة لاخري.
لقد أثبتت نظرية دالتون نجاحها من خلال تفسيرها لبعض الحقائق القائمة في ذلك الزمان كما أنها استطاعت أيضا التنبؤ ببعض القوانين الغير مكتشفة :
اولا : تتضمن هذه النظرية قانون حفظ الكتلة حيث ان التفاعل الكيميائى لايفعل شيئا سوى اعادة توزيع الذرات ولم تفقد اي ذرة في هذة المنظومة وبالتالي تظل الكتلة ثابتة عند حدوث التفاعل الكيميائى.
ثانيا : تفسر هذه النظرية قانون النسب الثابتة. افترض ان مادة ما تتكون من عنصرين A و B. وان اي جزيئي من هذه المادة يتكون من ذرة واحدة منA وذرة واحدة من B يعرف الجزيئى بانة مجموعه ذرات مترابطة مع بعضها بقوة تسمح لها بالتصرف أو اعادة التنظيم كجسيم واحد. افترض أيضا ان كتلة الذرة A تكون ضعف كتلة الذرة B وبالتالى فان الذرة A تساهم بضعف الكتلة التي تساهم بها الذرة B في تكوين جزيئى واحد من هذه المادة الامر الذي يعني ان نسبة كتلة الذرة Aالى الذرة B هي 2/1.
اما إذا اخذنا مجموعة كبيرة من جزيئات هذة المادة فاننا نجد دائما ان عدد ذرات Aمتساويا لعدد ذرات B الامر الذي يعني انة بغض النظر عن حجم العينة فاننا دائما نحصل على نسبة كتلة Aالى B تساوي 2/1. بالمثل إذا فاعلنا A مع B لنحصل على هذا الجزيئى فنجد ان اي ذرة من A تتحد مع ذرة واحدة منB اما إذا خلطنا 100 ذرة من A مع 110 ذرة من B فنجد انة قد تبقت 10 ذرات من Bغير متفاعلة بعد اكتمال التفاعل.
ثالثا : لقد تنبأت نظرية دالتون بقانون النسب المتضاعفة الذي يقول : عند تكوين مركبين مختلفين من نفس العنصرين فان كتلتي أحد العنصرين اللتان تتفاعلان مع كتلة ثابتة من العنصر الاخر تكونان في شكل نسبة عددين بسيطين وصحيحين. قد يظهر هذا القانون وكانة أكثر تعقيدا من حقيقتة. دعنا نتحدث عن مركبين يتكونان من عنصري الأكسجين والكربون. إذا وجدنا في احدهما (أول اكسيد الكربون) ان 1.33 جم من الأكسجين متحدة مع 1.00 جم من الكربون بينما وجدنا في الاخر (ثاني اكسيد الكربون) ان 2.66 جم من الأكسجين متحدة مع 1.00 جم من الكربون فان نسبة كتلتي الأكسجين 2.66جم/1.33جم اللتان تتحدان مع كتلة ثابتة من الكربون 1.00 جم تكون في شكل عددين صحيحين :
تتفق هذه النسبة مع النظرية الذرية حيث ان أول أكسيد الكربون يحتوي على ذرة واحدة كربون تكون متحدة مع ذرة واحدة من الأكسجين بينما نجد ان ثاني اكسيد الكربون يحتوي ذرة كربون واحدة تكون متحدة مع ذرتين من الأكسجين. نسبة لان ثاني اكسيد الكربون ضعف ذرات الأكسجين المتحدة مع ذرة الكربون مثلما لأول أكسيد الكربون فان وزن الأكسجين في جزيئى ثاني اكسيد الكربون يجب أن يكون ضعف وزن الأكسجين في جزيئى أول اكسيد الكربون.
نظرية الكم لبلانك =
إذا سخنت الأجسام الصلبة لدرجات حرارة مختلفة فأنها تبعث شعاعا يغطي مدي واسعا من الأطوال الموجبة. وان التوهج الأحمر الباهت لسخان الكهربي والضوء الأبيض الناصح لمصباح التنجيستن تمثلان أشعة منبعثة من أجسام صلبة سخنت لدرجات حرارة مختلفة.
لقد أوضحت القياسات التي أخذت لهذة الأجسام الساخنة بان مقدار طاقة الشعاع المنبعثة منها يعتمد على طول ألموجي. ولقد لاقت محاولات إيجاد تفسير لهذه العلاقة بواسطة نظرية الموجات المعروفة وقوانين الديناميكا الحرارية نجاحا جزئيا. استطاعت احدي النظريات تفسير هذه العلاقة عند الأطوال الموجية القصيرة ولكنها فشلت عند الأطوال الموجية الطويلة. أما النظرية الاخري فنجحت عند الأطوال الموجية الطويلة ولكنها فشلة عند الأطوال الموجية القصيرة. ولقد أتضح من ذلك أن هنالك شيء أساسيا ماز ل مفقودا في قوانين الفيزياء الكلاسيكية.
كما استطاع بلانك في عام 1900 من حل هذه المعضلة بافتراض يختلف اختلافا كبيرا عن المفاهيم المقبولة في ذلك الزمان. لقد افترضت الفيزياء الكلاسيكية بان الذرات والجزيئات تستطيع أن تمتص أو تبعث أي قيم عشوائية من طاقة الشعاع.أما بلانك فقد قال بان الذرات والجزيئات تستطيع ان تمتص ان تبعث الطاقة في شكل قيم منفصلة فقط مثل الحزم الصغيرة. ولقد أعطي بلانك اسم الكم أو الفوتون لاصغر كمية من الطاقة يمكن امتصاصها أو انبعاثها من الشعاع الكهرومغناطيسية. وتتناسب طاقة الكم الواحد (E) تناسبا طرد يا مع تردد الشعاع (y).
يرمز لثابت التناسب في هذه العلاقة بالحرف h ويسمى بثابت بلاك والذي له قيمة تقدر بحوالي 6.626X 10-34 جول ثانية.
E = h υ
تقول نظرية الكم لبلانك بان الطاقة تنبعث دائما في شكل مضاعفات القيمة (hu) مثل
h υ، 2h υ، 3h υ
وليس في شكل
1.67hu،.498 hu
وعندما قدم بلانك نظرية لم يستطع تفسير لماذا يجب التعامل مع الطاقة في شكل كمات بهذة ألطريقه مبتدئا بهذا الافتراض، لم يجد بلانك صعوبة في توافق النتائج العملية لانبعاث الأشعة من الأجسام الساخنة مع نظرية الكم وعلى طول مدي الأطوال الموجبة.
أن فكرة كمومية الطاقة بهذه الطريقة تبدو غريبة في بداية الأمر ولكن لمفهوم التكم (quantization) أشباه كثيرة فمثلا كمية الشحنة الكهربية محددة حيث يمكن ان تكون هناك مضاعفات رقمية صحيحة من وحدة الشحنة الكهربية (e) أو شحنة إليكترون واحد. والمادة أيضا كمية حيث أن عدد الاليكترونات والبروتونات والنيترونات والذرات في أي عينة من المادة يجب أن تكون كلها أرقام صحيحة
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 2:56

المعادلة الكيميائية


المعادلة الكميائية أو معادلة التفاعل عبارة عن تمثيل للتفاعل الكيميائي بواسطة مجموعة من الرموز والصيغ الكيميائية التي تعبر عن المواد الداخلة في التفاعل والخارجة منه والإلكترونات التي تكتسب أو تفقد من ذرات العناصر المتفاعلة.
تبين المعادلة الكيميائية التغيرات التي تطرأ على المواد المتفاعلة وظروف التفاعل كما تبين المعادلة حاجة التفاعل إلى حرارة وضغط وعوامل مساعدة.
ويجب أن تكون المعادلة الكيميائية صحيحة الرموز والصيغ وأن تكون موزونة حيث أن مجموع كتل المواد المتفاعلة يساوي مجموع كتل المواد الناتجة من التفاعل. وعند كتابة معادلة يجب مراعاة الشحنة لأنها تلعب دوراً في عدد الإلكترونات المفقودة أو المكتسبة..
كمثال عن ذلك، المعادلة الكيميائية لاحتراق غاز الميثان يمكن أن تكتب هكذا:
CH4 + 2 O2  أساسيات الكيمياء 83e37b7246fdfcb99b2754210ebeae27 CO2 + 2 H2O
تقول معادلة التفاعل هذه ان جزيئا واحدا من الميثان يتفاعل مع 2 جزيئ من الأكسجين وينتج جزيئ واحد من ثاني أكسيد الكربون و 2 جزيئ ماء. ويستخدم الكيميائيون لتقدير ذلك كتلة مناسبة وهي مول حيث أن 1 مول من المادة يحتوي بالتمام على عدد أفوجادرو من الجسيمات أو الجزيئات.
نعود الآن إلى تفاعلنا أعلاه فنقول أن مول من الميثان يتفاعل مع 2 مول من الأكسجين وينتج 1 مول ثاني أكسيد الكربون و 2 مول ماء.
بالجرامات :

  • المواد المتفاعلة :


1 مول ميثان = 12 + (4. 1) = 16 جرام
2 مول أكسجين = 2 (2. 16) = 64 جرام
المواد الناتجة:
1 مول ثاني أكسيد الكربون = 12 + (2. 16) = 44 جرام
2 مول ماء = 2 (16 + (2. 1)) = 36 جرام
هذه القيم هي الكتل الذرية للعناصر في التفاعل فالكتلة الذرية مثلا للهيدروجين 1 والكتلة الذرية للكربون 12 ، والكتلة الذرية للأكسجين 16.
ونجد أن كتلة المواد الداخلة في التفاعل تساوي كتلة المواد الناتجة من التفاعل ، فكلتاهما تساوي 80 جرام ، وهذا معني "توازن " معادلة التفاعل الكيميائي


تكملة معادلة التفاعل
نكمل أحيانا معادلة التفاعل بذكر طور المواد الداخلة والناتجة من التفاعل. فمثلا نكتب أكسجين (g) بمعنى غاز ، أو (s) بمعنى صلب solid أو (Aq) بمعنى محلول مائي aqueous أو(L) بمعني سائل liquid.
كما نكتب أحيانا كمية الحرارة الناشئة عن التفاعل بجانب معادلة التفاعل. تلك الحرارة تسمى انثالبي قياسي للتكوين 
ونستخدم في الكيمياء أسهم للتعبير عن اتجاه التفاعل ، ومعانيها كالآتي:

  • سهم سير التفاعل (→)


  • عدة أسهم (→ →) : تعني سريان التفاعل على خطوات حتى الحصول على النواتج.



  • تفاعل عكوس ( أساسيات الكيمياء 240800af7a8fdc7875e40cec17bf7d34) : وهو تفاعل يمكن بالتحكم في أحوال التفاعل تسييره في اتجاه اليمين أو اتجاه اليسار ,



  • أسهم حالة توازن ( أساسيات الكيمياء Ebe1915c432cf9c372b4ecfe36ff1fa2), وهي تعبر أن التفاعل يسير حتي يصل إلى حالة توازن كيميائي ، ومن صفات حالة التوازن الكيميائي أن عندها يكون معدل تكوين نواتج مساويا لمعدل تكوين المواد الداخلة في التفاعل من المركبات الناتجة (تفكك).


يمكن أيضا استخدام أسهم تؤشر إلى أعلى (غاز يتصاعد) أو إلى أسفل [مركب يترسب)  
قياس اتحادية العناصر للغازات
قياس اتحادية العناصر لغاز هو تعيين نسب المواد الداخلة في التفاعل والمواد الناتجة في معادلة كيميائية ينتج منها غازات. وعندما نفعل ذلك نفترض أن الغاز الناتج يكون غاز مثالي وأن حجم الغازات الناتجة والضغط ودرجة الحرارة معروفة. ونقوم بذلك باستخدام قانون الغازات المثالية. وأحيانا قليلة نفترض أن درجة الحرارة هي الصفر المئوي وأن الضغط هو 1 ضغط جوي عند حساب نسب المواد.
وحساب نسب المواد في تفاعل كيميائي تحل لنا مسألة عدم معرفة كميات أو أحجام الغازات الداخلة في التفاعل أو الناتجة منه.

المعادلة الكيميائية هي لغة الكيمياء، لغةٌ موّحدة يفهمها كلّ الكيميائيين في هذا العالم، إنّها من وجهة نظري إحدى النتاجات المعرفية البشرية التي تجمع كيميائي العالم في بوتقة واحدة، تتألّف المعادلة الكيميائية من مجموعة من الرموز والصيغ والأرقام، وهي تركيبةٌ علمية لها أسسها وقواعدها وتنظيماتها، من خلالها يتمّ وصف التفاعلات الكيميائية بطريقة موجزة ودقيقة، إنّها بالفعل أعجوبة في عالم الكيمياء المليء بالأعاجيب.

دعونا نأخذ مثالاً لمعادلة كيميائية مشهورة، من المعلوم أنّ غاز الهيدروجين يتفاعل مع غاز الأكسجين لإنتاج بخار الماء، هذا التفاعل من التفاعلات البسيطة التي تتم في الظروف الطبيعية وبسرعة، فغاز الهيدروجين غاز قابل للإشتعال، وغاز الأكسجين غاز يساعد على الإشتعال، ومتى ما امتزج الغازان وقُرّبت إلي الخليط شعلة فإنّ تفاعلاً لحظياً يحدث مصحوباً بانفجار. تماماً كاشتعال غاز البيوتان أو الجازولين النفطي بل أشدّ. هذا التفاعل يمكن وصفه باستخدام اللغة المكتوبة كما يلي:

غاز هيدروجين + غاز أكسجين = بخار الماء

بيد أنّ هذا الوصف وصف مطوّل وغير دقيق لا تتضح فيه تراكيب المواد، ولا كمياتها. لذلك فإنّنا نلجأ إلى تمثيل التفاعل باستخدام رموز العناصر وصيغ المركبات ليكون وصفاً مختصراً ودقيقاً. حيث تتكون لدينا المعادلة الكيميائية التي تصف هذا التفاعل الكيميائي.

الهيدروجين عنصرٌ رمزه الحرف H ويوجد في الحالة العنصرية على شكل غاز مكوّن من جزيئات ثنائية الذرّة H2 يعرف بغاز الهيدروجين، والأكسجين عنصرٌ رمزه الحرف O ويوجد أيضاً في الحالة العنصرية الطبيعية على شكل جزيئات ثنائية O2 يعرف بغاز الأكسجين (كما يوجد أيضاً على شكل جزيئات ثلاثية O3 يطلق عليه غاز الأوزون)، أمّا الماء فمركبٌ صيغته الجزيئية H2O ، وبهذا يمكن وصف التفاعل باستخدام هذه الرموز والصيغ لتكوين المعادلة الكيميائية كالتالي:

sH2 + O2 → H2O

إذاً فالمعادلة الكيميائية ماهي إلاّ وصفٌ موجز ودقيق للتفاعل الكيميائي.

وبهذا يتبين لنا أنّ المعادلة الكيميائية تتألف من طرفين، تماماً كالمعادلة الرياضية، طرفّ أيسر يحوي المواد المتفاعلة (متفاعلات) وهي في مثالنا السابق غازي الهيدروجين H2 والأكسجين O2، وطرف أيمن يحوي المواد الناتجة (نواتج) وهو الماء H2O في المثال المشروح. ( في الحقيقة يمكن أن تستخدم المعادلة الكيميائية أيضاً في وصف عمليات التفكّك والتأين، كتفّكك الأملاح وتأيّن بعض المواد في الماء). 

ونظراً لأنّ المادة يمكن أن توجد في حالة من ثلاث حالات، غاز وسائل وصلب ، فإنّه من المناسب جداً توضيح حالة المواد المشتركة في التفاعل الكيميائي سواءً كانت ضمن المواد المتفاعلة أم المواد الناتجة، عن طريق حروف صغيرة أُتفق عليها تُكتب أسفل الرمز أو الصيغة للدلالة على حالة المادة في التفاعل الكيميائي. فالحرف (g) يشير إلى الحالة الغازية، والحرف (l) يشير إلى الحالة السائلة النقية، والحرف (s) يشير إلى الحالة الصلبة، وفي الحقيقة هناك حالة رابعة يجب أخذها في الاعتبار في التفاعلات الكيميائية وهي "المحلول المائي" الذي يُشار إليه بالحرفين (aq).

إنّ من قوانين التفاعل الكيميائي التي أوجدها الله عزّ وجل في هذا الكون، قانون حفظ الكتلة، وهو في الحقيقة صورة من صور قانون أشمل وأعمّ وهو قانون حفظ المادة الذي ينصّ على أنّ المادة لا تفنى ولا تستحدث من عدم. "ففي التفاعل الكيميائي تظلّ الكتلة ثابتة قبل التفاعل وبعده، بمعنى أنّه في أيّ تفاعل كيميائي تكون كتل المواد المتفاعلة مساوية لكتل المواد الناتجة" ، لذا كان من الواجب أن يُؤخذ هذا القانون في الاعتبار عند كتابة المعادلة الكيميائية.

فبالرجوع للتفاعل السابق: 

sH2 + O2 → H2O

لاحظ أنّ كتلة المواد المتفاعلة تساوي 34 (32 + 2) وكتلة المواد الناتجة تساوي 18 (16 + 2) وعدم التساوي هذا في الكتلة يعني أنّ قانون حفظ الكتلة لا ينطبق عليها وهي بهذا تكون معادلة كيميائية غير موزونة، ويجب العمل على وزنها لتكون كتل المواد الناتجة مساوية لكتل المواد المتفاعلة.
إذاً فالمعادلة الكيميائية الموزونة هي المعادلة التي ينطبق عليها قانون حفظ الكتلة بحيث تكون كتلة المواد الناتجة تساوي كتلة المواد المتفاعلة، ويتوفّر ذلك إذا كانت عدد ذرات كل عنصر متساوية في طرفي المعادلة (الحقيقة يوجد شرط آخر في حالة المعادلات المحتوية على شحنات، فيجب أن تكون الشحنات في طرفي المعادلة متساوية في العدد وفي النوع، وسيأتي لاحقاً).

فلو نظرنا في المعادلة الممثلّة لتفاعل غازي الهيدروجين والأكسجين سنجد أنّ عدد ذرات الهيدروجين في الطرف الأيسر (2) وكذلك في الطرف الأيمن (2)، بينما نجد عدد ذرات الأكسجين في الطرف الأيسر (2) وفي الطرف الأيمن (1). ولهذا يتوجب علينا مساواة عدد ذرات الأكسجين بوضع العدد (2)قبل صيغة الماء لتصبح المعادلة كالتالي:

sH2 + O2 → 2H2O

وبهذا يصبح عدد ذرات الأكسجين متساوي في الطرفين (2) ولكن بالرجوع إلى الهيدروجين سنجد أنّ العدد أصبح (4) ذرات في الطرف الأيمن وهذا يوجب علينا وضع عدد (2) قبل صيغة غاز الهيدروجين في الطرف الأيسر لتصبح المعادلة بهذا الشكل:

s2H2 + O2 → 2H2O
بهذا نكون قد ساوينا عدد ذرات العنصرين في طرفي المعادلة لتكون معادلة كيميائية موزونة. وبكتابة حالات المادة كما سبق توضيحه فإنّنا نحصل على معادلة كيميائية موزونة وكاملة. 

s2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)s
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 2:57

المدار الجزيئى


المدار الجزيئي هو دالة رياضية تصف السلوك الموجي للإلكترون في جزيء ما.
يمكن استخدام هذه الدالة لحساب وتحديد الخصائص الفيزيائية والكيميائية للجزيء، كما يمكن بواسطتها تععين احتمالية وجود إلكترون في منطقة ما حول الذرات المكونة للجزيء.
كلمة مدار ابتدعها الكيميائي روبرت موليكن أثناء ترجمته لمصطلح 'Eigenfunktion' الذي استعمله إرفين شرودنغر خلال أبحاثه في ميكانيكا الكم.
تنشأ المدارات الجزيئية من اندماج المدارات الذرية بحيث تحصل عملية تهجين لهذه المدارات
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 2:58

المادة

المادة في الفيزياء الكلاسيكية هي كل ما له كتلة وحجم ويشغل حيزاً من الفراغ. وللمادة خصائص مختلفة تشمل الحجم والكتلة والكثافة. وتشكل بذلك ما يعرف بالكون الملموس. لكن يستحيل حالياً تعريف المادة بهذا الشكل لسقوط الفاصل بين المادة والطاقة طبقا لمعادلة آينشتاين الشهيرة E=mc 2 . المادة هي جزء من كوننا، ولا يُمكن إطلاق هذا المطلح على ما وراءه. ويُعتقد حالياً أن المادة تُشكل 27% من كلتة الكون، 4% فقط هي المادة الطبيعية، والتي تنقسم إلى نوعين رئيسيّين: مادة مضيئة وغير مضيئة، وتُشكل الأولى 0.4% من كتلة الكون، في حين أن الثانية تُشكل 3.6% من كتله. أما الـ23% الأخرى فهي المادة المظلمة، والـ73% الباقية هي الطاقة المظلمة. المادة يُمكن أن تكون في حالات مختلفة تحدد هيأتها، وحالات المادة الطبيعية هي بشكل رئيسي أربعة: الصلبة والسائلة والغازية والبلازما. في حين أنه توجد بعض الحالات التي أُنتجت مخبرياً ولا توجد في الطبيعة. وإضافة إلى هذه، توجد بعض الحالات الطبيعية النادرة، والتي لا توجد إلا في أماكن خاصة، مثل نوى النجوم النيوترونية، والتي تكون المادة فيها مسحوقة بسبب الكثافة الشديدة للنجم وتشكل حالة جديدة من المادة.
تتكون المادة من جسيمات بالغة الصغر تسمى الجزيئات، وهي عبارة عن تجمعات لجسيمات أصغر هي الذرات. وتلك بدورها تتكون من جسيمات أصغر. ويُعتقد حالياً أن المادة تتكون من أجسام صغيرة جداً لا تتجزأ، حيث أنها لا تتكون من جسيمات أصغر بل هي أصغر شيء. وتسمى هذه الجسيمات بـ"الجسيمات الأولية"، ومع هذا فليس من المُثبت بعد أنها فعلاً أصغر الأجسام المكوّنة للمادة. تنقسم الجسيمات الأولية إلى ثلاثة أقسام: الكواركات واللبتونات والبوزونات (والأخيرة لا تشمل الجسيمات الأولية فحسب، بل أيضاً جسيمات مركبة).
حالات المادة
حالة المادة هي الصفة الفيزيائية للمادة والتي تشير إلى شكل الترابط بين جزيئاتها.
الحالات الممكنة للمادة
الحالات الممكنة للمادة في الطبيعة هي الغازية والسائلة والصلبة،وحديثاً تم تصنيف البلازما على إنها صنف من إحدى حالات المادة.
طبيعة حالات المادة
الغاز هو أحد حالات المادة، ومثل السوائل فإن الغازات تصنف على إنها من الموائع: أي إن لها قابلية للجريان ولا تقاوم تغيير شكلها، بالرغم من أن لها لزوجة. وعلى غير ما يحدث في السوائل، فإن الغازات الحرة لا تشغل حجماً ثابتاً ولكنها تملأ أي فراغ تشغله.
طاقة حركة الغازات هي ثاني أهم شيء قي حالات المادة (بعد طاقة البلازما). ونظراً لزيادة طاقة حركة الغازات فإن جزيئات وذرات الغازات تميل لأن تجتاز أي سطح يحتويها، ويزداد هذا النشاط بزيادة طاقتها الحركية. ويوجد مفهوم خطأ يقول بأن اصطدام الجزيئات ببعضها ضروري لمعرفة ضغط الغاز، ولكن الحقيقة هي أن سرعاتها العشوائية كافية لتحديد كمياتها، فالاصطدامات بين الجزيئات مهمة فقط للحصول على توزيع ماكسويل-بولتزمان.
تم اشتقاق كلمة غاز عن طريق عالم كيمياء فلمنكي كتعبير عن نطقه للكلمة الإغريقية كاوس.
تتفرق جسيمات الغاز بطريقة معاكسة لجسيمات السوائل، التي تتلامس. فجسيم مادي (مثلاً ذرة غبار) في الغازات تتحرك في حركة بروانية. وحيث إنه لا توجد تقنية حالية تمكننا من ملاحظة حركة جسيم غازي محدد (ذرات أو جزيئات)، فإن الحسابات النظرية فقط هي التي تعطي اقتراحات عن كيفية تحركها، ولكن حركتها تختلف عن الحركة البروانية. والسبب في هذا أن الحركة البروانية تتضمن انزلاقاً سلساً تحت تأثير قوى الاحتكاك بين جزيئات الغاز بينما لها اصطدامات عنيفة بين جزيء أو جزيئات الغاز مع الجسيم. الجسيم (غالباً يتكون من ملايين أو بلايين الذرات) يتحرك في أشكال حادة، وحتى الآن لا يوجد حدة تم توقعها لمتابعة جزيء غازي محدد
هي حالة متميزة من حالات المادة يمكن وصفها بأنها غاز متأين تكون فيه الإلكترونات حرة وغير مرتبطة بالذرة أو بالجزيء (أي أن الذرة تكون بروتونات ونيوترونات دون إلكترونات). على النقيض من الغازات فإن للبلازما صفاتها الخاصة. يؤدي التأين لخروج واحد أو أكثر من الإلكترونات عند تسليط حرارة أو طاقة معينة. هذه الشحنة الكهربائية تجعل البلازما موصلة للكهرباء ولذلك ستستجيب بقوة للمجال الكهرومغناطيسي. ومن أمثلة البلازما البرق وسطح الشمس

البلازما
هي حالة متميزة من حالات المادة يمكن وصفها بأنها غاز متأين تكون فيه الإلكترونات حرة وغير مرتبطة بالذرة أو بالجزيء (أي أن الذرة تكون بروتونات ونيوترونات دون إلكترونات). على النقيض من الغازات فإن للبلازما صفاتها الخاصة. يؤدي التأين لخروج واحد أو أكثر من الإلكترونات عند تسليط حرارة أو طاقة معينة. هذه الشحنة الكهربائية تجعل البلازما موصلة للكهرباء ولذلك ستستجيب بقوة للمجال الكهرومغناطيسي. ومن أمثلة البلازما البرق وسطح الشمس
الميوعة الفائقة
الميوعة الفائقة هي حالة من حالات المادة تأخذ فيها بعض السوائل خواصاً غريبة عن المألوف. اكتشفت هذه الحالة لأول مرة في الهيليوم السائل عند درجة حرارة 2.17 كلفن. وهي تظهر في النظيرين هيليوم-4 وهيليوم-3 حيث يختفي الاحتكاك الداخلي للسائل تماماً وتصل لزوجة السائل إلى الصفر. وبهذا لا تلتصق هذه السوائل بأي مادة، كما أنها تستطيع بشكل شديد الغرابة العبور عبر مواد تحجز السوائل العادية وتمنعها من التدفق، ومع ذلك فإن هذا لا يؤثر على سرعتها. وقد اكتشف هذه الحالة العلماء: "بيوتر كابيتسا" و"جون آلان" و"دون ميسينر" عام 1937
الكثافة الفرميونية
هي حالة من الميوعة الفائقة تتشكل بواسطة فرميونات عند درجة حرارة متدنية جداً. وهي مشابهة لكثافة بوز-آينشتاين وتحدث تحت ظروف مشابهة. لكن على عكسها، تتكون الكثافة الفروميونية من فرميونات لا بوزونات
كثافة بوز-آينشتاين
هي حالة من الميوعة الفائقة تتشكل بواسطة بوزونات عند درجة حرارة قريبة جداً من الصفر المُطلق (على عكس "الكثافة الفرميونية" التي تتشكل من فرميونات). وفي المواد قليلة الكثافة، تحدث عند درجة حرارة 10−5 ك أو أقل. وتحت مثل هذه الظروف، يشغل جزء كبير من البوزونات أقل حالة كمومية للكمون الكيميائي الخارجي، وعند هذه النقطة تصبح التأثيرات الكمومية ظاهرة بالمقاييس المجهرية.
تم إثبات كثافة بوز-آينشتاين تجريبياً لأول مرة بواسطة مجموعات علمية مختلفة خلال عام 1995، حيث تم تجريبها على الروبيديوم والصوديوم والليثيوم، باستخدام الليزر والتبريد بالتبخير. وقد تم تجريبها على الهيدروجين الذري في عام 1998.
نواة نجم نيوتروني
 أساسيات الكيمياء 200px-Neutron_star_cross-section
نموذج للبنية الداخلية لنجم نيوتروني (وتوجد نماذج أخرى) على عُمق 10 كم تصبح النواة سائلاً فائق الميوعة يتكوّن بشكل أساسي من النيوترونات. بسبب الكثافة الشديدة لنوى النجوم النيوترونية، فإن المادة فيها هي في حالة مختلفة عن أي حالة أخرى من حالات المادة. النجوم النيوترونية تملك كتلة بين 1.5 و3 كتلة شمسية وقطراً متوسطه هو 12 كم ، وتكتسب بهذا كثافة هائلة تجعل الإلكترونات والبروتونات في نواتها تنسحق إلى نيوترونات. والنيوترونات من الفرميونات، وبهذا فهي تمنع النواة من الانهيار بمبدأ الاستبعاد الباولي، مُشكلة بذلك ما يُدعى بـ"المادة النيوترونية المُنحلّة" (وهي حالة خاصة من المادة لا توجد إلا في نوى النجوم النيوترونية)

بلازما الكوارك-غلوون
الغلوون هو الجسيم الأولي المسؤول عن تكوين التفاعل بالقوة النووية الشديدة بين الجسيمات، وهو المسؤول عن ربط البروتونات والنيوترونات في نواة الذرة. بلازما الكوارك-غلوون هي حالة افتراضية للمادة لم ترصد سابقاً في الطبيعة وأيضاً لم يتم إنتاجها في المختبرات، ويُعتقد أنها كانت موجودة في الفترة المبكرة من عمر الكون عند مستويات طاقة عالية جداً يُعتقد أن القوة النووية الشديدة تصبح ضعيفة جداً، حيث تتحطم نواة الذرة إلى حزم من الكوراكات تتحرك وحدها، وهذا ما يُميز بلازما الكوارك-غلوون عن البلازما العاديّة
الألمنيوم الشفاف
في عام 2009، قام علماء من جامعة أوكسفورد بقيادة فريق دولي استخدام ليز "فلاش" في هامبورغ-ألمانيا لصنع حالة جديدة من المادة، وهي "الألمنيوم الشفاف". وباستخدام "فلاش" ليزر قصير النبض، قاموا بإزالة إلكترون من كل ذرة ألمنيوم، لكنهم لم يدمروا أو يخلخلوا بنيتها الجوهرية. والنتيجة كانت ألمنيوماً خفيا تقريبا بالأشعة فوق البنفسجية (أي أنه يُمكن لمعظمها المرور عبره). ويعتقد العلماء الذين ساهموا في الاكتشاف أنه سوف يقود إلى بحوث أكبر تتعلق بعلم الكواكب والاندماج النووي. وقد دام التأثير على الألمنيوم لمدة 40 فيمتوثانية (أي أن تحوله إلى شفاف دام لهذه المدة فقط).
بنية المادة وتركيبها
الجزيئات والذرات
كل المواد في العالم تتكون من أجسام متناهية الصغر تسمى "الذرات". كل ذرة تتشكل من نواة (تتكون من نيوترونات وبروتونات) وتدور حولها أجسام تسمى الإلكترونات. وما يَحكم نوع الذرة (أي العنصر الذي تنتمي إليه) هو عدد البروتونات فيها، بينما الإلكترونات لا تؤثر إلا على استقرار الذرة وبعض الأمور الأخرى التي لا تحكم نوعها. أما النيوترونات فهي أيضاً لا يُمكن أن تغير نوع العنصر الذي تنتمي إليه الذرة إن تغير عددها، لكن لها بعض التأثير، وإذا ما كانت هناك ذرتان لنفس العنصر بعددي نيوترونات مختلفين فحينها يُسمّيان "نظيرين" . وكل عنصر يملك العديد من النظائر، والتي تُسمى بالأرقام (أي لا توجد لها أسماء أو رموز خاصة، بل يُشار إليها بالأرقام مثل "نظير الهيليوم-3").
الذرات لا يُمكن أن تستقر بأي عدد لكل من الجسيمات الثلاث التي تكوّنها. وإلا لكانت توجد ملايين العناصر في الكون، لكن في الواقع، العناصر الطبيعية في الكون هي 92 فقط (وتوجد بعض العناصر التي أنتجت في المختبرات). والسبب أنه لا يُمكن للذرة أن تحظى بالاستقرار بعدد بروتونات أعلى من 92، حيث تنحلّ إلى عناصر أخف. وأيضاً، في معظم الذرات يكون عدد الإلكترونات والبروتونات متساوياً، وذلك لأن شحنة الإلكترون هي 1- ش.أ، بينما شحنة البروتون هي 1+ ش.أ. وبما أن النيوترونات متعادلة الشحنة، فعندما يستاوى عدد البروتونات والإلكترونات في الذرة تصبح متعادلة الشحنة، وهذا يجعلها مستقرة. بينما تميل معظم الذرات غير متعادلة الشحنة إلى الانقسام إلى عناصر أبسط وإضافة إلى ذلك، فلاستقرار الذرة يجب أن يكون هناك عدد كاف من النيوترونات في النواة. والسبب هو أن البروتونات موجبة الشحنة ومن ثم فإنها تتنافر، وتحتاج عدداً من النيوترونات لكي تحفظها معاً أما عن طريقة حفظ النيوترونات للبروتونات متجمعة في النواة، فهذا يتم بالتفاعل بالقوة النووية الشديدة والتي يحملها كلا البروتونات والنيوترونات (بحملهم للغلوونات).
وتكون الذرات مترابطة مع بعضها في ما يُعرف بـ"الجزيئات". كل مادة لها جزيء مختلف عن المواد الأخرى. وتشكيلة الذرات في الجزيء هي التي تحكم خصائص المادة. أحيانا يحتوي الجزيء على ذرات لعناصر مختلفة، وحينها يُسمى "مركباً". فمثلاً، الهواء هو مركب ، لأن جزيء الهواء يحتوي على عناصر عديدة منها الأوكسجين والنيتروجين وثاني أكسيد الكربون وهناك جزيئات بسيطة بحيث تتكون من بضع ذرات فقط، مثل جزيء الماء الذي يتكون من ثلاث ذرات (ذرتا هيدروجين وذرة أوكسجين) بينما توجد جزيئات غاية في التعقيد، وأعقد الجزيئات المعروفة هو جزيء البروتين، حيث يتكون من عشرات أو حتى مئات آلاف الذرات
المادة المضادة
هي مادة تتكون من جسيمات مضادة أي أن نواتها تكون سالبة الشحنة بينما تكون إلكتروناتها موجبة الشحنة ولا توجد المادة المضادة علي الأرض طبيعيا الا لفترات محدودة للغاية وفي ظروف محدودة نتيجة الاشعاع النووي والاشعة الكونية وذلك لأن جسيمات المادة المضادة حينما تتلاقي مع جسيمات المادة العادية فإنهما تتلاشيا معا مخلفة أشعة جاما وأزواج من الجسيمات والجسيمات المضادة.
المادة المعتمة والطاقة المظلمة
 أساسيات الكيمياء 300px-Matter_Distribution
خريطة توضح أجزاء الطاقة في الكون بأنواعها المختلفة. المادة الطبيعية قسمت إلى مادة مضيئة (النجوم

والغازات المضيئة و 0.005% إشعاع) والمادة الغير مضيئة (غاز مجري وحوالى 0.1% نيوترينات 0.04% ثقوب سوداء عظيمة الكتلة).
في علم الفلك المادة المعتمة تعبير أطلق علي مادة مفترضة لا يمكن قياسها إلا من خلال تأثيرات الجاذبية الخاصة بها والتي بدونها لا تستقيم حسابيا العديد من نماذج تفسير الانفجار الأول للكون وحركة المجرات. ويعتقد ان هذه المادة تتكون من جسيمات لايمكن قياسها بالإمكانات العلمية الحالية أو أنها تقع في أبعاد أخرى غير الأبعاد الأربعة المعروفة.
بينما الطاقة المظلمة، أحد الأشكال الافتراضية للطاقة التي تملأ الفضاء والتي تملك ضغطاً سالبا. وفق النسبية العامة، تأثير مثل هذا الضغط السالب يكون مشابها كيفيا لقوة معاكسة للجاذبية في المقاييس الكبيرة. افتراض مثل هذا التأثير هو الأكثر شعبية حاليا لتفسير تمدد الكون بمعدل متسارع، كما يشكل تفسيرا معقولا لجزء كبير من المادة المفقودة في الفضاء الكوني.
قرين المادة
في النصف الأول من القرن العشرين كان أحد الفيزيائين الإنجليز – واسمه ديراك Dirak - يقوم بأبحاث على معادلات الالكترونات، والالكترونات كما نعلم هي الجسيمات السالبة الشحنة التي تدور حول نواة الذرة، وفي أثناء قيامه بهذه الأبحاث اكتشف أن المعادلات لها حلين وليس حل واحد. وأي واحد منا تعامل مع معادلات الدرجة الثانية يستطيع أن يدرك بسهولة هذا الموقف. فمعادلات الدرجة الثانية تحتوي على مربع كمية مجهولة، والكمية المربعة دائما موجبة، فحاصل ضرب 2x2 يعطى 4 كذلك حاصل ضرب 2-2x- يعطى أيضا نفس النتيجة. ومعنى ذلك أن الجذر التربيعي لــ 4 هو أما 2 أو - 2. وقد كانت معادلات ديراك أكثر تعقيدا من هذا المثال ولكن المبدأ هو نفسه، فقد حصل على مجموعتين من المعادلات إحداهما للاكترونات السالبة الشحنة والأخرى لجسم مجهول ذو شحنة موجبة. وقد قام ديراك ببعض المحاولات الغير ناجحة لتفسير سر هذا الجسيم المجهول، فقد كان يؤمن بوجوده، ولكن الفيزيائيين تجاهلوا بعد ذلك فكرة وجود جسيم موجب الشحنة ممكن أن يكون قرينا للالكترونات تماما كما يتجاهل المهندس الذي يتعامل مع معادلات الدرجة الثانية الحلول التي تعطى أطوالا أو كتلا سالبة.
وبعد عدة سنوات من أعمال ديراك النظرية وفي أوائل الثلاثينات اكتشفت أثار هذا الجسيم المجهول في جهاز يسمى بغرفة الضباب (cloud chambre)، وعند دراسة تأثير المجال المغناطيسي على هذه الآثار اكتشف أن كتلة ذلك الجسيم تساوي كتلة الالكترون وانه يحمل شحنة موجبة ومساوية لشحنة الالكترون وعندئذ سمى هذا الجسيم بقرين الالكترون (Antielectron) أو بالبوزيترون (Positron) ومن ثم بدأ البحث عن قرائن الجسيمات الأخرى فمعنى وجود قرين للالكترون وجود قرائن للجسيمات الأخرى، وفعلا بدأ اكتشاف هذه القرائن الواحد يلي الآخر وبدأ تقسيمها إلى أنواع لن ندخل في تفاصيلها وسوف نكتفي بذكر نتيجتها النهائية وهي وجود قرين لكل جسيم بل ولكل جسم.
واكتشاف قرين المادة يخبرنا باحتمال وجود عالم آخر يناظر عالمنا المادي ويتكون من قرائن الجسيمات أي من قرين المادة. أي هو هذا العالم الذي يتكون من قرين المادة ؟ هذا هو السؤال الذي لم يستطع أحد الإجابة عليه، فالأرض تتكون أساسا من مادة وليس من قرائن المادة، أما قرائن المادة التي يتم إنتاجها في الأشعة الكونية (cosmic rays) أو في معجلات الجسيمات (Particle accelerator) لا تعيش مدة طويلة في الأجواء الأرضية، فبمجرد أن تنخفض سرعتها بعض الشيء تحتم عليها أن تواجه مصيرها المؤلم الذي لا تستطيع الفرار منه وهو المحق أو الإبادة بواسطة المادة المقابلة لها التي تملأ أجواء الأرض. فعندما يتقابل الجسيم مع قرينه أو المادة مع قرينها يبدد كل منهما الآخر ويختفي الاثنان في شيء يشبه الانفجار متحولين كليهما إلى طاقة معظمها في صورة أشعة جاما

وسنتعرف أكثر على تعريف المادة فى موسوعة الفيزياء
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:00

المادة الكيميائية

المادة الكيميائية عبارة عن مادة لها تركيب كيميائي محدد. يمكن أن تكون المادة الكيميائية نقية (عناصر أو مركبات) أو مزيج، كما أنها يمكن أن تتواجد في أطوار المادة الثلاثة (غاز أو سائل أو صلب)، كما يمكنها أن تتحول بين هذه الأطوار باختلاف الضغط ودرجة الحرارة.
أي كمية من أي مادة كيميائية يكون لها كتلة، وتشغل حيزاً من الفراغ، ولها طاقة داخلية.
يعد الماء النقي من الأمثلة الشائعة عن المواد الكيميائية، حيث أن لديه نفس الخواص ونسبة الهيدروجين إلى الأكسجين نفسها وذلك بغض النظر عن منشأ العينة إن كان طبيعياً من نهر جار ٍأو مصطنعاً في مختبر كيميائي.
أمثلة أخرى تتضمن الماس والذهب والسكر وملح الطعام.






الكتلة الجزيئية أو الوزن الجزيئى




الكتلة الجزيئية لمادة (أحيانا يطلق عليها الوزن الجزيئي) هى كتلة جزيء من هذه المادة, منسوبة إلى وحدة الكتل الذرية (u والتى تساوي 1\12 من كتلة ذرة من الكربون-12).
ويمكن حساب الكتلة لجزيئية على أنها مجموع الأوزان الذرية للذرات الموجودة فى أى جزيء. كما يمكن قياس الكتلة الجزيئية مباشرة بإستخدام مطياف الكتلة. وفى مطياف الكتلة, الكتلة الجزيئية للجزيئات الصغيرة ( أقل من تقريبا 200 ذرة لعنصر معين) تكون دقيقة, أى أنها تكون مجموع أكثر نظائر هذا العنصر تواجدا. وللجزيئات الأكبر, فإنها تكون متوسطة, أو يتم حسابها بإستخدام الكتلة الجزيئية للعنصر أو بإستخدام الجدول الدوري, حيث أنه يوجد إحصائيات لتوزيع الذرات ممثلة نظائر الجزيء.
الكتلة المولية لمادة تساوي عدديا الكتلة الجزيئية, ولكن يعبر عنها بوحدات الكتلة لكل مول, عادة ما تكون g/mol (جرام لكل مول).

فمثلا: الكتلة الذرية للهيدروجين تساوي 1.00784 وللأكسجين 15.9994 وحدة كتل ذرية, وعلى هذا, فإن الكتلة الجزيئية للماء والتى لها الصيغة الجزيئية H2O تكون (2 × 1.00784 ) + 15.9994 = 18.01508 u. وعلى هذا, فإن مول واحد من الماء يزن 18.01508 جرام. وعموما, فإن الكتلة الصحيحة للهيدروجين-1 (أكثر النظائر وجودا) تساوي 1.00783, وللأكسجين-16 (أكثر النظائر وجودا) تساوي 15.9949, وعلى هذا فإن كتلة أكثر جزيئات الماء تواجدا تساوي 18.0105 u.
الكتلة الجزيئية أو الكتلة المولية تستخدم فى حسابات القياس الكمي.
وحيث أن الجزيئات تكونت من تفاعل كيميائي, وليس عن طريقتفاعل نووي, فإن الكتلة الجزيئية لجزيء تساوي بالضبط مجموع الاوزان الذرية للذرات المكونة له.
الوزن الجزيئي الجراميهو الوزن الجزيئي لمركب كيمسائي معبرا عنه بالجرامات. وعلى هذا فإن الوزن الجزيئي لكربونات الكالسيوم يساوي 100, ويكون الوزن الجزيئي الجرامي يساوى 100 جرام. ويستخدم الوزن الجزيئي الجرامي خاصة لحساب تركيز المحاليل. وعلى ذلك فإن المحلول المولي يحتوى على الوزن الجزيئي الجرامي لمادة كيماوية مذابة لتحضير لتر من المحلول







الرقم الذرى

الرقم الذري (Z) هو مصطلح يستخدم في الكيمياء والفيزياء ليمثل عدد البروتونات الموجودة في نواة الذرة. في الذرة المتعادلة الشحنة، يكون عدد الإلكترونات مساو للرقم الذري.
و يمثل الرقم الذري عدد العناصر الموجودة في الجدول الدوري. حينما قام مندليف بترتيب العناصرالكيميائية المعروفة طبقا لتماثلها في الخواص الكيميائية لوحظ أن ترتيبها طبقا للكتلة الذرية قد أدى لحدوث بعض الاختلافات. اليود والتيلوريم، لو تم ترتيبه طبقا للكتلة الذرية فسيكون مكانهم خطأ، ولكن عند ترتيبهم طبقا للرقم الذري أدى ذلك لتطابق خواصهم الكيميائية مع الترتيب. وقد لوحظ أن رقم الكتلة يتناسب تقريبا مع كتلة الذرة، ولكن ظهور بعض الاختلافات قد عكس وجود ارتباط لبعض الخواص الأخرى غير الكتلة.
و قد تم تفسير هذا الانحراف أخيرا بواسطة هنري موزلي في عام 1913. فقد اكتشف موزلي علاقة واضحة بين حيود أشعة إكس لطيف العناصر والمكان الصحيح لهذه العناصر في الجدول الدوري. وقد تم لاحقا توضيح أن الرقم الذري يطابق الشحنة الكهربية في النواة أي بمعنى آخر عدد البروتونات. وهي الشحنة التي تعطي العناصر خواصها الكيميائية، وليس الكتلة الذرية.
الرقم الذري يتناسب إلى حد كبير مع عدد الكتلة (و يجب عدم الخلط بينهما) والذي يمثل عدد البروتونات والنيوترونات في نواة الذرة. عدد الكتلة غالبا ما يأتي بعد اسم العنصر، فمثلا كربون-14 (والذي يستخدم لحساب الزمن بالكربون).
الخواص الكيميائية
لكل عنصر مجموعة من الخواص الكيميائية التي تعتمد على عدد الالكترونات المتواجدة في الذرة المتعادلة، ويرمز له Z. ويتبع ترتيب هذه الالكترونات مبادئ ميكانيك الكم. ويمثل عدد الالكترونات في كل مدار الكتروني للعنصر وخصوصاً المدار الخارجي، العامل الرئيسي في تحديد سلوك التآصر لذلك العنصر. لذا فإن العدد الذري هو الوحيد الذي يحدد الخواص الكيميائية للعنصر، ولهذا السبب يمكن تعريف العنصر بأنه يحوي على أي مزيج من الذرات لها عدد ذري معين.
عناصر جديدة
يتم الاعتماد على الأعداد الذرية عند التقصي عن عناصر جديدة، ففي عام 2010 تم تعيين الأعداد الذرية 1 إلى 118. وتتم عملية إنتاج عناصر جديدة عن طريق قصف ذرات العناصر الثقيلة بالأيونات، كأن يكون حاصل جمع العدد الذري للعنصر والأيون مساوياً للعدد الذري للعنصر الجديد. وبشكل عام فإن عمر النصف يصبح أقصر بزيادة العدد الذري، لذا فقد تتواجد جزيرة الثبات لنظائر غير مكتشفة لأعداد معينة من البروتونات والنيوترونات.
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:01

الروابط الكيميائية


الرابطة الكيميائية هي ظاهرة تواجد الذرات متماسكة معا في الجزيء أو البلورة. وجميع الروابط الكيميائية ترجع لتفاعل الإلكترونات الموجودة في الذرة. وهذه الإلكترونات جزء من المدار الذري للذرة . ولكن في الرابطة تقوم الإلكترونات بتكوين مدار جزيئي بين ذرتين أو أكثر ويتماسك الجزيئ . تفاعلات الإلكترونات تنشأ من القوة الكهرومغناطيسية حيث تتآثر الإلكترونات (سالبة الشحنة) مع نواة الذرة (موجبة الشحنة) وكذلك تتآثر فيما بينها ، فتنشأ الروابط بين الذرات ، وبعض الخصائص الأخرى مثل المغناطيسية . وتكوّن الذرات رابطة في حالة أن تكون طاقتها بعد الارتباط أقل من طاقتها قبل الارتباط . تتحرك الإلكترونات في الذرة والجزيئات في مستويات للطاقة.
أنواع الروابط الكيميائية
وهناك 4 أنواع مختلفة من الترابط الكيميائي تستخدم لتصنيف أنواع التفاعلات الذرية. وهذه التصنيفات يتم تعريفها بواسطة التوزيع الإلكتروني ومستويات الطاقة.
ويقال للإلكترونات الموجودة في المدار الجزيئي لرابطة أنها "متمركز" على ذرة/ذرات معينة, أو "غير متمركزة" بين ذرتين أو أكثر. ونوع الرابطة بين ذرتين يعرف بتمركز الكثافة الإلكترونية أو عدم تمركزها بين ذرات المادة.
وعديد من المركبات ترتبط عن طريق الرابطة التساهمية. ويمكن توقع بناء هذه الجزيئات باستخدام نظرية تكافؤ الرابطة, ونسبة الذرات المتضمنة يمكن تفهمها أبضا عن طريق بعض المفاهيم مثل رقم التأكسد. والمركبات الأخرى التي يكون بنائها أيوني (رابطة أيونية) يمكن تفهم تركيبها عن طريق نظريات الفيزياء التقليدية. وعموما, فإن المركبات الأكثر تعقيدا مثل المعقدات الفلزية تحتاج كيمياء الكم لتفهمها.
وفى حالة الرابطة الأيونية تكون معظم الإلكترونات متمركزة حول ذرات معينة, ولا تنتقل الإلكترونات بين الذرات كثيرا. وعن طريق تعيين شحنة كل ذرة يمكن تعريف التوزيع المدارات الجزيئية لها. وتتميز القوة بين الذرات (أو الأيونات) بكمية موحدة الخواص من الجهد الكهربي الساكن.
وبالعكس, ففى الترابط التساهمي, تكون الكثافة الإلكترونية بين الروابط غير راجعة لذرات معينة, ولكن تكون في حالة عدم تمركز في الماردرات الجزيئية بين الذرات. كما تساعد نظرية الاندماج الخطي للمدارارت الجزيئية المشهورة, على وصف بناء المدارات الجزيئية والطاقات باستخدام المدارات الذرية للذرات الآتية منها. وبعكس الرابطة الأيونية النقية, فإن الرابطة التساهمية يمكن ان يكون له تباين خواص مباشر.
يمكن للذرّات أيضاً أن تكوّن روابط وسيطة بين الرابطة التساهمية والأيونية. وهذا لأن هذه التعريفات مبنية على درجة عدم تمركز الإلكترونات. فيمكن للإلكترونات أن تكون غير متمركزة جزئياً بين الذرات, ولكن تقضي وقتاً أطول حول ذرة معين أكثر من ذرة أخرى. وهذا النوع من الترابط غالبا ما يسمى تساهمي قطبي
جميع هذه الروابط تكوّن قوى "بين" الجزيئات وتقوم بإمساك الذرات معا في الجزيء. يوجد قوى بيج جزيئية والتي تسبب تجاذب أو تنافر الجزيئات. تتضمن هذه القوى التجاذب الأيوني, الرابطة الهيدروجينية, وتجاذب ثنائي قطبي-ثنائي قطبي, وتجاذب ثنائي قطبي محثوث.
يعتبر كتاب لينوس باولينج "طبيعة الرابطة الكيميائية" أفضل كتاب على الإطلاق تحدّث عن موضوع الروابط الكيميائية


رابطة تساهمية


 أساسيات الكيمياء ArCovalent
الرابطة التساهمية بين الهيدروجين والكربون في جزيء الميثان. أحد طرق تمثيل الرابطة التساهمية في جزيء عن طريق النقط وعلامات إكس


الرابطة التساهمية (بالإنجليزية: Covalent bond) هي أحد أشكال الترابط الكيميائي وتتميز بمساهمة زوج أو أكثر من الإلكترونات بين الذرات, مما ينتج عنه تجاذب جانبي يعمل على تماسك الجزيء الناتج. تميل الذرات للمساهمة أو المشاركة بإلكتروناتها بالطريقة التي تجعل غلافها الإلكتروني ممتليء. وهذه الرابطة دائما أقوى من القوى بين الجزيئية, الرابطة الهيدروجينية, كما أنها تماثل الرابطة الأيونية في القوة وأحيانا تكون أقوى منها.
تحدث الرابطة التساهمية غالبا بين الذرات التي لها سالبية كهربية متماثلة (عالية), حيث أنه تلزم طاقة كبيرة لتحريك إلكترون من الذرة. الرابطة التساهمية غالبا ما تحدث بين اللا فلزات, حيث تكون الرابطة الأيونية أكثر شيوعا بين الذرات الفلزية والذرات اللا فلزية.
تميل الرابطة التساهمية لأن تكون أقوى من أنواع الروابط الأخرى, مثل الرابطة الأيونية. وبعكس الرابطة الأيونية, حيث ترتبط الأيونات بقوى كهرساكنة غير موجهة, فإن الرابطة التساهمية تكون عالية التوجيه. وكنتيجة, الجزيئات المرتبطة تساهميا تميل لأن تتكون في أشكال مميز


تاريخ الرابطة التساهمية
فكرة الترابط التساهمي يمكن أن ترجع إلى جيلبرت إن لويس, والذي قام في عام 1916 بوصف مساهمة أزواج الإلكترونات بين الذرات. وقد قام باقتراح ما يسمى ببناء لويس أو الشكل الإلكتروني النقطي والذي يكون فيه إلكترونات التكافؤ (الموجودة في غلاف التكافؤ) ممثلة بنقط حول الرمز الذري. وتكون ازواج الإلكترونات الموجودة بين الذرات ممثلة للروابط التساهمية. كما أن الأزواج العديدة تمثل روابط عديدة, مثل الرابطة الثنائية أو الثلاثية. وبعض الأشكال الإلكترونية النقطية ممثلة في الشكل المجاور. وطريقة أخرى لمتثيل الرابطة هي تمثيلها كخط, موضحة بالأزرق.
بينما أن قكرة تمثيل أزواج الإلكترونات تعطى طريقة مؤثرة لتصور الرابطة التساهمية, فإن دراسات ميكانيكا الكم تحتاج لفهم طبيعة تلك الرابطة وتوقع تركيب وخواص الجزيئات البسيطة. وقد قام كل من والتر هتلر وفريتز لندن بعمل أول توضيح ناجح من وجهة نظر ميكانيكا الكم للترابط الكيميائي, وخاصة للهيدروجين الجزيئي، في عام 1927. وقد كان عملهم مبنيا على أساس تصور رابطة التكافؤ, والذي إفترض أن الرابطة الكيميائية تتكون عندما يكون هناك تداخل جيد بين المدارات الذرية للذرات المساهمة. وهذه المدارات الذرية تعرف بأن بينها وبين بعضها زاوية محددة, وعلى هذا فإن تصور رابطة التكافؤ يمكن أن تتوقع زوايا الروابط بنجاح في الجزيئات البسيطة. عادة ما تكون هذه الرابطة بين الافليزات فقط
ترتيب الرابطة
ترتيب الرابطة هو مصطلح علمي لوصف عدد أزواج الإلكترونات المتشاركة بين الذرات المكونة للرابطة التساهمية. وأكثر أنواع الرابطة التساهمية شيوعا هو الرابطة الأحادية, والتي فيها يتم المشاركة بزوج واحد فقط من الإلكترونات. كل الروابط التي بها أكثر من زوج من الإلكترونات تسمي روابط تساهمية متعددة. المشاركة بزوجين من الإلكترونات تسمى رابطة ثنائية, والمشاركة بثلاثة أزواج تسمىرابطة ثلاثية. ومثال للرابطة الثنائية في حمض النيتروس (بين N و O), ومثال للرابطة الثلاثية سيانيد الهيدروجين (بين C و H).
الرابطة الأحادية يكون نوعها رابطة سيجما, والرابطة الثنائية تكون واحدة سيجما وواحدةباي, والرابطة الثلاثية تكون واحدة سيجما وإثنين باي.
الروابط الرباعية, رغم ندرتها, فإنها موجودة. فكل من الكربون والسيليكون يمكن أن يكونا مثل هذه الرابطة نظريا. ولكن الجزيء الناتج يكون غير مستقر تماما. وتلاحظ الروابط الرباعية الثابتة في الروابط فلزات انتقالية-فلزات انتقالية, وغالبا ما تكون بين ذرتين من الفلزات الانتقالية في المركبات العضوفلزية (organometallic).
الروابط السداسية تم ملاحظتها أيضا في الفلزات الانتقالية في الحالة الغازية ولكنها نادرة أكثر من الرباعية.
كما أنه توجد حالة خاصة من الرابطة التساهمية تسمي رابطة تساهمية تناسقية.
صلابة الرابطة
بصفة عامة, يمكن للذرات المرتبطة برابطة أحادية تساهمية ان يحدث لهما دوران بسهولة نسبيا. ولكن, في الربطة الثنائية والثلاثية يكون الأمر بالغ الصعوبة حيث أنه لابد من حدوث تداخل بين مدارات باي، وهذه المدارات تكون في حالة توازي.
الرنين
يمكن لبعض أنواع الروابط أن يكون لها أكثر من شكل نقطي (مثلا الأوزون O3). ففى الشكل النقطي. تكون الذرة المركزية لها رابطة أحادية مع أحد الذرات الأخرى ورابطة ثنائية مع الأخرى. ولا يمكن للشكل النقطي إخبارنا أي من الذرات لها رابطة ثنائية, فكل من الذرتين لهما نفس الفرصة لحدوث الرابطة الثنائية. وهذان التركيبان المحتملان يسميا البناء الرنيني. وفى الحقيقة, فإن تركيب الأوزون رنيني مهجن بين تركيبيه الرنينين. وبدلا من وجود رابطة ثنائية, وأخرى أحادية, فإنه في الواقع يكون 1.5 رابطة تقريبا 3 إلكترونات في كل منهما في كل الأوقات.
وتوجد حالة خاصة من الرنين تحدث في الحلقات الأروماتية للذرات (مثلا البنزين). وتتكون الحلقات الأروماتية من ذرات مرتبة في شكل دائري (متماسك عن طريق الرابطة التساهمية) تتبادل الرابطة الأحادية والثنائية فيما بينها طبقا للشكل النقطي. وفى الواقع, تميل الإلكترونات لأن تتوزع بشكل متساوي في الحلقة. الإلكترونات التي تشارك في الشكل الحلقي غالبا ما تمثل بدائرة داخل الحلقة


الرابطة الأيونية
الرابطة الأيونية (بالإنكليزية: Ionic bond) هي الرابطة التي تنشأ بين ذرتين تختلفان في المقدرة على كسب أو فقد الإلكترونات وتكون بين أيوني هاتين الذرتين الموجب والآخر السالب الشحنة فتنشأ قوة جذب كهربائي بينهما، وتختلف نسبة الأيونات المفقودة والمكتسبة فمثلا تحتاج ذرة الأكسجين لأيونين من البوتاسيوم لأن المدار الأخير يحتاج لإلكترونين ليصل لحالة الاستقرار أي ثمانية إلكترونات.
k²O ← O²+K
وتحدث الرابطة الأيونية عادةً بين الفلزات (ذات طاقة التأين المنخفضة والتي تميل لفقدان الإلكترونات) واللافلزات (ذات الألفة الإلكترونية المرتفعة والتي تميل لاكتساب الالكترونات).
مثال:- يرتبط أيون الصوديوم + Na بأيون الكلور - Cl في مركب كلوريد الصوديوم برابطة أيونية.
Na + Cl → Na+ + Cl− → NaCl
فعنصر الصوديوم يفقد الكترون واحد من مستوى تكافؤه ليصبح أيون موجب أحادي ذو توزيع الإلكتروني مشابه للتوزيع الإلكتروني للغاز الخامل الذي قبله وهو النيون.
Na / 1S² 2S² 2P6 3S¹ ـ Na+ / 1S² 2S² 2P6
وعنصر الكلور يكتسب الكترون واحد في مستوى تكافؤه ليصبح أيون سالب ذو تركيب إلكتروني مشابه لتركيب الغاز الخامل الذي بعده وهو الارجون.
Cl / 1S² 2S² 2P6 3S² 3P5 ـ Cl- / 1S² 2S² 2P6 3S² 3P6
 أساسيات الكيمياء Ionic_Bond_1
والحقيقة أن هذا الكلام غير دقيق فلا يوجد جزيئات مستقلة في المركبات الأيونية بل توجد على شكل تجمع أيوني يعرف بالأشكال بلورية بحيث يكون كل أيون ذو شحنة معينة محاطاً بعدد من الأيونات ذو الشحنة المخالفة.


وللرابطة الأيونية طاقة تعرف باسم (طاقة الرابطة الأيونية) وهي طاقة وضع ناتجة (سالبة) تعتمد قيمتها على كمية الشحنة المتوفرة بالأيونين وعلى نصف قطر (الحجم الذري) كلِ منهما.
طاقة الرابطة الأيونية = - ي² / ر
حيث : كمية الشحنة. ر : مجموع نصفي قطر الأيونين
ويتضح من العلاقة السابقة أنه كلما زادت كمية الشحنة كلما نقصت طاقة الرابطة الأيونية (زيادة قيمة البسط تزيد من قيمة الكسر وبأن الكسر سالب الشحنة فإن الناتج يقل) ويصبح المركب الأيوني أكثر استقراراً.
أما بالنسبة لنصف القطر فيلاحظ من العلاقة أنه كلما كبر نصف القطر الذري لأحد الأيونين أو كليهما زادت طاقة الرابطة الأيونية (زيادة قيمة المقام تقلل من قيمة الكسر وبما أن الكسر سالب فالقيمة تزداد) ويصبح المركب أقل استقراراً.
وللتغلب على طاقة الرابطة الأيونية وكسرها (فصل الأيونين المكونين للرابطة) فإننا نحتاج إلى طاقة (موجبة) تعرف هذه الطاقة باسم طاقة الترتيب البلوري.
وتعرف طاقة الترتيب البلوري بأنها الطاقة التي نحتاجها لنحول مركباً بلورياً (أيونياً) في الحالة الصلبة إلى أيونات منفصلة في الحالة الغازية) إذاً فطاقة الترتيب البلوري طاقة مساوية لطاقة الرابطة الأيونية (كحد أدنى) مع اختلاف الإشارة.
طاقة الترتيب البلوري = ي² / ر
وعلى هذا فإن ارتفاع قيمة طاقة الترتيب البلوري لمركب ما يعني أن هذا المركب أكثر استقراراً وتزداد طاقة الترتيب البلوري بزيادة قيمة كمية الشحنة أو نقصان نصف القطر الذري (لأحد الأيونين أو كليهما) كما يتضح من العلاقة السابقة.
خصائص المركبات الأيونية
كما ذكرنا في السابق بأن المركبات الأيونية توجد على شكل تجمعات أيونية في أشكال معينة يطلق عليها (الأشكال البلورية) ونجد في هذه الأشكال ترتيب بلوري منظم للأيونات بحيث أن كل أيون ذو شحنة معينة يكون منجذباً إلى مجموعة من الأيونات ذو الشحنة المخالفة، بمعنى أن الأيون الواحد يكون مرتبطاً بعدة روابط أيونية في نفس الوقت وهذا ما يفسر وجود المركبات الأيونية عادةً في الحالة الصلبة (كثافة عالية) كما يفسر هذا الوضع أيضاً درجات الانصهار والغليان المرتفعة لهذه المركبات.
ومن أهم صفات المركبات الأيونية عدم قدرتها على التوصيل الكهربي في الحالة الصلبة نظراً لارتباط الأيونات وعدم قدرتها على الحركة بينما تصبح موصلة للكهرباء عند صهرها أو إذابتها في الماء (الأيونات حرة الحركة في المصهور وفي المحلول المائي).
و من أهم خصائصها :
1- تذوب بالماء ولا تذوب بالبنزين مثال (الملح)لأن الماء مذيب قطبي يستطيع فصل الأيونات عن بعضها. 2- لها درجة انصهار عالية بسبب قوة التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والسالبة. 3- حالتها صلبة عند الظروف العادية، بسبب قوة التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والسالبة. 4- المركبات الأيونية الصلبة لاتوصل الكهرباء ولكن محاليلها بالماء توصل الكهرباء لان عندما يكون صلب تكون الأيونات مرتبطة مع بعضها أما عندما يكون محلول تكون الأيونات حرة الحركة فتوصل التيار الكهرو مغناطيصي


الرابطة الفلزية



 أساسيات الكيمياء 175px-Metallic_bond_Zn.svg 
الرابطة المعدنية توجد في المعادن مثل الزنك.


الرابطة الفلزية هي رابطة كيميائية تحصل بين عنصرين من الفلزات، وهي قوى التجاذب الكهربائي الناتجة بين الايونات الموجبة وهذة الاكترونات السالبة بالرابطة الفلزية وهي التي تربط البلورة الفلزية (المعدنية) بالكامل.
عندما ترتبط الفلزات مع بعضها البعض فانها لا تكتسب التركيب الاكتروني للغازات النبيلة، فمن السهل أن تفقد ذرات الفلزات مثل الصوديوم والبوتاسيوم الكترونات تكافؤها لتصبح ايونات موجبة لأن سالبيتها الكهربائية منخفضة.
قوة الرابطة تتأثر قوة الرابطة الفلزية بعدة عوامل هي:

  • كثافة الشحنة تساوي شحنة الايون/حجم الايون، حيث أن شحنة الايون هي الشحنة التي يكتسبها الفلز بعد أن يخسر كل الالكترونات الموجده في المدار الأخير. (+1،+2،+3)
  • حجم الايون: يتناسب حجم الايون تناسب طردي مع عدد المدارات.
  • كلما كانت كثافة الشحنة على الايون أعلى كلما زادت قوة الرابط الفلزي ونتيجة لذلك درجة الانصهار تكون أعلى.

[size]
الخصائص التي تمنحها الرابطة للفلز ترجع الكثير من خصائص الفلزات الطبيعية إلى طبيعة هذه الرابطة، فالتوصيل الكهربائي والتوصيل الحراري للفلزات سببه هو حركة الالكترونات الحرة بين الذرات. حركة الالكترونات الحرة داخل المعدن تنتظم عند تمرير التيار الكهربائي من خلاله، وتتقدم الالكترونات من القطب السالب إلى الموجب



[/size]
الرابطة الهيدروجينية
الترابط الهيدروجيني هو ترابط يحدث بين الجزيئات التي تحتوي على رابطة تساهيمة قطبية يشترط فيها تواجد احدى الذرات ذات الكهروسالبية العالية مثل فلور، اوكسجين أو نيتروجين مرتبط إلى الهيدروجين، ونظرا لصغر حجم ذرة الهيدروجين فان المزدوج الإلكتروني سوف ينجذب مع بروتون ذرة الهيدروجين الموجب مكون هذا النوع من الترابط. يرمز عادة الي الترابط الهيدروجيني بالرابطة الهيدروجينية نتيجة لقوة هذا الترابط حيث انه يحتاج 5-30 كجول / مول.
أنواع الروابط الهيدروجينة
1-روابط هيدروجينة داخلية :- وهي تحدث بين جزيئات لديها ذرة هيدوجين مرتبط إلى احدي الذرات التالية (N، F، O) برابطة تساهمية قطبية ومثال عليها الكحولات والامينات الأولية والثانوية والاميدات والأولية والثانوية والاحماض الكربوكسلية والماء وتسمي هذه الجزيئات عادة بمانح ومستقبل للرابط الهيدروجينية.
2-روابط هيدروجينية خارجية: وهي تحدث في المركبات التي لديها ذرة (N، F، O) ولكن غير متصلة برابطة تساهمية قطبية مع الهيدروجين وبالتالي فانها تكون روابط هيدروجينة ولكن ليس مع نفسها وانما مع المذيب المستخدم إذا كان يوافق الشروط لحدوث الترابط الهيدروجيني ومثال علي هذه النوع الايثرات والامينات الثالثية والكيتونات والالدهيدات والاسترات والاميدات الثالثية.
وقد ثبت علميا ان الشكل الحقيقي للماء هو عبارة عن هرم رباعي السطوح حيث تشترك كل 3 جزيئات ماء (جزيئان مانح وجزئي مسقبل) لتكوين هذا الشكل. يعتبر الترابط الهيدروجني في حامض الهيدروفلوريك اقوي هذه الروابط والقيم التالية تمثل بعض الطاقة لهذا الترابط :
F—H...:F (155 kJ/mol or 40 kcal/mol)
O—H...:N (29 kJ/mol or 6.9 kcal/mol)
O—H...:O (21 kJ/mol or 5.0 kcal/mol)
N—H...:N (13 kJ/mol or 3.1 kcal/mol)
N—H...:O (8 kJ/mol or 1.9 kcal/mol)
HO—H...:OH+3 (18 kJ/mol or 4.3 kcal/mol)


طاقة الترابط
طاقة الارتباط (بالإنجليزية: Binding energy) في علم الفيزياء هي طاقة قوية تربط الجسيمات النووية في النواة بعضها ببعض وهي ذات مدى قصير حيث لا يبدأ الجسيمين بالتجاذب بين بعضهما إلا بعد أن يكونا على بعد 4×10−15 متراً (4×10−5 أنجستروم) تقريباً، وتلك الطاقة تزداد باقتراب الجسيمين من بعضهما البعض. الطاقة الكلية للنواة المترابطة تكون دوماً أقل من مجموع الطاقات لكل جسيم نووي على حدة وهذا الفرق في الطاقة يعرف بانه طاقة الارتباط، لذا يمكن تعريف طاقة الارتباط بشكل أخر ألا وهي الطاقة اللازمة لفصل الجسيمات النووية في النواة عن بعضها.وطاقة ارتباط الإلكترون في الذرة هي الطاقة اللازمة لنزع الإلكترون من مداره.وتقاس طاقة ارتباط الإلكترون بوحدة إلكترون فولت.فطاقة الارتباط لإلكترون في المدار 1s تتناسب مع (Z-1)٢ حسب قانون موزلي. حيث Z هي الرقم الذري. وتبلغ طاقة ارتباط الإلكترون في ذرة الهيدروجين 7و13 كيلو إلكترون فولت.
طاقة الارتباط النووية
في الفيزياء النووية تعرف قوة الارتباط بأنها الطاقة التي تتحرر عندما يأتي نوكليون إلى النواة ويلتحم فيها. وتكون تلك الطاقة طبقا لتكافؤ الكتلة والطاقة :  أساسيات الكيمياء 733a1857c551ba67e3f9edf771a9efd6 مصحوبة بنقص في الكتلة الكلية ، يسمى نقص الكتلة.
يتسبب جزء من قوى التآثر القوي في ربط مكونات نواة الذرة من بروتونات ونيوترونات (نوكليونات) مع بعضها البعض . وتعمل ضدها قوة التنافر التي تسببها الشحنات الموجبة للبروتونات طبقا لقانون كولوم فتضعف قوي التجاذب قليلا.
تبين بالبحث العلمي أن البروتون و النيوترون كل منهما مركب من ثلاثة كواركات مختلفة ، وهي جسيمات أولية تفترضها النظرية ، وتربطها قوى التآثر القوي وهي أقوى قوة رابطة نعرفها من ضمن أربعة قوى أساسية تتحكم في الطبيعة ، وهي تآثر ضعيف و تآثر كهرومغناطيسي و الجاذبية بالإضافة إلى التآثر القوي.
يبين الشكل تغير متوسط قوة الارتباط لكل نيوكليون في النواة بتغير الكتلة الذرية للعناصر . نجد من بينها أن طاقة الربط عالية ل الهيليوم-4 وهو أشد الأنوية الذرية تماسكا ، وتعرف أيضا بأنها جسيمات ألفا التي تتكون من بروتونين ونيوترونين . بعده تقل قوة الارتباط بنشأة الليثيوم-6 نسبيا ، ثم تزيد حتى تصل إلى قمة ثانية (بروز) يمثل شدة تماسك نواة الكربون-12 ، وتهبط قليلا بزيادة العدد الذري حتى تصل إلى نهاية عطمى ثالثة ل الأكسجين-16 ، بعدها تتغير طاقة الارتباط لكل نوكليون في النواة الذرية تغيرا طفيفا حتى نصل إلى أثقل العناصر اليورانيوم.
وتصل أكبر طاقة ارتباط لكل نوكليون في نواة الحديد Fe وتبدأ في الانخفاض قليلا ومستمرا بزيادة العدد الذري للعنصر : فكلما زاد عدد البروتونات تزداد تبعا قوي التنافر المتسببة عن الشحنات الموجبة للبروتونات. لذلك يمكن استغلال طاقة الارتباط في إنتاج الطاقة من العناصر الخفيفة بواسطة الاندماج النووي حيث يندمج الهيدروجين مكونا الهيليوم-4 ، ومن العناصر الثقيلة مثل اليورانيوم والثوريوم بواسطة الانشطار النووي حيث تنقسم نواة اليورانيوم-235 إلى نواتين صغيرتين ، قد تبلغ الكتلة الذرية لكل منهما نحو 117 وحدة كتل ذرية ويصدر فرق قوة الارتباط في صورة طاقة نووية ، نستغلها في توليد الكهرباء أو في صناعة القنابل النووية الشديدة الانفجار .
و البروزات الموجودة على المنحني فهي ترجع إلى ما يسمى الاعداد السحرية ، وهي أنوية ذرات شديدة التماسك يصعب فصل محتوياتها ويحدث ذلك طبيعيا عند أعدادا معينة سواء للبروتونات أو النيوترونات ، لا يعرف تفسير لها حتى الآن ولذلك تسمى الأعداد السحرية.
وتعرّف قوة الارتباط B باستخدام الكتلة الذرية نظرا لسهولة تعيينها عمليا ، عن تعيين كتلة النواة الذرية :
B(Z،A)=(Z.M(H)+(A-Z).M(n)-M،Z).C
حيث:
(M(H كتلة ذرة الهيدروجين ,
(M(n كتلة النيوترون,
(M(A,Z كتلة الذرة ذات Z من الإلكترونات ونواة تحوي عدد A من النوكليونات.
(A الكتلة الذرية وZ العدد الذري).
ويرجع وصف قوة الارتباط في نواة الذرة إلى نموذج القطرة طبقا ل معادلة بيته-فايتزيكر


طاقة تفكك رابطة
في الكيمياء, تفكك الرابطة هو العملية التي يحدث فيها تكسر لرابطة معينة بطريقة متماثلة. كما أن تفكك الرابطة عملية ماصة للحرارة, وتسمى الطاقة اللازمة لحدوثها طاقة تفكك الرابطة. وفى حالة تكون روابط كيميائية جديدة بإنثالبى أقل, فإن ذلك يؤدى إلى لحدوث فقد في الطاقة, وعلى هذا فإن العملية ككل تكون طاردة للحرارة.
ويمكن تعريف طاقة تفكك الرابطة بطريقة أكثر دقة على أنها إنثالبي التفاعل القياسي لتفكك رابطة في درجة حرارة صفر K (الصفر المطلق). كما يسمى إنثالبي التفاعل القياسي أيضا إنثالبي تفكك الرابطة (أو إنثالبي الرابطة).
طاقة تفكك الرابطة الغير متماثلة متضمنة في تكسر الرابطة الغير متماثلة, عن كونها متماثلة.
وغالبا ما تختلف طاقة تفكك الرابطة عن طاقة الرابطة, والتي يتم حسابها عن طريق جمع كل طاقات تفكك الراوبط الموجودة في الجزيء.
فمثلا, الرابطة بين الأكسجين والهيدروجين في جزيء الماء H-O-H لها طاقة تفكك رابطة مقدارها 493.4 kJ mol−1 لكسر الرابطة O-H الأولى ، يتطلب 424.4 kJ mol−1 لكسر الرابطة بين الأكسجين والهيدروجين المتبقة O-H. وتكون طاقة الرابطة بين الهيدروجين والأكسجين في جزيء الماء تساوي 458.9 kJ mol−1 وهو متوسط القيمتين السايقتين
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:06

الذرة


 أساسيات الكيمياء Fig27




الذرة هي أصغر جزء من العنصر الكيميائي الذي يحتفظ بالخصائص الكيميائية لذلك العنصر. يرجع أصل الكلمة الإنجليزية (بالإنجليزية: Atom) إلى الكلمة الإغريقية أتوموس، وتعني غير القابل للانقسام؛ إذ كان يعتقد أنه ليس ثمة ما هو أصغر من الذرة. تتكون الذرة من سحابة من الشحنات السالبة (الإلكترونات) تحوم حول نواة موجبة الشحنة صغيرة جدا في الوسط. تتكون النواة الموجبة هذه من بروتونات موجبة الشحنة، ونيوترونات متعادلة. الذرة هي أصغر جزء من العنصر يمكن أن يتميز به عن بقية العناصر؛ إذ كلما غصنا أكثر في المادة لنلاقي البنى الأصغر لن يعود هناك فرق بين عنصر وآخر. فمثلاً، لا فرق بين بروتون في ذرة حديد وبروتون آخر في ذرة يورانيوم مثلاً، أو ذرة أي عنصر آخر. الذرة، بما تحمله من خصائص؛ عدد بروتوناتها، كتلتها، توزيعها الإلكتروني...، تصنع الفروقات بين العناصر المختلفة، وبين الصور المختلفة للعنصر نفسه (المسماة بالنظائر)، وحتى بين كون هذا العنصر قادراً على خوض تفاعل كيميائي ما أم لا.
ظل تركيب الذرة وما يجري في هذا العالم البالغ الصغر، ظل وما زال يشغل العلماء ويدفعهم إلى اكتشاف المزيد. ومن هنا أخذت تظهر فروع جديدة في العلم حاملة معها مبادئها ونظرياتها الخاصة بها، بدءاً بمبدأ عدم التأكد (اللاثقة)، مروراً بنظريات التوحيد الكبرى، وانتهاءً بنظرية الأوتار الفائقة.
النظرية الذرية
النظرية الذرية تهتم بدراسة طبيعة المادة، وتنص على أن كل المواد تتكون من ذرات. -الاكتشافات اليونانية في عام 430 ق.م توصل الفيلسوف اليونانى (ديموقريطس) إلى مفهوم أو فكرة في كل الأشياء مصنوعة من ذرات أو بالمعنى الحرفى كل الأشياء مكونة من ذرات غير قابلة للانقسام. واعتقد هذا الفيلسوف أن كل الذرات متماثلة وصلبة وغير قابلة للانضغاط إلى جانب أنها غير قابلة للإنقسام ، وأن الذرات تتحرك بأعداد لا حصر لها في فضاء فارغ.وأن الاختلاف في الشكل والحجم الذرى يحدد الخصائص المختلفة لكل مادة. وطبقاً لفلسفة (ديموقريطس) فإن الذرات ليست المكون الأساسي للمواد فقط ولكنها تكون أيضاً خصائص النفس الإنسانية. فعلى سبيل المثال فإن الآلام تسببها "الذرات الشريرة" وذلك لأن هذه الذرات تكون على شكل (إبر) بينما يتكون اللون الفاتح من الذرات المسطحة ذات الملمس الناعم ، وقد اعتقد ديمقريطس واعتقد معه الناس أفكار هي بلا شك تثير تهكمنا الآن ولكنها كانت منذ قرون "العلم الذي لا يبارى". إن النظرية اليونانية عن الذرة لها مدلول تاريخي وفلسفى بالغ الأهمية ، إلا أنها ليست ذات قيمة علمية، ذلك أنها لم تقم على أساس ملاحظة الطبيعة أو القياس أو الاختبارات أو التجارب.
 أساسيات الكيمياء Fig24


نموذج دالتون
وجاءت نظرية دالتون بشكل مختلف عما سبق ذلك كونها تعتمد على قوانين بقاء الكتلة والنسب الثابتة والتي اشتقت من العديد من الاستنتاجات المباشرة.
يمكن التعبير عن النظرية التي اقترحها بالاتي :
[list="color: rgb(255, 238, 221); font-family: Arial, Tahoma, Helvetica, FreeSans, sans-serif; font-size: 13.524px; text-align: right; background-color: rgb(68, 21, 0);"]
[*]
الأشياء (المواد) تتكون من العديد من الجسيمات الغير قابلة للتجزئة(ذرات) ذات حجم صغير جداً.


[*]
ذرات نفس العنصر متشابهة في الخواص (الشكل ، الحجم ، الكتلة)، وتختلف تماماً عن ذرات العناصر الأخرى.


[*]
يمكن لذرات العناصر المختلفة أن تتحد مع بعضها بنسب عددية بسيطة مكونة المواد.


[*]
الاتحاد الكيميائي عبارة تغيير في توزيع الذرات.


[/list]
لقد أثبتت نظرية دالتون نجاحها من خلال تفسيرها لبعض الحقائق القائمة في ذلك الزمان كما انها استطاعت أيضا التنبؤ ببعض القوانين الغير مكتشفة :
اولاً : تتضمن هذه النظرية(قانون حفظ الكتلة) : حيث ان التفاعل الكيميائى لايفعل شيئا سوى اعادة توزيع الذرات ولم تفقد اي ذرة في هذة المنظومة وبالتالي تظل الكتلة ثابتة عند حدوث التفاعل الكيميائى.
ثانياً : تفسر هذه النظرية (قانون النسب الثابتة) : افترض دالتون ان مادة ما تتكون من عنصرين A و B. وان اي جزيئي من هذه المادة يتكون من ذرة واحدة من A وذرة واحدة من B يعرف الجزيء بأنه مجموعة ذرات مترابطة مع بعضها بقوة تسمح لها بالتصرف أو اعادة التنظيم كجسيم واحد. افترض أيضا ان كتلة الذرة A تكون ضعف كتلة الذرة B وبالتالى فان الذرة A تساهم بضعف الكتلة التي تساهم بها الذرة B في تكوين جزيء واحد من هذه المادة الامر الذي يعني ان نسبة كتلة الذرة Aالى الذرة B هي 2/1. في مركب الماء نسبة الهيدروجين إلى الأكسجين دائماً ثابتة 2.00g H /16.00g O=1.00g H / 8.00g O
ثالثاً : لقد تنبأت نظرية دالتون بقانون النسب المتضاعفة (قانون النسب المتعددة): عندما تتحدد ذرة ما مع أخرى وتشكل أكثر من مركب فإن نسبة الأوزان لتلك الذرة التي تتحد مع واحد جرام من الذرة الأخرى يجب أن يكون نسبة بسيطة. مثال: الأكسجين يتحد مع الكربون ويشكل أكثر من مركب (CO1 ، CO2)، وزن الأكسجين الذي يتحد مع واحد جرام من الكربون في المركبين هو 2.66g للمركب الأول و 1.33g للمركب الثاني ، نسبة هذه الأوزان هي : 2 = 2.66g 1 1.3 وكان دالتون أول من حسب أوزان ذرات عدد من العناصر.
نموذج فارادي
توصّل فاراداي إلى أن الذرات تحتوي على جسيمات مكهربة تدعى إلكترونات وقام بتجارب تحليل أملاح إلا أنه لم يضع أي نموذج ذري
نموذج تومسون
في عام 1896م أجرى أبحاثاً حول أشعة الكاثود. وفي عام 30 أبريل 1897م، أدهش الأوساط العلمية بإعلانه عن أن الجسيمات المكونة لأشعة الكاثود هي أصغر حجماً بكثير من الذرات، وقد سميت هذه الجسيمات بالإلكترونات.
وفى عام 1897م أظهر اكتشاف الالكترون للعالم "طومسون" أن المفهوم القديم عن الذرة منذ ألفى عام، والذي ينطوى عليها على أنها جسيم غير قابل للإنقسام كان مفهوماً خاطئاً، كما أظهر أيضاً أن للذرة - في الواقع- ترتيب معقد غير أنهم لم يغيروا مصطلح "الذرة" أو الغير قابله للتجزئة إلى "اللا ذرة" وأدى اكتشاف "طومسون" عن الإليكترون ذو الشحنة السالبة إلى إثارة الإشكاليات النظرية لدى الفيزيائيين لأن الذرات ككل - تحمل شحنات كهربائية متعادلة فأين الشحنة الإيجابية التي تعادل شحنة الإلكترون.
وفى الفترة ما بين عامى (1903 - 1907) حاول - "طومسون" أن يحل هذا اللغز السابق ذكره عن طريق تكييف نموذج للذرة والتي اقترحها في المقام الأول "اللورد كيلفن" في عام 1902، وطبقاً لهذا النموذج والذي يشار إليه غالباً بنموذج "كرة معجونة وبها بعض حبوب الزبيب" فإن الذرة غالباً هنا عبارة عن كرة ذات شحنة موجبة متماثلة أما الشحنات السالبة فإنها منتشرة على الإلكترونات مثل الزبيب المدفون في كرة الزبيب.
وترجع أفضلية نظرية " طومسون" عن الذرة في أنها ثابتة، فإذا لم توضع الإلكترونات في مكانها الصحيح فستحاول أن تعود إلى مواضعها الأصلية ثانية. وفى نموذج معاصر أيضاً نظر العلماء إلى الذرة على أنها مثل النظام الشمسى أو مثل كوكب "زحل" ذو حلقات من الإلكترونات محيطة بالشحنة الكهربية الإيجابية المركزة.
حيث توصل طومسون إلى ان
[list="color: rgb(255, 238, 221); font-family: Arial, Tahoma, Helvetica, FreeSans, sans-serif; font-size: 13.524px; text-align: right; background-color: rgb(68, 21, 0);"]
[*]
الذرة كرة مصمتة موجبة الشحنة.


[*]
تتخلل الالكترونات السالبة الذرة (كما تتخلل البذور ثمرة البرتقال).


[*]
الذرة متعادلة كهربائياً.


[/list]
كان عمل طومسون يمثل تقدماً أساسياً في مجال الفهم العلمي لبنية الذرة مقترحاً نموذجاً عرف فيما بعد بنموذج طومسون. إن عمله هذا أعطى الكثير من البراهين العملية لكثير من النظريات التي وضعت حول البنية الذرية في عصره.
نموذج رذرفورد
اكتشف رذرفورد من خلال تجاربه بأن الشحنة الموجبة للذرة تتركز في مركزها في نواة صغيرة مكثفة وتراصة وعلى أساس ذلك وضع نموذجه الذري الذي عرف بالنموذج النووي. افترض راذرفورد عام 1911م النموذج النووي للذرة معتبراً أن الذرة تتكون من كتلة صغيرة جداً وكثيفة جداً ذات شحنة موجبة تسمى النواة وتحتل مركز الذرة وتحتوي نواة الذرة على جميع البروتونات ولذا فان كتلة الذرة هي تعبير عن مجموع كتل البروتونات في نواتها (حيث أن قيمة كتل الإلكترونات صغيرة جداً…. فهي قيم مهملة). كما أن شحنة النواة الموجبة ترجع إلى تمركز البروتونات الموجبة بها. وتتوزع اليكترونات الذرة حول النواة بنفس الطريقة التي تتوزع بها الأجرام السماوية حول الشمس. وبما أن الذرة متعادلة لذا فعدد الاليكترونات السيارة يساوي لعدد البروتونات بالنواة.
قام العالم راذرفورد بإجراء بعض من ابرز التجارب للوصول إلى حقائق تركيب الذرة. وقد اعتمد في تجارية على استخدام جسيمات ألفا المنطلقة من مادة مشعة وفي اعتقاده أن المادة المشعة تطلق إشعاعاتها في كافة الاتجاهات وبلا حدود وهي تتكون من جسيمات ألفا (œ-particles) الموجبة الشحنة وجسيمات بيتا (ß-particles) السالبة الشحنة وأشعة جاما (y-rays) المتعادلة الشحنة. ويمكن اعتبار جسيمات ألفا تحمل على أنها ذرات للهليوم فقد منها إليكترونين ولذا فان جسيمات ألفا تحمل شحنتين موجبتين ولها كتلة تساوي أربعة مرات كتلة ذرة الهيدروجين. وقد ساعد "رذر فورد" على تنمية معرفتنا بالذرة ،عندما قام مع "هانز جيجر" بإجراء تجارب رقائق الذهب الشهيرة والتي أظهرت أن للذرة نواة صغيرة ولكنها تحتوى على كل الكتلة تقريباً. فقد قام بإطلاق جسيمات "ألفا" خلال الرقائق الذهبية ثم استقبلت هذه الجسيمات كومضات ضوئية.
لقد سمح راذرفورد بإطلاق حزمة رقيقة للغاية من جسيمات ألفا من مصدر مشع كعنصر البولونيوم بالمرور في اتجاه صفيحة معدنية رقيقة من الفضة أو الذهب ،وبعد اختراق تلك الجسيمات الصفيحة المعدنية استقبلها على لوح من كبرتيد الخارصين موضوع خلفها وكانت النتائج : قام روذرفورد عمليا بإطلاق جسيمات "ألفا" خلال الرقائق الذهبية تصل سماكة الرقيقة الذهبية الواحدة إلى حوالى 0.00004 سنتيمتر فقط، ثم استقبل هذه الجسيمات كومضات ضوئية على شاشة الاستقبال ومرت معظم الجزئيات مباشرة عبر الرقائق في حين انحرفت واحدة فقط من عشرين ألف جزئ (ألفا) إلى حوالى 45ْ م أو أكثر. هذه التجربة شكلت ثورة علمية في المفهوم الذري وقتها وكانت الطريقة الوحيدة لقبول واستيعاب نتائج هذه التجربة هي فيما استطاع روذرفورد تفسيره على أن كامل كتلة الذرة تقريبا مجتمعة في المركز وتمتلك هذه النواة حجما صغيراً جداً مقارنة بحجم الذرة الكلية وقد توصل روذرفورد نتيجة ذلك إلى القول ((من خلال التفكير والدراسة أدركت أن هذا الارتداد المتفرق هي نتيجة حتمية للتصادم الفردى فعندما قمت بالعد وجدت أنه من المستحيل أن أحصل على أى نتيجة ولهذا العدد الضخم، إلا إذا أخذت نظام يكون الجزء الأكبر من الكتلة من الذرة فيه مركزا بالنواة الدقيقة. وبعد كل هذا التحليل أستطيع القول بأننى قد توصلت إلى وجود ذرة ذات مركز دقيق جداً به أغلب الكتله ويحمل شحنة موجبة تعادل شحنة الإلكترون.)). إن الطريقة الوحيدة التي مكنت راذرفورد من تفسير نتائج تجربته المدهشة وقدرة الجسيمات على المرور والإنحراف ضمن الذرة هي الاستنتاجات بأن :
أولاً : وجود فراغ كبير في الذرة دليل على عدم الانحراف الكلي للجسيمات.
ثانياً : احتواء الذرة بعض الجسيمات الثقيلة والمشحونة بشحنات موجبة وبالتالي فإن اقتراب جسيمات ألفا من هذه الجسيمات الموجبة قد تسبب في تنافر بسيط معها ، وبالتالي كان سببا في انحراف بعض جسيمات ألفا.
ثالثاً: تمركز الجسيمات الموجبة الشحنة بالذرة في وسطها مما سبب الانحراف الكلى لجسيمات ألفا (قليلة العدد نظراً لصغر حجم الفراغ الذي تشغله النواة) المارة بمركز النواة. مما سبب الإنحراف الكبير لهذه الجسيمات.
نموذج الذرة التي توصل إليها روذرفورد (النموذج النووي):
[list="color: rgb(255, 238, 221); font-family: Arial, Tahoma, Helvetica, FreeSans, sans-serif; font-size: 13.524px; text-align: right; background-color: rgb(68, 21, 0);"]
[*]
الذرة تشبه المجموعة الشمسية (نواة مركزية يدور حولها على مسافات شاسعة الالكترونات سالبة الشحنة)


[*]
الذرة معظمها فراغ (لأن الذرة ليست مصمتة وحجم النواة صغير جدا بالنسبة لحجم الذرة)


[*]
تتركز كتلة الذرة في النواة (لأن كتلة الالكترونات صغيرة جدا مقارنة بكتلة مكونات النواة من البروتونات والنيوترونات)


[*]
يوجد بالذرة نوعان من الشحنة (شحنة موجبة بالنواة وشحنات سالبة على الالكترونات


[*]
الذرة متعادلة كهربيا لأن عدد الشحنات الموجبة (البروتونات) يساوي عدد الشحنات السالبة (الالكترونات)


[*]
تدور الالكترونات حول النواة في مدارات خاصة.


[*]
يرجع ثبات الذرة إلى وقوع الالكترونات تحت تأثير قوتين متضادتين في الاتجاه متساويتين في المقدار هما قوة جذب النواة للالكترونات وقوة الطرد المركزي الناشئة عن دوران الالكترونات حول النواة.


[/list]
الإرتيابات في نموذج روذرفورد ……..النووي !
اولاً : الذرة ليست متزنة ميكانيكياً حيث أن النواة الموجبة تقوم بجذب الالكترونات السالبة وتلتحم وتتعادل بفرض أن الالكترونات سالبة. اذا كانت الالكترونات تدور حول النواة في مسار دائري تنشأ قوة مركزية تساوي (ك ع2 / نق) وبالتالي يتحرك الالكترون بتسارع مركزي ويكون مع النواة ثنائي متذبذب فيشع أمواجاً كهرومغناطيسية ويدور في مسار حلزوني إلى أن يسقط في النواة.
ثانياً : بما أن الالكترون يدور حول النواة ويكون معها زوجا متذبذباً اذاً الذرة تشع طيف مستمر متغير في التردد والطول الموجي وتتناقص طاقته تدريجيا وهذا يناقض مع التجارب العملية التي أثبتت أن الذرات تشع طيفاً خطياً له طول موجي محدد بدقــة.
نموذج بور
في عام 1913م اقترح الفيزيائي الدنماركي نيلز بور نموذجًا للذرة تنتظم فيه الإلكترونات في مدارات متوالية الاتساع حول نواة صغيرة تتكون من البروتونات والنيوترونات. ويقترح بور أن الإلكترونات تدور حول النواة في مسارات دائرية وبمدارات محددة ، وطالما أنها في مداراتها فإنها تمتلك طاقة محددة وثابتة ، وتفقد جزء من طاقتها على شكل إشعاع ضوئي عند الانتقال من مدار أبعد إلى مار أقرب عن النواة ، والعكس صحيح ، فعند إعطاء الإلكترون كمية من الطاقة كالتسخين مثلا ، عندئذ يمكن أن ينتقل من مدار أقرب إلى مدار أبعد عن النواة بسبب امتصاصه هذه الطاقة. واعتقد بور بأن العديد من خواص العنصر تعتمد على(عدد) الإلكترونات الموجودة في المدار الخارجي لذرة ذلك العنصر. ولقد ساعد نموذج بور للذرة على تفسير الكيفية التي تتفاعل بها الذرات مع الضوء والأشكال الأخرى للإشعاع. فقد افترض بور أن امتصاص وابتعاث (إطلاق) الضوء بوساطة الذرة يستلزم تغييرًا في وضع وطاقة الإلكترون فيقفز من مدار لآخر. وقد استطاع الكيميائيون الحصول على الكثير من المعلومات حول تركيب الجزيئات عن طريق قياس كمية الإشعاع التي تمتصها والتي تنبعث منها. افتراضات نيلز بور في نموذجه الذري : 1- الإلكترونات تدور حول النواة في مسارات دئرية الشكل وضمن مدارات محددة ولها طاقات ثابتة ومحددة. 2- كل مدار له طاقة محددة وثابتة يعبر عنها بأرقام صحيحة من 1-7 سميت بالأعداد الكمية الرئيسية. 3- لا يفقد الإلكترون طاقة ما دام في مداره وإذا صعد لمدار أعلى فإنه يكتسب طاقة تسمى طيف امتصاص. وإذا نزل لمدار أدنى فإنه يفقد طاقة ضوئية تسمى طيف إنبعاث.
النمـوذج الـذري الحديث
تتكون الذرة من نواة تحتوي على الشحنة الموجبة (بروتونات) تتركز فيها معظم الكتلة محاطة بإلكترونات سالبة الشحنة تتحرك بسرعة كبيرة ولها خواص الموجات بموجب معادلة رياضية وموجودة في فراغ حول النواة يكون احتمال وجودها فيه أكثر من 90% تسمى المجالات الإلكترونية.
مكونات الذرة ونظرية الكم
تتكون الذرة من سحابة من الشحنات السالبة (الإلكترونات) تحوم حول نواة موجبة الشحنة صغيرة جدا في الوسط. تتكون النواة الموجبة هذه من بروتونات موجبة الشحنة، ونيوترونات متعادلة. الذرة هي أصغر جزء من العنصر يمكن أن يتميز به عن بقية العناصر؛ إذ كلما غصنا أكثر في المادة لنلاقي البنى الأصغر لن يعود هناك فرق بين عنصر وآخر. فمثلاً، لا فرق بين بروتون في ذرة حديد وبروتون آخر في ذرة يورانيوم مثلاً، أو ذرة أي عنصر آخر. الذرة، بما تحمله من خصائص؛ عدد بروتوناتها، كتلتها، توزيعها الإلكتروني...، تصنع الفروقات بين العناصر المختلفة، وبين الصور المختلفة للعنصر نفسه (المسماة بالنظائر)، وحتى بين كون هذا العنصر قادراً على خوض تفاعل كيميائي ما أم لا. ظل تركيب الذرة وما يجري في هذا العالم البالغ الصغر، ظل وما زال يشغل العلماء ويدفعهم إلى اكتشاف المزيد. ومن هنا أخذت تظهر فروع جديدة في العلم حاملة معها مبادئها ونظرياتها الخاصة بها، بدءاً بمبدأ الشك (اللاثقة)، مروراً بنظريات التوحيد الكبرى، وانتهاءً بنظرية الأوتار الفائقة أكثر النظريات التي لاقت قبولا لتفسير تركيب الذرة هي النظرية الموجية. وهذا التصور مبني على تصور بوهر مع الأخذ في الاعتبار الاكتشافات الحديثة والتطويرات في ميكانيكا الكم. و التي تنص على :
[list="color: rgb(255, 238, 221); font-family: Arial, Tahoma, Helvetica, FreeSans, sans-serif; font-size: 13.524px; text-align: right; background-color: rgb(68, 21, 0);"]
[*]
تتكون الذرة من جسيمات تحت ذرية (البروتونات ،الإلكترونات ،النيوترونات.


[*]
مع العلم بأن معظم حجم الذرة يحتوى على فراغ.


[*]
في مركز الذرة توجد نواة موجبة الشحنة تتكون من البروتونات ،النيوترونات (ويعرفوا على أنهم نويات)


[*]
النواة أصغر 100,000 مرة من الذرة. فلو أننا تخيلنا أن الذرة بإتساع مطار هيثرو فإن النواة ستكون في حجم كرة الجولف


[/list]
[[دالة الطول الموجي للمدار الإلكترونى للهيدروجين. عدد الكم الرئيسي على اليمين من كل صف وعدد الكم المغزلي موضح موجود على هيئة حرف في أعلى كل عمود.]]
[list="color: rgb(255, 238, 221); font-family: Arial, Tahoma, Helvetica, FreeSans, sans-serif; font-size: 13.524px; text-align: right; background-color: rgb(68, 21, 0);"]
[*]
معظم الفراغ الذري يتم شغله بالمدارات التي تحتوى على الإلكترونات في شكل إلكترونى محدد.


[*]
كل مدار يمكن أن يتسع لعدد 2 إلكترون ، محكومين بثلاث أرقام للكم ، عدد الكم الرئيسي ، عدد الكم الثانوي ، عدد الكم المغناطيسي.


[*]
كل إلكترون في أى من المدارات له قيمة واحدة لعدد الكم الرابع والذي يسمى عدد الكم المغناطيسي.


[*]
المدارات ليست ثابتة ومحددة في الإتجاه وإنما هي تمثل إحتمالية تواجد 2 إلكترون لهم نفس الثلاث أعداد الأولى للكم ، وتكون أخر حدود هذا المدار هو المناطق التي يقل تواجد الإلكترون فيها عن 90 %.


[*]
عند إنضمام الإلكترون إلى الذرة فإنها تشغل أقل مستويات الطاقة ، والذي تكون المدارات فيه قريبة للنواة (مستوى الطاقة الأول). وتكون الإلكترونات الموجودة في المدارات الخارجية (مدار التكافؤ) هي المسئولة عن الترابط بين الذرات. لمزيد من التفاصيل راجع "التكافؤ والترابط


[/list]
الانشطار فيزياء الطاقة العالية
كان إنريكو فيرمي أول من قام بتصويب النيوترونات على اليورانيوم عام 1934 ولكنه لم ينجح في تفسير النتائج. وقام العالم الكيميائي الألماني أوتو هان وزميلته ليز مايتنر وزميلهما شتراسمان بتلك الأبحاث وقاموا بتحليل المواد الناتجة عن التفاعل. وكانت مفاجأة لم يستطيعوا أولا تفسيرها إذ أنهم وجدوا عناصر جديدة تكونت من خلال التفاعل. وكان أن أعادوا التجربة باستخدام يورانيوم عالى النقاوة، فكانت النتيجة هي ما وجدوه من قبل وتكوّن عنصر الباريوم. والباريوم عدده الذري تقريبا نصف العدد الذري لليورانيوم. كان ذلك عام 1938 وبعدها بدأت الحرب العالمية الثانية واضطرت ليزا مايتنر مغادرة ألمانيا نظرا لاضطهاد النازية لليهود. وسافرت ليزا إلى السويد حيث كان أحد أقربائها يعمل هناك وهو روبرت فريتش. وقصت عليه نتائج تجربة اليورانيوم.
وفي مطلع عام 1939 فطن أتوهان وشتراسمان إلى تفسير التفاعل الذي حدث وانه انشطار لنواة ذرة اليورانيوم وتكون الباريوم ونشر نتيجة ابحاثه في المجلة العلمية. وفي نقس الوقت استطاعت مايتنر بمساعدة فريتش على تفسير تجربة اليورانيوم بأنها انشطار نووي ن واستطاعا الإثنان تكملة التفسير بأنه من خلال أنقسام نواة اليورانيوم يحدث فقدا في الكتلة بين وزن اليورانيوم ووزن الباريوم والمنتجات الأخرى الناتجة عن الانقسام، وقدرا تلك الكتلة بأنها نحو 1/5 من كتلة البروتون، أي أن طاقة تقدر بنحو 200 MeV تتحرر من كل انقسام. وهي طاقة بالغة للغاية. وسافرا الأثنان بعد ذلك إلى الولايات المتحدة واجتمعا مع أينشتاين وقصا عليه نتيجة أبحاثهما.
وكانت مجموعة من العلماء تعمل في فرنسا تحت رئاسة فريدريك كوري زوج ماري كوري- مكتشفة البولونيوم - واكتشفوا أنه خلال انشطار نواة اليورانيوم ينطلق عدد من البيوترونات قدروه 5و3 في المتوسط إلا أنهم عدّلوا ذلك العدد إلى 6و2 نيوترونات في المتوسط لكل انشطار فيما بعد.
ولما عرف أينشتاين وزميله زيلارد بأمريكا نتائج مايتنر وفريتش بالإضافة إلي نتائج المجموعة الفرنسية عن النيوترونات المصاحبة للانشطار قام أينشتاين وزيلارد بتوجيه خطابا إلى الرئيس الأمريكي آنذاك روزفيلت يعرفوه بتلك النتائج العلمية الخطيرة والتحذير من إمكانية سعي الألمان باستغلال تلك المعلومات لصنع قنبلة ذرية يكون لها مفعولا فظيعا، خصوصا وأن الحرب قد بدأت في أوروبا بهجوم الألمان على بولندا. ووصل خطاب أينشتاين وزيلاد إلى الرئيس الأمريكي في يناير 1939.
مكونات
الجسيمات ما تحت الذرية
على الرغم من أن الذرة كلمة تدل أصلا على الجسيمات التي لا يمكن أن يقتطع من جسيمات أصغر ، في استخدام العلمية الحديثة تتكون الذرة من جسيمات تحت ذرية مختلفة. الجزيئات المكونة للذرة هي الإلكترون ، والبروتون والنيوترون الإلكترون هي ضخمة حتى الآن على الأقل من هذه الجسيمات في 9،11 × 10-31 كجم ، مع الشحنةالكهربائية السلبية بروتونات, ونيوترونات التي تتكون بدورها من الكواركات التي تعد أصغر جزء من المادة. عدد البورتونات في نواة الذرة يطلق عليه العدد الذري, ويحدد أي عنصر له هذه الذرة. فمثلاً النواة التي بها بروتون واحد (أي النواة الوحيدة التي يمكن أن لا يكون بها نيوترونات) من مكونات ذرة الهيدروجين, والتي بها 6 بروتونات, ترجع للعنصر كربون, أو التي بها 8 بروتونات أكسجين. يحدد عدد النيورتونات نظائر العنصر. عدد النيوترونات والبروتونات متناسب, وفى النويات الصغيرة يكونا تقريبا متساويين, بينما يكون في النويات الثقيلة عدد كبير من النيوترونات. والرقمان معا يحددا النيوكليد (أحد أنواع النويات). البروتونات والنيوترونات لهما تقريبا نفس الكتلة, ويكون عدد الكتلة مساويا لمجموعهما معا, والذي يساوي تقريبا الكتلة الذرية. وكتلة الإلكترونات صغيرة بالمقارنة بكتلة النواة.
نصف قطر النوكليون (نيترون أو بروتون) يساوي 1 fm (فيمتو متر = 10−15 m). بينما نصف قطر النواة, والذي يمكن أن يكون تقريبا الجذر التربيعي لعدد الكتلة مضروبا في 1.2 fm, أقل من 0.01% من قطر الذرة. وعلى هذا تكون كثافة النواة أكثر من (1012)تريليون مرة من الذرة ككل. ويكون لواحد مللي متر مكعب من مادة النواة, لو تم ضغطه, كتلة تبلغ 200,000 طن. النجم النيتروني يتكون من مثل هذا التصور.
وبالرغم من أن البروتونات الموجبة الشحنة يحدث بينها وبين بعضها تضاد كهرمغناطيسي, فإن المسافة بين النيوكلونات تكون صغيرة بدرجة كافية لأن يكون التجاذب القوي (والذي تكون أقوى من القوى الكهرمغناطيسية ولكن تقل بشدة مع بعد المسافة) غالب عليها. (وتكون قوى الجاذبية مهملة, لكونها أضعف 1036 من التضاد الكهرمغناطيسي).


.... يتبع

الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:07

... تابع

الذرة


خصائص
الخواص النووية
النماذج النواوية
نحن بحاجة إلى الإجابة عن السؤال التالي :"ماذا يشبه التركيب الداخلي للنواة ؟" فتجارب التشتت تبين أن النواة ليست شيئا نقطيا بسيطة بل لها شحنة وكتلة موزعتين على حجمها لذلك فان النيوكلونات ما هي إلا حاملات لشحنة وكتلة يربطها نوع معين من التركيب الديناميكي.
نموذج القطرة السائلة :
معاملة النيوكليونات كالجزيئات التي في قطرة من سائل، ففي 1936عام Bohrاقترح نموذجه قطرة السائل تتفاعل النيوكليونات بقوة مع بعضها البعض وتتعرض إلى تصادمات متكررة أثناء اهتزازها ضمن النواة، وتناظر حركة الهزهزة هذه حركة الاضطراب الحرارية للجزيئات في قطرة سائل. عنصر قائمة مرقّمة
طاقة الربط الحجمية:
،و هذه تبين أن القوة النووية A〉50إن طاقة الترابط لكل نيوكليون تكون ثابتة تقريبا بالنسبة إلى على نيوكليون معين تكون بسبب القليل من اقرب الجيران فقط وليس بسبب كل نيوكليونات في النواة.إن طاقة الترابط الكلية للنواة تتناسب تناسبا طرديا مع А وبذلك تتناسب تناسب طردي Ev=av A : مع حجم النواة وتكون المساهمة إلى طاقة ترابط النواة بأكملها هي ثابت:av
الطاقة السطحية:
البروتونات والنيوترونات الموجودة على سطح النواة(سطح الكرة)،اقل ارتباطا من الموجودة Es=-as Aداخل حجم الكرة⅔ ثابت معدل ثاني:as
طاقة التنافر الكهربائي:
التنافر الكهروستاتيكي بين زوج من البروتونات في النواة يؤدي إلى نقصان الطاقة الرابطة الشغل اللازم لجلب بروتونات من اللانهاية إلى حيز الذي هو من ضمنER النووية،طاقة كولوم متناسبة مع2 / (1−Ζ)Ζ عدد الأزواج البروتونية لنواة ERحجم النواة لذلك تكون الطاقة تحتوي علىZ من البروتونات وتتناسب تناسب عكسي مع نصف قطر النواة R=RO.A⅓ 0R:نصف قطر نواة الهيدروجين ER=−aR Z(Z−1) A−⅓ طاقة كولوم هي كمية سالبة لأنها ناشئة عن قوة معيقة لاستقرار النواة طاقة اللاتناظر: تعبر عن رغبة النوى لان تكون Ν=Ζ إذا إن هذه الطاقة ستكون مساوية للصفر للنوى التي يتساوى فيها عدد البروتونات مع عدد النيوترونات ،ما عدا ذلك فهو موجب ويزداد بزيادة الحياد عن الشرط أعلاه ،أي كلما كان ابعد عن الشرط كلما كانت الكتلة أكبر وطاقة الربط اصغر А⋿=−aA (A−2Z)2/A
طاقة الشفاعية:
إن الانوية أكثر استقرارا تحتوي عددا زوجيا من البروتونات والنيوترونات،وان اقلها استقرارا هي التي تحتوي عددا فرديا من البروتونات والنيوترونات كما هو مبين في الجدول التالي عدد الانوية المستقرة Ν Ζ А 166 زوجي زوجي زوجي 56 فردي زوجي فردي 51 زوجي فردي فردي 5* فردي فردي زوجي
Ep=ap A−½ زوجيان 0 〈Ν ،Ζ apفردي+زوجي 0 = فرديان 0〉Z ،N
الطاقة الكلية لترابط النواة في نموذج القطرة السائلة يكتب على الشكل: EL=−[av A−as A⅔−aR Z(Z−1)A−⅓−aA (A−2Z)2/A+ap A−½] إن تصور النواة كقطرة سائل متجانسة الشحنة وغير قابلة للانكباس ،هو من أكثر النماذج شمولا ، وتطبيقا وتفسيرا ،خصوصا لظاهرة الانشطار النووي ، يمكن تصورها اهتزاز قطرة سائل أو اعتبار أن هناك موجات تتحرك علي سطحها.
طيف بالمر
 أساسيات الكيمياء 330px-Bohr-atom-PAR.svg
نموذج بور المبسط لذرة الهيدروجين. وتنشأ خطوط بالمر عندما يقفز الإلكترون ال1من أحد مستويات الطاقة العليا إلى مستوي الطاقة الثاني في الذرة. ويبين الشكل قفزة الإلكترون من مستوي الطاقة 3 إلى مستوي الطاقة 2 ، وعندما يفعل ذلك فإنه يصدر فوتونا يتبع الخط الطيفي H-ألفا ، وهو أول مجموعة خطوط بالمر. بالنسبة للهيدروجين يكون العدد الذري (Z=1)
 ولهذا فينتج عن تلك الانتقال فوتونا له طول موجة 656 نانومتر ولونه أحمر.
- - يتكون الطيف المرئي للهيدروجين من أربعة أطوال للموجة تقاس بالنانومتر وهي : 410 نانومتر, 434 نانومتر ,و 486 نانومتر, و 656 نانومتر, وهي تعادل انبعاث فوتونات تصدرها الإلكترون عندما يهبط من مستوى طاقة عالية إلى مستوي طاقة أقل ، ويكون المستوى الأقل هو عدد كم رئيسي n = 2.
-
- كما توجد لهذا الطيف عدد من الخطوط في نطاق الأشعة فوق البنفسجية ، تقل طول موجتها عن 400 نانومتر ولذلك فهي لا ترى بالعين ، وهي تنتمي أيضا لمجموعة بالمر.




حجم الذرة
لا يمكن تحديد حجم الذرة بسهولة حيث أن المدارات الإلكترونية ليست ثابتة ويتغير حجمها بدوران الإلكترون فيها. ولكن بالنسبة للذرات التي تكون في شكل بلـّورات صلبة، يمكن تحديد المسافة بين نواتين متجاورتين وبالتالى يمكن عمل حساب تقديري لحجم الذرة. والذرات التي لا تشكل بلـّورات صلبة يتم استخدام تقنيات أخرى تتضمن حسابات تقديرية. فمثلا حجم ذرة الهيدروجين تم حسابها تقريبيا على أنه 1.2× 10−10 م. بالمقارنة بحجم البروتون وهو الجسيم الوحيد في نواة ذرة الهيدروجين 0.87× 10−15 م. وعلى هذا فإن النسبة بين حجم ذرة الهيدروجين وحجم نواتها تقريبا 100,000.وتتغير أحجام ذرات العناصر المختلفة، ويرجع ذلك لأن العناصر التي لها شحنات موجبة أكبر في نواتها تقوم بجذب إلكترونات بقوة أكبر ناحية النواة.
العناصر والنظائر
كل عنصر، بمعنى ذرة كل عنصر، يحمل عدداً خاصاً به من البروتونات (يعرف بالعدد الذري)، وهذا العدد من البروتونات لا يشاركه به غيره من العناصر؛ فعنصر الصوديوم مثلاً يحمل أحد عشر بروتوناً، وفي حال قابلت عنصراً ما يحمل أحد عشر بروتوناً فكن على ثقة أنك أمام عنصر الصوديوم أو على الأقل أمام إحدى صوره.و تتشارك الذرات التي لها نفس العدد الذري في صفات فيزيائية كثيرة، وتتبع نفس السلوك في التفاعلات الكيميائية. ويتم ترتيب الأنواع المختلفة من العناصر في الجدول الدوري طبقا للزيادة في العدد الذري.
الكتلة الذرية بمفهومها البسيط هي مجموع كتل المكونات التي تحتويها الذرة؛ فهي تمثل مجموع كتل البروتونات والنيوترونات وكذلك الإلكترونات، لكن لأن كتلة الإلكترونات ضئيلة جداً فإنها تهمل، ويؤخذ بمجموع كتل البروتونات والنيوترونات.(من أجل تعريف الكتلة الذرية للعنصر انظر أدناه). تقاس الكتلة الذرية بوحدة الكتل الذرية amu (و.ك.ذ)، حيث تساوي كتلة البروتون 1 و.ك.ذ تقريباً، وكذا كتلة النيوترون. وبهذا بإمكاننا أن نقدر الكتلة الذرية لعنصر ما من خلال معرفتنا بعدد البروتونات (Z) وعدد النيوترونات (N) التي يتكون منها، وبمعرفة أن كتلة كل واحد من هذه الجسيمات النووية (النيوكليونات) تساوي وحدة كتلية ذرية واحدة، فإن كتلة الذرة تساوي مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات مقدراً بوحدة الكتل الذرية.
مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات يساوي عدد الكتلة (A). وهنا يمكننا أن نكتب العلاقة التالية: A=Z+N، حيث Z تشير إلى العدد الذري و N إلى عدد النيوترونات. قد يتواجد عنصر ما بصور مختلفة تسمى بالنظائر، إذ أنّ لكل نظير منها العدد الذري نفسه (أي أنها تمثل نفس العنصر)، لكنها تتفاوت في كتلها الذرية انطلاقا من الاختلاف في عدد النيوترونات فيما بينها. ولتمييز تلك النظائر فإنه يتم كتابة اسم العنصر متبوعامن 1 بروتون أيضا. ويكون الديتيريوم هذا العنصر والموجودة في الطبيعة.
التكافؤ والترابط
تكون الذرات متعادلة كهربائياً عندما يكون عدد ما تحمله من شحنات موجبة (بروتونات) يساوي تماماً عدد ما تحويه من شحنات سالبة (إلكترونات). عندما تفقد الذرة أو تكسب الإلكترونات، فإنها تتحول إلى أيونات. عندما تكتسب الذرة الإلكترونات فإن شحنتها السالبة تفوق شحنتها الموجبة وبذا تتحول إلى أيون سالب لأن عدد الإلكترونات فيها أصبح أكثر من عدد البروتونات وعندما تفقد الذرة الإلكترونات، فإنها تتحول إلى أيون موجب لأن عدد البروتونات فيها أصبح أكثر من عدد الإلكترونات.
لا توجد الذرات في الطبيعة عادة بصورة حرة (باستثناء ذرات العناصر الخاملة)، وإنما توجد ضمن مركبات كيميائية متحدةً مع غيرها من الذرات سواء أكانت ذرات العنصر نفسه أو ذرات عناصر أخرى. فذرة الأكسجين مثلاً لا تتواجد عادة بصورة حرة، وإنما ترتبط أكسجين أخرى مكونة جزيء الأكسجين في الهواء الذي نستنشقه، وتتحد مع ذرتين من الهيدروجين مكونةً جزيء ماء، وهكذا.
سلوك الذرة الكيميائي يرجع في الأصل بصورة كبيرة للتفاعلات بين الإلكترونات. والإلكترونات الموجودة في الذرة تكون في شكل إلكترونى محدد ومتوقع. وتقع الإلكترونات في أغلفة طاقة معينة طبقا لبعد تلك الأغلفة عن النواة (راجع "التركيب الذري"). ويطلق على الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي إلكترونات التكافؤ، والتي لها تأثير كبير على السلوك الكيميائي للذرة. والإلكترونات الداخلية تلعب دور أبضا ولكنه ثانوى نظرا لتأثير الشحنة الموجبة الموجودة في نواة الذرة.
كل غلاف من أغلفة الطاقة يتم ترتيبها تصاعديا بدأ من أقرب الاغلفة للنواة والذي يرقم برقم 1 ويمكن لكل غلاف أن يمتلئ بعدد معين من الإلكترونات طبقا لعدد المستويات الفرعية ونوع المدارات التي يحتويها هذا الغلاف :

  • الغلاف الأول  : من 1 : 2 إلكترون - مستوى فرعى s - عدد 1 مدار.


  • الغلاف الثاني : من 2 : 8 إلكترون - مستوى فرعى p, s - عدد 4 مدارات.


  • الغلاف الثالث : من 3 : 18 إلكترون - مستوى فرعى d, p, s- عدد 9 مدارات.


  • الغلاف الرابع : من 4 : 32 إلكترون - مستوى فرعى f d, p,s - عدد 16 مدار.



يمكن تحديد كثافة الإلكترونات لأى غلاف طبقاً للمعادلة : 2 n2 حيث " n " هي رقم الغلاف، (رقم الكم الرئيسي)وتقو الإلكترونات بملئ مستويات الطاقة القريبة من النواة أولا. ويكون الغلاف الأخير الذي به الإلكترونات هو غلاف التكافؤ حتى لو كان يحتوى على إلكترون واحد.
وتفسير شغل أغلفة الطاقة الداخلية أولا هو أن مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة القريبة من النواة تكون أقل بكثير من مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة الخارجية. وعلى هذا لإنه في حالة وجود غلاف طاقة داخلى غير ممتلئ، يقوم الإلكترون الموجود في الغلاف الخارجى بالتنقل بسرعة للغلاف الداخى (ويقوم بإخراج إشعاع مساوى لفرق الطاقة بين الغلافين).
تقوم الإلكترونات الموجودة في غلاف الطاقة الخارجى بالتحكم في سلوك الذرة عند عمل الروابط الكيميائية. ولذا فإن الذرات التي لها نفس عدد الإلكترونات في غلاف الطاقة الخارجي (إلكترونات التكافؤ) يتم وضعها في مجموعة واحدة في الجدول الدوري.المجموعة هي عبارة عن عامود في الجدول الدوري، وتكون المجموعة الأولي هي التي تحتوى على إلكترون واحد في غلاف الطاقة الخارجي، المجموعة الثانية تحتوي على 2 إلكترون، المجموعة الثالثة تحتوي على 3 إلكترونات، وهكذا. وكقاعدة عامة، كلما قلت عدد الإلكترونات في مستوى في غلاف تكافؤ الذرة كلما زاد نشاط الذرة وعلى هذا تكون فلزات المجموعة الأولى أكثر العناصر نشاطا وأكثرها سيزيوم، روبديوم، فرنسيوم.
وتكون الذرة أكثر استقرارا (أقل في الطاقة) عندما يكون غلاف التكافؤ ممتلئ. ويمكن الوصول لهذا عن طريق الآتي: يمكن للذرة المساهمة بالإلكترونات مع ذرات متجاورة (رابطة تساهمية). أو يمكن لها أن تزيل الإلكترونات من الذرات الأخرى (رابطة أيونية). عملية تحريك الإلكترونات بين الذرات تجعل الذرات مرتبطة معا، ويعرف هذا بالترابط الكيميائي وعن طريق هذا الترابط يتم بناء الجزيئات والمركبات الأيوينة. وتوجد خمس أنواع رئيسية للروابط :

  • الرابطة الأيونية


  • الرابطة التساهمية


  • الرابطة التناسقية


  • الرابطة الهيدروجينية


  • الرابطة الفلزية



الذرات في الكون والكرة الأرضية
باستخدام نظرية التضخم الكوني، فإن عدد الذرات في الكون يتراوح من 4×1078 إلى 6×1079 تقريبا. وبصفة عامة نظرا لأن الكون لا نهائي فإن عدد الذرات أيضا يمكن أن يكون لا نهائي. وهذا لا يتنافى مع العدد الذي تم حسابه نظرا لأن الكون الخاضع للدراسة يقع ضمن 14 مليار سنة ضوئية.
الذرة في الصناعة
تقوم الذرة بدور غاية في الأهمية في الصناعة، يتضمن ذلك الصناعات النووية، علم المواد الصناعية، وأيضا في الصناعات الكيميائية.
الذرة في العلم
ظلت الذرة محل أنظار تركيز العلماء لعقود. وكان للنظرية الذرية تأثير كبير على كثير من فروع العلم، مثل الفيزياء النووية، الطيف وكل فروع الكيمياء تقريبا. ويتم دراسة الذرة هذه الأيام في مجال ميكانيكا الكم والجسيمات تحت-الذرية.
و قد تمت دراسة الذرة بدون قصد مباشر في القرن 19 والقرن 20 وفى السنين الحالية، وبظهور تقنيات جديدة أصبحت دراسة الذرة أسهل وأدق. فعن استخدام الميكروسكوب الإلكتروني الذي تم اكتشافه في عام 1931 تم تصوير ذرات مفردة. كما تم استحداث طرق جديدة للتعرف على الذرات والمركبات. فمثلا يتم استخدام مطياف الكتلة لتحديد الذرات والمركبات. كما يتم استخدام جي سي إم إس " كروماتوجرافى الغاز ومطياف الكتلة " لمعرفة المواد. وأيضا التأكد من وجود ذرات أو جزيئات معينة عن طريق أشعة إكس كريستالوجرافى.
الذرة تاريخيا
النظريات التاريخية
قام كل من ديموقراطس وليسيوبوس، " فلاسفة إغريق من القرن الخامس قبل الميلاد" بتقديم أول الافتراضات بخصوص الذرة. فقد إفترضا أن لكل ذرة شكل محدد مثل الحصوات الصغيرة، وهذا الشكل هو ما يحكم خواص تلك الذرة. وقام دالتون في القرن 19 بإثبات أن المادة تتكون من ذرات ولكنه لم يعرف شيئا عن تركيبها. وقد كان هذا الفرض مضاد لنظرية الانقسام اللانهائي، التي كانت تنص على أن المادة يمكن أن تنقسم دائما إلى أجزاء أصغر.
وخلال هذا الوقت، كانت الذرة تعتبر أنها أصغر جزء في المادة، وقد تغير هذا الفرض لاحقا إلى أن الذرة نفسها تتكون من جسيمات تحت الذرية وتم اكتشاف الإلكترون عن طريق تجربة طومسونوكانت عن أول الجسيمات التي يتم اكتشافها. وقد أدى ذلك لإثبات أن الذرة يمكن أن تنقسم. كما ساهمت اكتشافات راذرفورد في إثبات وجود النواة وأنها تحمل شحنة موجبة. وكل الدراسات الحديثة للذرة تأخذ في الاعتبار أن الذرة تتكون من جسيمات تحت ذرية.
ومنذ عهد ديموقراطس تم اقتراح نظرات عديدة لتركيب الذرة منها :

  • نظرية البودينج


  • نظرية الذرة المكعبة


  • تصور بوهر


  • التصور الموجي وهو التصور المقبول حاليا راجع تركيب الذرة.



وبينما تم إثبات خطأ نظرية ديموقراطس تماما، فإن كثير من النظريات الحديثة مبنية على أفكار مشابهه مثل الشكل والاهتزاز وهذه الأفكار تماثل خواص الجسيمات تحت الذرية.
أصل تسمية الذرة
يرجع أصل كلمة الذرة إلى الكلمة الإغريقية أتوموس، وتعنى غير قابل للانقسام. وحتى القرن 19 حيث تم عرض تصور بوهر كان الاعتقاد السائد أن الذرات جسيمات دقيقة للغاية وغير قابلة للانقسام

ملخص لتركيب الذرة

الذرة هي اصغر جزء من مادة عنصر كيميائي يمكن ان تنقسم اليه المادة و تظل حاملة لصفاتها الكيميائية ، و تتكون الذرات من جسيمات دون ذريّة ، وهي بشكل أساسي:
· البروتونات موجبة الشحنة
· النيوترونات متعادلة الشحنة
· الالكترونات سالبة الشحنة
الذرة هي حجر الأساسي في بناء الكيميائية و المادة بشكل عام ، و هى أصغر جزء يمكن الوصول إليه و يبقى كما هو أثناء التفاعلات الكيميائية .و بذلك فإنه عند الوصول لأى ذرة توجد بمفردها فإن هذه الذرة تعبر عن عنصر معين . و يوجد 92 عنصر فقط من العناصر بصورة طبيعية على الأرض ، على أنه توجد بعض العناصر الأخرى التى توجد على بعض النجوم مثل عنصر التكنيتيوم والكاليفورنيومو يوجدا على السوبرنوفا .
كل عنصر متفرد بعدد البروتونات الموجودة في نواة ذلك العنصر . كل ذرة لها عدد من الإلكترونات مساو لعدد البروتونات ، وفى حالة عدم وجود هذا التساوى تسمى الذرة بالأيون . ويمكن لذرات نفس العنصر أن تحتوى على عدد مختلف من النيوترونات ، وهذا في حالة تساوى عدد البروتونات و الإلكترونات . الذرات التى لها أعداد مختلفة من النيوترونات تسمى نظيرلهذا العنصر.
تم تصنيع بعض العناصر بواسطة القذف النووى ، و لكن هذه العناصر كانت غير ثابتة كما أنها تتغير بعفوية إلى عناصر أخرى أثبت عن طريق التحلل الإشعاعي .
على الرغم من أنه يوجد 92 عنصر فقط بصورة طبيبعية ، فإن ذرات هذه العناصر تترابط لتكون الجزئيات و انواع أخرى من المركبات الكيميائية .فالجزيئات تتكون من ذرات عديدة ، فمثلا ، جزيء الماء يتكون من اتحاد 2 ذرة هيدروجين و ذرة أكسجين .
و نظرا لأهمية و تفرد الذرة ، فقد تمت دراستها على مدى القرون الماضية . و تركز بعض الأبحاث الحالية على تأثيرات الكوانتم ، مثل نظرية بوس - إنيشتين للتكثيف .النظرية الذرية: 

النظرية الذرية تهتم بدراسة طبيعة المادة، و تنص على أن كل المواد تتكون من ذرات .
نظرية دالتون : تضمنت هذه النظرية عدة فرضيات أهمها أنّ المادة تتكون من دقائق صغيرة جداً غير قابلة للأنقسام تسمى ذرات .
تركيب الذرة: 

أكثر النظريات التى لاقت قبولا لتفسير تركيب الذرة هى النظرية الموجية . وهذا التصور مبني على تصور بوهر مع الأخذ في الإعتبار الإكتشافات الحديثة والتطويرات في ميكانيكا الكم .
و التى تنص على :
· تتكون الذرة من جسيمات تحت ذرية ( البروتونات ،الإلكترونات ،النيوترونات.
o مع العلم بأن معظم حجم الذرة يحتوى على فراغ .
· في مركز الذرة توجد نواة موجبة الشحنة تتكون من البروتونات ،النيوترونات ( ويعرفوا على أنهم نويات )
o النواة أصغر 100,000 مرة من الذرة . فلو أننا تخيلنا أن الذرة بإتساع مطار هيثرو فإن النواة ستكون في حجم كرة الجولف
[[|دالة الطول الموجي للمدار الإلكترونى للهيدروجين . عدد الكم الرئيسي على اليمين من كل صف وعدد الكم المغزلي موضح موجود على هيئة حرف في أعلى كل عمود .]]
· معظم الفراغ الذري يتم شغله بال[[مدارات]] التى تحتوى على الإلكترونات في شكل إلكترونى محدد .
o كل مدار يمكن أن يتسع لعدد 2 إلكترون ، محكومين بثلاث أرقام للكم ، عدد الكم الرئيسي ، عدد الكم الثانوي ، عدد الكم المغناطيسي .
o كل إلكترون في أى من المدارات له قيمة واحدة لعدد الكم الرابع والذى يسمى عدد الكم المغناطيسي .
o المدارات ليست ثابتة ومحددة في الإتجاه وإنما هى تمثل إحتمالية تواجد 2 إلكترون لهم نفس الثلاث أعداد الأولى للكم ، وتكون أخر حدود هذا المدار هو المناطق التى يقل تواجد الإلكترون فيها عن 90 % .
· عند إنضمام الإلكترون إلى الذرة فإنها تشغل أقل مستويات الطاقة ، والذى تكون المدارات فيه قريبة للنواة ( مستوى الطاقة الأول ). وتكون الإلكترونات الموجودة في المدارات الخارجية ( مدار التكافؤ ) هى المسئولة عن الترابط بين الذرات . لمزيد من التفاصيل راجع "التكافؤ والترابط"
حجم الذرة: 

لا يمكن تحديد حجم الذرة بسهولة حيث أن المدارات الإلكترونية ليست ثابتة ويتغير حجمها بدوران الإلكترون فيها . ولكن بالنسبة للذرات التى تكون في شكل بللورات صلبة ، يمكن تحديد المسافة بين نواتين متجاورتين وبالتالى يمكن عمل حساب تقديري لحجم النواة . والذرات التى لا تشكل بللورات صلبة يتم استخدام تقنيات أخرى تتضمن حسابات تقديرية . فمثلا حجم ذرة الهيدروجين تم حسابها تقريبيا على أنه 1.2× 10-10 م . بالمقارنة بحجم البروتون وهو الجسيم الوحيد في نواة ذرة الهيدروجين 0.87× 10-15 م . وعلى هذا فإن النسبة بين حجم ذرة الهيدروجين وحجم نواتها تقريبا 100,000 .وتتغير أحجام ذرات العناصر المختلفة ، ويرجع ذلك لأن العناصر التى لها شحنات موجبة أكبر في نواتها تقوم بجذب اإلكترونات بقوة أكبر ناحية النواة .
العناصر و النظائر: 

يتم تقسيم الذرات بصورة عامة عن طريق العدد الذري ، والذى يساوى عدد البروتونات في الذرة . ويحدد العدد الذرى نوع العنصر الذى تنتمى إليه هذه الذرة . فمثلا تكون ذرات الكربون هى تلك الذرات التى تحتوى على 6 بروتونات . وتتشارك الذرات التى لها نفس العدد الذرى في صفات فيزيائية كثيرة ، وتتبع نفس السلوك في التفاعلات الكيميائية . ويتم ترتيب الأنواع المختلفة من العناصر في الجدول الدوريطبقا للزيادة في العدد الذري .
عددالكتلة أو عدد الكتلة الذرية هو مجموع عدد البروتونات والنيترونات الموجودة في ذرة العنصر ، وذلك لأن كل من البروتون والنيترون له كتله تساوى 1 amu (وحدة كتل ذرية) .ولا يؤثر اختلاف عدد النيوترونات على نوع العنصر . فيمكن للعنصر الواحد الذى له نفس عدد الإلكترونات والبروتونات أن يكون له أعداد مختلفة في النيوترونات ، ويكون لهذا العنصر نفس العدد الذرى ولكن يكون الإختلاف في عدد الكتلة . وعندها يتم إطلاق كلمة نظائر على هذا العنصر الذى له اختلاف في عدد الكتلة . ولتمييز تلك النظائر فإنه يتم كتابة اسم العنصر متبوعا برقم الكتلة ، فمثلا كربون-14 يحتوى على 6 بروتونات و 8 نيوترونات في كل ذرة ، وبالتالى فإن عدد الكتلة له يكون 14 .
وبالنظر إلى ذرة الهيدروجين والتى تعتبر أبسط الذرات ، فإن لها عدد ذرى يساوى 1 ، كما أنها تتكون من 1 بروتون أيضا . ويكون الديتيريوم أو هيدروجين-2 هو نظير الهيدروجين الذى يحتوى على 1 نيترون ، أما التريتيوم هيدروجين-3 فهو نظير الهيدروجين الذى يحتوى على 2 نيترون .
الكتلة الذرية الموجودة في الجدول الدوري لكل عنصر هى متوسط لكتلة نظائر هذا العنصر والموجودة في الطبيعة .
التكافؤ والترابط: 

سلوك الذرة الكيميائي يرجع في الأصل بصورة كبيرة للتفاعلات بين الإلكترونات . والإلكترونات الموجودة في الذرة تكون في شكل إلكترونى محدد ومتوقع . وتقع الإلكترونات في أغلفة طاقة معينة طبقا لبعد تلك الأغلفة عن النواة ( راجع "التركيب الذري" ) . ويطلق على الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي إلكترونات التكافؤ ، والتى لها تأثير كبير على السلوك الكيميائي للذرة . والإلكترونات الداخلية تلعب دور أبضا ولكنه ثانوى نظرا لتأثير الشحنة الموجبة الموجودة في نواة الذرة .
كل غلاف من أغلفة الطاقة يتم ترتيبها تصاعديا بدأ من أقرب الاغلفة للنواة والذى يرقم برقم 1 ويمكن لكل غلاف أن يمتلئ بعدد معين من الإلكترونات طبقا لعدد المستويات الفرعية ونوع المدارات التى يحتويها هذا الغلاف :
· الغلاف الأول : من 1 : 2 إلكترون - مستوى فرعى s - عدد 1 مدار .
· الغلاف الثاني : من 2 : 8 إلكترون - مستوى فرعى p, s - عدد 4 مدارات .
· الغلاف الثالث : من 3 : 18 إلكترون - مستوى فرعى d, p, s - عدد 9 مدارات .
· الغلاف الرابع : من 4 : 32 إلكترون - مستوى فرعى f d, p, s - عدد 16 مدار .
يمكن تحديد كثافة الإلكترونات لأى غلاف طبقاً للمعادلة : 2 n2 حيث " n " هى رقم الغلاف ، ( رقم الكم الرئيسي )وتقو الإلكترونات بملئ مستويات الطاقة القريبة من النواة أولا . ويكون الغلاف الأخير الذى به الإلكترونات هو غلاف التكافؤ حتى لو كان يحتوى على إلكترون واحد .
وتفسير شغل أغلفة الطاقة الداخلية أولا هو أن مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة القريبة من النواة تكون أقل بكثير من مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة الخارجية . وعلى هذا لإنه في حالة وجود غلاف طاقة داخلى غير ممتلئ ، يقوم الإلكترون الموجود في الغلاف الخارجى بالتنقل بسرعة للغلاف الداخى (ويقوم بإخراج إشعاع مساوى لفرق الطاقة بين الغلافين).
تقوم الإلكترونات الموجودة في غلاف الطاقة الخارجى بالتحكم في سلوك الذرة عند عمل الروابط الكيميائية . ولذا فإن الذرات التى لها نفس عدد الإلكترونات في غلاف الطاقة الخارجي (إلكترونات التكافؤ) يتم وضعها في مجموعة واحدة في الجدول الدوري .المجموعة هى عبارة عن عامود في الجدول الدوري ، وتكون المجموعة الأولي هى التى تحتوى على إلكترون واحد في غلاف الطاقة الخارجي ، المجموعة الثانية تحتوي على 2 إلكترون ، المجموعة الثالثة تحتوي على 3 إلكترونات ، وهكذا . وكقاعدة عامة ، كلما قلت عدد الإلكترونات في مستوى في غلاف تكافؤ الذرة كلما زاد نشاط الذرة وعلى هذا تكون فلزات المجموعة الأولى أكثر العناصر نشاطا وأكثرها سيزيوم ، روبديوم ، فرنسيوم .
وتكون الذرة أكثر استقرارا ( أقل في الطاقة ) عندما يكون غلاف التكافؤ ممتلئ . ويمكن الوصول لهذا عن طريق الآتي: يمكن للذرة المساهمة بالإلكترونات مع ذرات متجاورة ( رابطة تساهمية ) . أو يمكن لها أن تزيل الإلكترونات من الذرات الأخرى ( رابطة أيونية ) . عملية تحريك الإلكترونات بين الذرات تجعل الذرات مرتبطة معا ، ويعرف هذا بالترابط الكيميائي وعن طريق هذا الترابط يتم بناء الجزيئات والمركبات الأيوينة . وتوجد خمس أنواع رئيسية للروابط :
· الرابطة الأيونية
· الرابطة التساهمية
· الرابطة التناسقية
· الرابطة الهيدروجينية
· الرابطة الفلزية
الذرات في الكون و الكرة الأرضية: 

[إستخدام نظرية التضخم الكوني ، فإن عدد الذرات في الكون يتراوح من 4×1078 and 6×1079 تقريبا . وبصفة عامة نظرا لأن الكون لا نهائي فإن عدد الذرات أيضا يمكن أن يكون لا نهائي . و هذا لا يتنافى مع العدد الذى تم حسابه نظرا لأن الكون الخاضع للدراسة يقع ضمن 14 مليار سنة ضوئية .
الذرة في الصناعة: 

تقوم الذرة بدور غاية في الأهمية في الصناعة ، يتضمن ذلك الصناعات النووية ، علم المواد الصناعية ، وأيضا في الصناعات الكيميائية .
الذرة في العلم: 

ظلت الذرة محل أنظار تركيز العلماء لعقود . وكان للنظرية الذرية تأثير كبير على كثير من فروع العلم ، مثل الفيزياء النووية ، الطيف وكل فروع الكيمياء تقريبا . ويتم دراسة الذرة هذه الأيام في مجال ميكانيكا الكم و الجسيمات تحت-الذرية .
و قد تمت دراسة الذرة بدون قصد مباشر في القرن 19 و القرن 20 وفى السنين الحالية ، وبظهور تقنيات جديدة أصبحت دراسة الذرة أسهل وأدق . فعن استخدام الميكروسكوب الإلكتروني الذى تم إكتشافه في عام 1931 تم تصوير ذرات مفردة . كما تم إستحداث طرق جديدة للتعرف على الذرات والمركبات . فمثلا يتم استخدام مطياف الكتلة لتحديد الذرات والمركبات . كما يتم استخدام جي سي إم إس " كروماتوجرافى الغاز و مطياف الكتلة " لمعرفة المواد . وأيضا التأكد من وجود ذرات أو جزيئات معينة عن طريق أشعة إكس كريستالوجرافى .
الذرة تاريخيا: 
النظريات التاريخية: 
قام كل من ديموقراطس و ليسيوبوس ، " فلاسفة إغريق من القرن الخامس قبل الميلاد" بتقجيم أول الإفتراضات بخصوص الذرة . فقد إفترضا أن لكل ذرة شكل محدد مثل الحصوات الصغيرة ، وهذا الشكل هو ما يحكم خواص تلك الذرة . وقام دالتون في القرن 19 بإثبات أن المادة تتكون من ذرات ولكنه لم يعرف شيئا عن تركيبها . وقد كان هذا الفرض مضاد لنظرية الإنقسام اللانهائي ، التى كانت تنص على أن المادة يمكن أن تنقسم دائما إلى أجزاء أصغر .
وخلال هذا الوقت ، كانت الذرة تعتبر أنها أصغر جزء في المادة ، وقد تغير هذا الفرض لاحقا إلى أن الذرة نفسها تتكون من جسيمات تحت الذرية وتم إكتشاف الإلكترون عن طريق تجربة طومسونوكانت عن أول الجسيمات التى يتم إكتشافها . وقد أدى ذلك لإثبات أن الذرة يمكن أن تنقسم . كما ساهمت إكتشافات راذرفورد في إثبات وجود النواة وأنها تحمل شحنة موجبة . وكل الدراسات الحديثة للذرة تأخذ في الإعتبار أن الذرة تتكون من جسيمات تحت ذرية .
ومنذ عهد ديموقراطس تم إقتراح نظرات عديدة لتركيب الذرة منها :
· نظرية البودينج
· نظرية الذرة المكعبة
· تصور بوهر
· التصور الموجي وهو التصور المقبول حاليا راجع تركيب الذرة .
وبينما تم إثبات خطأ نظرية ديموقراطس تماما ، فإن كثير من النظريات الحديثة مبنية على أفكار مشابهه مثل الشكل والإهتزاز وهذه الأفكار تماثل خواص الجسيمات تحت الذرية .
أصل تسمية الذرة: يرجع أصل كلمة الذرة إلى الكلمة الإغريقية أتوموس ، وتعنى غير قابل للإنقسام . وحتى القرن 19 حيث تم عرض تصور بوهر كان الإعتقاد السائد أن الذرات جسيمات دقيقة للغاية وغير قابلة للإنقسام
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:08

الجدول الدورى للعناصر


 أساسيات الكيمياء %D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%86%D8%A7%D8%B5%D8%B1
اضغط على الصورة للتكبير

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية, والذي يعرف أيضا بـ (جدول مندلييف، الجدول الدوري للعناصر، أو فقط الجدول الدوري) وهو عرض جدولي للعناصر الكيميائية المعروفة. على الرغم من وجود جداول سبقت جدول مندلييف إلا أن بناء هذا الجدول يعزى بشكل عام إلى الكيميائي الروسي ديمتري مندليف, حيث قام في عام 1869 بترتيب العناصر بالاعتماد على السلوك (الدوري) للخصائص الكيميائية للعناصر، ثم قام هنري موزلي عام 1911 بإعادة ترتيب العناصر بحسب العدد الذري، أي عدد الإلكترونات الموجودة بكل عنصر. ومع مرور الوقت تم تعديل مخطط الجدول مرات عديدة، حيث أضيفت عناصر جديدة مكتشفة، كما أضيفت نماذج نظرية طورت لتفسير سلوك العناصر الكيميائية.
أصبح الجدول الدوري في عصرنا هذا معتمداً في جميع المناحي الأكاديمية الكيميائية، موفراً إطاراً مفيداً جداً لتصنيف وتنظيم ومقارنة جميع الأشكال المختلفة للخصائص الكيميائية. وللجدول الدوري تطبيقات متعددة وواسعة في الكيمياء والفيزياء وعلم الأحياء والهندسة خاصة الهندسة الكيميائية.
يحتوي الجدول الدوري الحالي على 117 عنصراً (إلى تاريخ تموز 2009) (العناصر 1-116 والعنصر 118).

توضيح تركيب الجدول الدوري
عدد إلكترونات التكافؤ تحدد إلى أي دورة ينتمى العنصر. كل غلاف من أغلفة الطاقة في ذرات العناصر ينقسم إلى مستويات فرعية عديدة، والتي تمتلئ بزيادة الرقم الذري للعناصر طبقا للترتيب التالي 
             1s 
2s           2p  
3s           3p  
4s        3d 4p  
5s        4d 5p  
6s     4f 5d 6p  
7s     5f 6d 7p  
8s  5g 6f 7d 8p 


 أساسيات الكيمياء 800px-Periodic_table_svg
الجدول الدورى : اضغط على الصورة للتكبير

هذا الترتيب يماثل ترتيب الجدول الدوري. ونظرا لأن الإلكترونات في مستويات الطاقة الخارجية هي التي تحدد خواص العناصر الكيميائية، فإن العناصر تميل لأن تكون متشابهه في مجموعات الجدول الدوري. العناصر التي تلى بعضها في مجموعة الجدول الدوري يكون لها خواص فيزيائية متشابهه بالرغم من الاختلاف الكبير بين كتلة كل منها. بينما العناصر التي تلى بعضها في دورة الجدول الدوري يكون لها كتلة متشابهه ولكن تختلف في خواصها الفيزيائية.
فمثلا، يوجد بقرب النيتروجين (N) عنصر الكربون (C) والأكسجين (O) (عند النظر للدورة). وبغض النظر عن تقاربهم في الكتلة (مقدرا الاختلاف بينهم مجرد وحدات كتل ذرية محدودة)، فإن لهم خواص مختلفة تماما، والذي يمكن ملاحظته عند النظر إلى خاصية التآصل : فمثلا عندما يكون الأكسجين ثنائي الذرة فهو غاز ويساعد على الاحتراق، بينما النيتروجين ثنائي الذرة يكون غاز لا يساعد على الاشتعال، والكربون صلب يمكن أن يحترق (يمكن لالالماس أن يحترق.
وبالعكس، فإنه بالقرب من الكلور (Cl) عند النظر للمجموعة), في المجموعات الأخيرة كل من الفلور (F) والبروم (Br). وبغض النظر أيضا عن اختلافها الكبير في الكتلة فإن لها خواص متقاربة للغاية. فهي جميعا عناصر تساعد على التآكل بشدة (أي أنها ترتبط بسرعة مع الفلزأت لتكون أملاح هاليدات الفلز)، الكلور والفلور غازات، ولكن البروم سائل له درجة غليان منخفضة للغاية، كما أن الكلور والبروم لهما لون
المجموعات
المجموعة هي العمود الرأسي في الجدول الدوري للعناصر. يوجد في الجدول 16 مجموعة في الجدول الدوري القياسي. العناصر الموجودة في كل مجموعة لها نفس تركيب غلاف التكافؤ من حيث عدد الإلكترونات, وهذا يعطى لهذه العناصر تشابها في الخواص.و 18 صف رأسى
أرقام المجموعات
هناك ثلاثة أنظمة لترقيم المجموعات : الأول باستخدام الأرقام العربية، والثاني باستخدام الأرقام رومانية، والثالث عبارة عن مزج بين الأرقام الرومانية والحروف اللاتينية. وقد تم اختيار الترقيم العربي من قبل الاتحاد الدولي للكيمياء والكيمياء التطبيقية. وقد تم تطوير هذا النظام المقترح من IUPAC ليحل محل الأرقام الرومانية حيث أنها قد تسبب الالتباس نظرا لأنها تستخدم نفس الأسماء لمعان مختلفة

طرق أخرى لعرض الجدول الدوري

  • الجدول الدوري القياسي، وهو مثل المعروض بالأعلى وبه المعلومات الأساسية عن العناصر.


  • الجدول الدوري الرأسي والذي يحسن من القدرة على المتابعة أثناء التصفح في الشبكة المعلوماتية.


  • الجدول الدوري الكبير وبه المعلومات الأساسية عن العناصر، وأسماء العناصر.


  • الجدول الدوري الضخم وبه المعلومات الأساسية عن العناصر، وأسماء العناصر والكتل الذرية.


  • الجدول الدوري العريض وبه عناصر المستوى الفرعي f بداخله وأيضا مجموعة اللانثينيدات والأكتينيدات.


  • الجدول الدوري الممتد وبه أماكن العناصر حتى 116.


  • الجدول الدوري موضحا التوزيع الإلكتروني.


  • الجدول الدوري موضحا الخاصية الفلزية وألا فلزية.


  • الجدول الدوري موضحا المستويات الفرعية.


  • قائمة العناصر مرتبة بالاسم.


  • قائمة العناصر مرتبة بالرمز.


  • قائمة العناصر مرتبة بالعدد الذري.


  • قائمة العناصر مرتبة بدرجة الغليان.


  • قائمة العناصر مرتبة بدرجة الانصهار.


  • قائمة العناصر مرتبة بالكثافة.


  • قائمة العناصر مرتبة بالكتلة الذرية.


  • *الجدول الدوري التفاعلي


تاريخ الجدول الدوري
كان أرسطو عام 330 قبل الميلاد يعتبر العناصر أربعة عناصر.هي الأرض والهواء والنار والماء. 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 مبادئ الكيمياء Principles of Chemistry. مات 20 يناير 1907.
تم اقتراح الجدول الدوري الأصلي 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. 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 الإنجليزي 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 العناصر التي لم تكتشف بعد. وقد تم إثبات صحة جدول مندليف لاحقا بعد اكتشاف التركيب الإلكتروني في القرن 19، القرن 20.
جدول مندليف
كان مندليف قد حاول تصنيف العناصر من خلال ملاحظاته ان بعض العناصر لها خاصية كيميائية وفيزيائية متشابهة. وهذا التشابه اعتبره مندليف المفتاح للكشف عن النماذج الخفية في العناصر. فبدأ بكتابة بطاقات عليها العناصر والحقائق الثابتة والمعروفة عنها. وجعل لكل عنصر بطاقة دون عليها درجة الانصهار والكثافة واللون والوزن الذري لذرة كل عنصر والقوة الترابطية له. وعدد الروابط التي يستطيع العنصر تكوينها. ولما فرغ مندليف من تدوين البطاقات حاول تصنيفها بعدة طرق. وأخيرا لاحظ أن ثمة نماذج بدت له من خلال ترتيب هذه العناصر حسب الزيادة في الكتلة الذرية atomic mass أو الوزن الذري. فلاحظ أن القوة الترابطية the bonding power للعناصر من الليثيوم lithium حتي الفلورين fluorine تغيرت بطريقة مرتبة. فمثلا بعد الفلورين fluorine نجد العنصر الأثقل الصوديوم الذي له نفس القوة الترابطية كالليثيوم. لهذا رتب مندليف بطاقة الصوديوم تحت بطاقة الليثيوم. وهذا معناه في جدول مندليف أن العنصر له نفس الخاصية كالعنصر الذي فوقه أو العنصر الذي تحته.ورغم هذا لم يكن جدول مندليف كاملا أو دقيقا. لأن ترتيب العناصر به حسب تزايد الكتلة(الوزن) الذرية atomic mass لكل عنصر، خلف 3 فراغات بجدوله ووقال مندليف أن هذه الفراغات ستملآ بعناصر لم تكتشف بعد. ومن خلال موقعها في جدوله استطاع أن يبين خواصها. ونشر جدول مندليف عام 1869م. ومعني كلمة دوري "periodic" أن أنماطا من خواص العناصر متكررة في كل صف. وبعد 16 سنة من نشر جدول مندليف استطاع الكيميائيون اكتشاف العناصر الثلاثة المفقودة من الجدول وهي اسكانيديوم scandium وجاليوم gallium وجرمانيوم germanium.وكانت خواصها تشبه ما ذكره مندليف عنها. فالجدول الدوري نجده جدولا للعناصر الكيماوية مرتبة لتبين خواصها الكيمائية والفيزيائية. غير أن عناصر كالكلورين والحديد والنحاس مواد كيماوية أساسية لاتتكسر بالتفاعلات الكيماوية.عكس المركبات الكيماوية التي تتكون من عدة عناصر. فالجدول الدوري وسيلة لترتيب العناصر المعروفة حتي العناصر التي لم تكتشف بعد. حقيقة العناصر المتشابهة في الخواص توضع في نفس المجموعة بالجدول الدوري. لكن لعدة سنوات لم يحل لغز هذا التشابه في هذا السلوك الصفاتي.
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 المتوهج 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 لرذرفورد، عندما قال أن الذرة تتكون من قلب مكثف له شحنة 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 تقلل 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 في 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، إلا 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 الأكسجين بنواته 8 بروتونات. والنترونات لاتجمل شحنات كهروبائية. وليس بالضرورة ذرة كل عنصر تجمل عددا ثابتا من البروتونات. فلو ذرات عنصر ما تحمل عددا مختلفا من النيترونات 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.كتلة نيترون واحد تعادل كتلة بروتون ونيترون معا, 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 اكتشفت 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 النيترونات 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
الجداول الحديثة
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 92 عنصرا طبيعيا فوق الأرض وعناصر 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 الهيدروجين Hydrogen 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 القلوية alkaline earth metals.وهاتان المجموعتان تليهما صفوف تتكون من عشرة أعمدة بها 40 عنصر وكل عمود به 4 عناصر. وهذه المجموعات العشر يطلق عليها المعادن الانتقالية the transition metals وهي المجموعات من رقم 3 – 12. والمجموعات من 13- 18في الجانب الأيمن من المجموعة يوجد خط فاصل فوقه اللامعادن nonmetals كالأكسجين oxygen والكربون carbon والنيتروجين nitrogen وفي الجزء الأسفل علي اليسار يوجد القصدير tin والرصاص lead. بالإضافة لوجود مجموعتين مقسمتين لصفين. وتتكونان من 28 عنصر. كل صف به 14 عنصر. وهما باسفل الجدول الرئيسي. وهذه العناصر هي عناصر الأرض النادرة لأن خواصها متشابهة.لدرجة يصعب علي الكيميائيين فصلهما عن بعض عندما يختلطان معا. والمفروض هذان الصفان يوضعان حسب العدد الذري بين المجموعتين 1و2 من جهة وكتلة المعادن الانتقالية المكونة من المجموعات من 3-12 من جهة أخرى، للتقليل من حجم الجدول الدور ي. والعلماء يعتبرون الصفوف الأفقية بالجدول الدوري فترات periods تختلف في أطوالها من أعلي لأسفل الجدول.وهي تضم من أعلي لأسفل 2و8 و8 و18و18و32و32 عنصرا. وهذه الأرقام لها صلة بأقصي عدد من الإلكترونات التي يمكن أن توجد في مدار الذرة لأي عنصر في فترته. وكل فترة بالجدول، بها العناصر غير متشابهة في الخواص عكس ما هو متبع في المجموعات بالأعمدة. والعناصر التي توجد في نفس المجموعة كالقلويات. alkali والهالوجينات halogensنجد ان عدد الإلكترونات في المدار الخارجي لذراتها متساويا مع رقم المجموعة. ومجموعة العناصر بين مجموعة 2و مجموعة 3 المعادن الانتقالية transition metals وهي متشابهة في تكوين مركبات ملونة.ولها تكافؤ مختلف وتستخدم كمواد محفزة catalysts. والعناصر من رقم 58 - 71 تعرف بالعناصر الأرضية النادرة lanthanides وحقيقة كل هذه العناصر ليست بالضرورة أن تكون نادرة في الأرض. لأن عنصر السيريوم أكثر وفرة من أي عنصر آخر واكثر 5 مرات وجودا من الرصاص. لكن كلها فضية وأكثر المعادن تفاعلا.
استعمالات الجدول
يعتبر الجدول الدوري للعناصر له أهميته للعلماء وطلاب الكيمياء لدراسة العناصر والخواص الكيميائية والفيزيائية، وكيفية اختلافها بكل مجموعة به. فمن خلال الجدول يمكن الحدس بخواص عنصر ما، وكيفية التفاعل مع عنصر آخر. فلو أراد دارس معرفة خواص عنصر كالفرانشيوم francium مثلا، فيمكنه التعرف عليه من خلال خواص المجموعة 1. فسيعرف أنه معدن لين يتفاعل بشدة مع الماء أكثر من العنصر الذي فوقه. ولو أراد معرفة مركبات التلليريم tellurium مع الهيدروجين hydrogen.فان العنصرين سيكونان مركب H2Te لأن بقية العناصر في مجموعة التلليريم تكون مركبات مع الهيدروجين كالماء H2Oوكبريتيد الهيدروجين H2S و H2Se.وأخيرا كان تنظيم جدول مندليف يعتمد علي الوزن الذري في الترتيب التصاعدي والجدول الدوري الحديث يعتمد علي العدد الذري التصاعدي ولكل عنصر عدده الذري ولا يتكرر مع عنصر آخر. لأن العدد الذري هو عدد البروتونات في نواته. وأصبح لكل عنصر رمزه الكيماوي. فالكربون رمزه C والأكسجين رمزه O والكبريت رمزه s والهيدروجين رمزه H والكربون نجد ان عدده الذري 6ووزنه الذري حوالي 12.
خواص العناصر
1-الفلزات (المعادن)Metals :
أ- خواصها الفيزيائية(الطبيعية) : - اللمعان والبريق. - موصلة جيدة للحرارة والكهرباء. - كثافتها عالية. - درجة انصهارها عالية. - يمكن سحبها لأسلاك. - يمكن طرقها لألواح. - جميعها صلبة ما عدا الزئبق سائل
ب- خواصها الكيميائية : - تفقد ألكترونات بسهولة. - تتآكل بسرعة. فالحديد يصدأ والفضة تطوس.
2-اللافلزات (اللامعادن) Nonmetals :
أ- خواصها الفيزيائية(الطبيعية) : صفاتها عكس المعادن - لا تلمع وبدون بريق. - رديئة التوصيل للحرارة و والكهرباء، - هشه تتهشم بسهولة. - لا تسحب لسلاك. - لا تطرق لألواح. - كثافتها قليلة. - درجة الانصهار منخفضة.
ب- الخواص الكيماوية : - تميل لاكتساب إلكترونات وحيث أن المعادن تميل لفقدان الكترونات واللامعادن تميل لاكتساب الكترونات. لهذا المعادن واللا معادن يميلان لتكوين مركبات منهما. وهذه المركبات يطلق عليها مركبات أيونية (متاينة) ionic compounds. وعندما يتحد اثنان أو أكثر من اللامعادن تكون مركبات متحدة الذرات a covalent compound.
3-أشباه الفلزات (المعادن) Metalloids : لها خواص المعادن واللامعادن
أ- خواصها الفيزيائية (الطبيعية): - صلبة - لامعة أو غير لامعة. - يمكن سحبها لأسلاك. - يمكن طرقها لألواح.
- توصل الحرارة والكهرباء لكن ليس بكفاءة المعادن
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:09

الجزئ


الجزيء هو أصغر جسيم من المادة الكيميائية النقية يحتفظ بتركيبها الكيميائي وخواصها. علم دراسة الجزيئات يسمى كيمياء جزيئية'' أوفيزياء جزيئية ، تبعاً لمجال الرؤية المعين. تهتم الكيمياء الجزيئية بالقوانين التي تحكم التفاعلات بين الجزيئات التي ينتج عنها تكون أو تكسير للروابط الكيميائية، بينما تهتم الفيزياء الجزيئية بالقوانين التي تحكم بناء الجزيئات. وبصفة عامة، فإن الفرق بينها قد يكون غامضاً وصعب التحديد إلى حد ما.
يمكن للجزيء أن يتكوّن من ذرة واحدة (كما في الغازات النبيلة) أو من أكثر من ذرة مرتبطة معاً. يتم استخدام تصور الجزيء وحيد الذرة حصريا في نظرية الحركة للغازت. في علم الجزيئات يتكون الجزيء من نظام ثابت (حالة ترابط) يستوعب ذرتين أو أكثر. والمصطلح جزيء غير ثابت يستخدم للأنواع النشطة، أي الجسيمات التي لها عمر قصير (لها رنين) في الإلكترونات والذرات، مثل الجذور "Radicals", الجزيئات الأيونية, جزيء رايدبيرج (شاهد ذرة رايدبيرج), الحالات الانتقالية، متراكبات فان ريد فال، أو الأنظمة التي يحدث فيها تجمع للذرات في تكاثف بوس-أينيشتين. كما يستخدم المصطلح جزيء بصفة خاصة كمرادف "للرابطة التساهمية"، وهذا نتيجة للحقيقة التي تنص على أن المركبات غير التساهمية, المركبات الأيونية لا تنتج ما يمكن تعريفه بدقة على أنه "الجسيمات الدقيقة" التي يمن أن تتلائم مع التعريفات السابقة.
كما يعرف أن المسامات الجزيئية هي الفراغات التي بين جزيئات المادة. ويتناسب حجم المسامات عكسيا مع قوى التجاذب بين الجزيئات. فتكون المسامات كبيرة بين جزيئات المادة الغازية ومتوسطة في المادة السائلة وصغيرة في المواد الصلبة. وتقدم المسامات الجزيئية تفسيرا واضحا لاختراق المواد لبعضها البعض.
و رغم أن مصطلح الجزيء تم استخدامه لأول مرة في عام 1811 عن طريق أفوجادرو، كان المصطلح مادة مفتوحة للنقاش في مجتمع الكيمياء حتى ظهور نتائج أبحاث بيرن في عام 1911. كما أن النظرية الحديثة للجزيئات قد استفادت كثيرا من التقنيات المستخدمة في الكيمياء الحسابية.

الرابطة الكيميائية
في الجزيئات تكون الذرات بأزواج الإلكترونات المشتركة في "الرابطة الكيميائية". وقد تتكون من ذرات لنفس العنصر الكيميائي, مثل الأكسجين (O2)، أو من ذرات عناصر مختلفة مثل الماء (H2O).
حجم الجزيء
معظم الجزيئات صغيرة للغاية حتى يمكن رؤيتها بالعين المجردة، ولكن يوجد بعض الاستثناءات، فمثلا الجزيئات الكبيرة مثل جزيء DNA يمكن أن يصل للحجم المجهري.
أصغر الجزيئات حجما هو جزيء الهيدروجين. المسافة بين الذرية له تكون 1.5 Å. ولكن يصعب تحديد السحابة الإلكترونية بدقة. وتحت الظروف العادية يكون للجزيء بعد يتراوح من عدة إلى عدة عشرات من Å. وقد يوجد روابط أخرى مثل الرابطة المشتركة حيث الرابطة المشتركة تتكون من ثلاثة أقسام احادية ثنايئية ثلاثية والرابطة التساهمية
المعادلة الملكية
"المعادلة الملكية" للجزيء هي نسبة الرقم الصحيح للعناصر التي تكون المركب. فمثلا في الشكل النقي للماء، دائما يتكون من 1:2 هيدروجين : أكسجين، كما أن الكحول الإثيلي أو الإيثانول جاما يتكون من الكربون، والهيدروجين, والأكسجين بنسبة 1:6:2. وعموما, هذا لا يحدد نوع الجزيء فمثلا داي ميثيل إثير له نفس النسبة الموجودة في الإيثانول. وتسمى الجزيئات التي لها نفس عدد الذرات المكونة لها أيزومرات.
المعادلة الكيميائية
"المعادلة الكيميائية" تعكس الرقم الدقيق لعدد الذرات التي تكون الجزيء. ويتم حساب الكتلة الجزيئية من المعادلة الكيميائية في وحدات تساوى 12/1 من كتلة نظير ذرة C 12.
هندسة الجزيء
الجزيئات لها حالة تعادل ثابتة بطول رابطة وزاوية بين الروابط معينين. وتتكون المادة النقية من جزيئات لها نفس البناء الفراغي. ويكون المعادلة الكيميائية وبناء الجزيء دور هام في تحديد خواص الجزيء, وخاصة نشاطيته. الأيزومرات تتشارك في نفس شكل المعادلة الكيميائية, ولكن يكون لكل منها خواص مختلفة تماما نظرا لاختلاف بنائها. الأيزومرات الفراغية، نوع خاص من الأيزومرات, ويمكن أن يكون لها خواص فيزوكيميائية متشابهه ولكن في نفس الوقت تختلف تماما في نشاطها الحيوي.
الطيف الجزيئي
الطيف الجزيئي هو دراسة استجابة جزيء للطيف الذي له تردد معين (أو طبقا لمعادلة بلانك لطاقة ذلك الطيف). وهذا الطيف عبارة عن موجة كهرمغناطيسية أو شعاع من الإلكترونات. وهناك تطوير في الأنواع الجديدة من المطياف الجزيئي ليصبح مطياف بوزيترون. ويمكن أن يكون الرنين الجزيئي ناتج من امتصاص الطيف (مطياف الامتصاص), أو انبعاث طيف آخر (مطياف الانبعاث)، أو كنتيجة لتفتت الجزيء, أو تغير في حالته الكيميائية.
ويعتبر المطياف أقو الأدوات في التحقق من الخواص المجهرية للجزيئات، وبالتحديد، مستويات الطاقة. ومن أجل الحصول على أقصى المعلومات المجهرية من نتائج التجارب، فإنه يتم إقران الدراسات الطيفية مع دراسات الكيماء الحسابية. كما أنه من المفيد معرفة أن الأصل النظرى للمطياف يرجع إلى نظرية التشتت
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:11

التوازن الكيميائى

التوازن الكيميائي في أي عملية كيميائية هي الحالة التي لايحدث فيها تغيرات بالنسبة للتفاعلات الكيميائية أو لتراكيز المواد المتفاعلة والمواد الناتجة. أي لا يوجد هناك تغير ملحوظ في الجملة.
ينشأ التوازن الكيميائي عندما تكون سرعة التفاعل بالاتجاه المباشر مساوية لمقابلتها في الاتجاه المعاكس وذلك بالنسبة للتفاعلات العكوسة، هذا لا يعني أن سرعةالتفاعل تساوي الصفر، إنما فقط تكون سرعة التفاعل في الاتجاه المباشر مساوية لسرعة التفاعل العكسي ، ويعبر عن ذلك بأن الجملة في حالة توازن تحريكي (توازن ديناميكي).
و يعتبر التوازن الكميائي أحد الشروط لتحقيق التوازن الترمودينامي
التعبير الرياضي
من أجل التفاعل
 أساسيات الكيمياء 5d87cd6d0909071577b4abf896d63578
تكون سرعة التفاعل المباشر
 أساسيات الكيمياء 73221ff1bceac042b8fe332605697ccb
وسرعة التفاعل العكسي
 أساسيات الكيمياء 753087d7950e806a76ab8b36ca0ca47c
حيث:
كميات المواد A, B, S , T المشتركة في التفاعل ،
k+ و k− ثوابت سرعة التفاعل المباشر وبالتالي التفاعل العكسي :
عند تساوي السرعات، تكون:
R1=R2
 أساسيات الكيمياء A44d4ba80e3c501c7c4de480073faced
يُعبر عن النسبة بين ثوابت سرعة التفاعل بثابت التوازن
 أساسيات الكيمياء 606616fb9499627dd684cfb85638ebdb

أنواع الاتزان وبعض تطبيقاتها

  1. In the gas phase. Rocket engines
  2. The industrial synthesis such as ammonia in the Haber-Bosch process (depicted right) takes place through a succession of equilibrium steps including adsorbtion processes. 

    atmospheric chemistry
  3. Seawater and other natural waters: Chemical oceanography
  4. Distribution between two phases

الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:11

التوزيع الإلكترونى ومستويات الطاقة





 أساسيات الكيمياء 350px-Electron_orbitals.svg
المدارات الإلكترونية الذرية والجزيئية
فى الفيزياء الذرية ، التوزيع الإلكتروني هو ترتيب الإلكترونات فى الذرة ، الجزيء ، أو أى جسم أخر . وبالتحديد هو مكان تواجد الإلكترونات فى المدارات الذرية والجزيئية أو أى شكل من أشكال المدارات الإلكترونية .
لماذا التوزيع الإلكتروني
تصور التوزيع الإلكتروني تم توقعه بناءا على ثلاث حقائق :

  1. فى الفراغ الضيق للذرة أو الجزيء ، فإن طاقة وخواص الإلكترون الأخرى تكون محددة كميا ، أو مقيدة لحالة محددة . وهذه الحالات يتم تعيينها بالمدارات الإلكترونية . وكل حالة بصفة عامة لها طاقة مختلفة عن أى حالة أخرى .
  2. الإلكترونات هى فيرميونات وعلى هذا فهى تقع تحت مبدأ الإستبعاد لباولي ، والذى ينص على أنه لا يمكن لإثنين من الفيرميونات أن يشغلا نفس حالة الكم . فبمجردج شغل حالة بإلكترون ، فإن الإلكترون التالي يجب ان يشغل حالة مختلفة . فى الذرات ، يتم تحديد حالات الكم بأربعة أرقام للكم الرئيسي .
  3. حالة الإلكترون تكون غير مستقرة لو أنه فى أى حالة غير حالة الطاقة الأقل . وفى وجود حالة طاقة أقل ، فإن الإلكترون فى زمن معين سينتقل لهذه الحالة ( وتنبعث منه الطاقة الزائدة فى شكل فوتونات ).

وكنتيجة لذلك ، أى نظام له توزيع إلكتروني واحد ثابت . ولو تم تركه فى حالة إتزان ، فسوف يكون له دائما هذا التوزيع ( يطلق عليه الحالة الأرضية ) ، وهذا بالرغم من أن الإلكترونات قد تكون مثارة مؤقتا لأى توزيع أخر .
ويتم تحديد التوزيع الإلكتروني لأى نظام بمداراته وعدد الإلكترونات الموجودة فيه . ولو هناك من يريد إستنتاج هذا التوزيع ، فيجب معرفة المدارات . وهذا سهل نسبيا للهيدروجين ، ولكنه معقد للذرات الأخرى ، وأكثر تعقيدا فى حالة الجزيئات .
التوزيع الإلكتروني فى الذرات
تعتمد المناقشة التالية على تواجد معرفة ببعض المواد المشروحة فى مقالة المدار الذري
تلخيص أرقام الكم
يتم إعطاء حالة تواجد الإلكترون فى الذرة أربعة أرقام للكم . ثلاثة منها هى خواص المدار الذري الذى يوجد فيه ( يوجد شرح لاحق فى هذه المقالة )

  • عدد الكم الرئيسي والذى يرمز له بالرمز n ويأخذ قيمة أى عدد صحيح أكبر من أو يساوي 1 . ويمثل الطاقة النهائية للمدار ، وبعده عن النواة .


  • عدد الكم السمتي والذى يرمز له بالمز l ويأخذ أى قيمة عدد صحيح فى المدى  أساسيات الكيمياء 574bc7fca5bceffec4915cd5922edf96 . . ويحدد عزم المدار الزاوي .


  • عدد الكم المغناطيسي والذى يرمز له بالرمز m ويأخذ أى قيمة صحيحة فى المدى  أساسيات الكيمياء F7c45604eca5f804bdea98ed1c713182 . ويحدد هذا الرقم إزاحة الطاقة للمدار الذري تحت تأثير مجال مغناطيسي خارجي ( ظاهرة زيمان ) .


العزم المغناطيسي الحقيقي لدى القطبين للإلكترون فى مدار ذري ليس نتيجة لعزم الإلكترون الزاوي فقط ، ولكن أيضا من لف الإلكترون ، والذى يعبر عنه بعدد الكم اللفي . عدد الكم اللفي خاصية حيوية للإلكترون ولا تعتمد على الأرقام الأخرى . ويرمز لها بالرمز s وتأخذ فقط القيم +1/2 أو -1/2 ( أحيانا يرجع لها على أنها الدوران لأعلى أوأسفل )
الأغلفة وتحت الأغلفة "المدارات أو الأوربيتالات"
الحالات التى لها نفس قيم n متناسبة ويقال أنها تشغل نفس الغلاف الإلكتروني . الحالات التى لها نفس قيم n و l تكون متناسبة اكثر ، ويقال أنها تقع فى نفس تحت-غلاف الإلكتروني . ولو أن الحالات تتشابه أيضا فى قيم m فيقال أن لها نفس المدار الذري . ونظرا لأن الإلكترون له حالتان فقط للدوران ، فإن الأوربيتال الذري لا يمكن ان يحتوى على أكثر من 2 إلكترون ( مبدأ الإستبعاد لباولي ) .
ولوهلة فإن الغلاف n=1 يمتلك تحت غلاف s فقط ويمكن له أن يأخذ 2 إلكترون ، بينما الغلاف n=2 له تحت غلاف s و p ويمكن أن يأخذ 8 إلكترونات ، n=3 له تحت غلاف s و p و d ويمكن أن يأخذ 18 إلكترون . وهكذا . ويمكن أن يلاحظ أن السعة النهائية لأى تحت-غلاف هى 2l+1ولغلاف 2n2 .
مثال تطبيقي
التوزيع الإلكتروني للغلاف الخامس :
الغلاف تحت-غلاف المدار الإلكترونات n = 5 l = 0 m = 0 → 1 أوربيتال من النوع s → max 2 electrons l = 1 m = -1, 0, +1 → 3 أوربيتال من النوع p → max 6 electrons l = 2 m = -2, -1, 0, +1, +2 → 5 أوربيتال من النوع d → max 10 electrons l = 3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 → 7 أوربيتال من النوع f → max 14 electrons l = 4 m = -4, -3 -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 → 9 أوربيتال من النوع g → max 18 electrons المجموع 50 إلكترون كحد أقصي
ويمكن كتابة هذه المعلومات كالتالي :5s2 5p6 5d10 5f14 5g18 ( راجع بالاسفل لمعرفة نظام الكتابة )
تحت الأغلفة s,p,d,f ناتجة من ترتيب خطوط الطيف كالتالي : "حاد sharp" ، "أساسي principal" ، "مشوش diffuse" ، "أصلي fundamental" ، بناءا على تركيبهم الدقيق . فعندما تم وصف أول أربعة أنواع للمدارات ، كانوا تابعين لأسماء الخطوط ، ولم يكن لهم أسماء . أما g فتم تسميته طبقا للترتيب الأبجدي الإنجليزى . الأغلفة التى لها أكثر من 5 تحت-غلاف غير ممكنة نظريا ، حيث أن 5 تحت-اغلفة تغطى كل العناصر المكتشفة .
نظام الكتابة
يستخدم الفيزيائيون والكيميائيون نظام قياسي لكتابة التركيب الإلكتروني . وفى هذا النظام يتم كتابة مختصر لإسماء العناصر والمدرات التى يحتويها بترتيب زيادة الطاقة . وكل تحت-غلاف "مدار" يتم وصفه بعدد الإلكترونات التى يتحتويها .
ولبرهه ، فإن الحالة الأرضية للهيدروجين بها إلكترون وحيد فى تحت-الغلاف s للغلاف الأول ، وعلى هذا فإن تركيبه يكتب كالتالي : 1s1 . الليثيوم يوجد به 2 إلكترون فى تحت الغلاف 1s وإلكترون فى 2s الأعلى طاقة وبذلك تكون تركيب حالته الأرضية يكون 1s22s1 . الفسفور ( الرقم الذري 15 ) يكون كالتالي : 1s22s22p63s23p3 .
وللذرات التى بها إلكترونات عديدة ، فإن هذا النظام لكتابة تركيبها الإلكتروني يكون أطول . ويتم إختصارها غالبا طبقا لأقرب غاز نبيل مماثل للمدارات الأولى الموجودة بالعنصر . فمثلا : يختلف الفوسفور عن النيون (1s22s22p6) بوجود المدار n=3 ، وعلى هذا فإنه يتم تجاهل التوزيع الإلكتروني للنيون ويكتب التوزيع الإلكتروني للفسفور كالتالي : [Ne]3s23p3.
كما أن هناك نظام أكثر سهولة لكتابة التوزيع الإلكتروني بكتابة عدد الإلكترونات لكل غلاف كالتالي ( الفسفور ) : 2-8-5 .
قاعدة أوف باو
فى الحالة الأرضية للذرة ( الحالة التى توجد عليها بطبيعتها ) يتبع التوزيع الإلكتروني قاعدة أوف باو . وطبقا لهذه القاعدة تدخل الإلكترونات فى مستويات الطاقة الفرعية ذات الطاقة المخفضة أولا ثم تملأ الأعلى منها بعد ذلك ، والترتيب الذى يتم ملئ المستويات الفرعية به كالتالي :


[th][/th][th]s[/th][th]p[/th][th]d[/th][th]f[/th][th]g[/th][th]1  [/th][th]2  [/th][th]3  [/th][th]4  [/th][th]5  [/th][th]6  [/th][th]7  [/th][th]8  [/th]
1
23
457
681013
911141721
12151822
161923
2024


زوج الإلكترونات الذى نفس الدوران يكون له طاقة أقل من زوج الإلكترونات الذى له دوران متعاكس . وحيث أن زوج الإلكترونات فى نفس المدار يجب أن يكون لهما دوران متعاكس ، فإن هذا يجعل الإلكترونات تفضل ملئ مدارات مختلفة فرادى على أن تتواجد كزوج فى نفس المدار . وهذه الأفضلية توضح نفسها لو أن هناك مستوى فرعي له l>0 ( مستوى فرعي به أكثر من مدار ) أقل من الممتلئ ، فمثلا ، لو أن المستوى الفرعي p به 4 إلكترونات ، فإن 2 إلكترون سيجبروا أن يشغلوا مدار واحد ، و 2 إلكترون سيشغلوا 2 مدار ، وسيكون دورانهم متساوي . أى أنه لا يتم ملئ مدارات اى مستوى فرعي بأزواج الإلكترونات إلا بعد ملئ مدارته المستقلة فرادى أولا ، ويطلق على هذه الظاهرة قاعدة هوند .
ويمكن تطبيق قاعدة اوف باو ، فى الشكل المعدل ، للبروتون والنيترون فى نواة الذرة . ( شاهد نموذج الغلاف للفيزياء النووية ).
إستثناءات قاعدة أوف باو
المستوى الفرعي d النصف ممتليء أو الممتليء ( أى به 5 أو 10 إلكترونات ) يكون أكثر ثباتا من المستوى الفرعي s التالي له . فمثلا النحاس ( عدد ذري 29 ) له التوزيع [Ar]4s1 3d10, وليس [Ar]4s2 3d9 ، كما قد يتوقع طبقا لقاعدة أوف باو . وبالمثل الكروم ( عدد ذري 24 ) له التوزيع [Ar]4s1 3d5, وليس [Ar]4s2 3d4


العنصرZالتوزيع الإلكتروني
Tin221s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Vanadium231s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
Chromium241s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Manganese251s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Iron261s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Cobalt271s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
Nickel281s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
Copper291s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Zinc301s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
Gallium311s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

حيث Z = العدد الذري
العلاقة بين التوزيع الإلكتروني وتكوين الجدول الدوري
التوزيع الإلكتروني متناسب مع تركيب الجدول الدوري . الخواص الكيميائية للذرية تعتمد بشدة على ترتيب الإلكترونات فى غلافها الخارجي ( بالرغم من وجود عوامل أخرى مثل نصف القطر الذري ، الكتلة الذرية ، ومدى سهولة الوصول للحالات الإلكترونية يساهم أيضا فى كيمياء العناصر بزيادة الحجم الذري )
عدد إلكترونات التكافؤ تحدد إلى أى دورة يتنتمى العنصر . كل غلاف من أغلفة الطاقة فى ذرات العناصر ينقسم إلى مستويات فرعية عديدة ، والتى تمتلئ بزيادة الرقم الذري للعناصر طبقا للترتيب التالي :

1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
8s 5g 6f 7d 8p
...
هذا الترتيب يماثل ترتيب الجدول الدوري . ونظرا لأن الألكترونات فى مستويات الطاقة الخارجية هى التى تحدد خواص العناصر الكيميائية ، فإن العناصر تميل لأن تكون متشابهه فى مجموعات الجدول الدوري . العناصر التى تلى بعضها فى مجموعة الجدول الدوري يكون لها خواص فيزيائية متشابهه بالرغم من الإختلاف الكبير بين كتلة كل منها . بينما العناصر التى تلى بعضها فى دورة الجدول الدوري يكون لها كتلة متشابهه ولكن تختلف فى خواصها الفيزيائية .
فمثلا ، يوجد بقرب النيتروجين ( N ) عنصر الكربون ( C ) والأكسجين ( O ) ( عند النظر للدورة ). وبغض النظر عن تقاربهم فى الكتلة ( مقدرا الإختلاف بينهم مجرد وحدات كتل ذرية محدودة ) ، فإن لهم خواص مختلفة تماما ، والذى يمكن ملاحظته عند النظر إلى خاصية التآصل : فمثلا عندما يكون الأكسجين ثنائى الذرة فهو غاز ويساعد على الإحتراق ، بينما النيتروجين ثنائي الذرة يكون غاز لا يساعد على الإشتعال ، والكربون صلب يمكن أن يحترق ( يمكن للماس أن يحترق .
وبالعكس ، فإنه بالقرب من الفلور ( Cl ) عند النظر للمجموعة ), فى المجموعات الأخيرة كل من الفلور ( F ) و البروم ( Br ) . وبغض النظر أيضا عن إختلافهم الكبير فى الكتلة فإن لهم خواص متقاربة للغاية . فهم جميعا عناصر تساعد على التآكل بشدة ( أى أنها ترتبط بسرعة مع الفلزات لتكون أملاح هاليدات الفلز ) ، الكلور والفلور غازات ، ولكن البروم سائل له درجة غليان منخفضة للغاية ، كما أن الكلور والبروم لهما لون
التوزيع الإلكتروني فى الجزيئات
فى الجزيئات ، يصبح الموقف أكثر تعقيدا ، نظرا لأن كل جزيء له تركيب مداري مختلف . شاهد مدار جزيئي و الإندماج الخطي للمدارات الجزيئية كمقدمة ، الكيمياء الحسابية لمزيد من التفاصيل .
التوزيع الإلكتروني فى المواد الصلبة
فى المادة الصلبة ، يكون التوزيع الإلكتروني متغير كثيرا . فلا يوجد فى حالة منفصلة ولكن يختلط مع النطاقات المستمرة للحالات ( نطاق إلكتروني ) . وتصور التوزيع الإلكتروني الثابت قد توقف ، وتم إستخدام ما يسمى بنظرية النطاق .

مستويات الطاقة
مستوى الطاقة فى الفيزياء الجزيئية وكيمياء الكم هى كمة من الطاقة لحالة ترابط ميكانيكية كمية . ويتم إستخدام المصطلح غلاف الطاقة كمرجع للتوزيع الإلكتروني فى الذرة أو الجزيء . وطبقا لنظرية الكم فإن الإلكترون يوجد فقط حالات " مدارات " معينة ، وعلى هذه فهناك أغلفة طاقة معينة يمكن أن تكون موجودة . أى أن هذا يعنى طاقة الكيف تكون فى شكل كمات ( شاهد الطيف المستمر لمزيد من التفاصيل ) . وطبقا لتعريفات طاقة الوضه التقليدية ، فإن طاقة الوضع تساوى صفر عند اللا نهاية ، مما يؤدى لوجود طاقة وضع سالبة لحالة ترابط الإلكترون .
ويقال على مستويات الطاقة أنها تنحل ، لو أن نفس مستوى الطاقة تم الوصول إليه باكثر من حالة كم ميكانيكية . وتسمي مستويات طاقة منحلة .
وبصفة عامة ، فإن حالة الطاقة الجزيئية ، أى حالة إيجن للهاملتونية الجزيئية هى ناتج للمكونات الإلكترونية ، واللإهتزازية ، والدورانية :
 أساسيات الكيمياء F0a28345d6c6914c45f645c20c78f95e
حيث Eelectronic هى قيمة متجه إيجن للهاملتونية الجزيئية الإلكترونية ( قيمة طاقة وضع السطح فى حالة الإتزان فى هندسة الجزيء .
ويتم تسمية أغلفة الطاقة الجزيئية طبقا مصطلحات الرموز الجزيئية .
والطاقة المحددة لهذه المكونات تتغير مع طاقة الحالة (المدار ) والمادة
التفاعلات التى تحدد طاقة إلكترون مرتبط فى ذرة مفردة
بفرض أن هناك إلكترون فى مدار ذري . طاقة حالته تكون غالبا محددة بقوى الجذب الكهرستاتيكية بين شحنة الإلكترون السالبة و شحنة النواة الموجبة ، ويمكن حسابها باستخدام عدد الكم الرئيسي n .
وعموما فإن هناك تفاعلات عديدة تؤدى لتغييرات بسيطة لمستوى الطاقة ، والتى يمكن حسابها عن طريق أعداد الكم الإلكترونية الأخرى ، lmlms. وعند وصف الدالة الموجية للإلكترون بدقة أكثر ،’ يؤدى ذلك إلى إنقسام مستويات الطاقة وبالتالي تنحى فكرة إنحلال مستويات الطاقة.
القائمة التالية تعطى فكرة عامة لأهم التصحيحات لمستويات الطاقة.
حالة مدار مستوى الطاقة
مستوى الطاقة ينشأ من تفاعل القوى الكهرستاتيكية بين الإلكترون وشحنة نواة الذرة الموجبة ، ومن الطاقة الناشئة العزم الزاوي للإلكترون ( حركية ، مغناطيسية )
قيمتها النمطية 10...103 إلكترون فولت .
التفاعل الكهرستاتيكي بين الإلكترون والإلكترونات الأخرى
لو أن هناك أكثر من إلكترون حول النواة ، فإن التفاعل بين الإلكترونات وبعضها يؤدى لزيادة مستوى الطاقة . وغالبا ما يتم تجاهل هذه التفاعلات لو أن التداخل فى الفضاء لدالة الإلكترون الموجية قليل .
ظاهرة زيمان
عزم المدار الزاوي للإلكترون المقابل للعزم المغناطيسي ، يتفاعل مع المجال المغناطيسي الخارجى ( تفاعل كهرمغناطيسي) .
وتكون طاقة التفاعل : U = − μB with μ = qL / 2m
ظاهرة زيمان عند الإخذ فى الإعتبار اللف
وهنا يتم الأخذ فى الإعتبار كل من العزم ثنائي القطب الناتج من العزم الزاوي للمدار والعزم المغناطيسي الناتج من لف الإلكترون .
وتبعا للتأيد النسبي للتأثيرات ( معادلة ديراك ) ، فإن العزم الزاوي الناتج من لف الإلكترون μ = − μBgs حيث g معامل الجيرو-مغناطيسية (ويكون تقريبا 2). μ = μl + gμs وعلى هذا تصبح طاقة التفاعل UB = − μB= μBB(ml + gms).
فصل التركيب الدقيق
تأثير لف المدار ( شاهد التركيب الدقيق ) . وقيمته النمطية 10 − 3 إلكترون فولت .
التركيب الفائق الدقة
التزاوج بين اللف النووي ( شاهد التركيب فائق الدقة ) وقيمته النمطية 10 − 4 إلكترون فولت .
ظاهرة ستارك
التفاعل مع مجال كهربي خارجي ( شاهد ظاهرة ستارك )
ظاهرة باشين-باك

 أساسيات الكيمياء Image004

سلوك الذرة الكيميائي يرجع في الأصل بصورة كبيرة للتفاعلات بين الإلكترونات . والإلكترونات الموجودة في الذرة تكون في شكل إلكترونى محدد ومتوقع . وتقع الإلكترونات في أغلفة طاقة معينة طبقا لبعد تلك الأغلفة عن النواة ( راجع "التركيب الذري" ) . ويطلق على الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي إلكترونات التكافؤ ، والتى لها تأثير كبير على السلوك الكيميائي للذرة . والإلكترونات الداخلية تلعب دور أبضا ولكنه ثانوى نظرا لتأثير الشحنة الموجبة الموجودة في نواة الذرة .
كل غلاف من أغلفة الطاقة يتم ترتيبها تصاعديا بدأ من أقرب الاغلفة للنواة والذى يرقم برقم 1 ويمكن لكل غلاف أن يمتلئ بعدد معين من الإلكترونات طبقا لعدد المستويات الفرعية ونوع المدارات التى يحتويها هذا الغلاف :
· الغلاف الأول : من 1 : 2 إلكترون - مستوى فرعى s - عدد 1 مدار .
· الغلاف الثاني : من 2 : 8 إلكترون - مستوى فرعى ps - عدد 4 مدارات .
· الغلاف الثالث : من 3 : 18 إلكترون - مستوى فرعى dps - عدد 9 مدارات .
· الغلاف الرابع : من 4 : 32 إلكترون - مستوى فرعى f dps - عدد 16 مدار .
يمكن تحديد كثافة الإلكترونات لأى غلاف طبقاً للمعادلة : 2 n2 حيث " n " هى رقم الغلاف ، ( رقم الكم الرئيسي )وتقو الإلكترونات بملئ مستويات الطاقة القريبة من النواة أولا . ويكون الغلاف الأخير الذى به الإلكترونات هو غلاف التكافؤ حتى لو كان يحتوى على إلكترون واحد .
وتفسير شغل أغلفة الطاقة الداخلية أولا هو أن مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة القريبة من النواة تكون أقل بكثير من مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة الخارجية . وعلى هذا لإنه في حالة وجود غلاف طاقة داخلى غير ممتلئ ، يقوم الإلكترون الموجود في الغلاف الخارجى بالتنقل بسرعة للغلاف الداخى (ويقوم بإخراج إشعاع مساوى لفرق الطاقة بين الغلافين).
تقوم الإلكترونات الموجودة في غلاف الطاقة الخارجى بالتحكم في سلوك الذرة عند عمل الروابط الكيميائية . ولذا فإن الذرات التى لها نفس عدد الإلكترونات في غلاف الطاقة الخارجي (إلكترونات التكافؤ) يتم وضعها في مجموعة واحدة في الجدول الدوري .المجموعة هى عبارة عن عامود في الجدول الدوري ، وتكون المجموعة الأولي هى التى تحتوى على إلكترون واحد في غلاف الطاقة الخارجي ، المجموعة الثانية تحتوي على 2 إلكترون ، المجموعة الثالثة تحتوي على 3 إلكترونات ، وهكذا . وكقاعدة عامة ، كلما قلت عدد الإلكترونات في مستوى في غلاف تكافؤ الذرة كلما زاد نشاط الذرة وعلى هذا تكون فلزات المجموعة الأولى أكثر العناصر نشاطا وأكثرها سيزيوم ، روبديوم ، فرنسيوم .
وتكون الذرة أكثر استقرارا ( أقل في الطاقة ) عندما يكون غلاف التكافؤ ممتلئ . ويمكن الوصول لهذا عن طريق الآتي: يمكن للذرة المساهمة بالإلكترونات مع ذرات متجاورة ( رابطة تساهمية ) . أو يمكن لها أن تزيل الإلكترونات من الذرات الأخرى ( رابطة أيونية ) . عملية تحريك الإلكترونات بين الذرات تجعل الذرات مرتبطة معا ، ويعرف هذا بالترابط الكيميائي وعن طريق هذا الترابط يتم بناء الجزيئات والمركبات الأيوينة . وتوجد خمس أنواع رئيسية للروابط :
· الرابطة الأيونية
· الرابطة التساهمية
· الرابطة التناسقية
· الرابطة الهيدروجينية

· الرابطة الفلزية
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:13

التفاعل الكيميائى




التفاعلات الكيميائية هي عبارة عن تكسير روابط في المواد المتفاعلة لإنتاج روابط جديدة في المواد الناتجة مما يؤدي إلى تكوين عناصر جديدة مختلفة في صفاتها الكيميائية والفيزيائية معاً .
التفاعلات الكيميائية تشمل تغير ترتيب الذرات في الجزيئات الكيميائية ،و في مثل هذا التفاعل نشهد اتحاد بعض الجزيئات بطرق أخرى لتكوين شكل من مركب اكبر او اعقد ، او تفكك المركبات لتكوين جزيئات أصغر، أو إعادة ترتيب الذران في المركب . والتفاعلات الكيميائية تشمل عادة تكسر او تكوين روابط كيميائية.
أنماط التفاعلات
يمكن تصنيف التفاعلات الكيميائية بطرق مختلفة تعتمد على ناحية معينة من نواحي التفاعل يتم التقسيم على أساسها ، أو على أساس الفرع الكيميائي الذي تندرج ضمنه . بعض الأمثلة للمصطلحات المستخدمة لوصف الأنواع الشائعة من التفاعلات :

  • تزامر Isomerisation ، و فيه يخضع المركب الكيميائي لإعادة ترتيب بنيوية بدون تغيير في تركيبه الذري : انظر تزامر فراغي stereoisomerism .
  • اتحاد مباشر Combination reaction أو اصطناع و فيه يتم انماج مركبين كيميائين او أكثر ليشكلا مركبا كيميائيا واحدا معقدا .

2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l)

  • تفكك كيميائي : أو تحليل : و فيه يتم تفكيك المركب الكيميائي إلى مركبات أصغر أو عناصر كيميائية :


2H2O (l) → 2H2 (g) + O2(g)

  • تفاعل استبدال أحادي Single displacement reaction : و فيه يتم استبدال عنصر من مركب كيميائي بعنصر آخر أكثر [[سلاسل الفعالية|فعاليةٍٍ .


2Na(cr) + 2HCl (aq) → 2NaCl (aq) + H2 (g)

  • تفاعل إستبدال ثنائي Double displacement reaction أو استبدال مقترن coupling substitution ، و فيه يقوم مركبين كيميائيين في محلول مائي (عادة يكونان بشكل شاردي) بتبادل عناصر أو أيونات من مركبات مختلفة .


NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (s)

  • احتراق Combustion : و فيه تقوم مادة قابلة للاحتراق بالاتحاد مع عنصر مؤكسد لينتجا حرارة و مركب مؤكسد (بفتح السين)


C10H8 (g) + 12O2 (g) → 10CO2 (g) + 4H2O (l) CH2S + 6 F2 → CF4 + 2 HF + SF6 + حرارة
بعض فروع الكيمياء تعتبر أي تغيرات ضئيلة في التشكيل الكيميائي chemical conformation بمثابة نوع من انواع التفاعل ، في حين يعتبره آخرون مجرد تغير فيزيائي .
أنواع أخرى :

  • تفاعلات عضوية


  • تفاعلات أكسدة-إرجاع أو تفاعلات أكجعة


  • تفاعل الاحتراق .


يمكن تصنيف التفاعلات أيضا حسب تكافؤية العناصر التي تدخل في آليتها :

  • تفاعل شاردي (أيوني)


  • تفاعل جذري (جذور كيميائية)


  • تفاعل الكاربين carbene



ولنتعرف أكثر على التفاعل الكيميائى ونقول
تحدث التغيرات المختلفة على المادة أمام ناظرينا كل لحظة ، فتشاهد مثلاً صدأ الحديد ، وتعفن الخبز ، وتكسير الخشب وحرقه ، والإنسان يمضغ الطعام ويهضمه ، وورقة الشجرة تصنع السكر والنشا من مواد بسيطة.. إلخ.
إذن البيئة المادية التي نعيش فيها مليئة بالتغيرات ، ومن هذه التغيرات ما هو بسيط يمكن التعبير عنه ببضع كلمات أو بمعادلة رمزية واحدة، ومنها ما هو معقد يصعب وصفه وتحليله.
وبالنظر لهذا التنوع الكبير في التغيرات فقد قام الكيميائيون بتصنيفها إلى أنواع بغرض تسهيل دراستها . وسنعالج في دروسنا اللاحقة بعضاً من هذه التغيرات باستخدام رموز العناصر وصيغ المركبات فيما يعرف بالمعادلة الكيماوية.
أمثلة على تفاعلات كيميائية معروفة كاحتراق ورقة - صدأ الحديد - تنفس الكائنات الحية - تحلل الكائنات الحية بعد موتها.
I - تعريف التفاعل الكيميائي
هناك بعض الظواهر في حياتنا اليومية تحتاج كثير من التفسيرات، من بينها، صدأ الحديد، فساد الفواكه، إحتراق الخشب أو أوراق، اصفرار أوراق الأشجار، تخمر بعض الأغذية..الخ. كل هذه الظواهر يمكن تفسيرها بما يسمى التفاعل الكيميائي،
ولو أجرينا بعض التجارب الكيميائية نتوصل إلى تعريف التفاعل الكيميائي ومنها:
تجربة 1:
نضع قطعة من النحاس في أنبوب كأس به محلول حمض النيتريك المركز HNO3، نلاحظ ما يلي:
- تغير لون المحلول (أزرق)  
- إختفاء النحاس   - تصاعد غاز يميل للإصفرار  
- إرتفاع درجة الحرارة
   
تجربة 2
نأخذ قطعة من الطبشور و نضعها في بيشر به حمض كلور الماء المركز، نلاحظ تصاعد غاز، وانطلاق حرارة
تجربة 3
و بنفس الطريقة في تفاعل الحديد مع الكبريت، حيث عند مزج كمية من الحديد مع كمية من الكبريت نحصل على خليط، أي لا يحدث تفاعل، فنجد أن خاصية اللون للمادتين لا تتغير، كما أن خاصية جذب المغناطيس للحديد (مسحوق من الحديد ) لا تتغير كذلك، بينما عند اقتراب اللهب للخليط يجعل الحديد و الكبريت يفقدان خواصهما، أي نتج جسم جديد أسود يتمتع بخواص معينة جديدة كما في التجربة التالية:
 
 أساسيات الكيمياء Image0120
و الخلاصة أن من التجارب الكيميائية السابقة و غيرها، نجد أن بعض الأجسام المأخوذة تفد خواصها، مما يؤدي إلى نشوء أجسام أخرى تتمتع بخواص أخرى تختلف عن الخواص السابقة أو الأصلية، و منه نتوصل إلى تعريف التفاعل الكيميائي:
 
    التفاعل الكيميائي هو حادثة كيميائية تطرأ على الأجسام النقية، يتم من خلالها إختفاء أجسام تسمى المتفاعلات تتمتع بخواص معينة، وظهور أجسام أخرى جديدية تتمتع بخواص أخرى تختلف عن الخواص الأولى (الأصلية) تسمى النواتج.
   
 و نستطيع تمثيل التفاعل الكيميائي تمثيلا رمزيا بمعادلة تشبه المعادلة الرياضية، إلا أنها لا تعطي مساواة بالمعني الرياضي، نسميها معادلة التفاعل الكيميائي، و فيها نكتب صيغ المواد الداخلة في التفاعل في جهة بداية السهم و الناتجة من التفاعل من جهة نهاية السهم كما في الشكل التالي:
 
A  +   B  ―――→   C  +   D
مواد داخلة في التفاعل                      مواد ناتجة عن التفاعل
   
من المعادلة الكيميائية يمكن أن نقرأ قراءات كثيرة، حيث يمكن أن نعبر في معادلة كيميائية تعبيرا واحدا يتمثل في:
* عدد المولات * عدد الجزيئات * عدد الذرات * الحجوم * الغرامات  
 - مميزات و قوانين التفاعلات الكيميائية
1 - مميزات التفاعل الكيميائي
هناك مميزات تمتاز بها التفاعلات الكيميائية، تدل عن حدوث تفاعل كيميائي في أغلبها منها:
- تغير اللون( كما في تفاعل النحاس مع حمض النيتريك المركز،
فينولنفتالين في محلول أساسي، تفاعل الكبريت مع الحديد)
- تشكل راسب ( تفاعل نترات الفظة مع حمض كلور الماء)
- إنطلاق غاز (تفاعل بين الطبشور و حمض كلور الماء المركز، تفاعلات الأحماض مع المعادن في أغلبها، احتراق الكحولات بالأكسجين)
- انتشار طاقة ( حمض الكبريت في الماء،تفاعل الحديد مع الكبريت، كبريتات النحاس مع الماء)
- امتصاص طاقة ( تفاعل اليود مع الهيدروجين)
كما أن هناك مميزيات تمتاز بها بعض التفاعلات الكيميائية مثل انتشار ضوء من تفاعل كيميائي (احتراق المغنزيوم بالأكسجين )، تغير حالة عند التفاعل حيث يمكن أن نفاعل بين مادتين في حالة صلبة، فعند حدوث التفاعل يتغير إلى حالة سائلة .

2 - قوانين التفاعلات الكييمائية
2 -1 - قانون انحفاظ الكتلة ( قانون لافوازييه 1743-1794
)
أجرى لافوازييه تجربة كيميائية توصل إلى قانون انحفاظ الكتلة ، والذي يتمثل في أخذ حوجلة بها زئبق تتصل بأنبوب منكوس فوق حوض به زئبق، كما هو في التجربة التالية:
 أساسيات الكيمياء Image021
تسخن الحوجلة المعوجة حتى الغليان عدة أيام دون انقطاع، فيرتفع مستوى الزئبق في المخبار المدرج، و تتكون طبقة حمراء على سطح الزئبق في الحوجلة المعوجة
كما أن حجم الغاز المتبقى في المخبار المدرج المنكوس يبلغ أربع أخماس 4/5 من حجم الغاز الأصلي
و الغاز الناتج يطفئ النار و هذا من خاصية الآزوت، أما الجسم الأحمر أخذ و سخن بشدة فنتج زئبق و غاز حجمه يقدر خمس حجم الهواء الأصلي و هو عبارة عن أكسجين،
و إذا جمع غاز الآزوت و الأكسجين بنسب أربع أخماس 4/5 و خمس 1/5 على التوالي، نحصل على غاز تتطابق صفاته مع صفاة الهواء، ومنه وضع لافوازييه قانونه و نصه كما يلي:
 
    أثناء التفاعل الكيميائي تكون كتلة المتفاعلات مساوية كتلة النواتج ، أي تكون الكتلة محفوظة
   
مثل:
تفاعل الحديد مع الكبريت
 
 Fe  +  S  ―――→   FeS
       
كتلة النواتج تساوي كتلة المتفاعلات
 
 Al  +  O2  ―――→   Al2O3
   
و في هذه الحالة يجب موازنة المعادلة الكيميائية حتى يتحقق قانون لافوازييه، و تكون المعادلة الكيميائية بعد ةالموازنة
 
 4Al  +  3O2  ―――→   2Al2O3
   
مثال:
معادلة تفاعل نترات الفضة مع حمض الهيدروكلوريك
 
 أساسيات الكيمياء Image026
   
لنحسب كتلة المواد الداخلة في التفاعل السابق فيكون:
الكتلة الجزيئية لنترات الفضة =   Ag×1 + N×1 + O×3
                                      = 108x1+14x1+16x3
                                       =170
الكتلة الجزيئية لحمض الهيدروكلوريك =    H×1 + Cl×1
                                               = 1x1 + 35.5x1
                                                 = 36.5
مجموع كتل المواد الداخلة في التفاعل206.5 = 36.5 + 170 =206.5
 
مجموع كتل المواد الداخلة في التفاعل = 206.5
   
أما كتلة المواد الناتجة من التفاعل فهي كما يلي:
 الكتلة الجزيئية لكلوريد الفضة  ( Ag×1 + Cl×1) = (AgCl
)
                                                 =  108x1 + 35.5x1                                                 = 143.5
الكتلة الجزيئية لحمض النيتريك H×1 + N×1 + O×3 =  HNO3
                                              =  1×1 + 14×1 + 16×3
                                              =63
 
مجموع كتل المواد الناتجة من التفاعل = 206.5
   
ومنه
 
مجموع  المواد الداخلة في التفاعل = مجموع  المواد الناتجة من التفاعل
 
2-2 قانون النسب الكتلية الثابتة (قانون بروست 1801
)
عندما يحدث تفاعل كيميائي بين عناصر كيميائية فإنه يتم حسب نسب ثابتة، بحيث التركيب الكيميائي للمركب النقي الناتج يكون مستقلا عن الطريقة التي حضر بها، أو لتكوين مركب كيميائي ما تكون النسب المئوية الكتلية للمكونات ثابتة، مهما الطريقة المتبعة في تحضير المركب
   أساسيات الكيمياء Image027  
مثال:
يتم إصطناع الماء وفق المعادلة الكيميائية التالية:
 
2H2  +  O2  ―――→   2H2O
   
أي بنسب 1غ من الهيدروجين و8غ من الأكسجين، وبذلك يكون النسب في جميع الحالاتبين الهيدروجين و الأكسجين هو الثمن(1/Cool
التفاعل بين الكربون و الأكسجين ليعطي ثاني أكسيد الكربون، تكون النسب الكتلية لعناصر هذه التفاعل (12 غ من الكربون يتفاعل مع 32غ من الأكسجين، أي بنسب ثلاث أرباع ¾ )

2 -3 - قانون النسب الحجمية للغازات ( قانون غاي لوساك)
وجد العالم غاي لوساك (1798 - 1850م ) تجريبيا أن حجوم العناصر الغازية التي تشكل مركبا غازيا تكون على نسبة بسيطة مع حجم المركب الغازي الناتج و ذلك عندما تأخذ الحجوم في نفس الحالة من درجة الحرارة و الضغط
 
القانون الأول:
عندما يتفاعل غازان فيما بينهما تكون نسبة حجميهما بسيطة دوما.
   
مثال:
نأخذ حجمين من غاز الهيدروجين و نضيف له حجم واحد من غاز الأكسجين وفق المعادلة الكيميائية التالية:
 
2H2  +  O2   ―――→  2H2O
                 (g)                 (g)                            (l)         
   
إن النسبة الحجمية بين الهيدروجين و الأكسجين يكون2/1
 
القانون الثاني:
إن نسبة حجم مركب غازي إلى حجم كل مكون من مكزناته الغازية هي دوما بسيطة.
   

III - العوامل المؤثرة على التفاعل الكيميائي
          إن مردود التفاعل الكيميائي و التحكم فيها يتعلق بالشروط التي تجرى فيها التفاعل أو العوامل المؤثرة فيها، و منها:
1
- تأثير درجة الحرارة
هناك بعض التفاعلات الكيميائية تحتاج لحرارة حتى يحث التفاعل مثل تفاعل بين الهيدروجين و اليود وفق المعادلة الكيميائية التالية:
 
حـــرارة                                       
I2  +  H2    ―――→     2HI
 
كذلك ذوبان الصودا في الماء البارد يكون صعبا، إلا إذا سخنا المزيج نحصل على محلول أساسي من الصودا

2 - تأثير الضوء
عند مزج حجم معين من غاز الكلور مع حجم من الميثان في قارورة معينة، لا يحدث التفاعل في الظلام، بل يحدث التفاعل في وجود ضوء غني بالأشعة البنفسجية
   أساسيات الكيمياء Image031    أساسيات الكيمياء Image032  

 
ضوء
 
CH4 + Cl2  ―――→    CH3Cl +HCl
 
كما أن هناك عوامل كثيرة تؤثر في التفاعل الكيميائي منها:
- زيادة في تركيز المواد الداخلة في التفاعل
- تكبير سطح التلامس بين المواد
- الوسيط ( العوامل المساعدة).


أنواع التفاعلات الكيميائية
 - تفاعلات الاتحاد أو الضمحاول أن تجد الصفة المشتركة في المعادلات الكيميائية التالية:
 
C(S) + O2(g)     ―――→        CO2(g)
2Na(s) + Cl2(g)     ―――→       2NaCl(s)
2Mg(s) +O2(g)   ―――→    2MgO(s)
CO2(g) + MgO(s)    ―――→     MgCO3(s)
N2O5(g) + H2O(l)    ―――→    2HNO3(aq)
BAO(s)+ H2O(l)    ―――→   BA(OH)2(aq)
 
الملاحظة التي يمكن أن نلاحظها، هي أن كل التفاعلات السابقة تتم بين مادتين لتنتج مادة واحدة أي من الشكل:

A  + B    ―――→      AB
  تفاعل الإتحاد:
تفاعل يتم بين مادتين أو أكثر لتكوين مادة واحدة جديدة.
 
وكذلك من التفاعلات البسيطة التي نعرفها ونشاهد آثارها صدأ الحديد، وهذا التفاعل يتم بين الحديد والهواء الرطب ( يحتوي الهواء على الأوكسجين وبخار الماء وهما اللذان يتفاعلان مع الحديد وينتج عن هذا التفاعل صدأ الحديد )، ويمكن أن نمثل الأمر بطريقة بسيطة كما يلي:

صدأ الحديد  →――  حديد  + هواء  + ( أوكسجين + بخار الماء)
 
مثال:
تفاعل الألمنيوم مع اليود ينتج:
   
2Al + 3I2 ―→ 2AlI3   
وهذا التفاعل يتم بمزج كمية من الألمنيوم مع اليود في صحن من الخزف، ثم نشعل شريط من المغنزيوم حتى يحدث التفاعل بين اليود و الألمنيوم، ونلاحظ أن التفاعل شديد
وكذلك عند وضع بضع قطرات من حمض الكلور الماء وبضع قطرات من محلول النشادر صيغته (NH3) في أنبوب اختبار يتفاعلان معاً وينتج عن التفاعل ملح كلوريد الأمونيوم على شكل ضباب .
تتشابه الأمثلة السابقة في أن مجموعة المواد المتفاعلة في كل حالة منها تؤدي إلى إنتاج مادة واحدة فقط .
تدعى التغيرات الكيميائية التي تتجمع فيها مجموعة من المواد مؤدية إلى ظهور مادة واحدة باسم تفاعلات الاتحاد( المباشر) أو تفاعلات الضم.
كما أن تفاعلات الاتحاد تنقسم إلى :
أ - اتحاد عنصر مع عنصر
هنا يتحد عنصر مع عنصر آخر ليكونان مركب ، فمثلاً هنا وضعنا معادلة لتفاعل المغنزيوم مع الأكسجين وفق المعادلة الكيميائية التالية:
 

Mg  +  O2 ――Δ―→      MgO
 
وفي النهاية تصبح المعادلة كالتالي:
 

2Mg  +  O2  ――Δ→    2MgO
 
ب - اتحاد عنصر مع مركب
هنا يتحد العنصر مع المركب ليكونان مركب جديد ، وهنا وضعت معادلة لتفاعل أكسيد النيتريك مع أكسجين الهواء الجوي
المعادلة قبل الوزن ثم الموازنة
 

NO  +  O  ――Δ―→        NO2
2NO  +  O2 ――Δ―→     2 NO2
 
تجربة:
  لنضع مزيج من غاز الكلور مع غاز الإيثيلين بحجوم متساوية في مخبار مدرج، منكس في حوض يحوي ماء مالح كما في الشكل التالي:  أساسيات الكيمياء Image0402  
نعرض المزيج للضوء ( ضوء الشمس مثلا)، نلاحظ تشكل قطرات زيتية على جدران المخبار، تتمثل في ثاني كلور الايثان C2H4Cl2 وفق المعادلة الكيميائية التالية:
  
C2H4 +  Cl2   ―――→   C2H4Cl2
 
نلاحظ من معادلة التفاعل أن جزئ الكلور انضم إلى جزئ الايثيلين مشكلا جزيئا واحدا، أي التفاعل من نوع تفاعلات الضم أو الاتحاد
ج - اتحاد مركب مع مركب
مركب ينتج لنا مركب جديد كما في المعادلات التالية:
- اتحاد الماء مع العناصر اللافلزية لتكوين الأحماض:
 

SO3 +  H2O  ―――→   H2SO4
 
- اتحاد الماء مع العناصر الفلزية لتكوين القلويات

CaO  +  H2O ―――→  CaO(OH)2
 
 2- تفاعلات التفكك أو التحلل في هذه الحالة يتم التفاعل بأخذ مادة نقية واحدة و ينتج منها مادتين أو أكثر
 
A    ―――→    B + C
 
فيها تتحلل مادة واحدة لإعطاء عدة مواد، يسمى مثل هذا النوع من التفاعلات
( تفاعل التفكك أو تفاعل التحلل) .
مثل:
انحلال الماء بإمرار تيار كهربائي في وسط معين

2H2O   ―――→    2H2 + O2
 
تجربة:
نضع كحول إيثيلي في حوجلة تتحمل الحرارة مغلقة و متصلة بأنبوب، كما في الشكل التالي:

 أساسيات الكيمياء Image0403  
يسخن الكحول الايثيلي ويمرر في وسط يحوي الألومين لوسيط مسخن لدرجة 400°م ، فنلاحظ تشكل مادتين هما ثنائي ايثيل ايثر أوكسيد مع الماء كما في التفاعل .
 
Al2O3                                     
C2H5OH  ―――→    C2H5-O-C2H5+H2O
                    400 م° -300 م°    
 

3 - تفاعلات التبادل تأمل التغيرات الكيميائية التالية:
   أساسيات الكيمياء Image0404  

- لماذا لا تعتبر التفاعلات الثلاثة المعطاة أعلاه من نوع الإتحاد المباشر؟
- لماذا لا تعتبر التفاعلات الثلاثة المعطاة من نوع تفاعلات التفكك؟
إذن هنا نجد نوعاً جديداً من التفاعلات الكيميائية يختلف عن النوعين السابقين، لاحظ المواد المتفاعلة في كل منها، إنهما مادتان واحدة منهما عنصر والثانية مركب ، وينطبق الأمر نفسه على النواتج


Mg(aq) + HCl(aq) ――→    MgCl2(aq) + H2(g) + طاقة

لنعد إلى المعادلتين:


Mg(aq) + HCl(aq)  ―――→    MgCl2(aq) + H2(g)

Zn(s) + CuSO4(aq)   ―――→     ZnSO4(aq) + Cu(s)
تجد أننا استعملنا هذين المثالين مختصراً جديداً هو ( aq ) مثلاً ZnSO4aq  و HClaq
، ولابد أنك تذكر أن الحرف ( g ) يعني أن المادة غازية ، وأن الحرف ( l ) يعني أن المادة سائلة ، أما الحرف ( s ) فيدل على الحالة الصلبة. فما معنى المختصر ( aq ) ?
عندما نذيب مادة مثل الملح أو السكر أوغيرها في الماء ، تتبعثر جزيئاتها في المحلول مكونة روابط مع جزيئات الماء، نستعمل المختصر (aq) للدلالة على هذا الارتباط بين جزيئات المادة المذابة في الماء وبين جزيئات الماء نفسه، وهذان الحرفان(aq) هما الحرفان الأولان من كلمة aqueous وتعني مائي، أما أصل الكلمة فهو من اللاتينية aqua( تلفظ أكوا ) وتعني الماء ( بالإنجليزية water
).
تجربة إذا أمررنا غاز الكلور في البنزين المحلول فيه كمية قليلة من اليود كعامل مساعد في التفاعل يحدث التفاعل التالي:
   أساسيات الكيمياء Image0405  
بنزين + غاز الكلور   ―――←    كلور الفينيل + كلور الهيدروجين

وإذا استمر التفاعل نحصل على ثنائي كلور الفينيل، الذي هو عبارة عن مماكبات للمركبات التالية
- بارا ثنائي كلور الفينيل
- ميتا ثنائي كلور الفينيل
- أورتو ثنائي كلور الفينيل
هذا إن التفاعل يمكن أن يستمر سيره، حتى نحصل على سداسي كلور البنزين



 4 - تفاعلات الأكسدة و الإرجاع4 - 1 - أمثلة عن تفاعلات الأكسدة و الإرجاع
تجربة1:
يحترق المغنزيوم في الأكسجين بلهب شديد و ساطع، و يتشكل دخان أبيض من أكسيد المغنزيومMgO وفق التفاعل الكيميائي التالي:
2Mg + O2  ―――→    2MgO


   أساسيات الكيمياء Image0406  
حيث فقدت ذرة المغنزيوم إلكترونين متحولة بذلك إلى شاردة ++Mg بينما اكتسبت ذرة الأكسجين في جزيء O2 هذين الالكترونين، وتحولت بذلك إلى شاردة O-2 كما توضحه المعادلتان النصفيتان التاليتان:
        2Mg    ―――→    Mg+2 + 2é
       O2 + 4é    ―――→  2O-2       

فقدان الالكترونات من قبل المغنزيوم عي أكسدة ، و نقول أن المغنزيوم قد تأكسد، و بذلك نسميه جسما مرجعا بينما نقول عن الأكسجين أنه أرجع و نسميه جسما مؤكسدا
تجربة 2:


عندما يتفاعل حمض كلور الماء مع التوتياء ينتج غاز الهيدروجين و شوارد الزنك Zn+2 كما في التجربة التالية:    أساسيات الكيمياء Image0407

ثبتت شاردتا الهيدرونيوم إلكترونين و شكلتا جزيء هيدروجين، كما في المعادلتين النصفيتين التاليتين:


        2H+ + 2é    ―――→   H2
   2H3O+ +  2é     ―――→   2H2O   +  H2 


تفقد ذرة التوتياء إلكترونين لتشكيل شاردة 2+Zn
ففي هذا التفاعل الكيميائي تم إرجاع شوارد +H3O من جهة، و أكسدة التوتياء من جهة أخرى، كما توضحه المعادلتان النصفيتان التاليتان:



    2H3O+    +  2é    ――→  2H2O   +  H2             إرجاع 
                    مؤكسد
          Zn      ―→      Zn+2  +  2é                          أكسدة
           مرجع                                        

تبين المعادلتان إنتقال الإلكترونات من التوتياء إلى شوارد الهيدرونيوم، كما تبينه المعادلة الإجمالية التالية:
  

Zn  +  2H3O+ ―――→   Zn  +  H2  +  2H2O
 

عموما فإن شوارد الهيدرونيوم تؤكسد المعادن الأكثر كهرجابية من الهيدروجين مثل الألمنيوم و الحديد و الرصاص، و لكنها لا تؤكسد النحاس والزئبق باعتبارهما أقل كهرجابية من الهيدروجين
تجربة 3:
نغمس صفيحة من التوتياء في محلول كبريتات النحاس الأزرق اللون لاحتوائه على شوارد النحاس المميهة . يلاحظ بعد مدة زمنية كافية تشكل راسب أحمر من النحاس على صفيحة التوتياء، في حين يزول اللون الأزرق للمحلول كما تبينه التجربة التالية:



   أساسيات الكيمياء Image0408  
مثال:
نسكب كمية من البروم في بيشر يحوي فوسفور الأحمر (كما في الشكل) يحدث تفاعل أكسدة و
إرجاع ناشرة طاقة كبيرة و خطيرة
  أساسيات الكيمياء Image0409  
4 - 2 - تفاعلات الأكسدة الإرجاعية في محلول مائي:
إرجاع شاردة فوق المنغنات بالشاردة Fe+2 كما في التجربة التالية:
 أساسيات الكيمياء Image0410  

حيث تؤكسد شوارد الحديد الثنائي Fe+2 إلى شوارد حديد ثلاثي بواسطة الشوارد MnO4- في وسط حمضي. وفق التفاعل الكيميائي بين MnO4- ، Fe+2 و فق المعادلتين النصفيتين التاليتين:


Fe+3  +  é  ←――→  Fe+2
MnO-4  +  8H2O  +  5é ←―→  Mn+2  +  12H2O
   
عند أكسدة الشوارد Fe+2 و إرجاع الشوارد MnO4- يكتسب المؤكسد خمسة إلكترونات، ومنه يجب أن يتخلى المرجع عن خمسة إلكترون، و منه التفاعل الكيميائي الإجمالي للأكسدة الإرجاعية.

MnO-4 + 5Fe+2 + 8H3O+ ――→   Mn+2 + 5Fe+3 + 12H2O
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:14

البروتون والعدد الذرى


 أساسيات الكيمياء %D8%A7%D9%84%D8%A8%D8%B1%D9%88%D8%AA%D9%88%D9%86


تم اكتشاف البروتون في عام 1919 من قبل إرنست رذرفورد. فقد لاحظ أنه عندما يتم قذف جسيمات ألفا خلال غاز النيتروجين، فإن مبينات الومضات بينت وجود نواة الهيدروجين. وقد حدد راذرفورد أن المكان الوحيد الذي يمكن أن يأتي منه الهيدروجين هو النيتروجين، وعلى هذا فإن النيتروجين لابد أنه يحتوى على نويات الهيدروجين. وقد إقترح أن نويات الهيدروجين والتي كان لها عدد ذرى يساوى 1، هي عنصر أساسي، وسماها بروتون، من الكلمة الإغريقية بروتوس والتي تعنى الأول.
في فيزياء الجسيمات البروتون (كلمة بروتون تعني الأول بالإغريقية) وكان يظن في بادئ الأمر أنه جسيم أولي (لا يتكون من جسيمات أصغر) ولكن تبين فيما بعد خطأ هذا الزعم، والبروتون من مكونات الذرة وله شحنة كهربية موجبة مقدارها 1.6 × 10−19 كولوم، تعادل تماما الشحنة التي يحملها الإلكترون إلا أن الإلكترون شحنته سالبة، وكتلة البروتون مقدارها : 1.672621637 × 10−27  كيلوجرام، أو ما يقارب 1800 ضعف كتلة الإلكترون. ونظرا لصغر كتلة البروتون بالكيلوجرام عدد صغير جدا يصعب حفظه عن ظهر قلب يستعمل الفيزيائيون وحدة MeV للتعبير عن كتلة الإلكترون وهذه تعادل 938 MeV.
تدل النتائج التجريبية أن البروتون جسيم مستقر، والحد الأدنى لفترة عمر النصف له 1035 سنة، بالرغم من أن بعض النظريات تنبأت بأن البروتون يمكن أن يتحلل.
تعتبر نواة النظير الأكثر شهرة لذرة الهيدروجين عبارة عن بروتون مفرد. ونويات العناصر الأخرى عبارة عن بروتونات ونيوترونات موجودة معاً عن طريق القوة النووية. ويكون عدد البروتونات الموجودة في النواة هي المسئولة عن الخواص الكيميائية للذرة وتعريف هذا العنصر الكيميائي.
يتم تصنيف البروتونات على أنها باريون وتتكون من 2 كوارك أعلى و 1 كوارك أسفل، ويوجدوا معا أيضاً عن طريق القوة النووية، بالتداخل مع الجلون. ومعاكس المادة للبروتون هو نقيض البروتون والذي له نفس قدر شحنة البروتون ولكن بشحنة معاكسة.
ونظرا لأن القوة الكهرومغناطيسية أكبر من قوى الجذب فإن شحنة البروتون يجب أن تكون مساوية في المقدار ومعاكسة في الشحنة للإلكترون وإلا فإن الفرق بين الشحنتين سيؤدى إلى تمدد له تأثير كبير على الكون، وأى جسم له قوة جذب (الكواكب والنجوم).
يرجع مصطلح البروتون في الكيمياء والكيمياء الحيوية إلى أيون الهيدروجين H+. وفى هذا السياق تكون المادة المعطاة للبروتون حمضية والمادة المتقبلة للبروتون قلوية (راجع نظرية تفاعل الأحماض مع القلويات.)

نقيض البروتون
وضع خرق تناظر الشحنة السوية والزمن قيودا صارمة على الخواص النسبية للجسيمات ونقيضاتها، ولذلك فإنه خاضع لاختبارات صارمة. على سبيل المثال، ينبغي أن يكون إجمالي شحنتي البروتون ونقيض البروتون صفرا تماما. لقد تم فحص هذه المساواة بدقة جزء في 108. كذلك تم اختبار تساوي كتلتيهما بدقة أفضل من جزء من 108. عند حبس مضادات البروتونات، في مصيدة بيننغ، أمكن اختبار تساوي نسبتي الشحنة إلى الكتلة للبروتون والإلكترون بدقة جزء في (6×109). أظهر قياس العزم المغنطيسي لمضاد البروتون خطأ مقداره 8×10−3 مغنطون بور نووي، ووجد أنه مساو ومضاد لتلك القيمة في البروتون

العدد الذرى
في علم الكيمياء يعرف عدد البروتونات داخل نواة الذرة على أنه العدد الذري، والذي يحدد العنصر الكيميائي الذي تنتمي إليه الذرة. على سبيل المثال فإن العدد الذري للكلور يكون 17، وهذا يعني أن كل ذرة كلور تحوي 17 بروتون وأن جميع الذرات المتألفة من 17 بروتون هي ذرات كلور. يتم تعيين الخواص الكيميائية للذرة من جهة أخرى بعدد الكتروناتها (لها شحنة سالبة) والتي يفترض أنها مكافئة لعدد البروتونات (ذات شحنة موجبة) في الذرات المتعادلة بحيث تصبح إجمالي شحنتها صفرا. على سبيل المثال تحتوي ذرة الكلور المتعادلة على 17 الكترون و17 بروتون بينما ذرة الكلور السالبة، Cl-، بها 17 بروتون و18 الكترون لتشكل صافي شحنة قدرها -1 شحنة إلكترون.
الهيدروجين كبروتون
لما كان العدد الذري لعنصر الهيدروجين هو 1، فإن أيون الهيدروجين الموجب (H+) يحوي على بروتون واحد ولايحوي أي إلكترونات ولذا فإن بعض النصوص قد تشير إلى عبارة بروتون كتعبير عن أيون الهيدروجين

 أساسيات الكيمياء 800px-Periodic_table_svg
الجدول الدورى مبينا العدد الذرى اضغط على الصورة للتكبير


وهومصطلح يستخدم في الكيمياء والفيزياء ليمثل عدد البروتونات الموجودة في نواة الذرة. في الذرة المتعادلة الشحنة، يكون عدد الإلكترونات مساو للرقم الذري.
و يمثل الرقم الذري عدد العناصر الموجودة في الجدول الدوري. حينما قام مندليف بترتيب العناصرالكيميائية المعروفة طبقا لتماثلها في الخواص الكيميائية لوحظ أن ترتيبها طبقا للكتلة الذرية قد أدى لحدوث بعض الاختلافات. اليود والتيلوريم، لو تم ترتيبه طبقا للكتلة الذرية فسيكون مكانهم خطأ، ولكن عند ترتيبهم طبقا للرقم الذري أدى ذلك لتطابق خواصهم الكيميائية مع الترتيب. وقد لوحظ أن رقم الكتلة يتناسب تقريبا مع كتلة الذرة، ولكن ظهور بعض الاختلافات قد عكس وجود ارتباط لبعض الخواص الأخرى غير الكتلة.
و قد تم تفسير هذا الانحراف أخيرا بواسطة هنري موزلي في عام 1913. فقد اكتشف موزلي علاقة واضحة بين حيود أشعة إكس لطيف العناصر والمكان الصحيح لهذه العناصر في الجدول الدوري. وقد تم لاحقا توضيح أن الرقم الذري يطابق الشحنة الكهربية في النواة أي بمعنى آخر عدد البروتونات. وهي الشحنة التي تعطي العناصر خواصها الكيميائية، وليس الكتلة الذرية.
الرقم الذري يتناسب إلى حد كبير مع عدد الكتلة (و يجب عدم الخلط بينهما) والذي يمثل عدد البروتونات والنيوترونات في نواة الذرة. عدد الكتلة غالبا ما يأتي بعد اسم العنصر، فمثلا كربون-14 (والذي يستخدم لحساب الزمن بالكربون).
الخواص الكيميائية
لكل عنصر مجموعة من الخواص الكيميائية التي تعتمد على عدد الالكترونات المتواجدة في الذرة المتعادلة، ويرمز له Z. ويتبع ترتيب هذه الالكترونات مبادئ ميكانيك الكم. ويمثل عدد الالكترونات في كل مدار الكتروني للعنصر وخصوصاً المدار الخارجي، العامل الرئيسي في تحديد سلوك التآصر لذلك العنصر. لذا فإن العدد الذري هو الوحيد الذي يحدد الخواص الكيميائية للعنصر، ولهذا السبب يمكن تعريف العنصر بأنه يحوي على أي مزيج من الذرات لها عدد ذري معين.
عناصر جديدة
يتم الاعتماد على الأعداد الذرية عند التقصي عن عناصر جديدة، ففي عام 2010 تم تعيين الأعداد الذرية 1 إلى 118. وتتم عملية إنتاج عناصر جديدة عن طريق قصف ذرات العناصر الثقيلة بالأيونات، كأن يكون حاصل جمع العدد الذري للعنصر والأيون مساوياً للعدد الذري للعنصر الجديد. وبشكل عام فإن عمر النصف يصبح أقصر بزيادة العدد الذري، لذا فقد تتواجد جزيرة الثبات لنظائر غير مكتشفة لأعداد معينة من البروتونات والنيوترونات.
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:15

البنية الكيميائية


البنية الكيميائية (بالإنجليزية: Chemical structure) هي ترتيب الذرات في الجزيء, وعادة ما تكون هذه الذرات مرتبطة بروابط كيميائية مثل الرابطة التساهمية. ويمكن للبنية الكيميائية أن تتراوح من البنية البسيطة, مثل الجزيئات ثنائية الذرة مثل جزيء الأكسجين, إلى البنية بالغة التعقيد, مثل جزيء البروتين. ويمكن تمثيل البنية الكيميائية بواسطة الصيغ البنوية.
من الطرق الشائعة لتحديد البنية الكيميائية حيود الأشعة السينية.








التشكل الكيميائى




فى علم الكيمياء التشكل الكيميائي هو الترتيب فى الفضاء للذرات فى الجزيء. فالجزيئات يمكن أن ترتبط بها الذرات بنفس الطريقة, ولكن بشكل مختلف فى الفضاء, وتسمي مثل هذه الظاهرة متزامرات تشكيلية ( conformational isomers)" أو متشاكلات (conformers). المتشاكلات المختلفة يمكن لهم أن يتحولوا لبعض عن طريق الدوران حول الرابطة المفردة. بدون كسر هذه الرابطة. ونظرا لأن عمليات الدوران لها حواجز طاقة مختلفة, فإن بعض المتشاكلات يكون أثبت من الأخرى. ويمكن ملاحظة ذلك فى البروتين, حيث يوج أحد أشكال البروتين ثابت وفعال, بينما الشكل الأخر عكس ذلك. أيضا هناك مثال أخر تقليدي, وهو البيوتان. فإن له 6 تشكيلات محتملة, بينما 3 فقط منهم ثابت.
ويمكن رسم التشكل الكيميائيى بعدة طرق. شكل رأس الحصان حيث يتم رسم الرابطة C-C بشكل مائل. تخطيط نيومان حيث يتم رسم الرابطة C-C للأمام وللخلف على مستوى الورقة, ويتم التعبير عن ذرة الكربون الأمامية بنقطة وذرة الكربون الخلفية على هيئة دائرة.

تشكل جزيء البيوتان فى تشكل متماثل مائل  أساسيات الكيمياء Sawhorse_projection_butane_-sc  أساسيات الكيمياء Newman_projection_butane_-sc
مسقط (شكل)
رأس الحصان مسقط (شكل)
نيومان


  • يتواجد التشكل الكيميائي فى عديد من أنواع الجزيئات فمثلا الألكانات يمكن أن يكون لها تشكلان بين الرابطة C-C. مقارب وهو التشكل الذى يكون فيه ذرات الهيدروجين الموجودة على الكربون لها زاوية 60 درجة من ذرات الهيدروجين المقابلة لها على ذرة الكربون الأخرى. مكسوف وهو التشكل الذى تكون فيه ذرات الهيدروجين متراكبة. ويتبع كل من المقارب والمكسوف توزيع بولتزمان من أقصى المقارب لأقصى المكسوف.


[size]
 أساسيات الكيمياء Aca201d7af663fb27d676ec0454521ba
الرمزان السفليان i و j يمثلان أقل وأعلى طاقة, مقارب ومكسوف. g هى عدد التشكلات الموجودة عند هذه الطاقة, الإنحلال. N تمثل توزيع الجزيئات عند تشكل معين.
[/size]

  • يمكن للبيوتان أن يكون له شكلان متقاربان إضافيان تشكل عكسي وتشكل متذبذب.

  • فى الألكان الحلقي يوجد تشكل متجعد.

  • فى الهكسانات الحلقية, توجد أشكال مستبدلة من الرابطة الإستوائية أو الرابطة المحورية.


الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:17

الإلكترون


 أساسيات الكيمياء %D8%A7%D9%84%D9%83%D8%AA%D8%B1%D9%88%D9%86

قام الفيزيائي الألماني يوهان فيلهلم هتورف بدراسة التوصيل الكهربائي على الغازات المتخلخلة. فاكتشف سنة 1869 وهج منبعث من مهبط يزداد بالحجم عند تقليل ضغط الغاز. وفي سنة 1876 أظهر الفيزيائي الألماني يوجين غولدشتاين أن أشعة هذا الوهج له ظل، فأطلق عليه اسم لهم أشعة الكاثود وفي السبعينات من نفس القرن طور الكيميائي والفيزيائي الإنجليزي السير وليام كروكس أول أنبوب أشعة الكاثود مفرغة بالداخل ثم أظهر بعد ذلك بأن أشعة التلألؤ التي تظهر داخل أنبوب تحمل طاقة وتنتقل من القطب السالب إلى القطب الموجب. بالإضافة إلى أنه كان قادرا على تحريك الأشعة عند تطبيق مجال مغناطيسي عليها، مما يدل على أن الشعاع تصرف كما لو كان سالب الشحنة فاقترح سنة 1879 أنه بالإمكان تفسير تلك الخصائص من خلال مااسماه مادة مشعة. وألمح إلى أن قد تكون هذه الحالة الرابعة للمادة التي تتكون من جزيئات سالبة الشحنة تنطلق بسرعة عالية من الكاثود
وسع الفيزيائي البريطاني -ألماني المولد- آرثر شوستر من تجارب كروكس وذلك بوضع صفيحة معدنية متوازية مع أشعة الكاثود وطبق الكمون الكهربائي بين الصفيحتين. فصرف المجال تلك الأشعة باتجاه الصفيحة موجبة الشحنة، مما أعطى أدلة جديدة على أن تلك الأشعة تحمل شحنة سالبة. وتمكن شوستر في سنة 1890 من تقدير نسبة الشحنة للكتلة لمكونات الأشعة عن طريق قياس مقدار انحراف عن المستوى المحدد للتيار. لكن أنتاج تلك القيمة التي كانت أكثر من ألف مرة من المتوقع، هو إعطاء بعض المصداقية لتلك الحسابات في ذاك الوقت
في عام 1896 أجرى الفيزيائي البريطاني جوزيف طومسون مع مساعديه تاونسند وويلسون تجارب أشارت إلى أن أشعاعات الكاثود هي جسيمات فريدة من نوعها بدلا من أن تكون موجات أو ذرات أو حتى جزيئات كما كان الاعتقاد سابقا وقد أعطى طومسون قيمة جيدة لكل من الشحنة e والكتلةm، موجدا جسيمات لأشعة الكاثود واسماها "الكريات" (بالإنجليزية: corpuscles)، ولها كتلة قد تكون واحد من الألف من كتلة أقل الأيونات المعروفة: الهيدروجين وأظهر أن نسبة الشحنة للكتلة e/m مستقلة عن مادة الكاثود. وأظهر أيضا أن إنتاج جسيمات سالبة الشحنة من مواد مشعة بواسطة التسخين ومن مواد مضيئة هو شيء كوني وقد أعاد الفيزيائي الأيرلندي جورج فيتزجيرالد الاقتراح بتسمية تلك الجسيمات باسم إلكترون، وقد لقي هذا الاسم قبولا علميا دوليا منذ ذلك الوقت 
اكتشف الفيزيائي الفرنسي هنري بيكريل أثناء دراسة الومضان الطبيعي للمعادن سنة 1896 أنها تصدر إشعاع دون التعرض لمصدر طاقة خارجي. فأصبحت تلك المواد المشعة موضع اهتمام كبير للعلماء خصوصا الفيزيائي النيوزلندي إرنست رذرفورد الذي اكتشف أنها تصدر جسيمات. وأطلق عليها جسيمات ألفا وبيتا على أساس قدرتها على اختراق المادة وفي سنة 1900 أظهر بيكريل أن بإمكان أشعة بيتا المنبعثة من الراديوم أن تنحرف في وجود مجال كهربائي وأن نسبة الكتلة للشحنة هي نفسها كما في أشعة الكاثود فعززت هذا الدليل الرأي القائل بأن الالكترونات توجد كعناصر في الذرات
قام الفيزيائي الأمريكي روبرت ميليكان بعناية ودقة أكثر في قياس شحنة الإلكترون في تجربة قطرة الزيت سنة 1909 ثم نشر النتائج سنة 1911. واستخدمت تلك التجربة المجال الكهربائي لمنع قطرات الزيت المشحونة من السقوط بسبب الجاذبية. وامكن لهذا الجهاز قياس الشحنة الكهربائية حتى 1-150 أيون مع هامش خطأ اقل من 0.3٪. وقد أجرى فريق طومسون تجارب مماثلة قبل ذلك ، باستخدام سحب من قطرات الماء المشحونة انتجها التحليل الكهربائي وقد حصل ابرام يوفي منفصلا على نفس نتائج ميليكان وذلك باستخدام جسيمات مجهرية من المعادن، وكان ذلك سنة 1911 ولكن نشر النتائج سنة 1913 مع ذلك فإن قطرات الزيت أكثر ثباتا من قطرات الماء بسبب ضعف معدل التبخير لديه، وبالتالي فالتجارب الدقيقة بدأت أكثر ملاءمة خلال فترات زمنية أطول
وجد عند بداية القرن العشرين وفي ظروف معينة جسيمات مشحونة سريعة الحركة تسبب بتكثيف بخار ماء مفرط بالتشبع خلال مساره. ففي سنة 1911 استخدم تشارلز ويلسون هذا المبدأ لاستنباط غرفة الغيوم مما يسمح بتصوير مسارات الجسيمات المشحونة مثل الإلكترونات سريعة الحركة

الإلكترون (بالإنجليزية: Electron) (رمزه: e⁻) هو جسيم دون ذري كروي الشكل تقريباً مكون للذرة ويحمل شحنة كهربائية سالبة. ولم يكن من المعروف بأن لديها مكونات أو جسيمات أصغر، لذا فقد اعتبرت بأنها جسيمات أولية فالإلكترون لديه كتلة تعادل تقريبا 1/1836 من كتلة البروتون الزخم الزاوي الحقيقي (وهو اللف المغزلي) للإلكترون هو قيمة نصف عدد صحيح من وحدة ħ، مما يعني بأنه فرميون. ويسمى الجسيم المضاد للإلكترون بالبوزيترون، وهو مطابق للإلكترون عدا أنه معاكس له بالشحنة الكهربائية والشحنات الأخرى. عند اصطدام الإلكترون بالبوزترون فإنهما إما يبعثرون بعضهم البعض أو أن يفنون، مما ينتج عن ذلك زوج أو أكثر من فوتونات أشعة جاما. تنتمي الإلكترونات إلى الجيل الأول لأسرة جسيمات ليبتون ، وتسهم في القوى الأساسية وهي الجاذبية والكهرومغناطيسية وقوى نوويية ضعيفة كما هو في المادة فإن الإلكترون لديه خصائص ازدواجية موجة-جسيم في ميكانيكا الكم، لذا فبإمكانه الاصطدام مع الجسيمات الأخرى فينحرف مثل الضوء. لكن وبسبب صغر كتلة الإلكترون فإن تلك الازدواجية تتجلى بشكل أفضل في التجارب المخبرية. وبما أنها تندرج تحت عائلة الفرميون، وبحسب مبدأ استبعاد باولي فلا يمكن لإلكترونين أن يأخذا نفس حالة الكم.
تم وضع نظرية مفهوم مقدار الشحنة الإلكترونية غير القابلة للتجزئة لشرح الخصائص الكيميائية للذرات، فكانت بدايتها سنة 1838 مع عالم الطبيعة البريطاني ريتشارد لامنج ؛ ثم قدم الفيزيائي الإيرلندي جورج ستوني اسم الكترون وذلك سنة 1894. في سنة 1897 عرّف البريطاني جوزيف طومسون وفريقه الفيزيائيين الإلكترون بأنه جسيم
العديد من الظواهر الفيزيائية، مثل الكهرباء والمغناطيسية والتوصيل الحراري فإن الإلكترونات لها دورا أساسيا في ذلك. فالإلكترون في حركته بالنسبة للمراقب يولد المجال المغناطيسي، وكذلك فإن المجالات المغناطيسية الخارجية تجعلها تنحرف. فعندما يتحرك الإلكترون فإنه يمتص أو ينتج طاقة على شكل فوتونات. تحيط الإلكترونات بالنواة المتكونة من بروتونات ونيوترونات، فيكونون جميعا الذرة، وإن كان الإلكترون يسهم في أقل من 0.06% من الكتلة الكلية للذرة. يسبب جاذبية قوة كولومب بين الإلكترون والبروتون بأن يجعل الإلكترونات مرتبطة بالذرات. فالتبادل أو تقاسم الإلكترونات في ما بين الذرات هو السبب الرئيسي للروابط الكيميائية فحسب النظريات فإن معظم إلكترونات قد تكونت في لحظة الانفجار العظيم، ولكن يمكن أيضا إنتاجها خلال البلى بيتائي للنظائر المشعة والاصطدامات عالية الطاقة، وفي لحظة دخول الأشعة الكونية للغلاف الجوي. وخلال إفناءه مع البوزترون فقد يتعرض الإلكترون للدمار، وقد يتعرض للامتصاص خلال تفاعلات الانصهار النجمية. ويمكن لأدوات المختبرات احتواء ومراقبة الإلكترونات الفردية وكذلك في بلازما الإلكترونات، حيث كرس لها المقراب للكشف عن بلازما الإلكترونات في الفضاء الخارجي. وتوجد العديد من تطبيقات الإلكترون كما هو في اللحام وأنبوب الأشعة المهبطية ومعجلات الجسيمات ومجهر إلكتروني وعلاج إشعاعي والليزر الإلكتروني.

النظرية الذرية
 أساسيات الكيمياء 220px-Bohr_atom_model_English.svg
نموذج بور للذرة والتي يبين حالات من الكترون ذات طاقة كم محددة بالرقم n. فعندما ينتقل الإلكترون إلى مدار أدنى فإنه ينبعث منه طاقة فوتون تساوي الفرق بين طاقة المدارين.

شكلت التجارب التي قام بها كلا من أرنست رذرفورد وهنري موزلي وجيمس فرانك وغوستاف هرتس بداية من سنة 1914 الصورة في تكوين الذرة كنواة كثيفة ذات شحنة موجبة تحيط بها إلكترونات أقل كتلة ثم أتى الفيزيائي الدانماركي نيلز بور فافترض في سنة 1913 بأن الالكترونات تكمن في حالات طاقة كمية، ويحدد العزم الزاوي لمدار الإلكترون حول النواة تلك الطاقة. وبإمكان تلك الإلكترونات التنقل بين تلك الحالات أو المدارات عن طريق إطلاق أو امتصاص فوتونات ذات ترددات محددة. ومن خلال تلك المدارات محددة الكم أوضح نيبور بدقة خطوط الطيف لذرة الهيدروجين ومع ذلك فنموذج بور لم يتمكن من تفسير الفروق في الكثافة النسبية لخطوط الطيف، وكذلك أطياف العناصر الأثقل من الهيدروجين، فهي بالكاد اقتصرت على تفسير ذرة الهيدروجين
وقد شرح جيلبرت نيوتن لويس ‏‏ الروابط الكيميائية بين الذرات وذلك في سنة 1916 عندما اقترح بأن مساهمة زوج أو أكثر من الإلكترونات بين الذرات للمحافظة على الرابطة التساهمية في ما بين تلك الذرات، مما ينتج عنه تجاذب جانبي يعمل على تماسك الجزيء الناتج  وبعدها أي في سنة 1923 أعطى كلا من والتر هيتلر ‏‏ وفريتز لندن شرحا وافيا حول تشكيل زوج الإلكترون مع الروابط الكيميائية في مجال ميكانيكا الكم  وفي سنة 1919 فصّل الكيميائي الأمريكي إرفينغ لانغموير نموذج لويس للذرة مشيرا بأن جميع الإلكترونات موزعة على التوالي مكونة قشرة كروية متحدة المركز وذات سماكة متساوية وتنقسم تلك القشور بدورها إلى عدة خلايا، وكل خلية تحتوي على زوج من الإلكترونات. وعلى نحو ما فإن لنموذج لانغموير القدرة على شرح الخصائص الكيميائية لجميع العناصر في الجدول الدوري ، التي كانت معروفة بتكرار نفسها وفقا للقانون الدوري
لاحظ الفيزيائي النمساوي فولفغانغ باولي في سنة 1924 بأنه يمكن تفسير البناء شبيه القشرة للذرة من خلال مجموعة من أربع معاملات متغيرة تحدد كل حالة طاقة الكم، شريطة أن يكون أن لا يزيد في كل حالة عن إلكترون واحد. (ويعرف هذا الحظر المفروض على أكثر من إلكترون أن يشغل نفس حالة كمية الطاقة باسم مبدأ استبعاد باولي وقدم الفيزيائيان الهولنديان صمويل جودسميت وجورج أولنبيك ‏‏ الآلية المادية لشرح المعامل الرابع والذي له قيمتين مميزتين، عندما اقترحوا أن بإمكان الإلكترون مع الزخم الزاوي لمداره أن يمتلك قوة زخم زاوي فعلي وعرفت تلك الخاصية باللف المغزلي وقد شرحت تقسيم سابق كان غامضا عن خطوط الطيف رصدها مرسمة طيف عالي الدقة، وعرفت تلك الظاهرة باسم تقسيم هيكلي دقيق ‏‏
ميكانيكا الكم
في عام 1924 كتب الفيزيائي الفرنسي لويس دي بروي رسالة دكتوراه بعنوان "بحث حول نظرية الكم" Recherches sur la théorie des quanta، وافترض فيها أن كل الموادّ تمتلك "موجة دي بروي" مشابهة للضوء حيث أنه وتحت ظروف مناسبة ستُظهر الإلكترونات والمواد الأخرى خصائص كل من الجسيمات والضوء. ويُستدل على الخصائص الجسيميّة لجسيم ما عندما يُظهر أنه يملك موقعًا متمركزاً في المكان يعتمد على انحناء مساره أثناء حركته. أما الطبيعة الشبه الموجية للجسيم فيُمكن أن تلاحظ - على سبيل المثال - عندما يمر شعاع من الضوء عبر شقوق متوازية ويخلق نمطاً متداخلاً من الأشعة. في عام 1927 بُرهن على تأثير التداخل بتجرتين مختلفتين استعين فيهما بشعاع من الإلكترونات، الأولى قام بها الفيزيائي الإنكليزي جورج باغت طومسون باستخدام رقاقة حديدية نحيلة مع الشعاع، والثانية قام بها الفيزيائيان الأمريكيان كلنتون دافيسون ولستر جيرمر باستخدام بلورة من النيكل معه.
أدى نجاح فرضية دي بروي بإرفين شرودنغر أن يصدر كتابه سنة 1926 والذي نجح أيضا في وصف كيفية انتشار موجات الإلكترونات خلال معادلته المسماة معادلة شرودنغر وبدلا من الرضوخ إلى حل يحدد موقع الإلكترون مع مرور الوقت، فإنه بالإمكان استخدام تلك المعادلة الموجية للافتراض باحتمالية العثور على إلكترون قريب من الموقع. سمي هذا التقريب لاحقا باسم ميكانيكا الكم، التي اعطت اشتقاق قريب جدا لحالات طاقة الإلكترون في ذرة الهيدروجين فعندما يؤخذ بعين الاعتبار لف وتفاعل الإلكترونات المتعددة، فإن ميكانيكا الكم يمكنها بسهولة افتراض بترتيب إلكترونات الذرات ذات رقم ذري أعلى من الهيدروجين
في سنة 1928 وبناء على مبدأ ولفغانغ باولي فقد أنتج بول ديراك نموذجا للإلكترون وهي معادلة ديراك وتتفق مع مبدأ النسبية ‏(en)‏ وذلك بتطبيق الاعتبارات النسبية والتماثل في صياغة هاملتونية لميكانيكا الكم في المجال الكهرومغناطيسي ولكي يحل بعض المشاكل داخل معادلته النسبية فقد طور ديراك نموذجا للفراغ وذلك سنة 1930 ووصفه بأنه بحر من الجسيمات ذات طاقة سلبية لانهاية لها، وقد اطلق عليها اسم بحر ديراك. وكان هذا أدى به ذلك إلى الافتراض بوجود جسيمات البوزيترون، وهي المادة المضادة النظيرة للإلكترون تلك الجسيمات قد اكتشفها كارل أندرسون سنة 1932، الذي اقترح بتسميتها الإلكترونات القياسية أو نيجاترون negatrons، حيث أنها مزيج من كلمتي الكترون electron وسلبي negative. ولا يزال مصطلح نيجاترون يستخدم من حين لآخر، ويمكن اختصارها إلى نيجاتون 'negaton'‏
وفي سنة 1947 وجد ويليس لامب وبمساعدة أحد طلبته اسمه روبرت روثرفورد أن هناك فارق في حالات الكم لذرة الهيدروجين والتي من المفترض أن يكون لها نفس الطاقة والتي تغيرت حسب الرابطة التي بينهم، وسمي هذا الفرق بانتقال لامب ‏‏. وفي نفس الفترة تلك اكتشف كوش مع هنري فولي أن العزم المغناطيسي للإلكترون أعلى بقليل مما تنبأت به نظرية ديراك. وسمي هذا الفارق البسيط لاحقا باسم العزم المغناطيسي الشاذ للإلكترون. ولحل تلك الإشكالات طور كلا من سين توموناجا وريتشارد فاينمان وجوليان شفينجر في أواخر الأربعينيات تلك النظرية المنقحة والمسماة كهروديناميكا الكم.
معجلات الجسيمات
مع تطور معجل الجسيمات خلال النصف الأول من القرن العشرين، بدأ الفيزيائيون في الخوض وبعمق في خصائص الجسيمات دون الذرية وأول محاولة ناجحة لتسريع الالكترونات باستخدام الحث الكهرومغناطيسي كانت عن طريق جهاز بيتاترون الذي أنشأه دونالد كريست سنة 1942. ووصلت طاقته الأولية حوالي MeV‏ 2.3 في حين وصلت طاقة البيتاترون التالية إلى MeV‏ 300. ثم اكتشف الإشعاع السنكروتروني سنة 1947 بطاقة MeV‏ 70 في شركة جنرال إلكتريك. وكانت عملية تسريع الإلكترونات والتي قاربت سرعتها من سرعة الضوء خلال مجال مغناطيسي هي السبب في ظهور هذا الإشعاع
وفي سنة 1968 بدأ العمل بأدون وهو أول مصادم جسيمات ذو شعاع طاقة عالي تساوي  GeV‏ 1.5 وهو أداة لتسريع الإلكترونات والبوزيترونات بإتجاهين متضادين، وذلك لمضاعفة الطاقة الفعالة من اصطدامهما عند مقارنة ضرب إلكترون بهدف ثابت وخلال الفترة من 1989-2000 أعطى مصادم الكترون-بوزيترون الكبير ‏‏ (LEP) في سرن طاقة شعاع  GeV‏ 209 وصنع قياسات مهمة للنموذج القياسي لفيزياء الجسيمات
خصائص الإلكترون
التصنيف
تنتمي الإلكترونات في النموذج القياسي لفيزياء الجسيمات إلى مجموعة من جسيمات دون ذرية تسمى لبتونات، والتي تعتبر جسيمات أولية أو أساسية. فالإلكترونات هي أقل كتلة من أي جسيم لبتون مشحون (أو أي نوع من الجسيمات المشحونة كهربائيا)، وتنتمي إلى الجيل الأول من الجسيمات الأساسية ويحتوي الجيل الثاني والثالث على لبتونات مشحونة، ويتطابق الميون والتاو مع الإلكترون في الشحنة واللف والتفاعلات ولكن كتلتها أكبر. فاللبتونات تختلف عن العنصر الأساسي الآخر في المادة وهو الكوارك وذلك بافتقارها إلى التفاعل القوي. وينتمي أعضاء مجموعة اللبتون إلى الفرميونات لأن لديها لف مغزلي نصف عدد صحيح، فالإلكترون لديه لف مغزلي 1⁄2‏
خصائص أساسية
تعادل الكتلة الساكنة للإلكترون تقريبا 9.109×10−31 كغم ، أو 5.489×10−4 وحدة كتل ذرية. على أساس مبدأ آينشتاين لتكافؤ المادة والطاقة، وتلك الكتلة تتوافق مع الطاقة الساكنة 0.511 MeV. وكتلته تعادل تقريبا 1836/1 من كتلة البروتون وتبين القياسات الفلكية أن نسبة كتلة البروتون-الإلكترون هي نفس القيمة منذ نصف عمر الكون، كما هو المتوقع في النموذج القياسي تعادل الشحنة الكهربائية للإكترونات −1.602×10−19 كولوم الذي هو وحدة الشحن القياسية للجسيمات دون ذرية. ففي حدود دقة التجريبية فإن شحنة الإلكترون مطابقة ومعاكسة لشحنة البروتون ويستخدم الرمز e كشحنة أولية ويرمز الإلكترون عادة بالرمز e⁻، حيث الرمز ناقص يشير إلى شحنة سالبة. أما البوزيترون فيرمز e+ لأن لها نفس خصائص الإلكترون لكنها موجبة الشحنة للإلكترون زخم زاوي أو لف حقيقي 1⁄2‏ وتحدد تلك الخاصية عند الإشارة إلى الإلكترون كجسيم لف 1⁄2‏ . حجم اللف لتلك الجسيمات هو √3⁄2‏ ħ‏بينما نتيجة قياس إسقاط اللف حول أي محور لايكون إلا ±ħ⁄2. إضافة إلى اللف فإن الإلكترون له عزم مغناطيسي فعلي على طول محور اللف وهو يساوي واحد مغنطون بور تقريبا ، وهو ثابت فيزيائي يساوي 9.27400915(23)×10−24 جول لكل تسلا فحسب زخم الإلكترون يحدد اتجاه اللف خاصية الجسيمات الأولية المعروفة باسم الحلزونية لا يوجد للإلكترون بنية تفصيلية معروفة لذا فهو يعّرف أو يوصف بأنه جسيم نقطي ذو شحنة نقطية ولا يوجد له حيز مكاني فقد لوحظ أن الحد الأعلى لنصف قطر الكترون مفرد في مصيدة بنينغ هو 10−22 متر بينما قيمة ثابت نصف قطر تقليدي للإلكترون الفيزيائي هو 2.8179×10−15 م وهذا أعلى بكثير من القيمة السابقة. لكن قيمة المصطلح جاءت من عملية حسابية مبسطة لشحنة الإلكترون بواسطة الديناميكا الحرارية ومتجاهلة تأثيرات ميكانيكا الكم (أي أنه تصور قديم ولكنه مع ذلك لايزال يصلح للاستخدام في الحسابات). وإن كان في الواقع لا توجد علاقة بما يسمى نصف قطر تقليدي للإلكترون مع البنية الأساسية الحقيقية للإلكترون.
هناك جسيمات أولية تضمحل تلقائيا إلى جسيمات أقل ضخامة. مثال على ذلك الميوون الذي يضمحل إلى إلكترون ونيترينو ونقيض النيترينو وبمتوسط ​​العمر 2.2×10−6 ثانية. ومع ذلك فإنه يعتقد أن الإلكترون يكون مستقرا على أسس نظرية: فالإلكترون هو أقل الجسيمات الضخمة ذات شحنة لاصفرية، لذلك فإضمحلالها ينتهك قانون بقاء الشحنة ويعتبر الحد الأدنى التجريبي لمتوسط عمر الإلكترون 2610x4.6 سنة بمستوى ثقة يقدر ب 90 ٪
خصائص الكم
بإمكان الإلكترونات أن تكون موجات كما هو حال جميع الجسيمات. وهذا ما يسمى ازدواجية موجة-جسيم ويمكن برهنة ذلك باستخدام تجربة الشق المزدوج. فطبيعة شبيه-الموجة للإلكترون يسمح لها بالمرور خلال شقين متوازيين في نفس وقت وليس من شق واحد كما هو بالنسبة للجسيمات التقليدية. ويمكن وصف خاصية شبيه الموجة للجسيم رياضيا في ميكانيكا الكم بوصفها دالة ذات قيمة مركبة، وترمز الدالة الموجية عادة بالحرف اليوناني (ψ)‏ psi. فعندما تكون القيمة المطلقة لتلك الدالة في حالة تربيع فأنه يعطي احتمال بأن الجسيم سيكون مرصودا بالقرب من كثافة احتمالية
الإلكترونات هي جسيمات متماثلة بحيث لا يمكن تمييز بعضها البعض عن طريق الخصائص الفيزيائية الفعلية. وهذا يعني في ميكانيكا الكم أنه عند تفاعل زوج من الالكترونات فيجب أن تكون قادرة على تبديل المواقع بدون تغيير مهم لحالة النظام. فالدالة الموجية للفرميونات (بما فيها الإلكترونات) هي غير متماثلة، بمعنى أنه إشاراتها ستتغير عند مبادلة إلكترونين مواقعهم، وهذا هو ψ(r1, r2) = −ψ(r2, r1) حيث المتغيرات r1 وr2 تتوافق مع الإلكترون الأول والثاني على التوالي. وحيث أن القيمة المطلقة لا تتغير بمبادلة الرموز وهذا يتوافق مع تساوي الاحتمالات. وعوضا عن ذلك فإن البوزونات كالفوتون لها وظائف موجة متماثلة في حالة التناظر المضاد فإن حلول معادلة الموجة للإلكترونات المتفاعلة تؤدي إلى احتمالية الصفر بحيث كل زوج سيشغل نفس المكان أو الحالة. وتلك هي المسؤولة عن مبدأ استبعاد باولي الذي يمنع أي زوج من الإلكترونات بشغل نفس مستوي الطاقة (الكمومي) في الذرة. هذا المبدأ يفسر العديد من خصائص الالكترونات. مثال على ذلك: إنه يشغل الإلكترونات في مستويات طاقة مختلفة بالذرة مكونة مدارات حول نواة الذرة، بدلا من أن يتداخل بعضها البعض في نفس المدار. ويمكن أن يشغل إلكترونان نفس المستوى من الطاقة في مدار الذرة بشرط أن يكون اتجاه عدد كم مغزلي لأحدهما +1/2 (أي علوي)، أما الآخر فيكون عدده الكمومي المغزلي -1/2 (أي سفلي)

جسيم افتراضي
يعتقد الفيزيائيين بأن الفراغ قد ينتج باستمرار أزواج من الجسيمات الافتراضية مثل البوزيترون والإلكترون والتي سرعان ماتفني بعضها البعض بعدها بوقت قصير فالتمازج في تفاوت الطاقة يحتاج إلى خلق تلك الجسيمات، وخلال الوقت التي تظهر فيه فإنها تندرج تحت حد الاكتشاف يفسر عنها علاقة هايزنبرغ الغامضة، ΔE · Δt ≥ ħ. بالواقع بإمكان استعارة الطاقة اللازمة لخلق تلك الجسيمات الافتراضية ΔE من فراغ لفترة زمنية Δt، بحيث ناتجها ليس أكثر من انخفاض ثابت بلانك ħ ≈ 6.6×10−16 eV·s وبالتالي فإن زمن الإلكترون الإفتراضي Δt يكون في أقصى حد وهو 1.3×10−21 ث
 أساسيات الكيمياء 220px-Virtual_pairs_near_electron
تصوير تخطيطي لأزواج إلكترون-بوزيترون الإفتراضية التي تظهر عشوائيا قرب الإلكترون (في أسفل اليسار)

عندما يظهر زوج إلكترون-بوزيترون الإفتراضي فإن قوة كولوم للحقل الكهربائي المحيط بالإلكترون تسبب بنشئة البوزيترون لتنجذب للإلكترون الأصلي، في حين ينفر عنها الإلكترون الناشئ. وتسبب تلك مايسمى استقطاب فراغي ‏‏. ونلاحظ هنا أن الفراغ يتصرف كوسط به سماحية عزل أكثر من وحدة العزل. وبالتالي فشحنة الإلكترون المؤثرة هي فعليا أصغر من قيمته الحقيقية، لذا فالشحنة تقل كلما ابتعدت عن الإلكترون وأكد هذا الاستقطاب تجريبيا سنة 1997 باستخدام معجل الجسيمات الياباني كيك بي وتسبب الجسيمات الافتراضية لكتلة الإلكترون تأثير تدريع مشابه
التفاعل مع الجسيمات الإفتراضية يفسر أيضا الإنحراف البسيط (حوالي 0.1 ٪) للعزم المغناطيسي الحقيقي للإلكترون من مغنطون بور (العزم المغناطيسي الشاذ) التوافق الدقيق للغاية لهذا الاختلاف المتوقع مع تحديد قيمة تجريبية يعتبر واحدا من أهم الانجازات العظيمة لإلكتروديناميكا كمية
في الفيزياء الكلاسيكية يعتمد كلا من الزخم الزاوي والعزم المغناطيسي للجسم على أبعاده المادية. لذا فإنه لا يتجانس مع تلك الخصائص أن يأخذ مفهوم إلكترون عديم الأبعاد حيزا فيها. ولكن هذا التناقض الواضح يمكن تفسيره من فوتونات افتراضية تكونت في الحقل الكهربائي الناتج من الإلكترون. فتسبب تلك الفوتونات بالإلكترون أن يزاح بطريقة شديدة الهيجان ، فينشأ عنه حركة دائرية صافية مع ابتدار. فينتج عن تلك الحركة كلا من اللف والعزم المغناطيسي للإلكترون ويفسر إنتاج تلك الفوتونات الإفتراضية في الذرات ظاهرة ازاحة لامب التي لوحظت في خطوط الطيف
التفاعل
يولد الإلكترون مجالا كهربائيا بحيث يمارس فيه قوة جذب على الجسيمات موجبة الشحنة كالبروتون وقوة طرد على الجسيمات سلبية الشحنة. ويحدد قانون كولوم العكسي مع مربع المسافة قوام تلك القوة فعندما يكون الإلكترون في حالة حركة فإنه يولد مجالا مغناطيسيا
ويربط قانون أمبير-ماكسويل المجال المغناطيسي بحركة كتلة الالكترون (التيار)، فخاصية الحث تلك تعطي مجالا مغناطيسيا كي يعمل المحرك الكهربائي ويعبر قانون كمون لينارد - فيشرت ‏‏ عن المجال الكهرومغناطيسي لحركة الجسيمات العشوائي ، ويعطي القانون قراءة صحيحة حتى عندما تقارب سرعة الجسيمات من سرعة الضوء (النسبية).
 أساسيات الكيمياء 220px-Lorentz_force.svg
جسيم بشحنة q (يسار) يتحرك بسرعة v خلال المجال المغناطيسي B الذي يكون موجها نحو اليمين. فإن كانت شحنة الإلكترون q سلبية فإن مسارها ينحني نحو الأعلى.

يخضع الإلكترون لقوة لورنتز عندما يتحرك داخل مجال مغناطيسي فيمارس عليه تأثيرا عموديا على مساره الذي حدده المجال المغناطيسي وسرعة الإلكترون. وتوجه قوة الجذب تلك الإلكترون بأن ينحو بمسار حلزوني خلال حقل في دائرة يسمى نصف قطرها باسم نصف قطر الجيرو (gyroradius). يحرض هذا التسارع من حركة التقوس الإلكترون بأن يشع طاقة على شكل إشعاع سنكروتروني وتسبب انبعاث الطاقة بدورها في ارتداد الإلكترون والمعروفة باسم قوة لورنتز-أبراهام-ديراك مما يخلق احتكاكا يبطئ الإلكترون. وسبب تلك القوة هو التفاعل العكسي لمجال الإلكترون على ذاته
في الكهروديناميكا كمية يكون التفاعل الكهرومغناطيسي بين الجسيمات عن طريق الفوتونات. فالإلكترون المعزول الذي لا يتسارع يكون غير قادر على بث أو امتصاص فوتون الحقيقي؛ فالقيام بهذا قد ينتهك الحفاظ على الطاقة والزخم. وبدلا من ذلك يمكن للفوتونات الإفتراضية نقل الزخم بين جسيمين مشحونين. وتبادل الفوتونات الإفتراضية هذا هو الذي يولد قوة كولوم وتحصل طاقة الانبعاثات عندما يحيد إلكترون متحرك بسبب جسيم مشحون كالبروتون. فنتيجة تسارع الإلكترون هو انبعاث أشعة انكباح

 أساسيات الكيمياء 220px-Bremsstrahlung.svg
هنا، تستخلص الأشعة الإنكباحية بواسطة إلكترون e منحرف بسبب المجال الكهربائي لنواة الذرة. فالتغيير في الطاقة E2 − E1 يحدد تردد الفوتون المنبعث f.

يسمى الإصطدام المرن بين فوتون (الضوء) والكترون منفرد (حر) باسم تأثير كومبتون. نتائج هذا الاصطدام هو نقل الزخم والطاقة بين الجسيمات فيتعدل الطول الموجي للفوتون بمقدار يسمى انزياح كومبتون إن حجم الحد الأقصى لهذا الإنزياح في الطول الموجي هو h/mec، الذي يعرف باسم طول موجة كومبتون القيمة لدى الإلكترون هي 2.43×10−12 م‏ فإن كان الطول الموجي للضوء طويلا (على سبيل المثال، الطول الموجي للضوء المرئي هو 0.4–0.7 ميكرومتر) فإن انزياح الطول الموجي يكون ضئيلا. ويسمى هذا التفاعل بين الضوء والإلكترونات الحرة تشتت تومسون الخطي أو تشتت تومسون
تعرف القوة النسبية لتفاعل كهرومغناطيسي بين جسيمين مشحونين كالإلكترون والبروتون بثابت البناء الدقيق. وتلك القيمة هي كمية عديمة الأبعاد تتشكل من تناسب طاقتين: طاقة الكهروستاتيكي للجذب (أو التنافر) عند فصل واحد كومبتون طول موجي، وبقية طاقة الشحنة. والقيمة المعطاة هي α ≈ 7.297353×10−3، وتعادل تقريبا 1⁄137‏
عندما تصطدم الالكترونات مع البوزيترونات فإنها تفنيان بعضها البعض، مما يؤدي إلى ظهور فوتونين اثنين أو أكثر من فوتونات أشعة غاما. أما إذا كان الإلكترون والبوزيترون لا يتمتعان بزخم يذكر، فإنه تتشكل ذرة بوزيترونيوم قبل ظهور فوتونات أشعة غاما الناتجة من الإفناء بإجمالي 1.022 MeV‏ ومن ناحية أخرى فقد تتحول فوتونات عالية الطاقة إلى الإلكترون وبوزيترون خلال عملية إنتاج زوجي ولكن لايتم ذلك إلا في وجود جسيمات مشحونة قريبة منها مثل النواة
في نظرية تآثر كهروضعيف فإن العنصر الأيسر من الموجة الدالة للإلكترون تشكل خط لف نظائري ضعيف ثنائي مع نيوترينو الإلكترون. وهذا يعني أنه خلال القوى النووية الضعيفة فإن نيوترينو الإلكترون يتصرف مثل الإلكترون، إما أن يكون عضوا من هذا الثنائي فيجتاز تفاعل التيار المشحون عن طريق انبعاث أو امتصاص بوزون W ويتم تحويله إلى العضو الآخر. ولا تتغير الشحنة خلال هذا التفاعل لأن بوزون W هو أيضا يحمل شحنة، مما يلغي أي تغيير في صافي الشحنة خلال التحويل. وتفاعلات التيار المشحون هي المسؤولة عن ظاهرة اضمحلال بيتا في ذرة مشعة. يمكن كلا من الإلكترون ونيوترينو الإلكترون اجتياز تفاعل التيار المحايد عن طريق تبادل بوزون Z⁰، وهذا هو المسؤول عن التبعثر المرن لنيترينو-إلكترون


... يتبع
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:18

....  تابع

الإلكترون


الذرات والجزيئات
تقوم قوة كولوم الجاذبة بربط الإلكترون بنواة الذرة. وتسمى عملية ربط عدة إلكترونات بالنواة باسم نظام الذرة. فإن اختلف عدد الإلكترونات عن شحنة النواة الكهربائية، فإن الذرة في تلك الحالة تسمى أيون. هناك دالة تسمى المدار الذري توصف السلوك الموجي للإلكترون المتجه. ولكل مدارية لديها مجموعة أرقام الكم مثل الزخم الزاوي والطاقة وإسقاط الزخم الزاوي، وهناك مجموعة منفصلة من تلك المدارات تظهر حول النواة. ووفقا لمبدأ استبعاد باولي فأن كل مدارية يشغلها مايصل إلى إلكترونين والذي يجب أن يختلفا في عدد الكم المغزلي.
بإمكان الإلكترونات التنقل خلال المدارات المختلفة وذلك عن طريق بعث أو امتصاص فوتونات بطاقة تتوافق مع اختلاف الجهد وهناك طرق أخرى للتنقل المداري مثل التصادم مع الإلكترونات وأيضا تأثير أوجيه ولكي يتمكن الإلكترون من الهروب من الذرة، فإن طاقته يجب أن تكون أعلى من طاقة ربطه بالذرة. وهذا يحدث مع التأثير الكهروضوئي كمثال حيث يمتص الإلكترون الفوتون الخارج الذي تجاوز طاقة تأين الذرة
الزخم الزاوي المداري للإلكترونات هو كمي. ولأن الإلكترون له شحنة، فهو ينتج عزم مداري مغناطيسي يتناسب طرديا مع العزم الزاوي. فالناتج الصافي للعزم المغناطيسي للذرة يساوي مجموع القوة الموجهة للف الزخوم المغناطيسية والمدارية لجميع الإلكترونات ونواتهم. فزخم النواة المغناطيسي لا يكاد يذكر مقارنة مع إلكتروناتها. أما الإلكترونات المقترنة (التي هي في نفس المدار) فإن زخمهما المغناطيسي يلغي كل منهما الآخر
تحدث الروابط الكيميائية بين الذرات نتيجة للتفاعلات الكهرومغناطيسية، كما شرحتها قوانين ميكانيكا الكم وأقوى الروابط تلك التي شكلت بالتبادل أو نقل الإلكترونات بين الذرات مما يسمح بتكوين الجزيئات وفي داخل الجزيء فإن الإلكترونات تتحرك تحت تأثير عدة أنوية بحيث تشغل المدارات الجزيئية بنفس القدر الذي تشغله المدارات الذرية في الذرات المعزولة وهناك عامل أساسي في هذه الهياكل الجزيئية هو وجود إلكترونات مقترنة، وهي الكترونات تدور بلف مغزلي متعاكس، مما يسمح لهم لشغل نفس المدار الجزيئي دون انتهاك مبدأ استبعاد باولي (ويشبه ذلك في الذرات). فالمدارات الجزيئية المختلفة لها اختلاف بالتوزيع المكاني لكثافة الإلكترون. على سبيل المثال: في الأزواج المترابطة (أي الأزواج التي تربط الذرات معا) يمكن العثور على الإلكترونات مع احتمال كبير جدا ان تكون في كميات صغيرة نسبيا بين النوى. على النقيض: ففي الأزواج غير المترابطة فإن الإلكترونات تتوزع بكميات كبيرة حول النواة
الموصلية
اذا كان الجسم له الكترونات أكثر أو اقل من العدد المطابق له من الشحنات الموجبة للنواة، فإن ذلك سيخلق للجسم شحنة كهربية. فعندما تكون الإلكترونات أكثر عددا فإن الجسم يطلق عليه ذو شحنة سالبة. أما عندما تكون الإلكترونات أقل عددا من بروتونات النواة، فإن الجسم يكون موجب الشحنة. وعندما تتساوى الإلكترونات مع البروتونات فإن الشحنتين تلغيان بعضهما البعض ويكون الجسم ذو شحنة محايدة. بإمكان الأجسام الدقيقة أن تنتج شحنة كهربائية عن طريق الفرك أو مايسمى تأثير كهرباء الإحتكاك
يطلق على الإلكترونات التي تتحرك مستقلة في الفراغ بالإلكترونات الحرة، أما الكترونات المعادن فتصرفاتها تشبه الحرة إلا أنها ليست كذلك، والسبب هو أن الجزيئات الموجودة في المعادن والمواد الصلبة الأخرى والمسماة بالالكترونات هي في الواقع شبه-إلكترونات أو شبه جزيئات، فهي مثل الإلكترونات الحقيقية: لديها نفس الشحنة الكهربائية واللف والعزم المغناطيسي، ولكنها تختلف في الكتلة.
تنتج الإلكترونات الحرة عند حركتها في الفراغ أو المعادن دفق صافي للشحنة يسمى التيار الكهربائي فيولد جراء ذلك مجالا مغناطيسيا. والعكس صحيح، حيث يمكن إنشاء التيار من المجال المغناطيسي المتغير. وتصف معادلات ماكسويل تلك التفاعلات رياضيا
تتغير الموصلية الكهربائية لكل مادة بتغير درجات الحرارة، فهي تحدد كمية التيار الكهربائي عند تطبيق الجهد الكهربائي. فهناك موصلات جيدة كما في معادن: النحاس والذهب، وموصلات ضعيفة التوصيل مثل الزجاج والتيفلون. وأيضا هناك المواد العازلة التي تحجز الإلكترونات داخل ذراتها بحيث تكون المادة بمثابة عازل. أما أشباه الموصلات فلها مستوى موصلية متفاوت يقع بين النقيضين من التوصيل حتى العزل ومن ناحية أخرى، فإن الفلزات لديها بنية نطاق إلكتروني تحتوي على شرائح إلكترونية ممتلئة جزئيا. فوجود مثل هذه الشرائح يسمح للإلكترونات في المعادن بالتصرف كما لو أنها إلكترونات حرة أو غير متمركزة. ولا ترتبط تلك الإلكترونات مع ذرات معينة، لذا فعندما يتم تطبيق مجال كهربائي، فهي تتحرك بحرية مثل الغاز (ويسمى غاز فيرمي) خلال مواد تشبه كثيرا الإلكترونات الحرة.
تكون سرعة انجراف الإلكترونات داخل الموصل بسبب تصادمها مع الذرات قريبا من ملليمترات بالثانية الواحدة. ومع هذا، فالسرعة التي تغيّر من التيار في نقطة ما فإنها تسبب تغيرا في التيارات في أجزاء أخرى من المادة. وتقترب سرعة الانتشار إلى حوالي 75 ٪ من سرعة الضوء وذلك لأن انتشار الإشارات الكهرباء الموجية وسرعتها يعتمدان على ثابت العزل للمادة
تعتبر المعادن موصلات جيدة نسبيا للحرارة، وسبب ذلك أن الإلكترونات غير المتمركزة تكون حرة في نقل الطاقة الحرارية بين الذرات، لكن عند التوصيل الكهربائي فإن الأمر يختلف. فالموصلية الحرارية للفلزات مستقلة تقريبا عن درجة الحرارة، وهو ما يعبر عنه حسابيا قانون فيدمان-فرانز ، والذي ينص أن نسبة الموصلية الحرارية إلى الموصلية الكهربائية تتناسب طرديا مع درجة الحرارة. فأي اضطراب حراري في الشبيكة الفلزية يزيد من المقاومة الكهربائية للمواد، وينتج منه تيارا كهربائيا معتمدا على درجة الحرارة
عندما تتعرض المواد إلى نقطة الحرارة الحرجة فإنها تخضع لمرحلة تحول تسمى عملية موصلية فائقة بحيث تفقد كل مقاومة في التيار الكهربائي. ففي نظرية بي سي اس فإن هذا السلوك يصوغه أزواج من الالكترونات تدخل حالة كم تسمى بتكاثف بوز وأينشتاين. وأزواج كوبر تلك لها حركتها مقترنة بمادة قريبة خلال اهتزازات شعرية تسمى الفونونات وبذا تتجنب تصادما مع ذرات ينشأ منها مقاومة كهربائية (نصف قطر أزواج كوبر حوالي 100 نانومتر، بحيث تتداخل مع بعضها البعض.) ومع هذا فلا تزال الآلية التي يعمل بها موصليات فائقة عالية الحرارة غير مؤكدة.
الإلكترونات داخل المواد الصلبة الموصلة وهي نفسها شبه-إلكترونات أو شبه جسيمات، فعندما تقيد بإحكام عند درجة حرارة قريبة من الصفر المطلق فإنها تتصرف كما لو انها انقسمت إلى قطعتين من شبه جسيم وهما: سبينون وهولون فالسابق يحمل اللف والعزم المغناطيسي، بينما التالي يحمل الشحنة الكهربائية.
الحركة والطاقة
عندما تقترب سرعة الإلكترون من سرعة الضوء فإن كتلته النسبية ‏‏ تزداد وفقا لنظرية اينشتاين في النسبية الخاصة، مما يجعل الأمر أكثر صعوبة لتعجيلها من داخل الإطار المرجعي للمراقب. بإمكان أن تقترب سرعة الإلكترون من سرعة الضوء في الفراغ C ولكن لا يمكن أن تصلها أبدا. مع هذا فعندما تحقن الإلكترونات النسبوية -وهي الكترونات تتحرك بسرعة مقاربة لسرعة الضوء c- في وسط عازل مثل المياه حيث سرعة الضوء فيها أقل بكثير من سرعة c، فإن انتقال الإلكترونات مؤقتا أسرع من الضوء في هذا الوسط. وبما أنها تتفاعل مع وسطها فإنها تولد ضوءا خافتا يسمى ​​إشعاع شيرنكوف

تستند تأثير النسبية الخاصة على كمية تعرف باسم عامل لورينتز، وتحدد بالمعادلة:  أساسيات الكيمياء 97ef3807f8014ad23c96f9adbb88e183 حيث v هي سرعة الجسيم. وتسير طاقة الحركة Ke للإلكترون مع السرعة v كالتالي:
 أساسيات الكيمياء 8f4a4a2f286f9ebdff0d67937369ede4
حيث me هي كتلة الإلكترون.
بإمكان معجل الجسيمات SLAC الخطي ان يعجل الإلكترونات إلى حوالي 51 GeV‏بما أن الإلكترون يتصرف كموجة، فعند سرعة معينة يصبح له ميزة موجة بروجلي. وتلك القيمة معطاة بالقانون λe = h/p حيث h هو ثابت بلانك وp هو العزم فما فوق 51 GeV للإلكترون فإن الطول الموجي يصبح 2.4×10−17 م، وهو صغير بما يكفي لاستكشاف هياكل أقل بكثير من حجم نواة الذرة
التشكيل
 أساسيات الكيمياء 220px-Pairproduction
إنتاج زوجي ناتج من اصطدام الفوتون مع نواة ذرة

تعتبر نظرية الانفجار العظيم من أكثر النظريات قبولا في النطاق العلمي لشرح المراحل المبكرة من تطور الكون وكانت درجات الحرارة في أول مللي ثانية من الانفجار الكبير قد وصلت أكثر من 10 مليار  كلفن وطاقة الفوتونات أكثر من مليون إلكترون فولت. وكانت لتلك الفوتونات نشاطا يكفي بأن تتفاعل مع بعضها البعض لتشكيل أزواج الإلكترونات والبوزيترونات. وبالمقابل تفني تلك الأزواج بعضها البعض لتنفث الفوتونات النشطة:
γ + γ‏ ↔ e+ + ‏e⁻
وقد تمت المحافظة على التوازن بين الإلكترونات والبوزيترونات والفوتونات خلال تلك المرحلة من تطور الكون. ولكن بعد مرور 15 ثانية انخفضت درجة حرارة الكون إلى مادون الحاجز الذي يمكِّن من تشكيل إلكترون-بوزيترون. وقد أفنى معظم ما تبقى من الإلكترونات والبوزيترونات بعضها البعض مطلقة أشعة غاما التي سخنت الكون لفترة وجيزة
ولأسباب لا تزال غير مؤكدة خلال عملية تكوين لبتو ‏‏ كان هناك فائض في عدد الإلكترونات على البوزيترونات. وبذلك نجا حول إلكترون من كل مليار في عملية الإفناء. وقابل هذا الفائض زيادة في عدد البروتونات على ضديد-البروتونات في حالة تعرف باسم عدم تباين باريون، مما أدي إلى شحنة صفرية صافية للكون ثم بدأ ما تبقى من البروتونات والنيوترونات بالتفاعل مع بعضها البعض في عملية تسمى تخليق نووي ومكونة نظائر الهيدروجين والهيليوم مع كميات ضئيلة من الليثيوم. بلغت ذروة تلك العملية بعد خمس دقائق وخضع ماتبقى من النيوترونات إلى إضمحلال بيتا السلبي بنصف عمر يعادل ألف ثانية تقريبا، ونتج عن تلك العملية إطلاق البروتونات والإلكترونات
νe + e⁻ + p ← n
وفي السنوات 300,000–400,000 التالية بقيت الإلكترونات الزائدة حيوية جدا لترتبط مع أنوية الذرات ثم تلاها فترة سميت إعادة دمج عندما تشكلت الذرات المحايدة وأصبح الكون المتمدد أكثر شفافية للإشعاع
تشكل أول جيل للنجوم بعد الانفجار الكبير بحوالي مليون سنة فأنتج التخليق النووي البوزيترونات من اندماج أنوية الذرات داخل النجوم. ثم مباشرة تتلاشى تلك الجسيمات المضادة باصطدامها مع الإلكترونات مطلقة أشعة غاما، فتكون النتيجة الصافية هي انخفاض ثابت في عدد من الإلكترونات ويماثله زيادة في عدد النيوترونات. ومع ذلك فإن عملية تطور النجوم هو نتيجة لتوليفة من نظائر مشعة. بحيث يمكن لعدد من لنظائر مشعة أن تخضع لإضمحلال بيتا سلبي فينبعث من النواة إلكترون وضديد نيترينو
 ومثال على ذلك النظير كوبالت-60 (60Co) والذي يتحلل ليكون نيكل-60 (60Ni)‏
 أساسيات الكيمياء 280px-AirShower.svg
مطر جوي ممتد انشأته أشعة كونية نشطة ضربت غلاف الجوي للأرض.

عندما يصل النجم إلى نهاية عمره الافتراضي، أي أن حجمه يزيد عن 20 كتلة شمسية فمن المحتمل ولوجه طور إنهيار الجاذبية ليشكل ثقب أسود طبقا للفيزياء الكلاسيكية فتلك الأجسام النجمية الضخمة تمارس جذب تثاقلي التي من القوة أن تمنع أي شيء حتى الإشعاع الكهرومغناطيسي من الإفلات عبر نصف قطر شفارتزشيلد. ومع ذلك يعتقد أن تأثير ميكانيكية الكم قد يسمح بانبعاث إشعاع هوكينغ في تلك المسافة. ويحتمل أن تنشأ الالكترونات (والبوزيترونات) في أفق الحدث لبقايا النجوم تلك.
عند نشأة أزواج من الجسيمات الافتراضية (مثل الإلكترون والبوزيترون) بالقرب من أفق الحدث، فإن التوزيع المكاني العشوائي لتلك الجسيمات قد يسمح لأحدهما بالظهور على السطح الخارجي؛ وتسمى عملية نفق ميكانيكا الكم. لذا فقد يوفر جهد الجاذبية للثقب الأسود الطاقة اللازمة لتحويل هذا الجسيم الافتراضي إلى جسيم حقيقي، مما يمكنها من أن تشع في الفضاء البعيد وفي المقابل فإن نصيب العضو الآخر لهذا الزوج هي الطاقة السلبية، مما يسبب بخسارة صافية لكتلة-طاقة الثقب الأسود. فيزداد معدل إشعاع هوكينغ مع تناقص الكتلة مسببا بتبخر الثقب الأسود ثم ينفجر في نهاية المطاف
الأشعة الكونية هي جسيمات لديها طاقة عالية ترتحل عبر الفضاء. وقد سجلت أعلى حالات من تلك الطاقة عند 3.0×1020 eV‏فعندما تصطدم تلك الجسيمات بالنويات في الغلاف الجوي للأرض، ينتج وابل من الجسيمات ومنها البيون وقد لوحظ أن أكثر من نصف الاشعاع الكوني على سطح الأرض يتكون من الميونات. فالجسيم المسمى ميون هو لبتون اي انه يخلق في الغلاف الجوي العلوي نتيجة اضمحلال بيون.
π⁻‏ ← μ⁻ + νμ
والميون بدوره يضمحل ليشكل الكترونا أو بوزيترون μ⁻‏ ← e⁻‏ + νμ + νe
المراقبة
لعمل نظام مراقبة الإلكترونات عن بعد يجب الكشف عن طاقاتها المشعة. مثال على ذلك: في بيئة تحوي طاقة عالية مثل الهالة المحيطة بالنجم فإن الإلكترونات الحرة تشكل بلازما تشع طاقة بسبب أشعة الإنكباح. وتخضع غازات الإلكترون لتذبذب البلازما، والتي تنشأ موجاتها من تغيرات متزامنة في كثافة الإلكترونات، مما ينتج عنها انبعاثات بالطاقة والتي يمكن الكشف عنها باستخدام تلسكوبات الراديو
يتناسب تردد الفوتون طرديا مع الطاقة. فتنقل الإلكترون المقيد بين مستويات الطاقة المختلفة للذرة يكون بامتصاص أو بعث فوتونات بترددات مميزة. على سبيل المثال: عندما تشع ذرات بسبب مصدر بطيف واسع، سوف تظهر خطوط امتصاص متميزة في طيف الإشعاع المرسل. وسيعرض كل عنصر أو جزيء مجموعة مميزة من خطوط الطيف، مثل متسلسلة الهيدروجين الطيفية. فقياسات علم الأطياف لقوة وعرض تلك الخطوط تتيح لها تحديد الخصائص البنيوية والمادية للمادة
بالإمكان ملاحظة تفاعلات الإلكترونات الفردية في ظروف المختبرات عن طريق أجهزة كشف الجسيمات، والتي تسمح بقياس خصائص معينة كالطاقة واللف والشحنة  فقد صار بالإمكان بعد تطوير فخ بول ومصيدة بنينغ من ابقاء الجسيمات المشحونة ضمن منطقة صغيرة لفترات طويلة، مما يتيح أخذ قياسات دقيقة لخواص تلك الجسيمات. مثال على ذلك؛ تمكنت مصيدة بيننغ في حالة واحدة فقط من احتواء إلكترون مفرد لمدة 10 أشهر وتم حساب العزم المغناطيسي للإلكترون بدقة تصل إلى أحد عشر رقم، وهو أمر اعتبر بأنه أكثر دقة من أي ثابت فيزيائي آخر تم الحصول عليه حتى سنة  1980
تمكن فريق من جامعة لوند السويدية في فبراير 2008 من الحصول على أول تصوير فيديو في كيفية توزيع طاقة الإلكترون، حيث استطاع العلماء الباحثون من استخدام ومضات ضوئية شديدة القصر وهي ومضات أوتوثانية مما مكن من ملاحظة حركة الإلكترون لأول مرة
يمكن تصور توزيع الإلكترونات في المواد الصلبة عن طريق مطياف الحل الزاوي للإنبعاث الضوئي ‏‏ (ARPES). وهي تقنية تستخدم التأثير الكهروضوئي لقياس الفضاء المتبادل ‏‏—وهو تمثيل رياضياتي للهياكل الدورية تستخدم للاستدلال على الهيكل الأصلي. ويمكن استخدام ARPES لتحديد اتجاه وسرعة وتناثر الإلكترونات داخل المواد
تطبيقات البلازما
الحزم الجسيمية
تُستخدم أشعة الإلكترون في اللحيم بحيث تصل كثافة الطاقة فيه إلى 710وات.سم−2 ويتركز قطره الضيق بين 0.1–1.3 مم وعادة لا يحتاج إلى مواد حشو، ولكنه يحتاج إلى فراغ لتنفيذ تقنية اللحام كي لا يتفاعل شعاع الالكترون مع الغاز قبل وصوله الهدف، ويمكن استخدامه في ربط مواد موصلة تعتبر غير صالحة للحام
وتستخدم وسيلة طباعة حجرية بالحزمة الإلكترونية (EBL) في النقش على أشباه الموصلات في انحلال أقل من ميكرون ولكن تلك الطريقة مقيدة ولا يمكن التوسع بها بسبب الكلفة الباهظة وبطئ الأداء، وأيضا الحاجة إلى فراغ لتشغيل الحزمة، وميل الإلكترونات إلى التبعثر في المواد الصلبة. والمشكلة الأخيرة تحدد الإنحلال إلى حوالي 10 نانومتر. لذا فإن تلك الطريقة من الطباعة تستخدم بالأساس في إنتاج كمية قليلة من الدوائر المتكاملة المتخصصة
وتستخدم عملية تنمية حزمة الإلكترون لتعريض المواد للإشعاع من اجل تغيير خصائصها الفيزيائية وأيضا لتعقيم المنتجات الطبية والمواد الغذائية وتولد المعجلات الخطية تلك الحزم الإلكترونية عند العلاج الإشعاعي لعلاج الأورام السطحية. ذلك لأن شعاع الالكترون يخترق الجلد إلى عمق محدود قبل أن يتم امتصاصه، ويصل العمق عادة إلى 5 سم عند طاقة الإلكترون في نطاق 5–20 ‏MeV، والعلاج الإلكتروني مفيد للتعامل مع الآفات الجلدية مثل سرطان الخلية القاعدية. وأيضا يستخدم شعاع الالكترون في استكمال علاج الأماكن التي تعرضت للأشعة السينية
تستخدم معجلات الجسيمات المجال الكهربائي لدفع الإلكترونات وجسيماتها المضادة إلى طاقات عالية. وبما أن تلك الجسيمات تمر عبر حقول المغناطيس، فإنها تقذف أشعة السنكروترون. وتتوقف كثافة الأشعة على اللف، الذي يستقطب حزم الالكترون، وهي عملية تعرف باسم تأثير سوكولوف-ترنوف يمكن الاستفادة من الحزم الإلكترونية المستقطبة عند عمل تجارب مختلفة. ويمكن أيضا استخدام مسرع دوراني تزامني (السنكروترون) في تبريد الحزم الإلكترونية مما يقلل من انتشار زخم الجسيمات. بمجرد أن الجسيمات قد تسارعت للطاقة المطلوبة فإن حزم الإلكترونات والبوزترونات المنفصلة تنجذب نحو الاصطدام. بإمكان متابعة انبعاثات الطاقة الناتجة عن طريق كاشف الجسيمات وهذا يدرس في فيزياء الجسيمات
التصوير
عملية حيود الكترون منخفض الطاقة‎ ‏‏ هي وسيلة لقصف مواد بلورية بشعاع مسدد من الإلكترونات، ثم مراقبة أنماط الحيود الناتجة لتحديد هيكل المادة. فنطاق طاقة الإلكترونات المطلوبة تكون 20-200 eV‏أما تقنية انعكاس حيود الكترونات عالية الطاقة ‏‏ (RHEED) فتستخدم انعكاس حزمة الكترونات تقذف على عدة زوايا منخفضة لتمييز سطح المواد البلورية. ويكون نطاق حزمة الطاقة ما بين 8-20 keV وزاوية السقوط هي 1-4°
وفي المجهر الإلكتروني فإنه يوجه حزمة الكترونات مركزة على عينة ما فتتفاعل الحزمة مع المواد، مما يغير من خصائص تلك الإلكترونات مثل اتجاه الحركة والزاوية والطور النسبي وطاقته، فعند تدوين تغييرات حزمة الالكترون ينتج صورة مجهرية لمادة محلولة ذريا للمجاهر البصرية التقليدية انحلال محدود-الحيود للضوء الأزرق بحوالي 200 نانومتر وعند المقارنة فإن المجاهر الإلكترونية تتحدد بطول دي بروجلي الموجي للإلكترون. فمثلا يساوي هذا الطول الموجي 0.0037 نانومتر للإلكترونات عند تسارعها عبر 100,000 فولت طاقة كهربائية ومقدرة مجهر تصحيح انحراف ارسال الإلكترون تكون مادون 0.05 نانومتر كثافة نقطية، وهي أكثر من كافي لحل الذرات المنفردة فتلك الإمكانية تجعل من المجهر الإلكتروني ذا فائدة لمختبر تصوير عالي الدقة، ولكنها تبقى أدوات ذات كلفة عالية وكذلك صيانتها.
هناك نوعان رئيسيان من المجاهر الإلكترونية: مجهر نافذ ومجهر ماسح. فوظيفة النافذ مشابهة نوعا ما لجهاز العرض العلوي، بحيث تمر حزمة الالكترونات عبر شريحة مادة ثم تعرضها عدسات التصوير على شريحة مصورة ‏‏ أو جهاز مزدوج الشحنة. يتم إنتاج الصورة في المجاهر الإلكترونية الماسحة عن طريق تنقيط شعاع الالكترون ذو تركيز دقيق كما هو في جهاز التلفزيون، وهي عينة شملتها دراسة. ويكون نطاق التكبير من X100 إلى X1,000,000 أو أعلى لكلا نوعي المجاهر. ويستخدم مجهر المسح النفقي نفق كمي من الإلكترونات من طرف معدني حاد لمادة شملتها الدراسة بحيث تنتج من سطحها صورا مصفوفة ذريا
تطبيقات أخرى
في ليزر الإلكترون الحر (FEL) تمرر الحزمة الإلكترونية النسبوية عبر زوج من أجهزة الإدراج (Undulators) التي تحتوي على صفائف من مغناطيس ثنائي الأقطاب التي توجه حقولها باتجاهات متناوبة. فينبعث من الالكترونات أشعة السنكروترون التي بدورها تتفاعل بتماسك مع ذات الإلكترونات فيؤدي إلى تضخيم قوي في حقل الإشعاع عند تردد الصدى. ويمكن لليزر الإلكترون الحر أن يبعث إشعاع كهرومغناطيسي متماسك عالي التألق وبنطاق ترددات واسع تبدأ من الموجات الدقيقة إلى الأشعة السينية الخفيفة. ويمكن استخدام تلك الأجهزة مستقبلا في الصناعة والاتصالات والتطبيقات الطبية المختلفة، مثل جراحة الأنسجة اللينة
تتميز الإلكترونات بأنها قلب أنابيب الأشعة المهبطية المستخدمة في أجهزة عرض آلات المختبر وشاشات الكمبيوتر وأجهزة التلفزيون فكل فوتون في صمام التضخيم الضوئي يضرب المهبط الضوئي ينشأ عنه انهيار للإلكترونات فتنتج تيار نبضي قابل للكشف وقد لعبت الصمامات المفرغة دورا حاسما في تطوير تكنولوجيا الالكترونيات، حيث تستخدم دفق الإلكترونات في معالجة الإشارة الكهربائية. ومع هذا فقد حلت آلات الترانزستور الإلكترونية الصلبة محلها في جميع المجالات تقريبا
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:19

الأيون والروابط الأيونية


الأَيُون هو ذرة مشحونة كهربائيا بعد تفاعل كيميائي؛ أخذت إلكترونات من ذرة أو من ذرات أو أعطتها إياها. يوجد أيضا على شكل مجموعة من الذرات تسمى المجموعة الأيونية.
الأيون نوعان:
[list="color: rgb(255, 238, 221); font-family: Arial, Tahoma, Helvetica, FreeSans, sans-serif; font-size: 13.524px; text-align: right; background-color: rgb(68, 21, 0);"]
[*]
شارد موجب أو شرجبة (كَتيُون) وهو ذرة غير متعادلة كهربائيًا، عدد البروتونات فيها أكبر من عدد الإلكترونات أي أن الشحنة الموجبة في الذرة أعلى من الشحنة السالبة. يتكون الدالف الموجب إثر خسارة الذرة للإلكترونات (مقدار الشحنة الموجبة التي تأخذها الذرة يتعلق بعدد الإلكترونات التي تخسرها). فمثلاً، إذا خسرت الذرة إلكترونًا واحدًا بعد أن كانت حيادية(متعادلة، أي عدد الإلكترونات = عدد البروتونات) فعدد البروتونات يصبح فيها أكبر من عدد الإلكترونات بوحدة واحدة أي أن الذرة تشحن بشحنة موجبة (+1).


[*]
شارد سالب أو شرسبة (أَنيُون) وهو ذرة غير متعادلة كهربائيًا عدد الإلكترونات فيها أكبر من عدد البروتونات، أي أن الشحنة السالبة في الذرة أكبر من الشحنة الموجبة. مقدار الشحنة السالبة للذرة يتعلق بعدد الإلكترونات التي تكتسبها الذرة، فمثلاً إذا اكتسبت الذرة إلكترون واحد، فعدد الإلكترونات يصبح فيها أكبر بوحدة واحدة من عدد البروتونات وبما أن شحنة الإلكترون سالبة، إذن تشحن الذرة بشحنة (-1).

[/list]
الروابط الأيونية
الرابطة الأيونية  هي الرابطة التي تنشأ بين ذرتين تختلفان في المقدرة على كسب أو فقد الإلكترونات وتكون بين أيوني هاتين الذرتين الموجب والآخر السالب الشحنة فتنشأ قوة جذب كهربائي بينهما، وتختلف نسبة الأيونات المفقودة والمكتسبة فمثلا تحتاج ذرة الأكسجين لأيونين من البوتاسيوم لأن المدار الأخير يحتاج لإلكترونين ليصل لحالة الاستقرار أي ثمانية إلكترونات.
k²O ← O²+K
وتحدث الرابطة الأيونية عادةً بين الفلزات (ذات طاقة التأين المنخفضة والتي تميل لفقدان الإلكترونات) واللافلزات (ذات الألفة الإلكترونية المرتفعة والتي تميل لاكتساب الالكترونات).
مثال:- يرتبط أيون الصوديوم + Na بأيون الكلور - Cl في مركب كلوريد الصوديوم برابطة أيونية.
Na + Cl → Na+ + Cl− → NaCl
فعنصر الصوديوم يفقد الكترون واحد من مستوى تكافؤه ليصبح أيون موجب أحادي ذو توزيع الإلكتروني مشابه للتوزيع الإلكتروني للغاز الخامل الذي قبله وهو النيون.
Na / 1S² 2S² 2P6 3S¹ ـ Na+ / 1S² 2S² 2P6
وعنصر الكلور يكتسب الكترون واحد في مستوى تكافؤه ليصبح أيون سالب ذو تركيب إلكتروني مشابه لتركيب الغاز الخامل الذي بعده وهو الارجون.
Cl / 1S² 2S² 2P6 3S² 3P5 ـ Cl- / 1S² 2S² 2P6 3S² 3P6
 أساسيات الكيمياء Ionic_Bond_1
والحقيقة أن هذا الكلام غير دقيق فلا يوجد جزيئات مستقلة في المركبات الأيونية بل توجد على شكل تجمع أيوني يعرف بالأشكال بلورية بحيث يكون كل أيون ذو شحنة معينة محاطاً بعدد من الأيونات ذو الشحنة المخالفة.

وللرابطة الأيونية طاقة تعرف باسم (طاقة الرابطة الأيونية) وهي طاقة وضع ناتجة (سالبة) تعتمد قيمتها على كمية الشحنة المتوفرة بالأيونين وعلى نصف قطر (الحجم الذري) كلِ منهما.
طاقة الرابطة الأيونية = - ي² / ر
حيث : كمية الشحنة. ر : مجموع نصفي قطر الأيونين
ويتضح من العلاقة السابقة أنه كلما زادت كمية الشحنة كلما نقصت طاقة الرابطة الأيونية (زيادة قيمة البسط تزيد من قيمة الكسر وبأن الكسر سالب الشحنة فإن الناتج يقل) ويصبح المركب الأيوني أكثر استقراراً.
أما بالنسبة لنصف القطر فيلاحظ من العلاقة أنه كلما كبر نصف القطر الذري لأحد الأيونين أو كليهما زادت طاقة الرابطة الأيونية (زيادة قيمة المقام تقلل من قيمة الكسر وبما أن الكسر سالب فالقيمة تزداد) ويصبح المركب أقل استقراراً.
وللتغلب على طاقة الرابطة الأيونية وكسرها (فصل الأيونين المكونين للرابطة) فإننا نحتاج إلى طاقة (موجبة) تعرف هذه الطاقة باسم طاقة الترتيب البلوري.
وتعرف طاقة الترتيب البلوري بأنها الطاقة التي نحتاجها لنحول مركباً بلورياً (أيونياً) في الحالة الصلبة إلى أيونات منفصلة في الحالة الغازية) إذاً فطاقة الترتيب البلوري طاقة مساوية لطاقة الرابطة الأيونية (كحد أدنى) مع اختلاف الإشارة.
طاقة الترتيب البلوري = ي² / ر
وعلى هذا فإن ارتفاع قيمة طاقة الترتيب البلوري لمركب ما يعني أن هذا المركب أكثر استقراراً وتزداد طاقة الترتيب البلوري بزيادة قيمة كمية الشحنة أو نقصان نصف القطر الذري (لأحد الأيونين أو كليهما) كما يتضح من العلاقة السابقة.
خصائص المركبات الأيونية
كما ذكرنا في السابق بأن المركبات الأيونية توجد على شكل تجمعات أيونية في أشكال معينة يطلق عليها (الأشكال البلورية) ونجد في هذه الأشكال ترتيب بلوري منظم للأيونات بحيث أن كل أيون ذو شحنة معينة يكون منجذباً إلى مجموعة من الأيونات ذو الشحنة المخالفة، بمعنى أن الأيون الواحد يكون مرتبطاً بعدة روابط أيونية في نفس الوقت وهذا ما يفسر وجود المركبات الأيونية عادةً في الحالة الصلبة (كثافة عالية) كما يفسر هذا الوضع أيضاً درجات الانصهار والغليان المرتفعة لهذه المركبات.
ومن أهم صفات المركبات الأيونية عدم قدرتها على التوصيل الكهربي في الحالة الصلبة نظراً لارتباط الأيونات وعدم قدرتها على الحركة بينما تصبح موصلة للكهرباء عند صهرها أو إذابتها في الماء (الأيونات حرة الحركة في المصهور وفي المحلول المائي).
و من أهم خصائصها :
1- تذوب بالماء ولا تذوب بالبنزين مثال (الملح)لأن الماء مذيب قطبي يستطيع فصل الأيونات عن بعضها. 2- لها درجة انصهار عالية بسبب قوة التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والسالبة. 3- حالتها صلبة عند الظروف العادية، بسبب قوة التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والسالبة. 4- المركبات الأيونية الصلبة لاتوصل الكهرباء ولكن محاليلها بالماء توصل الكهرباء لان عندما يكون صلب تكون الأيونات مرتبطة مع بعضها أما عندما يكون محلول تكون الأيونات حرة الحركة فتوصل التيار الكهرو مغناطيصي
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:22

شرح مبسط لبعض تعريفات الكيمياء الجزء الأول



MnO2 عامل مؤكسد وفي صناعه العمود الجاف
KMnO4 ماده مؤكسده ومطهره
الحديد : سوف ندرسه بالتفصيل
الكوبلت :-
عنصر حيوي يدخل في تركيب فيتامين ب12
كلوريد الكوبلت المائي في الحبر السري
COCL2.H2O COCL2 + 6 H2O
كلوريد الكوبلت الامائي في التنبؤات الجويه
النيكل : -
عنصر مقاوم للصدأ
لا يتاثر بالاحماض ولا القلويات ولا فلوريد الهيدروجين لذا تصنع منه انيه لحفظ HF
يستخدم كعامل حفز

النحاس :-
عنصر أحمر لين
يستخدم في صناعه النقود و الاسلاك الكهربيه
CuSO4 تستخدم في الكشف عن الماء
محلول هيدروكسيد نحاس IIنشادري يستخدم كمذيب للسليلوز للحصول علي الحرير الصناعي
التعليلات

علي الرغم من نشاط الكروم الا انه يقاوم فعل الهواء الجوي
لتكون طبقه من الاكسيد غير مساميه حجم جزيئاتها اكبر من حجم جزيئات العنصر تمنع استمرار تغاعل الكروم مع الهواء الجوي

2-يستخدم في صناعه هياكل الطائرات الاسرع من الصوت وهياكل الصواريخ
لانه مقاوم لدرجات الحراره العاليه

3- يستخدم الفاناديوم في صناعه زنبركات السيارات
لقدرته العاليه علي مقاومه التآكل

4- كلوريد الكوبلت المائي في الحبر السري
لانه يفقد ماء التبلر بالتسخين متحول للون الازرق القاتم

5- كلوريد الكوبلت الامائي في التنبؤات الجويه
لانه يمتص بخار الماء من الجو ويتحول للوردي

6- تصنع آنيه من النيكل لحفظ حمض HF
لانه لا يتفاعل معه

7- يشذ كل من النحاس و الكروم عن التركيب الالكتروني
* Cr24 وتركيبه [ Ar] 18 , 4S2,3d5 و النحاس Cu29 وتركيبه [ Ar] 18 , 4S2,3d10 وذلك لجعل المدار الاخير نصف ممتلئ في حاله الكروم وممتلئ في حاله النحا8س مما يكسب الذره حاله من حالات الاستقرار

8- لجميع عناصر السلسله الانتقاليه الاولي حاله تاكسد +2 ماعدا الاسكانديوم +3
لانها الحاله الاكثر ثباتا ( d0)

9- تعتبر فلزات العمله عناصر انتقاليه
* ( Au79 [ XE] 4f14 , 5d10 , 6S1)
( Ag47 [Kr]4d10,5S1)
( Cu 29 [Ar] ,3d10, 4S1)
من التركيب الالكتروني لهذه الفلزات يتضح ان مستوي الطاقه 3d ممتلئ في الحاله لاذريه ولكن في حاله التاكسد يعطي +2 و +3 اي ان المستوي 3d يكون غير ممتلئ بالالكترونات في حاله التاكسد لذا تعتبر فلزات العمله عناصر انتقاليه

10-نصف القطر يقل تدريجيا من الاسكانديوم حتي الكروم ثم يثبت من الكروم حتي النحاس
وذلك لوجود عاملين
أ – عامل يعمل علي نقص نق نتيجه زياده عدد الشحنات الموجبه داخل النواه
ب – عامل اخر يعمل علي زياده نق وهو تنافر الالكترونات في المدار 3d
ونظرا لان العاملين متعاكسين فتكون انصاف الاقطار تقريبا ثابته

10-تزداد كثافه العناصر الانتقاليه من الاسكانديوم حتي النحاس
لان الجم الذري تقريبا ثابت والكتله تزداد لتلك العناصر من Sc الي Cu اذا الكثافه تزداد

11- تتميز العناصر الانتقاليه بانها عوامل حفز مثاليه
بسبب وجود الكترونات مفرده علي سطح العامل الحفاز تكون روابط مع جزيئات المواد المتفاعله مما يزيد من تركيزها علي سطح العامل الحفاز وزياده فرص التصادم بين الجزيئات المتفاعله مما يؤدي الي زياده سرعه التفاعل

12- تتميز العناصر الانتقاليه بتنوع الوانها
وذلك لان الضوء العادي يتكون من 7 فوتونات ولكل فوتون طاقه معينه فعند سقوط الضوء علي تنظيم من الذرات أو الجزيئات فان الالكترونات المفرده للذرات تمتص بعض فوتونات الضوء مما يتسبب عنه اثاره هذه الالكترونات و تلرتد الفوتونات التي لم تمتص فتسبب احساس العين بهذا اللون ويسمي اللون الذي لم تمتصه الماده باللون المتمم
13-يستعمل ثاني اكسيد المنجنيز في البطاريات الجافه
لانه يقلل من تراكم غاز النشادر عند الكاثود

14- يستخدم عنصر النحاس في صناعه الاسلاك الكهربيه
لانه يتميز بقدرته علي التوصيل الكهربي

15- تستخدم كبريتات النحاس اللامائيه في الحصول علي الحرير الصناعي
لان محلولها في النشادر يذيب السليلوز اللازم للحصول علي الحرير الصناعي
16- عناصر السلسله الانتقاليه الاولي فلزات نموذجيه
لانها تتميز بالخواص الاتيه
قابله للطرق والسحب
تتميز بارتفاع درجات الانصهار والغليان
لها قابليه لتكوين السبائك

التفاعلات

الفرن العالي:
دور فحم الكوك
C + O2 CO2 + 94 K.Cal
CO2 + C 2CO

يختزل اول أكسيد الكربون (العامل المختزل) الخام علي 3 خطوات كما يلي

CO + 3 Fe2O3 2 Fe3O4 + CO2
CO + Fe3O4 3 FeO + CO2
CO + FeO Fe + CO2
دور الحجر الجيري
هو التخلص من الشوائب كما يلي
CaCO3 CaO + CO2

CaO + SiO2 CaSIO3
CaO + P2O5 Ca3(PO4)2
CaO + AL2O3 Ca(ALO2)2


فرن مدركس :
2CH4 + CO2 + H2O 3CO+5H2
2Fe2O3 + 3CO + 3H2 4Fe + 3CO2 + 3H2O
تصنيف العناصر
الجدول الدورى الطويل

العوامل أو الأسس التى ساهمت فى بناء الجدول الدورى الطويل :

أ- اكتشاف المستويات الحقيقية للطاقة وهى تحت مستويات الطاقة .

ب- التوصل إلى مبدأ البناء التصاعدى .


تعـريف الجدول الدورى الطويل

هو الجـــــــــــدول الذى رتبت فيه العناصر

بحيث يوافق ترتيبها مبدأ البناء التصاعدى وبحيث يزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه بإلكترون واحد .


ترتيب العناصر فى الجدول الدورى الطويل



وجد أن ترتيب المستويات الفرعية تبعا للزيادة فى

الطاقة يتفق تماما مع ترتيب العناصر فى الجدول الدورى الطويل كما يلى :

الدورة الأولى 1S

الدورة الثانية 2S < 2P

الدورة الثالثة 3S < 3P

الدورة الرابعة 4S < 3d < 4P

الدورة الخامسة 5S < 4d < 5P

الدورة السادسة 6S < 4f < 5d < 6P
يقسم الجدول إلى 4 مناطق رئيسية أو فئات :



S



تشغل المنطقة اليسى من الجدول وتحتوى على عناصر

تقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى S . وهى مجموعتان لأن المستوى الفرعى S يتسع لإثنين من

الإلكترونات .

أ- عناصر المجموعة ( الأولى - A ) :

تحتوة على إلكترون واحد فى

المستوى الفرعى الخارجى S ولها التركيب الإلكترونى ns1 .

أمثلة : 1S2 2S2 : Li3

1S2 2S2 2P6 3S1 : Na11

ب- عناصر المجموعة ( الثانية – A ) :

تحتوى على إلكترونين

فى المستوى الفرعى الخارجى S ولها التركيب الإلكترونى ns2 .

أمثلة : 1S2 2S2 2P6 3S2 : Mg12

1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2 : Ca20

- حيث n رقم مستوى الطاقة الأخير ورقم الدورة .

P

تشغل المنطقة اليمنى من الجدول وتحتوى على عناصر

تقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى P .

- وهى ستة مجموعات رأسية لأن المستوى الفرعى P يتسع لـ 6 إلكترونات .


- وتبدأ هذه


المجموعات من المجوعة ( 3 – A ) وحتى المجموعة


( 7 – A ) ثم المجوعة الصفرية ولها التركيب الإلكترونى nP1-6 .

أمثلة : 1S2 2S2 P1 : B5

1S2 2S2 2P5 : F9

1S2 2S2 2P6 : Ne10



العناصر الممثلة

مستويات الطاقة فيها ممتلئة بالإلكترونات ما عدا مستوى الطاقة الأخير .


وتشمل عناصر الفئة S , P ماعد المجموعة الصفرية .


العناصر الخاملة ( النبيلة )

هى عناصر جميع مستويات الطاقة فيها ممتلئة بالإلكترونات .


- ويمكن القول بأن المستوى الرئيسى الخارجى


ممتلئ بثمانية إلكترونات والمستوى الفرعى P مكتمل بستة إلكترونات .

- الهيليوم ذرته تحتوى على مستوى رئيسى واحد K مكتمل بإلكترونين فقط 1S2 .

- ولذا فهى عناصر مستقرة تماما وتكون مركبات بغاية الصعوبة .


d

تشغل المنطقى الوسطى من الجدول وتحتوى على العناصر


التى تقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى d .

- و


هى عشر صفوف رأسية لأن المستوى الفرعى d يتسع لعشرة إلكترونات


, سبعة ضمن المجموعات B وثلاثة لعناصر المجموعة الثامنة . وتقسم إلى ثلاث سلاسل .


أ) السلسلة الإنتقالية الأولى :

يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى 3d وتشمل العناصر من


السكانديوم Sc حتى الخارصين Zn وتقع فى الدورة الرابعة .

مثال : 1S2 2S2 2P6 3P6 4S2 3d6 : 26Fe



ب) السلسلة الإنتقالية الثانية :

يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى 4d وتشمل العاناصر


من الأتريوم Y حتى الكادميوم Cd وتقع فى الدورة الخامسة .

مثال : 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d10 4P6 5S2 4d1 : 39Y

جـ) السلسلة الإنتقالية الثالثة :

يتتابع فيها اتلاء المستوى الفرعى 5d وتشمل العناصر من


اللنثانيوم La حتى الزئبق Hg وتقع فى الدورة السادسة .

مثال : 79Au

1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2 3d10 4P6 5S2 4d10 5P6
6S2 4f14 5d9

العناصر الإنتقالية الرئيسية

عناصر جميع مستويات الطاقة فيها مكتملة ماعدا المستويين الأخيرين .


- وهى عناصر الفئة d التى يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى d .

ملحوظة :

إلكترونات التكافؤ لجميع


العناصر الإنتقالية تشمل إلكترونات الـS, d وهما متساويان تقريبا فى الطاقة .

علل : عنصر اللنثانيوم 57La من المفترض أن يكون توزيعه الإلكترونى :

[Xe]54 6S2 4f1 إلا أنه تم وضعه فى الجدول مع العناصر الإنتقالية الرئيسية .

f

يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى f الذى يستوعب 14 إلكترون وتتكون من سلسلتين .



1- سلسلة اللنثانيدات :

- يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى 4f لذا فهى تتكون من 14 عنصر , وعناصرها تلى اللنثانيوم وتبدأ بالسيريوم 58Ce .

- مستوى التكافؤ الخارجى لهذه العناصر هو 6S2 ولذا فهى عناصر شديدة التشابه

بحيث يصعب

فصلها عن

بعضها ولذا سميت بالعناصر الأرضية النادرة .

2- سلسلة الأكتنيدات :

- يتتابع فيها إتلاء المستوى الفرعى 5f .

- تتكون من 14 عنصر وجميعها عناصر مشعة وأنويتها غير مستقرة


. وهى تلى عنصر الأكتنيوم وتبدأ بعنصر الثوريوم 90Th .

- وغالبا تفصل تحت الجدول لكى لا يكون طويلا جدا

وهذا يؤكد إمكانية فصل عناصر الجدول إلى فئات .

العناصر الإنتقالية الداخلية

هى عناصى جميع مستويات الطاقة فيها مكتملة ما عدا


المستويات الرئيسية الثلاثة الأخيرة وهى عناصر الفئة f .

وتنقسم إلى نوعين هما :

أ- اللانثانيدات : عناصر أرضية نادرة وهى عناصر 4f .

ب- الأكتنيدات : عناصر مشعة وهى عناصر 5f

وصف الجدول

الدورى
وصف الجدول الدورى الطويل

- يتكون من 18 مجموعة رأسية وسبع دورات أفقية .

- ترتب فيه العناصر ترتيبا تصاعديا حسب الزيادة فى العدد الذرى فيزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه بإلكترون واحد .

- تبدأ كل دورة بملء مستوى طاقة جديد بإلكترون واحد .

- يتتابع ملء المستويات الفرعية التى تقع فى نفس الدورة إلى أن نصل إلى العنصر الأخير وهو الغاز الخامل .

- عناصر المجموعة الرئيسية الواحدة تتشابه فى التركيب الإلكترونى لمستوى الطاقة الأخير فيما عدا عدد الكم الأساسى (n) .

أمثلة

اكتب التوزيع الإلكترونى لذرات العناصر الآتية :

11Na , 17Cl , 26Fe , 18Ar , 28Ce , 90Th

ثم استنتج : أ- نوع وفئة كل عنصر .

ب- موقع كل عنصر فى الجدول ( رقم المجموعة - رقم الدورة )

الحل

11Na : 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s1

وتكتب اختصارا : 11Na : 10 [ Ne ] , 3s1

- عنصر مثالى من عناصر الفئة S .

- المجموعة ( 1-A ) الدورة الثالثة .


17Cl : 10[ Ne ] , 3s2 , 3p5

- عنصر مثالى من عناصر الفئة p .

- المجموعة 7 – A الدورة الثالثة .

26 Fe : 18 [ Ar ] , 4s2 , 3d6

- عنصر إنتقالى رئيسى من الفئة d .

- السلسلة الإنتقالية الأولى , المجموعةالثامنة , الدورة الرابعة .

18 Ar : 10 Ne , 3s2 , 3p6

- عنصر نبيل من عناصر الفئة p .

- المجموعةالصفرية , الدورةالثالثة .

58Ce : 54Xe , 6s2 , 4f1 , 5d1

- عنصر إنتقالى داخلى من الفئة f .

- سلسلة اللانثنيدات الدورة السادسة .


90 TH : 86Rn , 7s2 , 5f1 , 6d1

- عنصر إنتقالى داخلى من عناصر الفئة f .

- سلسة الأكتنيدات الدورة السابعة .

العلاقة بين التركيب الإلكترونى للعناصر وتدرج الخواص :

- توجد علاقة بين التركيب الإلكترنى للعناصر وتدرج خواصها الفيزيائية والكيميائية فى الدورات الأفقية والمجموعات الرأسية .

- وبدراسة هذه العلاقة يمكننا التعرف على الكثير من صفات العنصر بمجرد معرفة موقعه فى الجدول حتى بدون معرفة مسبقة بخواصه .

عناصر الفئتين S,P

لا يمكن قياس نصف قطر الذرة فيزيائيا لعدم إمكانية تحديد موقع الإلكترون حول النواة .

- لذلك يكون من الخطأ تعريف نصف قطر الذرة بأنه المسافة بين النواة إلى أبعد إلكترون .

تعريف نصف قطر الذرة

يعرف بأنه نصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرة .


طول الرابطة

تسمى المسافة بين نواتى ذرتين متحدتين بطول الرابطة .

- إذا كانت الذرتان متماثلتين يكون نصف طول هذه الرابطة هو نصف القطر التساهمى . ويقاس طول الرابطة بعدة طرق مثل الأشعة السينية أو حيود الإلكتورنات.


مثال إذا كان طول الرابطة فى جزئ الكلور (Cl- Cl ) تساوى 1,98 أنجستروم وطول الرابطة بين ذرتى الكربون وذرة الكلور (C – Cl ) 1,76 أنجستروم . احسب

نصف قطر ذرة الكربـــــــــــــــون .


1,98
2

طول الرابطة
2

الحل


نصف قطر ذرة الكلور = = = 99 ,. أنجستروم

نصف قطر ذرة الكربون =

طول الرابطة بين الكلور والكربون – نصف قطر ذرة الكلور

= 1.76 - 99 , . = 77 , . أنجستروم

- تتكون البلورات الأيونية من أيونات موجبة وأيونات يالبة مثل بلورة كلوريد الصوديوم .

نصف القطر الأيونى

تتكون البلورات الأيونية من ايونات موجبة وأيونات سالبة مثل بلورات NaCl .
طول الرابطة = مجموع نصفى القطرين للأيونين .

- ويسمى نصف القطر فى هذه الحالة بنصف القطر الأيونى

- وهو يعتمد على عدد الإلكترونات المكتسبة والمفقودة .

تدرج أنصاف الأقطار فى الجدول


فى الدورات الأفقية

تقل قيم أنصاف أقطار الذرات كلما إتجهنا ناحية اليمين فى الجدول ويرجع ذلك لزيادة شحنة النواة الموجبة تدريجيا .

- وبزيادة شحنة النواة الموجبة تدريجيا يزداد جذب إلكترونات التكافؤ مما يؤدى إلى تقلص نصف قطر الذرة .

- أى أن أكبر الذرات حجما فى الدورة الواحدة ذرات عناصر المجموعة الأولى وأصغرها حجما ذرات عناصر المجموعة السابعة ( الهالوجينات ).

فى المجموعات الرأسية

يزداد نصف القطر الذرى كلما اتجهنا رأسيا إلى أسفل فى نفس المجموعة أى بزيادة العدد الذرى .

ويرجع ذلك للأسباب التالية :

1- زيادة عدد مستويات الطاقة قى الذرة .

2- مستويات الطاقة الممتلئة تعمل على حجب تأثير امواة على الإلكترونات الخارجية.

3- زيادة التنافر بين الإلكترونات وبعضها .

- عند الإنتقال من دورة إلى التى تليها تحدث زيادة فى نصف القطر .

- وعند الإنتقال من مجموعة إلى التى تليها يحدث نقص فى نصف القطر

- يلاحظ أن هذه الزيادة فى نصف القطرعند الإنتقال من دورة إلى دورة تفوق النقص فى نصف القطر عند الإنتقال من مجموعة إلى مجموعــة .

- ويرجع ذلك إلى أن تأثير زيادة غلاف إلكترونى جديد على نصف القطر يفوق زيادة شحنة موجبة واحدة .

تفسير التغير فى أنصاف أقطار الأيونات عن أنصاف أقطار الذرات فى الصوديوم والحديد والكلور .

- فى حالة الفلزات مثل الصوديوم يقل نصف قطر الأيون الموجب عن نصف قطر الذرة وذلك لزيادة الشحنة الموجبة فى حالة الأيون .

- فى الحديد يقل نصف قطر الأيون Fe+3 عن Fe+2 لزيادة الشحنة الموجبة .

- فى حالة اللافلزات مثل الكلور يزداد نصف قطر الأيون السالب عن نصف قطر الذرة لزيادة عدد الإلكترونات عن عدد البروتونات

طاقـة التأيــن )

إذا إكتسبت الذرة كمية من الطاقة فإن الإلكترونات تثار إلى مستويات أعلى .

- وإذا كانت كمية الطاقة كبيرة نسبيا فإنها تطرد أضعف الإلكترونات إرتباطا بالذرة وتصبح الذرة أيونا موجبا .

تعريف جهد التأين :

هو مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات إرتباطا بالذرة المفردة وهى فى الحالة الغازية .

- ويعين جهد التأين من القياسات الطيفية . وحيث انه من الممكن إزالة إلكترون أو إثنين أو ثلاث فهناك جهد التأين الأول والثانى والثالث ................ إلخ .
يتبع .......
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:24

...  تابع

شرح مبسط لبعض تعريفات الكيمياء الجزء الأول



- جهد التأين الأول : يتم نتيجة تكوين أيون يحمل شحنة موجبة واحدة .

M → M+ + e-

- جهد التأين الثانى : يتم نتيجة تكوين أيون يحمل شحنتين موجبتين .

M+ → M2+ + e-

دورية جهد التأين فى الدورات والمجموعات
 
فى الدورات الأفقية

تزداد قيم جهد التأين كلما إتجهنا ناحية اليمين أى كلما قل نصف القطر . وذلك لقرب إلكترونات التكافؤ من النواة فتحتاج إلى طاقة كبيرة لفصلها عن الذرة .

- أى أن جهد التأين يتناسب عكسيا مع نصف قطر الذرة . 

فى المجموعات الرأسية

يقل جهد التأين رأسيا فى المجموعـة الواحـدة بزيادة العدد الذرى . وذلك لأنه بزيـــادة عـدد الأغلفـــــة يزداد نصف القطـــر ويزداد حجب شحنــــــة النواة فيقل تأثيرها علـى الإلكترون .

- يلاحظ أن جهد التأيـــــن الأول للغازات النبيلة فى المجموعة الصفريــــة مرتفع جدا وذلك إستقرار نظامها الإلكترونى إذ يصعب إزالة إلكترون من مستوى طاقة مكتمل .

- يزداد جهد التأين الثانى عن جهد التأين الأول وذلك لزيادة شحنة النواة .

- ويزداد جهد التأين الثالث زيادة كبيرة جدا إذ يتسبب ذلك فى كسر مستوى طاقــــــة مكتمل فى بعض العناصر . 

مثال : جهود التأين فى الماغنسيوم

Mg → Mg+ + e- ∆H = +737 Kg/mole

Mg+ → Mg2+ + e- ∆H = +1450 Kg/mole

Mg2+ → Mg3+ + e- ∆H = +7730 Kg/mole

س : إذكر الإصطلاح العلمى الذى تدل عليه العبارات الآتية

1- الطاقة اللازمة لفصل أو إزالة أقل الإلكترونات ارتباطا بالذرة المفردة فى الحالة الغازية .

2- كمية الطاقة اللازمة لفصل إلكترون واحد من الذرة .

3- كمية الطاقة اللازمة لفصل الإلكترون الثانى من الذرة

الميل الإلكترونى

هو مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكترونا .

- ويمكن توضيح ذلك بالمعادلة :

X + e- → X- + energy أى أن قيمة ∆H سالبة .
  
تدرج الميل الإلكترونى فى الجدول الدورى

فى المجموعات

يقل الميل الإلكترونى بزيادة العدد الذرى وذلك بسبب زيادة الحجم الذرى وبعد غلاف التكافؤ عن شحنة النواة .

فــى الدورات

يزداد الميل الإلكترونى بصفة عامة بزيادة العدد الذرى ويرجع ذلك إلى صغر الحجم الذرى تدريجيا مما يسهل على النواة جذب الإلكترون الجديد .

- وتكــــون قيم الميل الإلكترونــــى كبيرة عندما يعمل الإلكترون المكتسب علــى ملء مستوى طاقـــــة فرعى أو جعـله نصف ممتلئ لأنه يساعد على إستقرار الذرة , وذلك يؤدى إلى عدم إنتظام الميل الإلكترونى فى الدورات .

ملاحظات

- الميل الإلكترونى للبريليوم 4B ( فى الدورة الثانية ) لا يتفق مع التدرج ويرجع ذلك لإمتلاء مستوياته الفرعية 1S2 , 2S2 فتكون الذرة مستقرة .

- الميل الإلكترونى للنتروجين 7N لا يتفق مع التدرج لأن ذرة النتروجين تشتمل على المستوى الفرعى 2P الذى يصبح نصف ممتلئ فيكسب الذرة استقرارا .

- وكذلك الميل الإلكترونى لذرة النيون 10Ne لأن جميع مستوياته الفرعية ممتلئة وهذا يعطى إستقرارا للذرة .

- وعلى صعيد المجموعات نجد أن الميل الإلكترونى للفلور -332 كيلو جول / مول أقل من الميل الإلكترونى للكلور – 349 كيلو جول / مول رغم أن ذرة الفلور أصغر من ذرة الكلور وكان المتوقع أن يكون ميلها الإلكرتونى أكبر .

وتعليل ذلك : أنه نظرا لصغر ذرة الفلور فإن الإلكترون الجديد يتأثر بقوة تنافر قوية مع الإلكترونات التسعة الموجودة أصلا حول النواة

تعريف السالبية الكهربية

هى قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية .
 
الفرق بين السالبية الكهربية والميل الإلكترونى :

- الميل الإلكترونى : مصطلح يشير إلى الذرة فى حالتها المفردة . 

- السالبية الكهربية : تشير إلى الذرة المرتبطة مع غيرها .

تدرج السالبية الكهربية فى الجدول الدورى

فى الدورات

تزداد السالبية الكهربية بزيادة العدد الذرى ونقص نصف قطر الذرة .

فى المجموعات

تقل السالبية الكهربية بزيادة العدد الذرى .

- يعتبر الفلور أكثر العناصر المعروفة فى السالبية الكهربية

الفلزات
مجموعة من العناصر التى يمتلئ غلاف تكتفؤها بأقل من نصف سعته .

خواصها

1- تفقد إلكترونات غلاف التكافؤ لتصل إلى تركيب الغاز الخامل وتصبح أيونات موجبة لذا توصف بأنها عناصر كهروموجبة .

2- يرجع توصيلها للكهرباء إلى سهولة إنتقال الإلكترونات التكافؤ القليلة من مكان ما فى الفلز إلى مكان آخر .

3- تتميز بكبر نصف قطر ذراتها مما يؤدى إلى صغر جهد تأينها وكذلك صغر قيمة الميل الإلكترونى .

اللافلزات

مجموعة من العناصر التى يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته .


1- تكتسب عددا قليلا من الإلكترونات لتصل إلى تركيب الغاز الخامل وتصبح أيونات

سالبة , لذا توصف بانها عناصر كهروسالبة .

2- يعزى عدم توصيلها للكهرباء إلى شدة إرتباط إلكترونات تكافؤها بالنواة لقربها منها حيث أن أصاف أقطار ذرات اللافلزات صغيرة لذا يصعب إنتقال هذه الإلكترونات.

3- يؤدى صغر أنصاف أقطارها إلى كبر قيمتى جهد تاينها وميلها الإلكترونى .

أشباه الفلزات

هى العناصر التى يكون غلاف تكافؤها نصف ممتلئ تقريبا .
 
1- هذه العناصر لها مظهر الفلزات ومعظم خواص اللافلزات .

2- سالبيتها الكهربية متوسطة بين الفلزات واللافلزات وتوصيلها الكهربى أقل من الفلزات وأكبر من كثيرا من اللافلزات .

3- ولهاإستخدامات مهمة وتسمىأشباه الموصلات وتستخدم فى الأجهزة الإلكترونية كالترانزستور .

تدرج الخواص الفلزية واللافلزية فى الجدول

فى الدورات الأفقية

تقل الخاصية الفلزية من البسار إلى اليمين فالمجموعة الأولى تحتوى على أقوى الفلزات . وهى تقل بالتدريج حتى نصل إلى أشباه الفلزات , ثم تبدأ الخاصية اللافلزية تزداد إلى أن تنتهى بالمجموعة السابعى التى تحتوى على أقوى اللافلزات .

فى المجموعات الرأسية

تزداد الخاصية الفلزية بزيادة العدد الذرى كلما إتجهنا إلى أسفل فى المجموعات .

- نستنتج من ذلك أن أقوى الفلزات تقع فى أسفل يسار الجدول , فالسيزيوم يعتبر

أقوى العناصر من الناحية الفلزية .

- وتقع أقوى اللافلزات فى أعلى يمين الجدول فالفلور يعتبر أكثر العناصر اللافلزية نشاطا

الخاصية القاعدية واالحامضية

حيث تنقسم أكاسيد العناصر الفزية وأكاسيد العناصر اللافلزية وأكاسيد أشباه الفلزات إلى :

الأكاسيد الحامضية

تسمى أكاسيد اللافلزات بالأكاسيد الحامضية لأنه عند ذوبانها فى الماء تعطى أحماض

مثال ذلك :

CO2 + H2O → H2CO3

SO2 + H2O → H2SO3

SO3 + H2O → H2SO4

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

- وهى تتفاعل مع القلويات منتجة ملح وماء .
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O

الأكاسيد القاعدية
هى أكاسيد الفلزات وبعضها يذوب فى الماء والبعض الآخر لايذوب .

- وتسمى الأكاسيد القاعدية التى تذوب فى الماء بالأكاسيد القلوية لأنها تكون قلويات مثال ذلك :
Na2O + H2O → 2NaOH

K2O + H2O → 2KOH

- وهى تتفاعل مع الأحماض مكونة ملح وماء
Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O

MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O

أكاسيد مترددة
 
تتفاعل كأكاسيد قاعدية مرة وكأكاسيد حامضية مرة أخرى .

- ويتوقف ذلك حسب ظروف التفاعل فأكسيد الألومنيوم يتفاعل مع كل من حمض الهيدروكلوريك أو هيدروكسيد الصوديوم وينتج فى كلا الحالتين ملح وماء .
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

ميتاألومينات صوديوم

- ومن أمثلة هذه الأكاسيد : أكسيد الزنك أو الخاصين ZnO

وأكسيد الأنتيمون Sb2O3 وأكسيد القصدير SnO .

تدرج الخاصية الحامضية والقاعدية فى الجدول

فى الدورات الأفقية

كلما زاد العدد الذرى تقل الصفة القاعدية للأكسيد بينما تزداد الصفة الحامضية .

فى المجموعات الرأسية

كما فى المجموعة الأولى بزيادة العدد الذرى تزداد الصفة القاعدية وذلك لزيادة حجم ذرة العنصر مع بقاء الشحنة ثابتة.

- الخاصية الحامضية فى ا لمركبات الهيدروجينية لعناصر المجموعة السابعة :

تزيد بزيادة العدد الذرى وذلك لأنه بزيادة نصف القطر يقل جذب ذرة الهيدروجين فيسهل تأينها .

- واما الصفة الحامضية فإنها تقل بزيادة العدد الذرى .

و يمكن اعتبار الأحماض والقواعد مركبات هيدروكسيلية يمكن تمثيلها بالصيغة العامة MOH ( حيث M تمثل ذرة العنصر ) .

- وبالتالى يمكن تأينها بإحدى طريقتين :

1- إما ان تعطى أيونات هيدروكسيل وتعتبر قاعدة :

M+OH- M+ + OH-

2- أو يعطى أيونات هيدروجين وتعتبر حامض :

MOH MO- + H+

- بإفتراض أن الذرات الثلاثة مرتبة فى مثلث كما يلى :


+

+

_
  
أ- إذا كانت قوة الجذب بين M+ , O- أكبرمن قوة الجذب بين H+ , O- تتأين المادة كحمض .

ب- إذا كانت قوة الجذب بين H+ , O-أكبر من قوة الجذب بين M+ , O- تتأين المادة كقاعدة .

ج- إذا تساوت قوتا الجذب فإن المادة تتأين كحمض أو كقاعدة ويتوقف ذلك على وسط التفاعل .

- فى الوسط الحمضى تتأين كقاعدة وفى الوسط القلوى تتأين كحمض .

- تعتمد قوى الجذب السابقة على ذرة العنصر M من حيث الحجم الذرى ومقدار الشحنة الموجبة .

أمثلة

1- الفلزات القلويــــــــة مثل الصوديوم نجد أن حجم الذرة كبير وتحمل شحنة موجبة واحدة فتضعف قوة الرابطة بين الفلز Na وبيــن O- والتى تنجذب أكثر لأيــــــــون الهيدروجين وبذلك تعطى OH- وتتأين كقاعدة M+OH- M+ + OH-


2- كلما إتجهنا ناحية اليمين نجد ان ذرات اللافلزات مثل الكلور حجمها يقل وتزداد شحنتها وبذلك يزداد جذبها إلى O- وتتأين كحمض .

الأحماض الأكسجينية

تعتمد قوة الأحماض الأكسجينية على عدد ذرات الأكسجين غير المرتبطة بذرات الهيدروجين .

- إذا مثلنا الحمض الأكسجينى بالصيغة MOn(OH)n حيث M ذرة العنصر , نجد ان الحمض الأقوى هو الذى يحتوى على عدد اكبر من ذرات الأكسجين (On) حيث n عدد

ذرات الأكسجين المرتبطة بالعنصر M وغير المرتبطة بالهيدروجين


نوع الحمض

عدد ذرات O2غير المرتبطة بـ H2

الحمض MOn(OH)n



حمض ضعيف 

حمض متوسط 

حمض قوى 

حمض قوى جدا

-
1
2
3



الأرثوسليكونيك H4SiO4Si(OH)4 

الأرثوفوسفوريك H3PO4PO(OH)3

الكبريتيك H2SO4 SO2(OH)2

البيركلوريك HClO4 ClO3(OH)
 
المفهوم القديم لتكافؤ :

هو عدد ذرات الهيدروجين التى تتحد مع أو تحل محل ذرة واحدة من العنصر .

وتطور هذا المفهوم ليصبح :

- عدد الإلكترونات المفردة فى غلاف التكافؤ للذرة .




أمثة : 9F , 8O , 7N 



↓↑

↓↑




↓↑





2P


↓↑


↓↑


↓↑

2S


↓↑


↓↑

1S

↓↑



الفلور 9 الأكسجين 8 النتروجين 7 
فالنتروجين مثلا ثلاثى لأنه يحتوى على ثلاث ذرات مفردة فقط لأنه عند حساب التكافؤ تحسب الإلكترونات المفردة فقط لأنها هى التى تدخل فى تكوين الرابطة التساهمية .

عدد التأكسد

يمثل الشحنة الكهربية ( موجبة أو سالبة ) التى تبدو على الأيون أو الذرة فى المركب سواء كان مركبا أيونيا أو تساهميا .

- ولمعرفة عدد تأكسد ذرة فى مركب ما يمكن تطبيق المفاهيم الآتية :

أولا : المركبات الأيونية

عدد التأكسد لأى أيون يساوى تكافؤ هذا الأيون مسبوقا بإشارته

K+ , Br- , Mg2+ , O2-

ثانيا : المركبات التساهمية

أ ) عندما يتكون الجزئ من ذرتين متساويتين فى السالبية الكهربية تقسم الإلكترونات المشتركة بينهما مناصفة ويكون عدد تأكسد كل من الذرتين يساوى صفر .
  
ب ) عندما يتكون الجزئ من ذرتين مختلفتين فى السالبية تحسب الإلكترونات المشتركة مع الذرة الأكثر سالبية .  

- ويلاحظ أن عدد تأكسد الأكسجين فى معظم مركباته ( -2 ) فيما عدا حالات قليلة مثل فوق أكسيد الهيدروجين يكون عدد تأكسده ( -1 ) .

- يلاحظ أن عدد تأكسد الأكسجين فى معظم مركباته ( -2 ) فيما عدا حالات قليلة مثل فوق أكسيد الهيدروجين يكون عدد تأكسده ( -1 ) .

- عدد تأكسد الهيدروجين فى معظم مركباته ( +1 ) فيما عدا بعض الحالات مثل هيدريدات الفلزات النشطة مثل هيدريد الصوديوم NaH و CaH2 يكون عدد تأكسده ( -1 ) .

ما يجب مراعاته عند حساب أعداد التأكسد :

1- مجموع أعداد التأكسد للعناصر المختلفة فى الجزئ المتعادل = صفر .

2- يكون عدد التأكسد فى جزئ العنصر صفر بغض النظرعن عدد الذرات فى الجزئ.

مثال : 3O0 4P0 8S0

3- عدد التأكسد للمجموعات الذرية = الشحنة التى تحملها المجموعة مثل :

NO3- CO32- SO42- NH4+1

( +1 ) ( -2 ) ( -2 ) ( -1 )

معرفة التأكسد والإختزال الحادث للعنصر فى أى تفاعل كيميائى بتتبع أعداد التأكسد :

عملية التأكسد
هى عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة الموجبة .

عملية الإختزال
هى عملية إكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص فى الشحنة السالبة .

مثال : التفاعل بين بيكرومات البوتاسيوم وكلوريد الحديدوز طبقا للمعادلة :


K2Cr2O7 + 6FeCl2 + 14HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 6FeCl3 + 7H2O


- لمعرفة التغير الحادث من أكسدة وإختزال لكل من الكروم والحديد نتبع الآتى :

* حساب عدد تأكسد الكروم فى K2Cr2O7 :

بما أن عدد تأكسد الأكسجين ( -2 ) والبوتاسيوم ( +1 )

( 7 × -2 ) + ( ) + ( 2 × +1 ) = صفر

-14 + ( 2 × +6 ) + 2 = صفر

إذن عدد تأكسد الكروم هو ( + 6 )

* حساب عدد تأكسد الكروم فى CrCl3 :

( 3 × -1 ) + ( 1 × +3 ) = صفر

إذن عدد تأكسده هو +3

- أى أن عدد تأكسد الكروم نقص من ( +6 ) إلى ( +3 ) أى حدثت عملية إختزال .

- وبالنسبة للحديد :

Fe 2+ Cl -1 → Fe 3+ Cl3-

وحيث أن عدد التأكسد زاد من ( +2 ) إلى ( +3 ) إذن حدثت له عملية أكسدة .



تدرج أعداد التأكسد فى الجدول الدورى

عناصر المجموعات الثلاث الأولى :

- أعدا التأكسد موجبة تتفق مع رقم المجموعة, حيث أن أغلفتها الخارجية تحتوى على إلكترون أو إثنين أو ثلاثة فالأسهل أن تفقدها وتكون أيونات موجبة ( غالبا ) .

عناصر المجموعة من 4 – 7 : إما أن تكون

1- تتفق مع رقم المجموعة التى تنتمى إليها ويتضح ذلك فى أكاسيد الدورة الثالثة .

مثال ذلك الفوسفور فى خامس أكسيد الفوسفور P2O5 .

2- مساوية ( 8 – رقم المجموعة ) ويتضح ذلك فى المركبات الهيدروجينية لعناصر الدورة الثانية . مثال ذلك النتروجين فى النشادر NH3 .

عناصر المجموعة الصفرية :

العناصر الخاملة عدد تأكسدها يساوى صفر .

ملحوظة : العناصر التى يكون لها أكثر من حالة تأكسد واحدة نجد أن أعلى حالة تأكسد لها لا يتعدى رقم المجموعة
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:34

شرح مبسط لبعض تعريفات الكيمياء الجزء الثانى


رأى العلماء قديماً وحديثاً عن الذرة:-
[1] الذرة عند فلاسفة الإغريق:- لا يمكن تجزئتها أو تقسيمها.
[2] رأى أرسطو:-
رفض فكرة الذرة.
تبنى فكرة أن كل المواد تتكون من مكونات أربعة هى:-
(أ) الماء. (ب) الهواء
(ج) التراب. (د) النار
ولذلك اعتقد العلماء أنه يمكن تحويل المواد الرخيصة (مثل الحديد أو النحاس) إلى مواد نفيسة (مثل الذهب) بتغير نسب المكونات الأربعة.
[3] رأى بويل:-
رفض مفهوم أرسطو. 2- وضع أول تعريف للعنصر.
العنصر:-
مادة نقية بسيطة لا يمكن تحليلها إلى ما هو أبسط منها بالطرق الكيميائية المعروفة
[4] ذرة دالتون:-
مصمتة متناهية فى الصغر وغير قابلة للتجزئة.
وضع دالتون أول نظرية عن تركيب الذرة بناء على العديد من التجارب والأبحاث التى أجراها.
فروض النظرية الذرية لدالتون:-
المادة تتكون من دقائق تسمى الذرات.
الذرات مصمتة متناهية فى الصغر غير قابلة للتجزئة.
ذرات العنصر الواحد متشابهة.
الذرات تختلف من عنصر إلى آخر.
[5] ذرة طومسون:-
اكتشاف أشعة المهبط (الإلكترونات):- (عام1897)
جميع الغازات تحت الظروف العادية من الضغط ودرجة الحرارة عازلة للكهرباء.
أجرى طومسون تجارب على التفريغ الكهربى خلال الغازات داخل أنبوبة زجاجية كما بالرسم فوجد أن:-
إذا فرغت الأنبوبة من الغاز بحيث يصبح ضغط الغاز أقل من 0.01 حتى 0.001 مم زئبق فإن الغاز يصبح موصلاً للكهرباء إذا تعرض لفرق جهد مناسب.
إذا زيد فرق الجهد بين القطبين إلى حوالى 10000 فولت (عشرة آلاف فولت) يلاحظ انطلاق سيل من الأشعة غير المنظورة من المهبط تسبب وميضاً لجدار أنبوبة التفريغ سميت هذه الأشعة بأشعة المهبط.
خواص أشعة المهبط:-
1- تتكون من دقائق مادية صغيرة. 
2- تسير فى خطوط مستقيمة.
3- لها تأثير حرارى. 
4- تتأثر بكل من المجالين الكهربى والمغناطيسى.
5- سالبة الشحنة.
6- لا تختلف فى سلوكها أو طبيعتها باختلاف مادة المهبط أو نوع الغاز مما يدل على أنه تدخل فى تركيب جميع المواد.
أشعة المهبط: 
سيل من الأشعة غير المنظورة تنتج من المهبط وتسبب وميضاً لجدار أنبوبة التفريغ
من هذه التجارب قدم العالم طومسون نظريته عن الذرة
الذرة عند طومسون:
عبارة عن كرة متجانسة من الكهرباء الموجبة مطمور بها عدد من الإلكترونات السالبة لجعل الذرة متعادلة كهربياً. 
[6] ذرة رذرفورد:-
تجربة رذرفورد
أجراها العالمان جيجر وماريسدن بناء على اقتراح رذرفورد
الجهاز المستخدم يتكون من:-
لوح معدنى مغطى بكبريتيد الخارصين (كبريتيد الخارصين يعطى وميضاً عند سقوط جسيمات ألفا عليه).
مصدر لجسيمات ألفا.
شريحة رقيقة من الذهب.


خطوات التجربة:-
(1) سمح لجسيمات ألفا أن تصطدم باللوح المعدنى المبطن بطبقة كبريتيد الخارصين.
(2) تم تحديد مكان وعدد جسيمات ألفا المصطدمة باللوح من الومضات.
(3) تم وضع صفيحة رقيقة جداً من الذهب (10 –4 : 10 –5 سم) لتعترض مسار جسيمات ألفا قبل اصطدامها باللوح.


المشاهدة الاستنتاج 
(1) معظمها ظهر أثرها فى نفس المكان الأول الذى ظهرت فيه قبل وضع صفيحة الذهب. (1) معظم الذرة فراغ وليست كرة مصمتة (كما فى ذرة دالتون وطومسون). 
(2) نسبة قليلة منها ارتدت فى عكس مسارها ولم تنفذ من غلالة الذهب ولذلك ظهرت بعض ومضات على الجانب الآخر من اللوح. (2) يوجد بالذرة جزء كثافته كبيرة ويشغل حيز صغير جداً هو النواة. 
(3) ظهرت بعض ومضات على جانبى الموضع الأول. (3) شحنة النواة موجبة مثل شحنة جسيمات ألفا لذا تنافرت معه. 
من التجربة السابقة وتجارب أخرى تمكن رذرفورد من وضع النموذج التالى:-

نموذج ذرة رذرفورد:-
الذرة:- 
معقدة التركيب تشبه المجموعة الشمسية؛ تتركب من نواة مركزية (مثل الشمس) تدور حولها الإلكترونات (مثل الكواكب).
النواة:-
أصغر كثيراً من الذرة.
توجد مسافات شاسعة بين النواة وبين المدارات الإلكترونية (الذرة غير مصمتة)
تتركز فى النواة الشحنة الموجبة.
تتركز فى النواة معظم كتلة الذرة لإهمال كتلة الإلكترونات.
الإلكترونات:-
سالبة الشحنة.
كتلتها ضئيلة بالنسبة لكتلة النواة.
الشحنة السالبة لجميع الإلكترونات فى الذرة تساوى الشحنة الموجبة فى النواة (الذرة متعادلة كهربياً).
تدور الإلكترونات حول النواة بسرعة كبيرة فى مدارات خاصة رغم قوى الجذب بينها وبين النواة.
تخضع الإلكترونات فى دورانها حول النواة إلى قوتين متبادلتين متساويتين مقداراً ومتضادتين اتجاهاً هما:-
(1) قوة جذب النواة الموجبة للإلكترونات.
(2) قوة طرد مركزية ناشئة عن دوران الإلكترون حول النواة.
التعارض بين نظرية رذرفورد ونظرية ماكسويل:
تعارض تصور رذرفورد للتركيب الذرى مع نظرية ماكسويل التى تنطبق على الأجسام الكبيرة والقائمة على قوانين ميكانيكا نيوتن (الميكانيكا الكلاسكية).
نظرية ماكسويل:- 
إذا تحرك جسم مشحون بشحنة كهربية فى مدار دائرى فإنه يفقد جزء من طاقته تدريجياً بانبعاث إشعاعات فيقل نصف قطر المدار تبعاً لنقص طاقته.
بتطبيق نظرية ماكسويل على حركة الإلكترون فى ذرة رذرفورد:- 
فإن الإلكترون يكون فى حالة إشعاع مستمر ويقل نصف قطر مداره وتقل سرعته تدريجيا ويدور فى مدار حلزونى حتى يسقط فى النواة وينتهى النظام الذرى وهذا يخالف الحقيقة.

[7] ذرة بور:-
دراسة الطيف الذرى وتفسيره ساعد فى حل لغز التركيب الذرى وقد استحق ”بور“ عليه جائزة نوبل.
طيف الانبعاث للذرات:-
تعريف طيف الانبعاث:
عبارة عن ضوء عند فحصه بالمطياف نجده مكونا من عدد محدود من الخطوط الملونة.
الحصول على طيف الانبعاث (الطيف الخطى):
يتم الحصول عليه بتسخين الغازات أو أبخرة المواد تحت ضغط منخفض إلى درجات حرارة عالية أو بإمرار شرارة كهربية.
خصائصه:
الطيف الخطى مميز لنوع العنصر مثل بصمة الإصبع حيث يختلف طوله الموجى وتردده من عنصر إلى آخر فلا يوجد عنصران لهما نفس الطيف الخطى.
أهمية دراسة الطيف الانبعاث:
بدراسة الطيف الخطى لأشعة الشمس وجود أنها تتكون أساساً من الهيليوم والهيدروجين.
بدراسة طيف الانبعاث الخطى لذرات الهيدروجين تمكن بور من وضع نموذجه الذرى. 
نموذج ذرة بور:-
تمكن ”بور“ من تطوير نموذج ”رذرفورد“ ولم يعامل دوران الإلكترون حول النواة بفروض الديناميكا الكلاسيكية لـ ”نيوتن“ كما فعل ”ماكسويل“.
فروض بور:-
[أ] استخدم بور بعض فروض رذرفورد:-
النواة موجبة الشحنة توجد فى مركز الذرة.
الذرة متعادلة كهربياً.
أثناء دوران الإلكترون حول النواة يخضع لقوة جذب مركزية وقوة طرد مركزية.
[ب] وأضاف بور الفروض التالية:-
تدور الإلكترونات حول النواة حركة سريعة دون أن تفقد أو تكتسب طاقة.
تدور الإلكترونات حول النواة فى عدد من مستويات الطاقة المحددة والثابتة.
الفراغ بين المستويات منطقة محرمة تماماً لدوران الإلكترونات.
للإلكترون أثناء حركته حول النواة طاقة معينة تتوقف على بعد مستوى طاقته عن النواة.
تزداد طاقة المستوى كلما زاد نصف قطره ويعبر عن طاقة كل مستوى بعدد صحيح يسمى عدد الكم الرئيسى.
فى الحالة المستقرة يبقى الإلكترون فى أقل مستويات الطاقة المتاحة.
إذا اكتسب الإلكترون قدراً معيناً من الطاقة ((يسمى كوانتم أو كم)) بواسطة التسخين أو التفريغ الكهربى تصبح الذرة مثارة وينتقل الإلكترون مؤقتاً إلى مستوى طاقة أعلى يتوقف على مقدار الكم المكتسب.
الإلكترون فى المستوى الأعلى فى وضع غير مستقر فيعود إلى مستواه الأصلى, ويفقد نفس الكم من الطاقة الذى اكتسبه على هيئة طيف خطى مميز.
تمتص كثير من الذرات كمات مختلفة من الطاقة فى نفس الوقت الذى تشع فيه الكثير من الذرات كمات أخرى من الطاقة ولذلك تنتج خطوط طيفية تدل على مستويات الطاقة التى تنتقل الإلكترونات خلالها. (تفسير خطوط طيف ذرة الهيدروجين)
ملاحظات:-
الكم ”الكوانتم“:- 
هو مقدار الطاقة المكتسبة أو المنطلقة عندما ينتقل إلكترون من مستوى طاقة إلى مستوى طاقة آخر
الفرق فى الطاقة بين المستويات ليس متساوياً فهو يقل كلما بعدنا عن النواة وبذلك يكون الكم من الطاقة اللازم لنقل الإلكترون بين المستويات المختلفة ليس متساوياً.
لا يمكن للإلكترون أن يستقر فى أى مسافة بين مستويات الطاقة إنما يقفز قفزات محددة هى أماكن مستويات الطاقة.
مزايا نموذج بور
تفسير طيف الهيدروجين تفسيراً صحيحاً.
أدخلت نظرية بور فكرة الكم فى تحديد طاقة الإلكترونات فى مستويات الطاقة المختلفة لأول مرة.
التوفيق بين رذرفورد وماكسويل حيث أثبت أن الإلكترونات أثناء دورنها حول النواة فى الحالة المستقرة لا تشع طاقة وبالتالى لن تسقط فى النواة.
عيوب نموذج بور:-
فشل فى تفسير طيف أى عنصر آخر غير الهيدروجين حتى أنه لم يستطع تفسير طيف ذرة الهيليوم التى تحتوى على إلكترونين.
اعتبر الإلكترون مجرد جسيم مادى سالب ولم يأخذ فى الاعتبار أن له خواصاً موجية.
افترض أنه يمكن تعيين كل من مكان وسرعة الإلكترون بكل دقة فى نفس الوقت وهذه يستحيل عملياً. لأن الجهاز المستخدم فى عملية رصد مكان وسرعة الإلكترون سوف يغير من مكانه أو سرعته.
بينت معادلات نظرية ”بور“ أن الإلكترون عبارة عن جسيم يتحرك فى مدار دائرى مستو ٍ أى أن الذرة مسطحة، وقد ثبت أن الذرة لها الاتجاهات الفراغية الثلاثة.
[8] النظرية الذرية الحديثة
قامت على ثلاثة فروض هى

[1] الطبيعة المزدوجة للإلكترون:-
أثبتت التجارب أن للإلكترون طبيعة مزدوجة بمعنى أنه جسيم مادى له خواص موجية.
يصاحب حركة أى جسيم مثل الإلكترون أو النواة أو الجزئ حركة موجية تسمى الموجات المادية
الموجات المادية:- تختلف عن الموجات الكهرومغناطيسية فى:-
لا تنفصل عن الجسم المتحرك.
سرعتها لا تساوى سرعة الضوء. 
[2] مبدأ عدم التأكد لـ ”هايزنبرج“
قد توصل هايزنبرج باستخدام ميكانيكا الكم إلى مبدأ مهم هو:-
أن تحديد مكان وسرعة الإلكترون معاً فى وقت واحد يستحيل عملياً
وإنما التحدث بلغة الاحتمالات هو الأقرب إلى الصواب حيث يمكننا أن نقول من المحتمل بقدر كبير أو صغير وجود الإلكترون فى هذا المكان.
[3]المعادلة الموجية لـ ”شرودنجر“
تمكن شرودنجر بناءاً على أفكار ”بلانك“ و”أينشتين“ و”دى براولى“ و ”هايزنبرج“ من وضع المعادلة الموجية وبحل هذه المعادلة أمكن:-
[أ] إيجاد مستويات الطاقةالمسموح بها وتحديد مناطق الفراغ حول النواة التى يزيد فيها احتمال تواجد الإلكترون أكبر ما يمكن (الأوربيتال).
وأصبح تعبير السحابة الإلكترونية هو النموذج المقبول لوصف الأوربيتال.
السحابة الإلكترونية:-
هى المنطقة التى يحتمل تواجد الإلكترون فيها فى كل الاتجاهات والأبعاد حول النواة.











[ب] تحديد أعداد الكم.
أعداد الكم:-
أعداد تحدد أحجام الحيز من الفراغ الذى يكون احتمال الإلكترونات فيها أكبر ما يمكن (الأوربيتالات) وطاقتها وأشكالها واتجاهاتها الفراغية بالنسبة لمحاور الذرة
وتشمل أربعة أعداد هى:-
1- عدد الكم الرئيسى (n) 2- عدد الكم الثانوى (l)
3- عدد الكم المغناطيسى (m) 4- عدد الكم المغزلى (ms)
عدد الكم الرئيسى (n):-
[1] يستخدم فى تحديد:-
(1) رقم مستويات الطاقة الرئيسية.
(2) عدد الإلكترونات التى يتشبع بها كل مستوى رئيسى وهو يساوى 2n2 
[2] عدد صحيح ويأخذ القيم 1، 2، 3، 4، ……
[3] لا يأخذ قيمة الصفر أو قيم غير صحيحة.
ملاحظات: عدد مستويات الطاقة فى أقل الذرات المعروفة وهى فى الحالة المستقرة سبع مستويات وهى:-

K L M N O P Q 
1 2 3 4 5 6 7 
ولا تنطبق العلاقة 2n2 على المستويات بعد الرابع حيث تصبح الذرة غير مستقرة إذا زاد عدد الإلكترونات بمستوى طاقة عن 32 إلكترون.

المستوى الأساسى الرقم (n) عدد الإلكترونات التى يتشبع بها (2n2) 
K 1 2 × 1 2 = 2 
L 2 2 × 2 2 = 8 
M 3 2 × 3 2 = 18 
N 4 2 × 4 2 = 32 
عدد الكم الثانوى (l):-
توصل إلى ذلك العالم ”سمرفيلد“ عندما استخدم مطيافاً له قدرة كبيرة على التحليل فتبين له أن الخط الطيفى الواحد الذى كان يمثل انتقال الإلكترونات بين مستويين رئيسيين مختلفين فى الطاقة هو عبارة عن عدة خطوط طيفية دقيقة تمثل انتقال الإلكترونات بين مستويات طاقة متقاربة سميت المستويات الفرعية.






· يحدد عدد المستويات الفرعية.
· كل مستوى رئيسى يتكون من عدة مستويات فرعية (عدد الكم الثانوى).
· عدد المستويات الفرعية يساوى رقم المستوى الرئيسى.
· تأخذ المستويات الفرعية الرموز (f, d, p, s)

المستوى الأساسى الرقم (n) عدد المستويات الفرعية 
K 1 1s 
L 2 2s, 2p 
M 3 3s, 3p, 3d 
N 4 4s, 4p, 4d, 4f 
· تختلف المستويات الفرعية لنفس المستوى الرئيسى عن بعضها البعض فى الطاقة اختلافاً بسيطاً (f > d > p > s) 
· تختلف طاقة المستويات الفرعية تبعاً لبعدها عن النواة (4s > 3s > 2s > 1s)
· لا يزيد عدد المستويات الفرعية عن 4 مستويات.

عدد الكم المغناطيسى (m):-
[1] يستخدم فى تحديد:-
· عدد أوربيتالات كل مستوى فرعى (أعداد فردية)

المستوى الفرعى s p d f 
عدد الأوربيتالات 1 3 5 7 
عدد الإلكترونات 2 6 10 14 
· الاتجاه الفراغى للأوربيتالات.
- [s] أوربيتال واحد كروى متماثل حول النواة.


- [p] ثلاثة أوربيتالات متعامدة [px, py, pz].
حيث تأخذ الكثافة الإلكترونية لكل أوربيتال منها شكل كمثرتين متقابلتين عند الرأس فى نقطة تنعدم عندها الكثافة الإلكترونية.








عدد الكم المغزلى (ms):-
يستخدم فى تحديد:- 
نوعية حركة الإلكترون المغزلية فى الأوربيتال فى اتجاه عقارب الساعة (h) ?? ????? ().
· ?? ???? ?? ???????? ????? ?? 2 ??????? [E].
· ??? ??????? ?????? {???? ??? ????? [??????] – ???? ??? ?????? [???????]}
· ?? ?????? ??????????? ?? ?????????? ??????? ????? ?????? ????????? ??? ????? ????? ?? ???? ???????? ?? ????? ??? ????? ?????? ?????????? ????????? ?????? [E] ????? ??? ??? ??????? ??? ????????????.





العلاقة بين رقم المستوى الأساسى والمستويات الفرعية وعدد الأوربيتالات

المستوى الرئيسى رقم المستوى (n) عدد المستويات الفرعية n = l عدد الأوربيتالات n2 = m عدد الإلكترونات 2n2 
K 1 1s 1 2 
L 2 2s, 2p 4 8 
M 3 3s, 3p, 3d 9 18 
N 4 4s, 4p, 4d, 4f 16 32 




يتم توزيع الإلكترونات على أساسين هما








مبدأ البناء التصاعدى:-
لابد للإلكترونات أن تملأ المستويات الفرعية ذات الطاقة المنخفضة أولاً ثم المستويات الفرعية ذات الطاقة الأعلى.

رسم يوضح طريقة ملء مستويات الطاقة الفرعية
أس / أس /بس / بس /دبس / دبس / فدبس / فدب

1s 
2p 2s 
3p 3s 
4p 3d 4s 
5p 4d 5s 
6p 5d 4f 6s 
7p 6d 5f 7s 


أمثلة على توزيع الإلكترونات فى المستويات المختلفة:

العنصر توزيعالإلكتروناتفىالمستوياتالفرعية توزيع الإلكترونات فى المستويات الرئيسية 
K L M N O 
1H 1s1 1 
3Li 1s2 – 2s1 2 1 
7N 1s2 – 2s2 – 2p3 2 5 
11Na 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s1 2 8 1 
19K 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s1 2 8 8 1 
20Ca 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 2 8 8 2 
21Sc 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d1 2 8 9 2 
26Fe 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d6 2 8 14 2 
29Cu 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s1 – 3d10 2 8 18 1 
قاعدة هوند:-
لا يحدث ازدواج لإلكترونين فى مستوى طاقة فرعى معين إلا بعد أن تشغل أوربيتالاته فرادى أولاً
لأن ذلك أفضل له من جهة الطاقة.
أمثلة:-


7N 1s2 – 2s2 – 2p3 




8O 1s2 – 2s2 – 2p4 
· فى ذرة 8O يفضل الإلكترون الرابع أن يزدوج مع إلكترون آخر فى نفس المستوى الفرعى عن الدخول فى أوربيتال مستقل فى المستوى الفرعى التالى لأن طاقة التنافر بين الإلكترونين عند الازدواج أقل من الطاقة اللازمة لنقل الإلكترون من مستوى فرعى إلى مستوى فرعى آخر.
· غزل الإلكترونات المفردة يكون فى اتجاه واحد لأن هذا الوضع يعطى الذرة أكبر قدر من الاستقرار.

هناك سبعة مستويات للطاقة هى (K, L, M, N, O, P, Q)
تم اكتشاف المستويات الحقيقية للطاقة وهى المستويات الفرعية.
ومن مبدأ البناء التصاعدى؛ حيث يزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه بإلكترون واحد.
قد وجد أن ترتيب المستويات الفرعية يتفق مع ترتيب العناصر فى الجدول الدورى الحديث.

الشكل العام للجدول الدورى الحديث
تقسيم الجدول إلى أربع فئات (مناطق) تتميز بخواص معينة.

كما تقسم العناصر فى الجدول إلى أربعة أنواع من العناصر هى:-
[1] العناصر النبيلة. [2] العناصر المثالية.
[3] العناصر الانتقالية الرئيسية. [4] العناصر الانتقالية الداخلية.
جدول يوضح فئات الجدول وأنواع العناصر

نوع الفئة نوع العنصر خواص عناصر الفئة عددها فى كل دورة وتركيبها موضعها فى الجدول
الفئة s عناصر ممثلة إلكتروناتها الخارجية تشغل المستوى الفرعى (s) عنصران
ns1, ns2 فى بداية كل دورة (يسار الجدول) وتشمل عناصر المجموعة 1A وعناصر المجموعة 2A
الفئة عناصر ممثلة إلكتروناتهاالخارجيةتشغلالمستوىالفرعى 5 عناصر
np1 : np5 فى يمين الجدول من الدورة الثانية حتى الدورة السادسة. وتشمل عناصر المجموعات (A)
3A, 4A, 5A, 6A, 7A
عناصر نبيلة عنصر واحد
np6 المجموعة الصفرية
الفئة
d عناصر انتقالية رئيسية إلكتروناتها الخارجية تشغل المستوى الفرعى (d) 10 عناصر
nd1: nd10 فى وسط الجدول فى الدورات الرابعة والخامسة والسادسة (B) وتنقسم إلى ثلاث سلاسل:-
(1) السلسلة الانتقالية الأولى
(2) السلسلة الانتقالية الثانية
(3) السلسلة الانتقالية الثالثة
الفئة
f عناصر انتقالية داخلية إلكتروناتها الخارجية تشغل المستوى الفرعى (f) 14 عنصراً
nf1: nf14 توجد منفصلة أسفل الجدول فى جدول خاص وتشمل:-
(1) سلسلة اللانثانيدات
(2) سلسلة الأكتينيدات
مقارنة بين سلاسل الفئة (d)

السلسلة الانتقالية الأولى السلسلة الانتقالية الثانية السلسلة الانتقالية الثالثة
3d 4d 5d
تقع فى الدورة الرابعة تقع فى الدورة الخامسة تقع فى الدورة السادسة
تشمل العناصر من الإسكانديوم (Sc) حتى الخارصين (Zn) تشمل العناصر من اليوتريوم (Y) حتى الكادميوم (Cd) تشمل العناصر من اللنثانيوم (La) حتى الزئبق (Hg)
مقارنة بين اللانثانيدات والأكتينيدات:

لنثينيدات اكتينيدات
توجد فى الدورة السادسة ويتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (4f) ومستوى تكافؤها هو (6s2) ولذا فهى شديدة التشابه ولذلك يصعب فصلها ولذلك سميت العناصر الأرضية النادرة وهى تسمية خاطئة. توجد فى الدورة السابعة ويتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعى (5f) وتحتوى على نفس العدد من الإلكترونات من المستوى (7s, 6d) ولذا يصعب فصلها عن بعضها بطرق كيميائية
جميعها عناصر مشعة وأنويتها غير مستقرة
وصف الجدول الدورى الطويل
يتكون الجدول من:-
[1] سبع دورات أفقية:-
رتبت فيه العناصر تصاعدياً حسب الزيادة فى العدد الذرى
فيزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه فى نفس الدورة بإلكترون واحد.
ويتتابع فى الدورة الواحدة ملء المستويات الفرعية حتى نصل إلى العنصر الأخير وهو الغاز الخامل.
الدورة الأفقية:-
عدة عناصر غير متشابه الخواص مرتبة أفقياً حسب الزيادة فى العدد الذرى
[2] 18 مجموعة رأسية:-
المجموعة الرأسية:-
عدة عناصر متشابهة فى الخواص لأنها متشابهة فى عدد إلكترونات مستوى الطاقة الأخير
مثال (1):-
اكتب التوزيع الإلكترونى لذرات العناصر التالية مبيناً نوع العنصر مع التعليل.
11Na, 18Ar, 25Mn, 40Zr, 35Br, 58Ce
الحل:-

العنصر التوزيع الإلكترونى نوع العنصر مع التعليل
11Na [10Ne] 3s1 عنصر مثالى ومن الفئة (s) لأنه غير مكتمل فى المستوى الفرعى (s) والمستوى الرئيسى الأخير غير مكتمل.
18Ar [10Ne] 3s2, 3p6 عنصر نبيل لأن المستوى الأخير (الثالث) مكتمل بالإلكترونات {عدد إلكترونات s + p = 8}
25Mn [18Ar] 4s2, 3d5 عنصر انتقالى رئيسى (من السلسلة الانتقالية الأولى) (3d غير مكتمل) والمستويين الأخيرين غير مكتملين (الثالث والرابع)
35Br [18Ar] 4s2, 3d10, 4p5 عنصر مثالى من الفئة (p) ومستوى الطاقة الرئيسى الرابع غير ممتلئ
58Ce [54Xe] 6s2, 5d1, 4f1 عنصر انتقالى داخلى من اللنثينيدات (4f) والثلاث مستويات الأخيرة غير مكتملة وهى الرابع والخامس والسادس.
  
النظرية الموجية أظهرت أنه لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة وبالتالى من الخطأ تعريف نصف قطر الذرة بأنه المسافة من النواة إلى أبعد إلكترون.
تعريف نصف قطر الذرة:-
نصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرة
طول الرابطة:-
هو المسافة بين نواتى ذرتين متحدتين
العلاقة بين نصف القطر وطول الرابطة
[1] فى حالة تماثل الذرتين:-
طول الرابطة = 2 × نصف القطر

نصف القطر =
[2] فى حالة عدم التماثل:-

طول الرابطة = نق للذرة الأولى + نق للذرة الثانية
نق1 = طول الرابطة – نق2
نق 2 = طول الرابطة – نق1
مثال (1):- إذا علمت أن طول الرابطة فى جزئ الكلور [Cl - Cl] يساوى 1.98 أنجستروم وطول الرابطة بين ذرتى الكربون وذرة الكلور [C - Cl] يساوى 1.76 أنجستروم – أحسب نصف قطر ذرة الكربون
الحل:-
نصف قطر ذرة الكلور = = = 0.99 أنجستروم
نصف قطر ذرة الكربون = طول رابطة الكربون والكلور – نصف قطر ذرة الكلور
= 1.76 – 0.99 = 0.77 أنجستروم
مثال (2): إذا كان طول الرابطة بين ذرتى نيتروجين الرابطة بينهما أحادية فى جزئ مركب ما تساوى 1.46 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ غاز الهيدروجين (H2) تساوى 0.6 أنجستروم – أوجد طول الرابطة بين ذرتى النيتروجين والهيدروجين فى جزئ النشادر {نماذج الوزارة 2005}
تدرج نصف قطر العنصر فى الجدول الدورى
[1] فى الدورات الأفقية:- تقل أنصاف أقطار الذرات (يقل الحجم) من يسار الجدول إلى يمين الجدول أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
زيادة شحنة النواة الموجبة.
فيزداد جذب النواة لإلكترونات التكافؤ مما يؤدى إلى نقص نصف القطر.
ملاحظات:-
قوة الجذب الناتجة عن زيادة الشحنة الموجبة أكبر من قوى التنافر الناتجة عن زيادة الشحنة السالبة.
أكبر ذرات الدورة الواحدة هى عناصر المجموعة الأولى.
أقل ذرات الدورة حجماً ذرات عناصر المجموعة السابعة (الهالوجينات).
[2] فى المجموعة الرأسية:- تزداد أنصاف أقطار الذرات (يزداد الحجم) من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
زيادة عدد مستويات الطاقة الرئيسية.
مستويات الطاقة الرئيسية الممتلئة (المستويات الحاجبة) تعمل على حجب تأثير النواة على الإلكترونات وبذلك يقل جذب النواة لإلكترونات التكافؤ.
فتزداد قوى التنافر بين الإلكترونات وبعضها.
ملاحظات:-
الزيادة فى نصف القطر عند الانتقال من دورة إلى أخرى فى نفس المجموعة أكبر من النقص فى نصف القطر عند الانتقال من مجموعة إلى أخرى فى نفس الدورة (علل)؟
(ج) وذلك لأن تأثير زيادة الغلاف أكبر من تأثير زيادة الشحنة الموجبة.
اختلاف نصف قطر الذرة عن نصف قطر أيونها:
فى حالة الفلزات:-
1- نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة الشحنة الموجبة {لزيادة عدد البروتونات عن عدد الإلكترونات} مما يؤدى إلى زيادة قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
2- كلما زادت شحنة الأيون الموجب كلما قل نصف قطره لأنه كلما زادت الشحنة الموجبة كلما زادت قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
علل: نصف قطر أيون الحديد (III) أقل من نصف قطر أيون الحديد (II)
ج: وذلك لزيادة الشحنة الموجبة فى أيون الحديد (III) عن أيون الحديد (II).
فى حالة اللافلزات:-
نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرته بسبب زيادة الشحنة السالبة {لزيادة عدد الإلكترونات عن عدد البروتونات} مما يؤدى إلى نقص قوى الجذب بين النواة والإلكترونات.
كلما زادت الشحنة السالبة للأيون كلما زاد نصف قطره لأنه كلما زادت الشحنة السالبة زادت قوى التنافر بين الإلكترونات.



... يتبع
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:37

.... تابع

شرح مبسط لبعض تعريفات الكيمياء الجزء الثانى




تعريف جهد التأين (طاقة التأين):-
مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة وهى فى الحالة الغازية
تدرج جهد التأين فى الجدول الدورى
[1] فى الدورات الأفقية:-
تزداد قيم جهد التأين كلما اتجهنا ناحية يمين الجدول أى بزيادة العدد الذرى
السبب فى ذلك:- نقص نصف قطر الذرة (نقص الحجم) مما يؤدى إلى اقتراب إلكترونات التكافؤ من النواة فتحتاج إلى طاقة كبيرة لفصلها عن الذرة.
[2] فى المجموعة الرأسية:- يقل جهد التأين من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:- زيادة نصف القطر بسبب:-
زيادة عدد المستويات الرئيسية.
يزداد حجب شحنة النواة بسبب وجود المستويات الحاجبة
فيبتعد الإلكترون عن النواة فتسهل إزالته.
ملاحظات:-
جهد التأين يتناسب عكسياً مع نصف القطر الذرى.
يمكن إزالة إلكترون أو أكثر من الذرة ولذلك فهناك أكثر من جهد تأين للذرة الواحدة يعرف بجهد التأين الأول وجهد التأين الثانى …… الخ.
جهد التأين الأول:- يتكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنة موجبة واحدة.
Mg Mg+ + e-, H = + 737 KJ/mole
2,8,2 2,8,1
جهد التأين الثانى:- يتكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنتين موجبتين.
Mg+ Mg++ + 2e-, H = + 1450 KJ/mole
2,8,1 2,8
جهد التأين الأول للغازات النبيلة مرتفع جداً وذلك لاستقرار نظامها الإلكترونى حيث يصعب كسر مستوى طاقة مكتمل وبذلك يصعب إزالة إلكترون من مستوى طاقة مكتمل.
يزداد جهد التأين الثانى عن جهد التأين الأول.
مثال:- جهد التأين الثالث للماغنسيوم 12Mg يزداد زيادة كبيرة عن جهد التأين الأول والثانى (علل).
ج:- لأن ذلك يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل.


تعريف الميل الإلكترونى (القابلية الإلكترونية):-
مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً
تدرج الميل الإلكترونى فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
يزداد الميل الإلكترونى إذا اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى.
السبب فى ذلك:- صغر نصف القطر يسهل على النواة جذب الإلكترون الجديد
ملاحظات:-
يشذ الميل الإلكترونى لكل من(10Ne, 7N, 4Be) عن التدرج فى الميل الإلكترونى فى عناصر الدورة الثانية.
فى حالة البريليوم يكون تحت مستوياته ممتلئة (1s2, 2s2) فتكون الذرة مستقرة.
فى حالة النيتروجين يكون المستوى الفرعى (p) نصف ممتلئ والامتلاء النصفى يعطى بعض الاستقرار للذرة (1s2, 2s2, 2p3)
فى حال النيون جميع مستوياته الفرعية ممتلئة وهذا يعطى استقرار كبير للذرة.
تكون قيم الميل الإلكترونى كبيرة عندما يعمل الإلكترون على ملء مستوى طاقة فرعى أو جعله نصف ممتلئ وكلاهما يساعد على استقرار الذرة.
زيادة الميل الإلكترونى لذرة الكربون عن ذرة البورون لأن الإلكترون المكتسب فى هذه الحالة يجعل المستوى الفرعى (2p) نصف ممتلئ وهذا يساعد على استقرار الذرة (1s2, 2s2, 2p2)
[2] فى المجموعة الرأسية:- يقل الميل الإلكترونى من أعلى إلى أسفل أى كلما زاد العدد الذرى.
السبب فى ذلك:-
زيادة عدد المستويات الأصلية.
زيادة عدد المستويات المستقرة (المستوى الحاجب)
زيادة عدد الإلكترونات المتنافرة.
يلاحظ أن:-
الميل الإلكترونى لذرة الفلور أقل من الميل الإلكترونى لذرة الكلور رغم صغر نصف قطر الفلور (علل) وسبب ذلك أن الإلكترون الجديد يتأثر بقوة تنافر مع الإلكترونات التسعة الموجودة أصلاً.
تعريف السالبية الكهربية:-
هى قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية
ملحوظة:-
الميل الإلكترونى مصطلح طاقة يشير إلى الذرة فى حالتها المفردة.
بينما تشير السالبية الكهربية إلى الذرة المرتبطة مع غيرها.
تدرج السالبية الكهربية فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
تزداد السالبية الكهربية إذا اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى ونقص نصف القطر.
وهذا يؤدى إلى:- زيادة قوة جذب النواة لإلكترونات الرابطة.
[2] فى المجموعة الرأسية:-
تقل السالبية الكهربية من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى وزيادة نصف القطر.
وهذا يؤدى إلى:- نقص قوة جذب النواة لإلكترونات الرابطة.
ملاحظات:-
الفلور يعتبر أكبر العناصر سالبية كهربية.
الفرق فى السالبية الكهربية للعناصر له دور فى تحديد نوع الرابطة بين الذرات.
الفلزات لها أقل سالبية لكبر نصف قطرها.
اللافلزات لها أكبر سالبية لصغر نصف قطرها

قسم العالم ”برزيليوس“ العناصر:- إلى فلزات ولافلزات

الفلزات اللافلزات
عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأقل من نصف سعته بالإلكترونات (1، 2، 3) عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته من الإلكترونات (5، 6، 7)
عناصر كهروموجبة (علل)
لأنها تفقد إلكترونات غلاف التكافؤ وتصبح أيونات موجبة. عناصر كهروسالبة (علل)
لأنها تكتسب إلكترونات لتكمل غلاف التكافؤ وتصبح أيونات سالبة.
جيدة التوصيل للكهربية لسهولة انتقال الإلكترونات الحرة خلالها. لا توصل الكهربية لشدة ارتباط إلكترونات التكافؤ بالنواة فيصعب انتقال الإلكترونات.
تتميز بكبر نصف قطرها. تتميز بصغر نصف قطرها
صغر: جهد تأينها - ميلها الإلكترونى - سالبيتها الكهربية كبر: جهد تأينها- ميلها الإلكترونى - سالبيتها الكهربية.
أشباه الفلزات
عناصر لها مظهر الفلزات ولكن خواصها تشبه خواص اللافلزات.
(1) غلاف تكافؤها نصف ممتلئ تقريباً بنصف سعته.
(2) سالبيتها الكهربية متوسطة بين الفلزات واللافلزات.
(3) أقل توصيل للكهرباء من الفلزات وأكثر من اللافلزات {توصل التيار الكهربى بدرجة متوسطة ولذلك تسمى أشباه الموصلات }
استخدامها: تستخدم فى الأجهزة الإلكترونية مثل الترانزستور
أمثلة:-

البورون السليكون الجرمانيوم الزرنيخ أنتيمون
B Si Ge As Sb
تدرج الصفة الفلزية واللافلزية فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
تقل الصفة الفلزية كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة العدد الذرى ونقص نصف القطر حتى تظهر أشباه الفلزات ثم تزداد الصفة اللافلزية وتنتهى الدورة بغاز خامل. {فى الدورة أقوى الفلزات يقع فى المجموعة الأولى وأقوى اللافلزات يقع فى المجموعة السابعة}

[2] فى المجموعة الرأسية:-
تزيد الصفة الفلزية وتقل الصفة اللافلزية كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى وكبر نصف القطر.
ملاحظات:-
أقوى الفلزات فى الجدول الدورى يقع أسفل يسار الجدول وهو السيزيوم.
أقوى اللافلزات فى الجدول يقع أعلى يمين الجدول وهو الفلور.


أنواع الأكاسيد:- [1] حامضية. [2] قاعدية. [3] مترددة.
الأكاسيد الحامضية:-
هى أكاسيد اللافلزات مثل:- CO2, SO2, SO3, P2O5
تذوب فى الماء وتعطى أحماضاً:- (لذلك تسمى أكاسيد اللافلزات الأكاسيد الحامضية)
CO2 + H2O H2CO3 (حمض الكربونيك)
SO2 + H2O H2SO3 (حمض الكبريتوز)
SO3 + H2O H2SO4 (حمض الكبريتيك)
P2O5 + 3H2O 2H3PO4 (حمض الأرثوفسفوريك)
تتفاعل مع القلويات وتعطى ملحاً وماءً:-
CO2 + NaOH Na2CO3 + H2O
SO2 + 2NaOH Na2SO3 + H2O
الأكاسيد القاعدية:-
هى أكاسيد الفلزات مثل:- MgO, Na2O, K2O, CuO
بعضها يذوب فى الماء ويكون قلويات:- (أكاسيد قلوية)
Na2O + H2O 2NaOH
K2O + H2O 2KOH
CaO + H2O Ca(OH)2
MgO + H2O Mg(OH)2
بعضها لا يذوب فى الماء مثل:- CuO, Fe2O3, Ag2O, PbO
تتفاعل الأكاسيد القاعدية مع الأحماض منتجة ملحاً وماءً:-
Na2O + 2HCl 2NaCl + H2O
MgO + H2SO4 MgSO4 + H2O
الأكاسيد المترددة:-
هى الأكاسيد التى تتفاعل مع الأحماض كأكاسيد قاعدية وتتفاعل مع القلويات كأكاسيد حامضية وينتج فى الحالتين ملح وماء.
Al2O3, ZnO, Sb2O3, SnO
تدرج الخواص الحامضية والقاعدية فى الجدول الدورى
[1] فى الدورة الأفقية:-
بزيادة العدد الذرى تقل الصفة القاعدية للأكاسيد بينما تزداد الصفة الحامضية للأكاسيد (من يسار إلى يمين الجدول) وذلك لضعف الصفة الفلزية وزيادة الصفة اللافلزية (لنقص نصف القطر).
لأن ذلك يؤدى إلى زيادة الشحنة النواة وزيادة قوة الرابطة بين العنصر ومجوعة الهيدروكسيد وبالتالى صعوبة كسر الرابطة بينهما لكى تعطى أيون الهيدروكسيد.
[2] فى المجموعة الرأسية:-

المجموعة الأولى المجموعة السابعة
تزداد الخاصية القاعدية بزيادة العدد الذرى وذلك بسبب زيادة نصف القطر الذرى وضعف قوى الترابط بين العنصر ومجموعة الهيدروكسيد مما يؤدى إلى سهولة انفصال أيون الهيدروكسيد السالب تزداد الخاصية الحامضية بزيادة العدد الذرى وذلك بسبب زيادة نصف القطر الذرى وضعف قوى الترابط بين العنصر وأيون الهيدروجين مما يؤدى إلى سهولة انفصال أيون الهيدروجين الموجب.
قلوى ضعيف LiOH تزدادالخاصيةالقاعدية حمض ضعيف HF تزدادالخاصيةالحامضية
قلوى قوى NaOH حمض متوسط HCl
قلوى أكثر قوة KOH حمض قوى HBr
قلوى أكثر قوة RbOH أقوى الأحماض HI
أقوى القلويات CsOH
باعتبار أن الأحماض والقواعد مركبات هيدروكسيلية يمكن تمثيلها بالصيغة العامة (MOH)
حيث (M) هى ذرة العنصر فيمكن تأينها بإحدى طريقتين إما أن:-
[1] تعطى أيونات هيدروكسيد وتعتبر قاعدة:
MOH M+ + OH-
[2] تعطى أيونات هيدروجين وتعتبر حامضاً:
MOH MO- + H+
وبافتراض أن الذرات الثلاث مرتبة فى مثلث كما يلى:-
وهناك ثلاثة احتمالات:-
إذا كانت قوة الجذب بين (M +, O -) أكبر من قوة الجذب بين (H +, O -) تتأين المادة كحمض.
إذا كانت قوة الجذب بين (H +, O -) أكبر من قوة الجذب بين (M +, O -) تتأين المادة كقاعدة.
إذا تساوت قوتا الجذب فإن المادة تتأين كحمض أو كقاعدة ويتوقف ذلك على وسط التفاعل.
[أ] فى الوسط الحمضى:- تتفاعل كقاعدة.
[ب] فى الوسط القلوى:- تتفاعل كحامض.
تعتمد قوى الجذب السابقة على ذرة العنصر من حيث:-
1- الحجم. 2- مقدار الشحنة الكهربية.
مثال:-
فى الفلزات القلوية مثل الصوديوم يكون حجم الذرة كبير ولا تحمل إلا شحنة واحدة موجبة فتضعف قوة الرابطة بينها وبين (O -) والتى تنجذب أكثر لأيون الهيدروجين وبذلك تعطى أيون (OH -) أى تتأين كقاعدة.
كلما اتجهنا ناحية اليمين نجد أن ذرات اللافلزات مثل الكلور حجمها يقل وتزداد شحنتها وبذلك يزداد انجذابها إلى (O -) وبذلك تعطى أيون (H+) أى تتأين كحامض.
قوة الأحماض الأكسجينية:-
تعتمد قوة الأحماض الأكسجينية على عدد ذرات الأكسجين غير المرتبطة بذرات الهيدروجين
الصيغة العامة للأحماض الأكسجينية:-
MOn(OH)m
حيث:- (M) : هى ذرة العنصر (On) : عدد ذرات الأكسجين
الحمض الأقوى: هو الذى يحتوى على عدد أكبر من ذرات الأكسجين غير المرتبطة بالهيدروجين.

نوع الحمض عدد ذرات O غير المرتبطة بـ H اسم الحمض صيغة الحمض الأكسجينية
MOn(OH)m
حمض ضعيف -- الأرثوسليكونيك Si(OH)2
حمض متوسط 1 الأرثوفسفوريك PO(OH)3
حمض قوى 2 الكبريتيك SO2(OH)2
حمض قوى جداً 3 البيروكلوريك ClO3(OH)


تطور مفهوم التكافؤ:-
التكافؤ:-
هو عدد ذرات الهيدروجين المرتبطة بذرة واحدة من العنصر.

HCl H2O NH3
الكلور أحادى التكافؤ الأكسجين ثنائى التكافؤ النيتروجين ثلاثى التكافؤ
تعريف عدد التأكسد:-
هو عدد يمثل الشحنة الكهربية (الموجبة أو السالبة) التى تبدو على الأيون أو الذرة فى مركب سواء كان أيونياً أو تساهمياً
عدد التأكسد لذرة فى مركب:-
أولاً: فى المركبات الأيونية:-
عدد التأكسد لأى أيون يساوى تكافؤ هذا الأيون مسبوقاً بإشارة موجبة فى حالة الأيون الموجب أو سالبة فى حالة الأيون السالب.
أمثلة:-

المركب NaCl MgO Al2O3
الأيونات Cl - Na + O –2 Mg +2 O – 2 Al +3
عدد التأكسد -1 +1 -2 +2 -2 +3
ملاحظات:-
الأيونات الموجبة تشمل:-
1- أيونات جميع الفلزات. 2- مجموعة الأمونيوم NH4+ 3- أيون الهيدروجينH +
الأيونات السالبة تشمل:-
1- أيونات جميع اللافلزات. 2- باقى المجموعات الذرية.
عدد التأكسد الموجب يدل على عدد الإلكترونات التى فقدتها الذرة.
عدد التأكسد السالب يدل على عدد الإلكترونات التى اكتسبتها الذرة.
ثانياً: فى المركبات التساهمية:-
حيث لا يوجد أيونات موجبة أو سالبة فإن الشحنة التى تحملها الذرة تبين الإزاحة الإلكترونية فى الرابطة:-
[أ] الذرة الأكثر سالبية كهربية تحمل شحنة سالبة.
[ب] الذرة الأقل سالبية تحمل شحنة موجبة
[1] فى حالة الجزىء المتماثل:-
عدد التأكسد لكل ذرة = صفر
تكون الإزاحة الإلكترونية فى الروابط بين الذرات متساوية لأن ذرات أى جزئ لعنصر واحد متساوية فى السالبية الكهربية:  

عدد تأكسد الهيدروجين فى جزئ الهيدروجين = صفر
عدد تأكسد الكلور فى جزئ الكلور = صفر
عدد تأكسد الأكسجين فى جزئ الأكسجين = صفر
[2] إذا كانت الذرتان مختلفتان:-
تحسب الإلكترونات المشاركة مع الذرة الأكثر سالبية كهربية بحيث:-
الذرة الأكثر سالبية يتكون عليها شحنة جزئية سالبة.
الذرة الأقل سالبية يتكون عليها شحنة جزئية موجبة.

جزئ ثانى أكسيد الكربون CO2 جزئ الماء H2O

عدد تأكسد (O) = -2 / عدد تأكسد (C) = +4 عدد تأكسد (O) = -2 / عدد تأكسد (H) = +1
جزئ النشادر NH3 جزئ فوق أكسيد الهيدروجين H2O2

عدد تأكسد (N) = -3 / عدد تأكسد (H) = +1 عدد تأكسد (O) = -1 / عدد تأكسد (H) = +1

ملاحظات:-
[1] عدد تأكسد الأكسجين فى معظم مركباته: (-2) ماعدا الحالات الآتية:-
(أ) فى حالة فوق الأكسيد يكون عدد تأكسده = (-1)
مثال:- فوق أكسيد الهيدروجين (H2O2) فوق أكسيد الصوديوم (Na2O2)

(ب) فى حالة السوبر أكسيد = (- )
مثال: سوبر أكسيد البوتاسيوم (KO2)
(ج) فى حالة فلوريد الأكسجين (OF2) يكون عدد تأكسده = (+2)
لأن السالبية الكهربية للفلور أكبر من السالبية الكهربية للأكسجين.
[2] عدد تأكسد الهيدروجين فى معظم مركباته: (+1)
ماعدا هيدريدات الفلزات يكون عدد تأكسد الهيدروجين = (-1)
وذلك لأن السالبية الكهربية للهيدروجين فى هذه الحالة تكون أكبر من السالبية الكهربية للفلز.
مثل:- هيدريد الصوديوم (NaH) هيدريد الكالسيوم (CaH2)
الهيدريدات مركبات أيونية لأنها تحتوى على أيون الهيدروجين السالب
عند صهرها وتحليلها كهربياً يتصاعد الهيدروجين عند المصعد.

[3] عدد التأكسد لأى عنصر فى الحالة الذرية (المنفردة) مهما كان عدد ذراته = صفر
(S8, P4, O3, Cl2, H2, Fe)
[4] عداد تأكسد جزئ المركب المتعادل = صفر
[5] عدد تأكسد عناصر المجموعة الأولى (A) فى مركباتها دائماً (+1) وعناصر المجموعة الثانية (A) (+2) وعناصر المجموعة الثالثة (A) (+3)
[6] عدد التأكسد لأيون أى عنصر = عدد الشحنات التى عليه بإشارة موجبة أو سالبة
[7] عدد التأكسد للمجموعات الذرية = الشحنة التى تحملها المجموعة بإشارة موجبة أو سالبة:-

المجموعة الأمونيوم الكبريتات الكربونات النيترات
صيغتها NH4+ SO4- 2 CO3- 2 NO3-
عدد تأكسدها +1 -2 -2 -1
طريقة حساب أعداد التأكسد
مثال (1):- احسب عدد تأكسد الكروم فى ثانى كرومات البوتاسيوم (K2Cr2O7)
الحل:-
المركب متعادل عدد تأكسده = صفر
K2Cr2O7 = صفر
{(7 × -2) + 2س + (2 × +1)} = صفر
-14 +2س +2 = صفر -12 +2س = صفر س = +6
عدد تأكسد الكروم فى ثانى كرومات البوتاسيوم = +6

مثال (2):- احسب عدد تأكسد الكبريت فى SO3-2
الحل:-
المركب متأين عدد تأكسده = - 2
{(3 × -2) + س} = -2 -6 + س = -2
س = 6 – 2 = +4
عدد تأكسد الكبريت فى مجموعة الكبريتيت = +4
مميزات استخدام عدد التأكسد:-
معرفة التغير الذى يحدث للعنصر من حيث التأكسد والاختزال أثناء التفاعلات الكيميائية.
التأكسد:-
هو عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة الموجبة
الاختزال:-
هو عملية اكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص فى الشحنة الموجبة
مثال:- بين نوع التغير الحادث من أكسدة واختزال لكل من الكروم والحديد فى التفاعل التالى:-
K2Cr2O7 + 6FeCl2 + 14 HCl 2KCl + 2CrCl3 + 6FeCl3 + 7H2O
الحل:-
(1) بالنسبة للكروم:-
حساب عدد تأكسد الكروم فى: K2Cr2O7
{(7 × -2) + 2س + (2 × +1)} = صفر -14 +2س +2 = صفر
-12 +2س = صفر س = +6
عدد تأكسد الكروم فى ثانى كرومات البوتاسيوم = +6
حساب عدد تأكسد الكروم فى CrCl3
{(3 × -1) + س} = صفر س = +3
K2Cr2O7 CrCl3
Cr + 6 Cr +3
عدد تأكسد الكروم نقص من (+6) إلى (+3) أى حدث له عملية اختزال
(2) بالنسبة للحديد:-
FeCl2 FeCl3
Fe+2 Fe+3
عدد تأكسد الحديد زاد من (+2) إلى (+3) أى حدث له عملية أكسدة

الغازات الخاملة:-
لا تتفاعل فى الظروف العادية مع غيرها من العناصر أو مع بعضها وذلك لاكتمال مستوى الطاقة الخارجى لها بالإلكترونات (ns2, np6) لذا نجد جزيئاتها أحادية الذرة.

الغاز الرمز التركيب الإلكترونى
هيليوم 2He 1s2 2
نيون 10Ne [2He] 2s2, 2p6 2, 8
أرجون 18Ar [10Ne] 3s2, 3p6 2, 8, 8
كربتون 36Kr [18Ar] 4s2, 3d10, 4p6 2, 8, 18, 8
زينون 54Xe [36Kr] 5s2, 4d10, 5p6 2, 8, 18, 18, 8
رادون 86Rn [54Xe] 6s2, 4f14, 5d10, 6p6 2, 8, 18, 32, 18, 8
العناصر الأخرى تكون نشطة كيميائياً لعدم اكتمال مستوى الطاقة الخارجى بها.
وليصبح تركيبها الإلكترونى مشابهاً لأقرب غاز نبيل فى الجدول الدورى.
فإنها تدخل فى تفاعلات كيميائية ليكتمل مستوى الطاقة الخارجى لها بأن تكتسب أو تفقد أو تشارك بعدد من الإلكترونات
التفاعل الكيميائى:-
عبارة عن كسر للروابط بين الذرات فى المتفاعلات وتكوين روابط جديدة فى النواتج
ملاحظة:- إذا لم يحدث كسر وتكوين روابط فإنه لا يحدث تفاعل كيميائى.
مثال:- عند خلط الحديد مع الكبريت فإنه لا يحدث تفاعل كيميائى.
عند تسخين هذا الخليط لدرجة تكفى لتكوين روابط كيميائية بينهما نقول: أنه حدث تفاعل كيميائى نتج عنه مركب كبريتيد حديد (II)
Fe + S FeS


.... يتبع
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:39

... تابع

شرح مبسط لبعض تعريفات الكيمياء الجزء الثانى


الهدف من التفاعل الكيميائى:-
هو أن تصل ذرات العناصر إلى حالة الاستقرار مثل الغازات الخاملة

أيونية تساهمية تناسقية هيدروجينية فلزية

أولاً: الرابطة الأيونية
تعريفها:-
هى رابطة تنشأ بسبب التجاذب الكهربى بين أيونات موجبة وأيونات سالبة بحيث يكون الفرق فى السالبية الكهربية بين ذرة الفلز وذرة اللافلز لا يقل عن 1.7
الرابطة الأيونية:-
تتم غالباً بين الفلزات واللافلزات (عناصر طرفى الجدول الدورى).
الفلزات كبيرة الحجم تتميز بصغر جهد التأين وصغر الميل الإلكترونى ولذلك تميل إلى فقد إلكترونات غلاف التكافؤ وتتحول إلى أيون موجب (كاتيون).
اللافلزات صغيرة الحجم تتميز بكبر جهد التأين وكبر الميل الإلكترونى لذلك تميل إلى اكتساب إلكترونات لتكمل غلاف التكافؤ وتتحول إلى أيون سالب (أنيون).
ثم يحدث تجاذب كهربى بين الأيون الموجب والأيون السالب ويتكون مركب أيونى
الرابطة الأيونية ليس لها وجود مادى لأنها تنشأ بسبب تجاذب كهربى بين الأيونين
مثال:- تفاعل الصوديوم مع الكلور
Na Na+ + e- Cl + e- Cl-
2, 8, 1 2, 8 2, 8, 7 2, 8, 8
Na+ + Cl - NaCl كلوريد صوديوم

العنصر Al Mg Na
السالبية الكهربية 1.5 1.2 0.9
كلوريد العنصر AlCl3 MgCl2 NaCl
فرق السالبية 3 – 1.5 = 1.5 3 – 1.2 = 1.8 3 – 0.9 = 2.1
نوع المركب تساهمى أيونى أيونى قوى
التوصيل للكهرباء لا يوصل يوصل موصل جيد جداً
ملاحظات:-
يكون المركب أيونياً عندما يكون الفرق فى السالبية الكهربية بين أكبر من 1.7
كلما زاد الفرق فى السالبية الكهربية كلما زادت الخاصية الأيونية.
(كلوريد الصوديوم مركب أيونى - كلوريد الألومنيوم مركب تساهمى)
تتميز المركبات الأيونية بارتفاع درجتى الانصهار والغليان وجودة التوصيل الكهربى.
ثانياً: الرابطة التساهمية
تعريفها:-
رابطة تتم بالمشاركة الإلكترونية بين ذرات عناصر متشابهة أو متقاربة فى السالبية الكهربية (غالباً اللافلزات) بحيث يكون الفرق فى السالبية الكهربية أقل من (1.7)

تنقسم الروابط التساهمية إلى:-

رابطة تساهمية نقية رابطة تساهمية قطبية
تتكون بين ذرتين لعنصر لافلزى واحد. تتكون بين ذرتين لعنصرين لا فلزيين.
الذرتين متساويتين فى السالبية الكهربية. الذرتين مختلفتين فى السالبية الكهربية.
فرق السالبية بين الذرتين = صفر فرق السالبية بين الذرتين أقل من 1.7
كل من الذرتين لها نفس القدرة على جذب الإلكترونات المشتركة. الذرة الأكثر سالبية تجذب زوج الإلكترونات المشتركة فى اتجاهها أكثر من الأخرى.
يقضى زوج الإلكترونات وقتاً متساوياً بين كل من الذرتين. يقضى زوج الإلكترونات وقتاً أطول حول الذرة الأكثر سالبية.
تكون شحنة كل من الذرتين = صفر تكتسب الذرة الأكثر سالبية شحنة سالبة جزئية والذرة الأخرى شحنة موجبة جزئية.

أمثلة:-
جزئ الفلور – جزئ الهيدروجين – جزئ النيتروجين – جزئ الأكسجين – جزئ الكلور أمثلة:-
جزئ فلوريد الهيدروجين – جزئ الماء – جزئ النشادر – جزئ كلوريد الهيدروجين

جزئ الكلور

جزئ الهيدروجين

جزئ الأكسجين
جزئ النشادر

جزئ الماء

جزئ فلوريد الهيدروجين
النظريات التى وضعت لتفسر الرابطة التساهمية
[1] النظرية الإلكترونية للتكافؤ (الثمانيات):- وضعها العالمان (كوسل) و (لويس)
النظرية:-
أنه بخلاف الهيدروجين والليثيوم والبريليوم تميل جميع ذرات العناصر للوصول إلى التركيب الثمانى

عيوب النظرية الإلكترونية للتكافؤ:-
لم تفسر الشكل الفراغى للجزىء والزوايا بين الروابط فيه.
لم تستطع تفسير شذوذ استقرار بعض الذرات بأقل أو أكثر من ثمانية إلكترونات.
مثل:
[أ] فى جزئ ثالث فلوريد البورون:- تكون ذرة البورون محاطة بستة إلكترونات فقط.
[ب] فى جزئ خامس كلوريد الفوسفور:- تكون ذرة الفوسفور محاطة بعشرة إلكترونات.

BF3 فلوريد البورون PCl5 خامس كلوريد الفوسفور
[2] نظرية رابطة التكافؤ:-
بنيت نظرية رابطة التكافؤ على نتائج ميكانيكا الكم وهى أن الإلكترون جسيم مادى له خواص موجية يحتمل تواجده فى أية منطقة من الفراغ المحيط بالنواة.
النظرية:-
تتكون الرابطة التساهمية بتداخل أوربيتال ذرى من أحد الذرتين به إلكترون مفرد مع أوربيتال ذرى من الذرة الأخرى به إلكترون مفرد
مثال [1] تكوين جزئ الهيدروجين:-
يتم عن طريق تداخل أوربيتال 1s لكل من الذرتين حيث يحتوى كل منهما على إلكترون مفرد.

مثال [2] تكوين جزئ فلوريد الهيدروجين:- يتكون بتداخل أحد أوربيتالات المستوى الفرعى (2p) الذى يحتوى على إلكترون مفرد من الفلور مع الأوربيتال (1s) الذى يحتوى على إلكترون مفرد من الهيدروجين.

9F 1s2 – 2s2 – 2p5
1H 1s1
التهجين
هو اتحاد أو تداخل بين أوربيتالين مختلفين أو أكثر فى نفس الذرة ينتج عنه أوربيتالات ذرية جديدة تعرف بالأوربيتالات المهجنة
حدوث عملية التهجين:-
تتم عملية التهجين بين أوربيتالات الذرة الواحدة.
التهجين يتم بين الأوربيتالات المتقاربة فى الطاقة مثل: (2s) مع (2p) أو (4s) مع (3d) … الخ
عدد الأوربيتالات المهجنة = عدد الأوربيتالات النقية الداخلة فى التهجين.
الأوربيتالات المهجنة أكثر بروزاً للخارج حتى تكون قدرتها على التداخل أكبر من قدرة الأوربيتالات النقية.

أنواع التهجين:- مثال ذرة الكربون

المقارنة sp3 Sp2 sp
الأوربيتالات الداخلة فى التهجين أوربيتال (2s) مع ثلاثة أوربيتالات (2p) أوربيتال (s) مع 2 أوربيتال (2p) أوربيتال (2s) مع أوربيتال (2p)
الأوربيتالات المهجنة 4 أوربيتالات (sp3) متكافئة فى الطاقة والشكل الفراغى 3 أوربيتالات (sp2) بالإضافة إلى أوربيتال (2pz) غير مهجن يكون عمودى. 2 أوربيتال (sp) بالإضافة إلى 2 أوربيتال (2py, 2pz) غير مهجن عمودى.
الزوايا بين الأوربيتالات المهجنة 28/ 109 5
لتقليل قوى التنافر
وتصبح أكثر استقراراً 120 5
لتقليل قوى التنافر وتصبح أكثر استقراراً 180 5
لتقليل قوى التنافر وتصبح أكثر استقراراً
الشكل الفراغى هرم رباعى الأوجه مثلث مستوى خطى
مثال الكربون فى الميثان الإيثيلين الأسيتيلين
أولاً: تهجين ذرة الكربون فى جزئ الميثان:-

ذرة مثارة ذرة مستقرة 

التهجين sp3

ثانياً: تهجين ذرة الكربون فى جزئ الاثيلين

C2H4

بين ذرتى الكربون رابطة ثنائية: (رابطة واحدة قوية + رابطة واحدة π باى)
بين كل ذرة كربون والهيدروجين أربع روابط
ثالثاً: تهجين ذرة الكربون فى جزئ الأسيتيلين

C2H2

توجد بين ذرتى الكربون رابطة ثلاثية (2 π + )
و بين كل ذرة كربون والهيدروجين رابطتين أحاديتين .
[3] نظرية الأوربيتالات الجزيئية:-
النظرية:-
الجزىء وحدة واحدة أو ذرة كبيرة متعددة الأنوية يحدث فيها تداخل بين جميع الأوربيتالات الذرية لتكوين أوربيتالات جزيئيه
يرمز للأوربيتالات الجزيئية بالرمز سيجما وباى …… الخ.
[1] الرابطة سيجما :-
تنشأ من تداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضها البعض بالرأس عندما يكون الأروبيتالان المتداخلان على خط واحد فيحدث أقصى تداخل لذلك فهى رابطة قوية صعبة الكسر.
[2] الرابطة باى :-
تنشأ من تداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضها البعض بالجنب عندما يكون الأوربيتالان المتداخلان متوازيان فيحدث تداخل ضعيف لذلك فهى سهلة الكسر

رابطة سيجما (قوية) رابطة باى (ضعيفة)

s/s
p/p

s/p
ثالثاً: الرابطة التناسقية
تتكون بين ذرتين إحداهما بها أوربيتال به زوج حر من الإلكترونات وتسمى الذرة المانحة والثانية بها أوربيتال فارغ وتسمى الذرة المستقبلة
تعتبر الرابطة التناسقية إحدى أنواع الرابطة التساهمية حيث لا يختلف زوج الإلكترونات المكون للرابطتين إلا من حيث المنشأ؛ فمصدر زوج الإلكترونات فى الرابطة التساهمية يكون الذرتين المشاركتين بينما فى الرابطة التناسقية يكون مصدر الإلكترونات هو الذرة المانحة.
مثال1: تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ وتحدث عند ذوبان الأحماض فى الماء:

أيون هيدرونيوم الذرة المستقبلة H الذرة المانحة O

وبذلك لا يوجد أيون الهيدروجين الناتج من تأين الأحماض فى محاليلها المائية منفرداً لأنه ينجذب إلى زوج الإلكترونات الحر الموجود على ذرة الأكسجين لأحد جزيئات الماء ويرتبط مع جزئ الماء برابطة تناسقية.
مثال2: تكوين أيون الأمونيوم NH4 + عند ذوبان النشادر فى الماء.
الذرة المانحة: بها أوربيتال يحتوى على الأقل على زوج من الإلكترونات الحرة تمنحها إلى ذرة أخرى بها أوربيتال فارغ.
الذرة المستقبلة: بها أوربيتال فارغ ويلزمها زوج إلكترونى لتصل إلى التركيب الثابت.
رابعاً: الرابطة الهيدروجينية
تتكون عندما تقع ذرة الهيدروجين بين ذرتين لهما سالبية كهربية عالية حيث تكون ذرة الهيدروجين مع أحدهما رابطة تساهمية قطبية ومع الأخرى رابطة هيدروجينية فتعمل ذرة الهيدروجين كقنطرة (جسر) تربط الجزيئات معاً
تتكون الروابط الهيدروجينية بسبب وجود القطبية فى المركبات.
مثال: الروابط الهيدروجينية فى الماء:-
.... رابطة هيدروجينية
ــ رابطة تساهمية

مثال: الروابط الهيدروجينية فى فلوريد الهيدروجين:-

ملاحظات:-
الرابطة الهيدروجينية أضعف وأطول من الرابطة التساهمية.
كلما زاد الفرق فى السالبية الكهربية بين العنصر والهيدروجين كلما زادت قوة الرابطة الهيدروجينية.
المركبات ذات الروابط الهيدروجينية جزيئاتها قد تكون على شكل خط مستقيم أو حلقة مغلقة أو شبكة مفتوحة.
مركبات قطبية تذوب فى المذيبات القطبية مثل الماء.
شذوذ درجة غليان المادة (100 5م):-
بسبب وجود الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء والتى تحتاج إلى طاقة حرارية أكثر للتغلب عليها.
خامساً الرابطة الفلزية
لكل فلز شبكة بلورية لها شكل معين تترتب فى هذه الشبكة أيونات الفلز الموجبة أما إلكترونات مستوى الطاقة الخارجى لكل ذرة فتتجمع معاً مكونة سحابة إلكترونية حرة الحركة تربط هذا التجمع الكبير بين الأيونات الفلزية الموجبة.
تعريف الرابطة الفلزية
تنتج من سحابة إلكترونات التكافؤ الحرة التى تقلل من قوى التنافر بين أيونات الفلز الموجبة فى الشبكة البلورية.
ملاحظات:-
وكلما زادت إلكترونات التكافؤ زادت قوة الرابطة الفلزية
وكلما زادت الرابطة الفلزية زادت الصلابة وارتفعت درجة الانصهار.
إلكترونات التكافؤ هى المسئولة عن التوصيل الحرارى والكهربى للفلزات.

الفلز توزيعه الإلكترونى إلكترونات التكافؤ الصلابة
11Na 2, 8, 1 1 لين
12Mg 2, 8, 2 2 طرى
13Al 2, 8, 3 3 صلب
الألومنيوم 13Al أكثر صلابة من الصوديوم 11Na لأن الألومنيوم به 3 إلكترونات للتكافؤ بينما الصوديوم يحتوى على إلكترون واحد للتكافؤ.
الفلزات الإنتقالية أكثر صلابة وأعلى فى درجة الانصهار والغليان من الفلزات الأخرى لأن عدد إلكترونات التكافؤ بها أكبر

المجموعات المنتظمة
هى المجموعات التى تتدرج به الخواص تدرجاً منتظماً لا يوجد فى العناصر الانتقالية
العناصر الممثلة:- تشمل عناصر:-
الفئة (s) فى المجموعتان [(1A), (2A)]
الفئة (p) فى المجموعات [(3A), (4A), (5A), (6A), (7A)]

مثال: عناصر المجموعة الأولى (الأقلاء)
تعرف باسم الأقلاء لأن أكسيدها تذوب فى الماء مكونة القلويات

التوزيع الإلكترونى الرمز العنصر
[2He] 2s1 2, 1 3Li الليثيوم
[10Ne] 3s1 2, 8, 1 11Na الصوديوم
[18Ar] 4s1 2, 8, 8, 1 19K البوتاسيوم
[36Kr] 5s1 2, 8, 18, 8, 1 37Rb الروبيديوم
[54Xe] 6s1 2, 8, 18, 18, 8, 1 55Cs السيزيوم
[86Rn] 7s1 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 87Fr الفرانسيوم
وجودها فى الطبيعة:-
[1] الصوديوم:- يحتل الترتيب السادس من حيث الانتشار فى القشرة الأرضية.
أهم خاماته: الملح الصخرى (NaCl)
[2] البوتاسيوم:- يحتل الترتيب السابع من حيث الانتشار فى القشرة الأرضية.
أهم خاماته:
كلوريد البوتاسيوم فى ماء البحر.
رواسب الكارناليت [KCl.MgCl2.6H2O]
[3] بقية فلزات المجموعة نادرة الوجود.
[4] الفرانسيوم:-
عنصر مشع ينتج من فقد عنصر الأكتنيوم(89Ac227) لجسيم ألفا (2He4)
89Ac227 87Fr223 + 2He4
الخواص العامة لعناصر المجموعة الأولى (A)
[1] تتميز بوجود إلكترون واحد مفرد فى مستوى الطاقة الأخير (ns1) ويترتب على ذلك ما يلى:-
كل عنصر منها تبدأ به دورة جديدة فى الجدول الدورى الحديث.
عدد تأكسدها (+1).
نشطة كيميائيا لسهولة فقد إلكترون التكافؤ.
قيم جهد تأينها الأول تعتبر من أقل قيم جهد تأين جميع العناصر المعروفة.
بينما قيم جهد تأينها الثانى كبير جداً لأنه يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل.
معظم مركباتها أيونية وكل أيون يشبه تركيب الغاز النبيل الذى يسبقه فى الجدول الدورى.
عوامل مختزلة قوية جداً.
أكثر الفلزات ليونة وأقلها درجة إنصهار وغليان.
[2] أكبر الذرات المعروفة حجما فى الجدول الدورة الخاصة به.
ويزداد الحجم الذرى فى المجموعة بزيادة العدد الذرى وترتيب على ذلك ما يلى:-
زيادة نصف قطر الذرة يؤدى إلى:-
تقليل ارتباط إلكترون التكافؤ بنواة الذرة ويجعل فقده سهلاً.
تعتبر أعلى الفلزات إيجابية كهربية ونشاط كيميائى.
كبر أحجام ذراتها وصغر جهد تأينها يؤدى إلى استخدامها فى الخلايا الكهروضوئية كما فى البوتاسيوم والسيزيوم حيث يسهل تحرر إلكترونات من سطح الفلز عند تعرضها للضوء.
الظاهرة الكهروضوئية:-
هى ظاهرة تحرر إلكترونات من سطح بعض المعادن عند تعرضها للضوء.
قلة كثافتها.
صغر سالبيتها الكهربية ولذلك تكون روابط أيونية قوية.
[3] عند إثارة إلكترونات ذرات هذه العناصر إلى مستويات طاقة أعلى فإنها تعطى الألوان المميزة لهذه العناصر.
الكشف الجاف: (كشف اللهب)
طريقة الكشف:-
يغمس سلك من البلاتين فى حمض الهيدروكلوريك المركز لتنقيته.
يغمس السلك فى الملح المجهول ويعرض للهب بنزن غير المضىء.
يكتسب اللهب اللون المميز لكاتيون العنصر.

العنصر الليثيوم الصوديوم البوتاسيوم السيزيوم
اللون المميز قرمزى أصفر ذهبى بنفسجى فاتح أزرق بنفسجى
[4] بسبب نشاطها الكيميائى تحفظ تحت هيدروكربونات سائلة مثل الكيروسين لعزلها عن الهواء والرطوبة.
الخواص الكيميائية
[1] مع الهواء الجوى:- تصدأ فى الهواء وتفقد بريقها لتكوين الأكاسيد.
[2] مع النيتروجين:- يتحد معه الليثيوم مكوناً نيتريد الليثيوم
6Li + N2 2Li3N
ثم يتفاعل نيتريد الليثيوم مع الماء ويعطى هيدروكسيد الليثيوم والنشادر
Li3N + 3H2O 3LiOH + NH3h
[3] مع الماء:- تحل محل هيدروجين الماء مع انطلاق طاقة حرارية تؤدى إلى اشتعال الهيدروجين المتصاعد؛ لذلك لا يستخدم الماء فى إطفاء حرائق الصوديوم.
2Na + 2H2O 2NaOH + H2 h+ طاقة
[4] مع الأكسجين:-
ينتج ثلاثة أنواع من الأكاسيد
مع الليثيوم: يعطى الأكسيد العادى (عدد تأكسد الأكسجين –2)
4Li + O2 Heat 2Li2O أكسيد الليثيوم
مع الصوديوم: يعطى فوق أكسيد الصوديوم (عدد تأكسد الأكسجين –1)
2Na + O2 Heat Na2O2 فوق أكسيد الصوديوم
مع البوتاسيوم والربيديوم والسيزيوم: يعطى السوبر أكسيد (عدد تأكسد الأكسجين – ½)
K + O2 Heat KO2 سوبر أكسيد البوتاسيوم
استخدام سوبر أكسيد البوتاسيوم:
يستخدم فى تنقية جو الغواصات والطائرات من ثانى أكسيد الكربون ويعطى الأكسجين.
4KO2 + 2CO2 CuCl2 / عامل حفاز 2K2CO3 + 3O2
ملاحظات:-
يمكن تحضير أكاسيد هذه العناصر بإذابة الفلز فى غاز النشادر المسال ثم إضافة الأكسجين.
الأكسيد المثالى لهذه العناصر هو الأكسيد العادى(X 2O) مثل Na2O.
أكاسيد الأقلاء أكاسيد قاعدية قوية تتفاعل مع الماء منتجة أقوى القلويات ماعدا أكسيد الليثيوم.
[5] مع الأحماض:- تحل محل هيدروجين الحمض ويكون التفاعل عنيفاً.
2Na + 2HCl بارد 2NaCl + H2h
[6] مع الهيدروجين:- يتكون هيدريدات الفلز
2Li + H2 Heat 2LiH هيدريد الليثيوم
2Na + H2 Heat 2Na H هيدريد الصوديوم
ملاحظات:-
الهيدريدات مركبات أيونية تتحلل كهربياً ويتصاعد الهيدروجين عن المصعد.
عدد تأكسد الهيدروجين فيها (-1)
[7] مع الهالوجينات:- يكون التفاعل مصحوباً بانفجار وتتكون هاليدات أيونية شديدة الثبات.
2Na + Cl2 2NaCl
2K + Br2 2KBr
[8] مع اللافلزات الأخرى:- تتحد مع الكبريت والفوسفور
2Na + S Na2S كبريتيد صوديوم
3K + P K3P فوسفيد بوتاسيوم
[9] أثر الحرارة على الأملاح الأكسجينية للأقلاء:-
جميع كربونات الأقلاء لا تنحل بالحرارة ماعدا كربونات الليثيوم ينحل عند 1000 5م
Li2CO3 1000 oc Li2O + CO2
تنحل نترات الأقلاء انحلالاً جزئياً إلى نيتريت الفلز والأكسجين.
2NaNO3 Heat 2NaNO2 + O2
ملاحظات:-
يصاحب انحلال نترات البوتاسيوم انفجار شديد لذلك تستخدم فى صناعة البارود
لا يستخدم نترات الصوديوم فى صناعة البارود لأنها مادة متميعة؛ تمتص الرطوبة من الجو.
استخلاص فلزات الأقلاء من خاماتها
لا توجد على حالة انفراد.
توجد فى شكل مركبات أيونية.
يصعب الحصول على الأقلاء بالطرق الكيميائية لصعوبة إرجاع الإلكترون المفقود من الفلز
Na+ + e- Na
تحضيرها:-
بالتحليل الكهربى لمصهور هاليداتها فى وجود بعد المواد الصهارة التى تخفض درجة انصهار هذه الهاليدات.
حيث تمكن العالم ”ديفى“ من الحصول على الصوديوم والبوتاسيوم بالتحليل الكهربى

[أ] التحضير فى الصناعة:-
يحضر بواسطة التحليل الكهربى لمحلول كلوريد الصوديوم.
[ب] أهم خواصه:-
مركب أبيض متميع.
له تأثير كاوِ على الجلد.
يذوب فى الماء مكوناً محلولاً قلوياً وذوبانه طارد للحرارة.
يتفاعل مع الأحماض مكوناً ملح الصوديوم للحمض والماء:-
مع حمض الهيدروكلوريك:-
NaOH + HCl NaCl + H2O
مع حمض الكبريتيك:-
2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
[ج] أهم استخداماته:-
يدخل فى كثير من الصناعات: (الصابون – الورق – الحرير الصناعى)
تنقية البترول من الشوائب الحامضية.
الكشف عن الشقوق القاعدية (الكاتيونات):-
[أ] الكشف عن كاتيون النحاس (Cu2+):-

CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4
راسب أزرق
الراسب الأزرق يسود بالتسخين:-
Cu(OH)2 Heat CuO + H2O
[ب] الكشف عن كاتيون الألومنيوم (Al3+):-

AlCl3 + 3NaOH Al(OH)3 + 3NaCl
راسب أبيض
يذوب الراسب فى وفرة من هيدروكسيد الصوديوم لتكون ميتا ألومينات الصوديوم الذى يذوب فى الماء:-
Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2H2O

الملح المتهدرت منها يسمى صودا الغسيل وصيغتها: Na2CO3 . 10 H2O
[أ] التحضير:-
(1) فى المعمل:-
بإمرار غاز ثانى أكسيد الكربون فى محلول هيدروكسيد الصوديوم الساخن.
يترك المحلول يبرد تدريجيا حيث تنفصل بلورات كربونات الصوديوم.
(2) فى الصناعة (طريقة سولفاى):-
إمرار غاز النشادر وثانى أكسيد الكربون فى محلول مركز من كلوريد الصوديوم فيتكون بيكربونات الصوديوم.
NH3 + CO2 + H2O +NaCl NaHCO3 + NH4Cl
تنحل بيكربونات الصوديوم بالتسخين إلى كربونات صوديوم وماء.
2NaHCO3 Heat Na2CO3 + H2O + CO2
[ب] أهم خواصه:-
مسحوق أبيض يذوب بسهولة فى الماء ومحلوله قاعدى التأثير.
تنصهر دون أن تتفكك عند تسخينها.
تتفاعل مع الأحماض ويتصاعد غاز ثانى أكسيد الكربون (اختبار الحامضية).
Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + H2O + CO2
[ج] أهم الاستخدامات:- 1- صناعة الزجاج. 2- صناعة الورق.
3- صناعة النسيج. 4- إزالة عسر الماء.

المجموعة الخامسة عشر

التوزيع الإلكترونى الرمز العنصر
[2He] 2s2, 2p3 2, 5 7N النيتروجين
[10Ne] 3s2, 3p3 2, 8, 5 15P الفوسفور
[18Ar] 4s2, 3d10, 4p3 2, 8, 18, 5 33As الزرنيخ
[36Kr] 5s2, 4d10, 5p3 2, 8, 18,18, 5 51Sb الأنتيمون
[54Xe] 6s2, 4f14, 5d10, 6p3 2, 8, 18, 32, 18, 5 83Bi البزموت
وجودها فى الطبيعة:-
[1] النيتروجين:- يمثل 4/5 حجم الهواء الجوى.
[2] الفوسفور:- الأكثر انتشاراً فى القشرة الأرضية.
أهم خاماته:-
فوسفات الكالسيوم الصخرى : Ca3(PO4)2
الأباتيت : CaF2. Ca3 (PO4)2
[3] خامات الزرنيخ والأنتيمون والبزموت هى:- الكبريتيدات:- Sb2S3, As2S3, Bi2S3
الخواص العامة لعناصر المجموعة الخامسة (A)
[1] التدرج فى الصفة الفلزية واللافلزية:-
تزداد الصفة الفلزية وتقل الصفة اللافلزية بزيادة العدد الذرى

النيتروجين والفوسفور الزرنيخ والأنتيمون البزموت
لافلزات أشباه فلزات فلز
ملحوظة:- البزموت قدرته على التوصيل الكهربى ضعيفة.
[2] عدد الذرات فى جزئ العنصر:-
فى النيتروجين: الجزىء يتكون من ذرتين N2
الفوسفور والزرنيخ والأنتيمون:
الجزىء فى الحالة البخارية يتكون من أربع ذرات Sb4, As4, p4
فى البزموت: الجزىء فى الحالة البخارية يتكون من ذرتين Bi2
[3] أعداد التأكسد: تتراوح من (-3 إلى +5) لأنها أما أن تكتسب ثلاثة إلكترونات عن طريق المشاركة أو تفقد خمسة إلكترونات.
ملاحظات:-
أكبر عدد تأكسد لا يتعدى رقم المجموعة.
عدد تأكسد النيتروجين فى المركبات الهيدروجينية سالب؛ لأن السالبية الكهربية للنيتروجين أكبر من السالبية الكهربية للهيدروجين.
عدد تأكسد النيتروجين فى المركبات الأكسجينية موجب؛ لأن السالبية الكهربية للأكسجين أكبر من السالبية الكهربية للنيتروجين.

المركب الصيغة عدد التأكسد المركب الصيغة عدد التأكسد
النشادر NH3 -3 أكسيد النيتروز N2O +1
الهيدرازين N2H4 -2 أكسيد النيتريك NO +2
هيدروكسيل أمين NH2OH -1 ثالث أكسيد النيتروجين N2O3 +3
النيتروجين N2 صفر ثانى أكسيد النيتروجين N2O4
NO2 +4
خامس أكسيد النيتروجين N2O5 +5
ظاهرة التآصل:-
وجود العنصر فى عدة صور تختلف فى خواصها الفيزيائية وتتفق فى الخواص الكيميائية
تتميز به اللافلزات الصلبة.
ترجع ظاهرة التآصل إلى وجود العنصر فى أكثر من شكل بلورى يختلف كل شكل عن الآخر فى ترتيب الذرات وفى عددها.
النيتروجين (غاز) والبزموت (فلز) لذلك لا يوجد بهما ظاهرة التآصل.

العنصر الصورة التآصلية
الفوسفور شمعى أبيض / أحمر / بنفسجى
الزرنيخ أسود / رمادى / شمعى أصفر
الأنتيمون أصفر / أسود
[4] مع الأكسجين:-
تتكون أكاسيد بعضها حمضى وبعضها متردد وبعضها قلوى حيث تزداد الصفة القاعدية وتقل الصفة الحامضية بزيادة العدد الذرى.

خامس أكسيد البزموت ثالث أكسيد الأنتيمون خامس أكسيد النيتروجين
Bi2O5 Sb2O3 N2O5
قاعدى متردد حامضى
[5] مع الهيدروجين:-
تتكون مركبات هيدروجينية يكون عدد تأكسد العنصر فيها (-3)

AsH3 PH3 NH3
الأرزين الفوسفين النشادر
بزيادة العدد الذرى:-
- تقل الصفة القطبية لهذه المركبات. - يقل ثباتها فيسهل تفككها بالحرارة.
- تقل قابليتها للذوبان فى الماء. - تقل الصفة القاعدية.

أهم الخواص الكيميائية:-
تفاعلات عنصر النيتروجين مع العناصر الأخرى لا تتم إلا فى وجود شرر كهربى أو قوس كهربى أو تسخين شديد. وذلك لصعوبة كسر الرابطة الثلاثية فى جزئ النيتروجين N N
[1] مع الهيدروجين:-
N2 + 3H2 شرارة كهربية 2NH3 نشادر
[2] مع الأكسجين:-
N2 + O2 قوس كهربى /3000 5م 2NO أكسيد نيتريك
2NO + O2 2NO2 غاز بنى محمر (ثانى أكسيد نيتروجين)
[3] مع الفلزات النشطة:- يتفاعل بالتسخين
3Mg + N2 Heat Mg3N2نيتريد ماغنسيوم
نيتريد الماغنسيوم يتحلل فى الماء ويتصاعد غاز النشادر
Mg3N2 + 6H2O 2NH3 + 3Mg(OH) 2
[4] مع كربيد الكالسيوم CaC2:- يعطى سياناميد الكالسيوم (سماد زراعى)
CaC2 + N2 قوس كهربى CaCN2 + C
أهمية سياناميد الكالسيوم:- يستخدم فى الزراعة كسماد لأنه يتفاعل مع ماء الرى ويتصاعد النشادر الذى يعتبر مصدراً للنيتروجين فى التربة.
CaCN2 + 3H2O CaCO3 + 2NH3

أولاً: غاز النشادر NH3
التحضير فى المعمل:-
يحضر بتسخين كلوريد الأمونيوم والجير المطفأ.
2NH4Cl+Ca(OH)2Heat
2NH3 + 2H2O +CaCl2
ملاحظات:-
يجفف غاز النشادر بإمراره على أكسيد كالسيوم (جير حى) ولا يجفف بحمض الكبريتيك لأنه يتفاعل معه.
يجمع بإزاحة الهواء إلى أسفل لأنه أخف من الهواء.
خواص الغاز:-
سريع الذوبان فى الماء.
غاز النشادر أنهيدريد قاعدة:-
لأنه يذوب فى الماء مكونا قلوى.
NH3 + HOH NH4OH
محلولـه قلوى التأثير على عباد الشمس (يزرق عباد الشمس)
لا يشتعل ولا يساعد على الاشتعال.
الغاز عديم اللون وله رائحة نفاذة وخانق.

تجربة النافورة:- لإثبات:-
أن غاز النشادر يذوب فى الماء.
محلول النشادر فى الماء قلوى التأثير على عباد الشمس.
التحضير فى الصناعة:-
طريقة هابر :-
تتم بإمرار غاز النيتروجين والهيدروجين على عوامل حفز مثل الحديد والموليبدنيوم تحت ضغط 200 جو و500 5م
N2 + 3H2 200 at/500oc/Fe/Mo 2NH3
الكشف عن غاز النشادر:-
يكون سحب بيضاء عند تقريب ساق مبلله بحمض الهيدروكلوريك لفوهة المخبار فتتكون سحب بيضاء لتكون كلوريد الأمونيوم.
NH3 + HCl NH4Cl
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
ابراهيم الشنطي
Admin
ابراهيم الشنطي


عدد المساهمات : 75519
تاريخ التسجيل : 28/01/2013
العمر : 78
الموقع : الاردن

 أساسيات الكيمياء Empty
مُساهمةموضوع: رد: أساسيات الكيمياء    أساسيات الكيمياء Emptyالأحد 25 نوفمبر 2018 - 3:40

.. تابع

شرح مبسط لبعض تعريفات الكيمياء الجزء الثانى


أهمية النيتروجين للنبات:-
أهم مصادر التغذية لأنه عنصر هام فى تركيب البروتين.
ملاحظات:-
كمية النيتروجين الموجودة فى التربة تقل مع مرور الزمن.
ولذلك لابد من إمداد التربة بعنصر النيتروجين على هيئة أملاح الأمونيوم واليوريا فى صور أسمدة نيتروجينية أو طبيعية (روث البهائم) التى تذوب فى ماء الرى وتمتصها جذور النباتات.
يعتبر النشادر المادة الأولية الرئيسية التى تصنع منها معظم الأسمدة النيتروجينية (الآزوتية)

أولاً:- صناعة الأسمدة النيتروجينية غير العضوية:-
يتم بتعادل الأمونيا والحمض المناسب:-
(1) مع حمض النيتريك:-
NH3 + HNO3 NH4NO3 نيترات أمونيوم
(2) مع حمض الكبريتيك:-
2NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4 كبريتات الأمونيوم (سلفات النشادر)

ثانياً: تحضير سماد نيتروجينى فوسفاتى:-
مثال: تحضير فوسفات الأمونيوم:-
التعادل بين حمض الأرثوفوسفوريك ومحلول الأمونيا:-
H3PO4 + 3NH3 (NH4)3PO4 فوسفات الأمونيوم

بعض الملاحظات على الأسمدة الشائعة:-

السماد الملاحظة
نيترات الأمونيوم ·36 تحتوى على نسبة عالية من النيتروجين (35%)
·37 سريعة الذوبان فى الماء.
·38 الزيادة منها يسبب حموضة التربة.
كبريتات الأمونيوم ·39 تعمل على زيادة حموضة التربة.
·40 يجب معادلة التربة التى تعالج بصفة مستمرة بهذا النوع من الأسمدة.
فوسفات الأمونيوم ·41 سريع التأثير فى التربة.
·42 يمدها بنوعين من العناصر الأساسية {النيتروجين – الفوسفور}
سماد اليوريا ·43 يحتوى على نسبة عالية من النيتروجين.
·44 أنسب الأسمدة فى المناطق الحارة لأن درجة الحرارة المرتفعة تساعد على سرعة تفككه إلى أمونيا وثانى أكسيد الكربون.
سائل الأمونيا اللامائية ·45 سماد المستقبل النيتروجينى.
·46 يضاف للتربة على عمق 12 سم.
·47 يتميز بارتفاع نسبة النيتروجين. حوالى (82%)
ثانياً: حمض النيتريك HNO3
تحضيره فى المعمل:-
بتسخين نترات البوتاسيوم مع حمض الكبريتيك المركز بحيث لا تزيد درجة الحرارة عن 100 5م حتى لا ينحل حمض النيترك الناتج.
معادلة التحضير:-
2KNO3 + H2SO4 conc. / heat K2SO4 + 2HNO3
خواص الحمض:-
الخواص الفيزيائية:-
(1) سائل عديم اللون. (2) حمضى التأثير على عباد الشمس (يحمر عباد الشمس)
الخواص الكيميائية:-
[1] الحمض عامل مؤكسد:- لأنه يتحلل بالتسخين ويتصاعد غاز الأكسجين
4HNO3 Heat 4NO2 h+ O2 h+ 2H2O
[2] مع الفلزات النشطة:- التى تسبق الهيدروجين فى السلسلة الكهروكيميائية يتكون نترات الفلز والهيدروجين الذى يختزل الحمض.
Fe + 4HNO3 Heat/dil. Fe(NO3)3 + 2H2O + NO h
[3] مع الفلزات الغير نشطة:- التى تلى الهيدروجين يحدث التفاعل على أساس أن الحمض عامل مؤكسد حيث يتم أكسدة الفلز ثم يتفاعل الأكسيد مع الحمض
3Cu + 8HNO3 Heat/dil. 3Cu (NO3)2 + 4H2O + 2NO h???? ?????
Cu + 4HNO3 Heat/conc. Cu (NO3)2 + 2H2O + 2NO2 hبنى محمر
[4] مع الحديد والكروم والألومنيوم:-
الحمض لا يؤثر فيها بسبب ظاهرة الخمول.
ظاهرة الخمول:- لأن حمض النيتريك عامل مؤكسد فإنه يكون على هذه الفلزات طبقة من الأكسيد غير مسامية واقية تمنع الفلز من التفاعل.

تجربة الحلقة السمراء:-
[1] محلول ملح النيترات + محلول مركز من كبريتات الحديد (II) حديث التحضير.
[2] إضافة قطرات من حمض الكبريتيك المركز باحتراس على جدار الأنبوبة الداخلى حتى يهبط الحمض إلى قاع الأنبوبة.
[3] تظهر حلقة بنية أو سمراء عند سطح الانفصال تزول بالرج أو التسخين.
2NaNO3+6FeSO4+4H2SO4 3Fe2(SO4)3+Na2SO4+4H2O+2NO
FeSO4 + NO FeSO4 . NO مركب الحلقة السمراء
التميز بين أملاح النيترات والنيتريت:-
بإضافة محلول برمنجانات البوتاسيوم المحمضة بحمض الكبريتيك المركز لمحلول الملح.
[أ] عند زوال اللون البنفسجى للبرمنجنات يكون الملح نيتريت.
5KNO2+2KMnO4+3H2SO4 5KNO3+K2SO4+2MnSO4+3H2O

[ب] فى حالة عدم زوال لون البرمنجنات فإن الملح يكون نيترات.
الأهمية الاقتصادية لعناصر المجموعة الخامس (A)

المادة الاستخدام
النيتروجين صناعة النشادر وحمض النيتريك والأسمدة النيتروجينية.
الفوسفور صناعة الثقاب ومبيدات الفئران والألعاب النارية والأسمدة الفوسفاتية وصناعة سبائك البرونز (نحاس – قصدير – فوسفور) الذى تصنع منه مراوح السفن
الأنتيمون صناعة سبيكة الأنتيمون والرصاص (أصلب من الرصاص) وتستخدم فى المراكم
يستخدم كبريتيد الأنتيمون الأصفر فى الصبغات.
البزموت صناعة السبائك التى تتميز بانخفاض درجة انصهارها
(سبائك البزموت والرصاص والكادمويوم والقصدير)

العنصر الانتقالى:-
هو العنصر الذى تكون فيه الأوربيتالات (d1-9) أو (f1-13) مشغولة ولكنها غير تامة الامتلاء سواء فى الحالة الذرية أو فى أى حالة من حالات تأكسده




المجموعة 3B 4B 5B 6B 7B 8 1B 2B 
العنصر 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn 
الأهمية الاقتصادية لعناصر السلسلة الانتقالية الأولى


العنصر أهم ما يميزه استخداماته وأهم مركباته 
السكانديوم غير متوفر ليس له استخدامات مهمة 
التيتانيوم
ثانى العناصر وفرة بعد الحديد ·0 أقوى من الصلب وأقل منه كثافة.
·1 مقاوم للتآكل.
·2 يحافظ على متانته فى درجات الحرارة المرتفعة عكس الألومنيوم يفوق الألومنيوم فى صناعة:
-0 الصواريخ.
-1 الطائرات الأسرع من الصوت. 
الفاناديوم ·3 مركباته لها ألوان متعددة وجميلة.
·4 قاسى يتحمل الصدمات -2 يستخدم فى صناعة الصلب.
أهم مركباته:-
-3 خامس أكسيد الفانديوم ويستخدم كعامل حفاز فى صناعة حمض الكبريتيك. 
الكروم ·5 فلز رمادى اللون
·6 أيوناته ملونة.
·7 على درجة عالية من النشاط ولكنه يقاوم فعل العوامل الجوية لتكون طبقة من الأكسيد غير مسامية تمنع استمرار تفاعله مع أكسجين الهواء الجوى. -4 طلاء المعادن.
-5 سبيكة النيكل كروم التى تستخدم فى ملفات التسخين فى المكواة والدفايات الكهربية.
-6 سبيكة الصلب المقاوم للصدأ.

المنجنيز ·8 الثالث فى العناصر الانتقالية من حيث الوفرة 
·9 يشبه الحديد فى مظهره
-7 يستخدم فى صناعة الصلب فى صورة سبيكة فرومنجنيز حيث يتفاعل مع الأكسجين ويمنع تكون فقاعات هوائية داخل الصلب أثناء تبريده.
أهم مركباته:-
-8 ثانى أكسيد المنجنيز ويستخدم:-
(1) عامل مؤكسد قوى.
(2) صناعة العمود الجاف.
-9 برمنجانات البوتاسيوم:- 
ويستخدم كمادة مؤكسدة ومطهرة. 
الحديد ·10 أكثر العناصر الانتقالية وفرة -10 متعددة 
الكوبلت ·11 له اثنا عشر نظيراً مشعاً أهمها كوبلت 60
·12 ضرورى لبعض العمليات الحيوية التى تتم داخل جسم الإنسان.
·13 يدخل فى تركيب فيتامين ب 12 -11 يدخل فى تكوين سبائك عديدة.
-12 تدخل مركباته فى تلوين الزجاج.
أهم مركباته:-
1- كلوريد الكوبلت المائى:-
لونه وردى فاتح ولا يظهر فى الكتابة وعند التسخين تظهر الكتابة باللون الأزرق الغامق ولذلك يستخدم فى صناعة الحبر السرى.
CoCl2.6H2O DCoCl2+ 6H2O
أزرق غامق وردى فاتح
2- كلوريد الكوبلت اللامائى (الأزرق):- يستخدم فى التنبؤات الجوية حيث تطلى به أوراق خاصة وعندما يصبح لونها وردى فاتح يدل على ارتفاع نسبة الرطوبة واحتمال سقوط الأمطار. 
النيكل ·14 مقاوم للصدأ.
·15 لا يتأثر بالقلويات أو الأحماض ولا بفلوريد الهيدروجين السائل. -13 يستخدم فى حفظ فلوريد الهيدروجين السائل.
-14 يستخدم فى السبائك التى تتميز بالصلابة ومقاومة الصدأ والأحماض. 
النحاس ·16 عنصر أحمر طرى.
·17 يتميز بتوصيل حرارى وكهربى عالى. -15 يستخدم فى كثير من الأدوات والأسلاك الكهربية.
-16 يستخدم فى كثير من السبائك مثل النحاس الأصفر والبرونز والعملات المعدنية. 

التركيب الإلكترونى وحالات التأكسد

عدد التأكسد 4s 3d التوزيع الإلكترونى العنصر المجموعة 
+3 ↑↓ ↑ [Ar]3d14s2 21Sc IIIB 
+2، +3، +4 ↑↓ ↑ ↑ [Ar]3d24s2 22Ti IV B 
+2،+3،+4،+5 ↑↓ ↑ ↑ ↑ [Ar]3d34s2 23V V B 
شاذ +2،+3،+4،+5،+6 ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ [Ar]3d54s1 24Cr VI B 
+2،+3،+4،+5،+6،+7 ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ [Ar]3d54s2 25Mn VII B
+2،+3،+4،+5،+6 ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ [Ar]3d64s2 26Fe 
+2،+3،+4،+5 ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ [Ar]3d74s2 27Co 
+2،+3،+4 ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↓↑ ↑↓ [Ar]3d84s2 28Ni 
شاذ +1 ,+2 ↑ ↑↓ ↓↑ ↑↓ ↓↑ ↑↓ [Ar]3d104s1 29Cu I B 
+2 ↑↓ ↓↑ ↑↓ ↓↑ ↑↓ ↑↓ [Ar]3d104s2 30Zn II B 
[1] تقع عناصر السلسة الإنتقالية الأولى بعد الكالسيوم(20Ca) وتركيبه الإلكترونى [18Ar]4s2 حيث يتتابع فيها امتلاء أوربيتالات المستوى الفرعى (3d) الخمسة بالإلكترونات المفردة حتى نصل إلى المنجنيز (3d5) ثم يحدث إزدواج فى الإلكترونات حتى نصل إلى الزنك (3d10)
يشذ التركيب المتوقع لكل من:-
(أ) الكروم (24Cr) يكون : [Ar]3d54s1
(ب) النحاس (29Cu) يكون : [Ar]3d104s1
حيث ينتقل إلكترون من (4s) إلى (3d) حتى يكون (3d) نصف ممتلئ فى الكروم وتام الامتلاء فى النحاس ويكون (s) نصف ممتلئ وبذلك تكون الذرة أكثر استقراراً.
[2] الذرة تكون أقل طاقة وأكثر استقراراً عندما يكون المستوى الفرعى (d) فى إحدى الحالات الآتية:-

خالى (d0) نصف ممتلئ (d5) تام الامتلاء (d10) 
Ti 4+, Sc 3+ Mn2+, Fe3+ Zn2+ 
[3] يسهل أكسدة Fe2+ إلى Fe3+
Fe2+ فقد إلكترون (أكسدة) Fe3+




[4] يصعب أكسدة Mn2+ إلى Mn3+
Mn2+ فقد إلكترون (أكسدة) Mn3+



حالات التأكسد:-
تتميز بتعدد حالات تأكسدها عن الفلزات العادية وذلك لتقارب 3d, 4s فى الطاقة حيث يفقد إلكترونى (4s) أولاً لأنه أبعد عن النواة ثم يتتابع خروج الإلكترونات من (3d).
ملاحظات على حالات التأكسد:-
[1] حيث تتضاعف جهود التأين كلما زادت حالة التأكسد بمقدار الوحدة ويشذ عن ذلك أيون Sc4+ مما يدل على أنه لا يتكون بسهولة لأن ذلك يتسبب فى كسر مستوى طاقة مكتمل.
[2] تعطى جميع عناصر السلسلة الانتقالية الأولى حالة التأكسد (+2) ماعدا السكانديوم يعطى (+3) لأن فى هذه الحالة يكون (3d0) فارغاً تماماً من الإلكترونات فيكون أكثر استقراراً.
[3] تعطى أقصى حالات التأكسد عندما تفقد الذرة جميع إلكترونات المستويين d, s.
Mn7+, Cr4+, V5+, Ti4+, Sc3
[4] أعداد التأكسد لا تتعدى رقم المجموعة ماعدا المجموعة (1B) وتشمل عناصر العملة؛ النحاس والفضة والذهب (+2).
[5] عناصر العملة (النحاس – الفضة – الذهب):- 


النحاس [29Cu] الفضة [47Ag] الذهب [79Au] 
[18Ar] 3d10, 4s1 [36Kr] 4d10, 5s1 [54X] 4f14, 5d10, 6s1 
تعتبر عناصر انتقالية لأنها عند التفاعل تفقد الإلكترون العاشر من (d) المنقول إليها أصلاً من (s) فيصبح (d) غير ممتلئ بعد التفاعل أى فى حالة التأكسد (+2) أو (+3)
[6] عناصر المجموعة (IIB) (الخارصين – الكادميوم – الزئبق):-
لا تعتبر عناصر انتقالية لأن المستوى الفرعى (d10) تام الامتلاء سواء فى الحالة الذرية أو فى أى حالة من حالات التأكسد.

الخواص العامة للعناصر الانتقالية
[1] جميعها فلزات نموذجية:- لأنها تتميز بالخواص الآتية:-
1- قابلة للطرق والسحب. 2- لها بريق ولمعان معدنى.
3- جيدة التوصيل للحرارة والكهرباء. 4- تتميز بدرجات انصهار وغليان مرتفعة.
5- ذات كثافة عالية وحجوم صغيرة. 
6- تكون مع بعضها أو مع فلزات غير انتقالية سبائك.
[2] الحجم الذرى:- بزيادة العدد الذرى يحدث تناقص بسيط فى نصف قطر الذرة حتى أن أنصاف أقطارها تكاد تكون متقاربة فالعناصر من الكروم إلى النحاس تكون أنصاف أقطارها متشابهة ويرجع ذلك إلى عاملين متضادين هما:-
[أ] العامل الأول:- يعمل على نقص نصف قطر الذرة؛ وهو زيادة شحنة النواة من عنصر إلى عنصر مما يسبب نقص الحجم الذرى.
[ب] العامل الثانى:- يعمل على زيادة نصف قطر الذرة؛ وهو زيادة عدد الإلكترونات فى المستوى الفرعى (3d) والذى يؤدى إلى زيادة قوة التنافر مما يسبب زيادة حجم الذرة.
ملاحظات:-
تزداد طاقة التأين بنقص نصف القطر وبالتالى يكون من الصعب تأكسد العناصر كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين.
عندما تتماثل أنصاف الأقطار الذرية تتشابه العناصر فى الخواص كما فى ثلاثية (الحديد – الكوبلت – النيكل)
[3] الكثافة:- الكثافة = 
تزداد بزيادة العدد الذرى 
وحيث أن الحجم الذرى لذرات العناصر الانتقالية تقريباً ثابت فإن الكثافة تزداد بزيادة الكتلة الذرية.
[4] درجة الانصهار والغليان:-
تتميز بارتفاع درجة الانصهار والغليان لوجود إلكترونات مفردة فى (3d, 4s) والتى تكون روابط فلزية تزيد من قوة التجاذب فى الشبكة البلورية للفلز فتحتاج إلى طاقة كبيرة لإبعادها أثناء الانصهار أو الغليان.
[5] الخواص المغناطيسية:- 
العناصر الانتقالية وكثير من مركباتها تتجاذب مع المجال المغناطيسى الخارجى ويرجع ذلك لوجود إلكترونات مفردة فى (3d) وينتج عن حركتها مجالات مغناطيسية تتجاذب مع المجال الخارجى.

تنقسم العناصر الانتقالية من حيث الخواص المغناطيسية إلى:-
[1] مواد بارامغناطيسية. [2] مواد دايامغناطيسية.

المقارنة المواد البارامغناطيسية المواد الدايامغناطيسية 
التعريف مواد تتجاذب مع المجال المغناطيسى الخارجى ويرجع ذلك إلى وجود الإلكترونات المفردة فى أوربيتالات (3d). مواد تتنافر مع المجال المغناطيسى الخارجى ويرجع ذلك إلى ازدواج الإلكترونات فى أوربيتالات (3d). 
العزم المغناطيسى يساوى عدد الإلكترونات المفردة فى أوربيتالات (3d) يساوى صفر 
مثال 26Fe : [18Ar] 4s2 3d6



العزم = 4 30Zn : [18Ar] 4s2 3d10



العزم = صفر 
[6] تنوع الألوان:-
تتميز العناصر الانتقالية بأن أيوناتها أو ذراتها ملونة والسبب فى ذلك أن العناصر الانتقالية تحتوى على إلكترونات مفردة فى (3d) سهلة الإثارة حيث تكفى طاقة الضوء المرئى (ألوان الطيف) إلى إثارتها عن طريق امتصاص المادة لبعض هذه الألوان والتى طاقتها تساوى الطاقة اللازمة لهذا المادة.
واللون الذى لا يمتص يسمى اللون المتمم والذى يعكس فتراه العين.

اللون الممتص اللون المتمم 
برتقالى أزرق 
أصفر بنفسجى 
أحمر أزرق مخضر 
أخضر بنفسجى محمر 
إذا امتصت المادة اللون الأبيض فإن العين ترى هذا المادة سوداء.
إذا لم تمتص المادة أى لون من ألوان الطيف فإن العين ترى هذه المادة بيضاء.
إذا امتصت المادة لون معين من ألوان الطيف ترى هذه المادة باللون المتمم له.
أمثلة:-
مركبات الكوبلت (II):- تمتص اللون الأحمر وتترك اللون المتمم له وهو الأزرق المخضر فترى العين هذه المركبات زرقاء مخضرة.
مركبات النحاس (II):-
تمتص اللون البرتقالى وتترك اللون المتمم له وهو الأزرق.
المركبات تكون عديم اللون فى الحالات الآتية:-
جميع إلكترونات (d10) مزدوجة.
(d0) فارغة من الإلكترونات.
الإلكترونات المفردة تكون فى مستويات (s) أو (p) فتحتاج لإثارتها طاقة أعلى من طاقة الضوء المرئى.
[7] النشاط الحفزى:- (دور العامل الحفاز فى الصناعة)
تعتبر العناصر الانتقالية عوامل حفز مثالية لأنها تحتوى على إلكترونات مفردة فى المستوى الفرعى(d) تكون روابط مع جزيئات المتفاعلات مما يؤدى إلى:-
تركيز هذه المتفاعلات على سطح الحافز، فتزيد من سرعة التفاعل مما يؤدى إلى زيادة الإنتاج.
أمثلة:- لدور العامل الحفاز فى الصناعة:
(1) خامس أكسيد الفانديوم أو أكاسيد الحديد أو أكسيد الكرروم أو البلاتين الغروى المرسب على الاسبستس فى تحضير حمض الكبريتيك.
(2) مركبات التيتانيوم فى تحويل الإيثيلين إلى بولى إيثيلين (البلاستيك)
(3) الحديد أو المولبنديوم فى تحضير النشادر.




[18Ar] 3d6 4s2
الحديد يحتل الترتيب الرابع من حيث الانتشار فى القشرة الأرضية بعد الأكسجين والسليكون والألومنيوم.
يمثل 5% من وزن القشرة الأرضية وتزداد كميته كلما اقتربنا من باطن الأرض.
يوجد بشكل حر فى النيازك.
خاماته:-

الخام الاسم الكيميائى الصيغة الكيميائية اللون 
الماجنيتيت أكسيد حديد مغناطيسى Fe3O4 أسود 
الهيماتيت أكسيد حديد (III) الأحمر غير متهدرت Fe2O3 أحمر داكن 
الليمونيت أكسيد حديد (III) متهدرت 2Fe2O3 .3H2O أصفر 
السيدريت كربونات حديد (II) FeCO3 رمادى مصفر 
وهذه الخامات توجد مختلطة بكثير من الشوائب مثل:-
[1] ثانى أكسيد السليكون (السليكا) SiO2 [2] أكسيد الألومنيوم (الألومنيا) Al2O3
[3] أكسيد الكالسيوم (الجير الحى) CaO [4] أكسيد الماغنسيوم MgO
العوامل التى تتوقف عليها صلاحية الخام اقتصادياً:-
[1] نسبة الحديد فى الخام. [2] تركيب الشوائب الموجودة فى الخام.
[3] نوعية العناصر الضارة المختلطة بالخام مثل الكبريت والفوسفور والزرنيخ.



يقصد به الحصول على الحديد من خاماته فى صور يمكن استخدامه بعدها عملياً 
وتمر بثلاث مراحل هى



تجهيز خامات الحديد الاختزال إنتاج الحديد 
أولاً: تجهيز خامات الحديد:-
الغرض منها:- زيادة نسبة الحديد فى الخام بالتخلص من الشوائب وتحسين الخواص الفيزيائية للخام، وتتم قبل وضع الخام فى أفران استخلاص الحديد.
تتضمن الخطوات التالية:-
[1] عملية التكسير:- 
تحويل الأحجام الكبيرة من الخام إلى أحجام صغيرة حتى يسهل اختزالها.
[2] تنقية الخام وتركيزه:-
ويتم فيها تقليل نسبة الشوائب فى الخام ويتم ذلك بطرق ميكانيكية وفيزيائية.
[3] عملية التلبيد:-
تجميع الخام الناعم إلى حبيبات أكبر فى الحجم ومناسبة لعملية الاختزال.
[4] عملية التحميص:-
تتم بتسخين الخامات بشدة فى تيار من الهواء والغرض منها:-
تجفيف الخام والتخلص من الرطوبة.
رفع نسبة الحديد فى الخام {حتى تصل إلى 69.6 %} بتحويل جميع الخامات إلى أكسيد حديد(III)

FeCO3 FeO + CO2

4FeO + O2 2Fe2O3

2Fe2O3 .3H2O 2Fe2O3 + 3H2O
أكسدة الشوائب:-
S + O2 SO2
4P + 5O2 2P2O5

ثانياً اختزال خامات الحديد:-



فى الفرن العالى فى فرن مدركس 
بغاز أول أكسيد الكربون الناتج من فحم الكوك بالغاز المائى (خليط من أول أكسيد الكربون والهيدروجين) الناتج من الغاز الطبيعى 
الفرن العالى (اللافح):-
وصف الفرن:-
هيكل من الحديد الصلب مبطن بالطوب الحرارى.
ارتفاعه من 30 : 35 متراً وقطره من 6 : 18 متراً
تشغيل الفرن:-
توضع الشحنة (فحم الكوك + خام الحديد + حجر جيرى)
يدفع تيار من الهواء الساخن من فتحات أسفل الفرن.
التفاعلات التى تتم داخل الفرن:-
[ 1] عمليات الاختزال:-
دور فحم الكوك
C + O2 CO2 + طاقة
C + CO2 2CO
يقوم أول أكسيد الكربون الناتج باختزال أكسيد حديد (III)
3CO +Fe2O3 above 700 0c 2Fe + 3CO2
يعرف الحديد الناتج بالحديد الغفل.
الحديد الغفل:-
يتكون من 95% حديد و4% كربون و1% من السليكون والمنجنيز والفوسفور والكبريت.
[2] التخلص من الشوائب:-
دور الحجر الجيرى:- أثر الحرارة على الحجر الجيرى (كربونات الكالسيوم)
CaCO3 CaO + CO2
أكسيد الكالسيوم الناتج من التحلل أكسيد قاعدى يتفاعل مع الأكاسيد الحامضية والمترددة ويتكون الخبث:
CaO + SiO2 CaSiO3 سليكات كالسيوم 
3CaO + P2O5 Ca3(PO4)2 فوسفات كالسيوم 
CaO + Al2O3 Ca(AlO2)2 ألومينات كالسيوم 
الخبث:- (خليط من سليكات وفوسفات وألومينات كالسيوم)
يطفو فوق سطح الحديد لأنه أقل منه كثافة فيعمل على حماية الحديد من التأكسد بتيار الهواء الداخل.
استخدامات الخبث:-
صناعة الأسمنت – رصف الطرق – الطوب الحرارى

فرن مدركس:-
الحصول على الغاز المائى (CO, H2):-
2CH4+CO2+H2Oعامل حفز3CO + 5H2
تشغيل الفرن:-
يتم إدخال خام الحديد (أكسيد حديد III)
يدفع تيار من الغازات المختزلة من فتحات جانبية.
يحدث عملية اختزال لأكسيد الحديد III

2Fe2O3 + 3CO + 3H2 4Fe + 3CO2 + 3H2O
ملاحظات:-
يسمى الحديد الناتج بالحديد الأسفنجى؛ 
وهو عبارة عن حديد مختلط بالشوائب خلطاً ميكانيكياً وعند طرقة تخرج منه الشوائب ويتبقى الحديد بشكل أسفنجى.
دورة الغازات المختزلة دورة مقفلة:-
لأن الغازات الناتجة بعد عملية الاختزال تبرد وتنقى ثم تخلط بالغاز الطبيعى وتمرر على العامل الحفاز وتتحول إلى الغاز المائى ثم تدفع مرة أخرى إلى داخل الفرن.

ثالثاً إنتاج الحديد الصلب:-
تعتمد صناعة الصلب على عمليتين أساسيتين هما:-
التخلص من الشوائب الموجودة فى الحديد.
إضافة بعض العناصر للحديد لتحسين خواصه.
المحولات الأكسجينية (طريقة النفخ):-
مميزاتها:-
[1] سرعة الإنتاج. [2] بساطة التشغيل.
وصف المحول الأكسجينى:-
(1) بوتقة كبيرة من الصلب تتحرك حول محور وسطى.
(2) مبطن من الداخل بخام الدولوميت (MgCO3,CaCO3).
(3) ينفذ من فوهة المحول ماسورة على ارتفاع من 70 : 80 سم فوق سطح الحديد لدخول الأكسجين النقى.
تشغيل الفرن:-
يشحن المحول بالحديد الغفل المنصهر وذلك لتوفير الطاقة اللازمة لصهر الحديد مرة ثانية.
ينفخ الأكسجين النقى المحضر من إسالة الهواء بشدة خلال الماسورة فيتقعر سطح الحديد المنصهر وتزداد المساحة المعرضة للتفاعلات وترتفع درجة الحرارة.
التفاعلات داخل المحول:-
[1] أكسدة الشوائب وجزء من الحديد بالأكسجين وتتكون أكاسيد:
(أ) حامضية مثل: P2O5, SiO2 (ب) قاعدية مثل FeO, MnO
[2] تتحد الأكاسيد الحامضية والقاعدية مع بطانة الفرن (الدولوميت) مكونة الخبث.
الخبث:- خليط من سليكات وفوسفات الحديد والمنجنيز والكالسيوم والماغنسيوم.
[3] يزال الخبث بإمالة المحول حول محوره.
[4] ثم تضاف سبيكة الفرومنجنيز {حديد – منجنيز – كربون}.
فائدة سبيكة الفرومنجنيز:-
يتحد المنجنيز مع الأكسجين المتبقى ويمنع تكوين فقاعات غازية فى الصلب.



الخواص الفيزيائية:-
1- لين نسبياً ولذلك ليس له أهمية صناعية وقابل للطرق والسحب.
2- له خواص مغناطيسية.
3- درجة انصهاره 1500 5م. 4- كثافته 7.86 جم / سم 3
الخواص الكيميائية:-
[1] تأثير الهواء الساخن:- يتفاعل الحديد المسخن لدرجة الاحمرار مع أكسجين الهواء ويتكون أكسيد حديد مغناطيسى
3Fe + 2O2 Heat Fe3O4
[2] أثر الماء:- يتفاعل الحديد المسخن لدرجة الاحمرار مع بخار الماء ويتكون أكسيد حديد مغناطيسى ويتصاعد الهيدروجين.
3Fe + 4H2O 500 0c Fe3O4 + 4H2
[3] مع الكلور:- 
يتكون كلوريد حديد (III) ولا يتكون كلوريد حديد (II) لأن الكلور عامل مؤكسد.
2Fe + 3Cl2 Heat 2FeCl3 
[4] مع الكبريت:- يتكون كبريتيد حديد (II) 
Fe + S Heat FeS
[5] مع الأحماض:- 
أولاً: الأحماض المخففة
مع حمض الهيدروكلوريك المخفف والكبريتيك المخفف 
يتفاعل وتتكون أملاح حديد (II) وذلك لأن الهيدروجين الناتج عامل مختزل.
Fe + 2HCl dil FeCl2 + H2
Fe + H2SO4 dil FeSO4 + H2
ثانياً الأحماض المركزة:-
مع حمض الكبريتيك المركز الساخن:- 
يعطى كبريتات حديد (II) , (III) وثانى أكسيد كبريت وماء.
3Fe + 8H2SO4 conc. / hot FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4SO2 + 8H2O
مع حمض النيتريك المركز:-
يحدث خمول للحديد لتكون طبقة رقيقة من الأكسيد على سطح الفلز تمنع استمرار التفاعل

] أكسيد الحديد (II) FeO:-
صلب أسود لا يذوب فى الماء ولا ينجذب للمغناطيس
تحضيره:-
[1] بتسخين أوكسالات الحديد (II):-

تسخين بمعزل عن الهواء FeO + CO + CO2

ولا يتكون أكسيد حديد (III) لأن أول أكسيد الكربون عامل مختزل.
[2] باختزال الأكاسيد الأعلى بالهيدروجين أو أول أكسيد الكربون:-
Fe2O3 + H2 400/700 0c 2FeO + H2O

Fe3O4 + H2 400/700 0c 3FeO + H2O
الخواص الكيميائية:-
[1] تأثير الهواء الساخن:- يتكون أكسيد حديد (III)
4FeO + O2 Heat 2Fe2O3
[2] مع الأحماض المخففة:- يعطى أملاح حديد (II) والماء.
FeO + H2SO4 dil. FeSO4 + H2O
[2] أكسيد حديد (III) Fe2O3
صلب أحمر لا يذوب فى الماء ويستخدم كلون أحمر فى الدهانات ولا ينجذب للمغناطيس.
تحضيره:-
[1] بتفاعل كلوريد حديد (III) مع الهيدروكسيدات مثل هيدروكسيد الأمونيوم
FeCl3 + 3NH4OH Fe(OH)3 $ + 3NH4Cl
ثم بتسخين هيدروكسيد حديد (III):-
2Fe(OH)3 Heat/ 200oC Fe2O3 + 3H2O
[2] بتسخين كبريتات حديد (II):-
2FeSO4 Heat Fe2O3 + SO2 + SO3
الخواص الكيميائية:-
مع الأحماض المركزة الساخنة:- يعطى أملاح حديد (III) وماء
Fe2O3 + 3H2SO4 Conc./heat Fe2(SO4)3 + 3H2O

Fe2O3 + 6HCl Conc./heat 2FeCl3 + 3H2O

[3] أكسيد حديد مغناطيسى (Fe3O4):-
صلب أسود لا يذوب فى الماء وينجذب للمغناطيس.
تحضيره:-
[1] باختزال أكسيد حديد (III):-
3Fe2O3 + CO 230 – 300 0c 2Fe3O4 + CO2

[2] من الحديد المسخن لدرجة الاحمرار بفعل الهواء أو بخار الماء
الخواص الكيميائية:-
[1] أثر الحرارة:-
2Fe3O4 + O2 Heat 3Fe2O3
[2] مع الأحماض المركزة الساخنة:-
يعطى أملاح حديد (II) وأملاح حديد (III) 
مما يدل على أنه أكسيد مختلط (أكسيد حديد II وأكسيد حديد III)
Fe3O4 + 4H2SO4 Conc./Heat FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O




[أ] الكشف عن كاتيون الحديد (II) (Fe2+):-
محلول ملح الحديد (II) + محلول هيدروكسيد الصوديوم 
راسب أبيض مخضر من هيدروكسيد الحديد (II)
FeSO4 + 2NaOH Fe(OH)2 + Na2SO4
راسب أبيض مخضر
[ب] الكشف عن كاتيون الحديد (III) (Fe3+):-
محلول ملح الحديد (III) + محلول هيدروكسيد الصوديوم 
راسب بنى محمر من هيدروكسيد الحديد (III)
FeCl3 + 3NH4OH Fe(OH)3 + 3NH4Cl 
راسب بنى محمر



السبيكة:-
عبارة عن عنصرين أو أكثر من الفلزات ويمكن أن تتكون من عنصر فلز مع عنصر لا فلز مثل الكربون.
طرق تحضير السبائك:-
[1] الصهر:- حيث تصهر الفلزات مع بعضها البعض ويترك المصهور ليبرد تدرجياً.
[2] الترسيب الكهربى حيث يتم ترسيب كهربى لفلزين أو أكثر فى نفس الوقت من محلول يحتوى على أيونات الفلزين.
مثال:-
تغطية المقابض الحديدية بالنحاس الأصفر (نحاس + خارصين) وذلك بترسيب النحاس والخارصين على هذه المقابض فى نفس الوقت بالتحليل الكهربى لمحلول يحتوى على أيونات النحاس وأيونات الخارصين.

الهدف من تحضير السبائك:- الحصول على صفات مرغوب فيها لا توجد فى الفلز النقى.
أنواع السبائك:-
عندما يكون الحديد نقياً فإن شبكته البلورية تكون الذرات فيها مرصوصة رصاً محكماً وعند الطرق على سطح الفلز فإن ذلك يؤدى إلى تحرك طبقة ذرات الفلز فوق طبقة أخرى (انزلاق).
[1] السبائك البينية:- 
تتكون من تداخل بعض ذرات الفلز (أو اللافلز) خلال الشبكة البلورية للفلز الآخر.
وقد تكون الذرات المضافة:-
(أ) كبيرة الحجم:- 
ووجودها فى السبيكة يؤثر فى انزلاق طبقات الفلز وبذلك تكون السبيكة أكثر صلابة من الفلز الأصلى.
(ب) صغيرة الحجم:-
وجودها فى السبيكة يؤدى إلى تغير نظام الطبقات فلا تنزلق كما فى الفلز النقى.
ووجود هذه الذرات داخل الشبكة البلورية للفلز يؤثر فى:-
1- خواص الطرق والسحب. 2- درجات الانصهار
3- التوصيل الكهربى. 4- الخواص المغناطيسية
5- الصلابة والمتانة. 6- مقاومة الصدأ.
[2] السبائك الاستبدالية:-
مثل:- سبائك الحديد والكروم (صلب لا يصدأ) / الحديد والنيكل / الذهب والنحاس.
يتم فيها استبدال بعض ذرات الشبكة البلورية للفلز بذرات الفلز المضاف.
شروطها:- يجب أن يتشابه الفلزان فى:-
1- الشكل البلورى. 2- الخواص الكيميائية.
3- الحجم وتكون من نفس المجموعة.
[3] السبائك البينفلزية:-
مثل:- كربيد الحديد Fe3C (سيمنتيت). ويوجد أيضاً فى الحديد الزهر
فيها تتحد العناصر المكونة للسبيكة اتحاداً كيميائياً ليتكون مركب كيميائى له خواص جديدة.
تتميز بما يلى:-
الصيغة الكيميائية لها لا تخضع لقوانين التكافؤ المعروفة.
تكون صلبة.
تتكون من فلزات لا تقع فى مجموعة واحدة من الجدول الدورى
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
https://shanti.jordanforum.net
 
أساسيات الكيمياء
الرجوع الى أعلى الصفحة 
صفحة 1 من اصل 1
 مواضيع مماثلة
-
» علم الكيمياء
» موسوعة علم الكيمياء
»  أقسام وأفرع الكيمياء
» أساسيات تغذية الإنسان
» أساسيات محاسبة (1)_ تعليم مفتوح

صلاحيات هذا المنتدى:لاتستطيع الرد على المواضيع في هذا المنتدى
منتدى الشنطي :: موسوعة العلوم والمعارف :: موسوعة علم الكيمياء-
انتقل الى: