الرئيسيةتـدرج الخـواص في الجـدول الدوري
صفحة 1 من اصل 1 • شاطر
تـدرج الخـواص في الجـدول الدوري
من طرف Admin الأربعاء نوفمبر 02, 2011 9:36 pm
نصف قطــر الـذرة
تعـريـف نصف قطــر الــذرة
نصف المسافة بين مركزي ذرتين متماثلين فى جزئ ثنائي الذرة
نصف القطــر التساهمــى
فى حالــة ذرتيـن متماثلتيـن
نصف المسافة بين نوتى ذرتين متماثلتين ومتحدتين
فى حالــة ذرتيـن غيـر متماثلتيــن
= طول الرابطة بين ذرتين غير متماثلتين ـ نصف قطر الذرة الأخرى
نـصف القطــر الأيونـى
طول الرابطة بين مركزي نوتين متحدتين مقسوما على إثنين = طول الرابطة / 2
طــول الرابطـــة هو مجموع نصفى قطري الأيون الموجب والسالب
المسافة بين مركزي نوتي ذرتين متحدتين
تقاس طــول الرابطــة بواسطــة
1- الأشعة السينية
2- حيود الإلكترونات
* العلاقــــة بيـن نصف قطــر الــذرة والأيــون
في حالـة العناصـر الفلزيــة
- يكون نصف قطر الأيون الموجب أقل من نصف قطر ذرته
- قطر ذرة الصوديوم > قطر أيون الصوديوم
-مثلا : قطر أيون الحديد Fe+2 > قطر أيون الحديد Fe+3
في حالـة العناصـر اللافلزيـة
-يكون نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرته
-مثلا : نصف قطر ايون الكلوريد أكبر من نصف قطر ذرة الكلور
تــدرج خـواص نصف القطـــر
في الدورة الأفقية يقل نصف القطر تدريجيا بزيادة العدد الذرى
في المجموعة الرأسية يزداد نصف القطر بزيادة العدد الذرى كلما اتجهنا لأسفل
مــــلاحظات
-لا يمكن اعتبار أن نصف قطر الذرة المسافة بين النواة وابعد إلكترون وذلك لأنة :-
-لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة بدقة وذلك لأن الإلكترون لة خواص موجية
- لا يمكن قياس نصف قطر الذرة فيزيقيا لأنة لا يمكن تحديد موضع الإلكترون حول النواة فيزيقيا
*يعتمد نصف القطر الإيونى على عدد الإلكترونات المكتسبة أو المفقودة
* يتناسب نصف القطر تناسبا عكسيا مع العدد الذرى فى الدورة و طرديا فى المجوعة
*فى الدورة تكون أكبر الذرات حجما فى المجموعة الأولى ثم يقل الحجم تدريجيا إلى أن نصل إلى نهاية الدورة
*زيادة نصف قطر الذرة فى المجموعة الناتج عن إضافة مستوى طاقة يكون اكبر عن نقص نصف قطر الذرة فى الدورة الناتج عن زيادة واحد بروتون الزيادة فى نصف قطر الذرة يكون بدرجة كبيرة عندما ننتقل من دورة لأخرى في المجموعة الواحدة
*النقص في نصف القطر الذرة يكون بدرجة صغير عند الانتقال من مجموعة لأخرى فى الدورة الواحدة
مسائــل محلولــة
1-إذا كان طول الرابطة في جزئ الكلور Cl-Cl =98و1انجستروم وطول الرابطة بين ذرة الكربون وذرة الكلور =76و1 انجستروم احسب نصف قطر ذرة الكربون
نق الكلور = 98و1 /2= 99و انجستروم
نق الكربون = 76و1 ـ 99و = 77و انجستروم
===========================================================
2-اذا كان طول الرابطة فى جزىء النيتروجين =1.46 انجستروم وطول الرابطة بين الهيدروجين والنيتروجين فى جزىء النشادر=1.03 انجستروم احسب طول الرابطة فى جزىء الهيدروجين
نق ذرة النتروجين = 1.46 / 2= 0.73 انجستروم
نق ذرة الهيدروجين = 1.03 – 0.73 = 0.3 انجستروم
طول الرابطة فى جزىء الهيدروجين = 0.3 ×2= 0.6 انجستروم
===========================================================
3-اذا كان طول الرابطة في جزىء يوديد الميثيل بين الهيدروجين والكربون 1.07 وبين اليود والكربون 1.2 انجستروم ونصف قطر ذة الكربون = 0.77 انجستروم اوجد طول الرابطة في جزىء اليود والهيدروجين
نق ذرة الكربون = 0.77 انجستروم
نق ذرة الهيدروجين = 1.07 – 0.77 = 0.3 انجستروم
طول الرابطة فى جزىء الهيدروجين = 0.6 انجستروم
نق ذرة اليود = 1.2 – 0.77 = 0.43 انجستروم
طول الرابطة فى جزىء اليود = 0.86 انجستروم
علل لا يمكن قياس نصف قطر الذرة فيزيقيا
لأنة لا يمكن تحديد موقع الإلكترون بدقة وذلك لأن الإلكترون له خواص موجية
علل يقل نصف القطر في الدورة بزيادة العدد الذرى
لأن زيادة العدد الذرى ينتج عنة زيادة عدد الشحنات الموجبة داخل النواة فتزداد قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ الخارجية فيقل نصف القطر
علل يزداد نصف القطر في المجموعة بزيادة العدد الذرى
- لأن زيادة العدد الذرى في المجموعة ينتج عنها :-
1- زيادة عدد مستويات الطاقة
2- زيادة قوة التنافر بين الإلكترونات في مستويات الطاقة فتتباعد المستويات عن بعضها
3- تحجب مستويات الطاقة المكتملة قوة جذب النواة عن إلكترونات التكافؤ
علل يعتمد نصف قطر الأيون على عدد الإلكترونات المفقودة والمكتسبة
- لأنة عندما تكتسب الذرة إلكترونات يزداد عدد الشحنات السالبة على عدد الشحنات الموجبة فتقل قوة جذب النواة للإلكترونات التكافؤ فيزداد نصف القطر
-لأنة عندما تفقد الذرة إلكترونات يزداد عدد الشحنات الموجبة على عدد الشحنات السالبة فتزداد قوة جذب النواة للإلكترونات التكافؤ فيقل نصف القطر
علل نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرته
-لأن العناصر اللافلزية تميل إلى اكتساب إلكترونات فتزداد عدد الشحنات السالبة عن عدد الشحنات الموجبة فتكون قوة جذب النواة للإلكترونات التكافؤ فى حالة الايون السالب اقل من قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ فى حالة الذرة المتعادلة فيزداد نصف القطر فى حالة الايون السالب0
علل نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر ذرته
لأنة عندما تفقد الذرة إلكترونات يزداد عدد الشحنات الموجبة على عدد الشحنات السالبة فتزداد قوة جذب النواة للإلكترونات التكافؤ فيقل نصف القطر
علل حجم ذرة الكالسيوم (20)اكبر من حجم ذرة الماغنسيوم (12)
من خلال التوزيع نجد آن كل منهم يقع فى نفس مجموعة ونصف القطر يزداد فى المجموعة بزيادة العدد الذرى 12Mg[Ne10]3S1
20Ca[Ar18] 3S2
علل حجم ذرة الصوديوم (11)اكبر من حجم ذرة الكلور (17)
من خلال التوزيع نجد آن كل منهم يقع فى نفس دورة ونصف القطر يقل فى الدورة بزيادة العدد الذرى 11Na [Ne10]3S1
17Cl [Ne10] 3S23P5
علل نصف قطر أيون Fe+2 أكبر من نصف قطر أيون Fe+3
علل طول الرابطة فى FeCl2 طول الرابطة فى FeCl3
-لأن عدد الإلكترونات حول النواة فى أيون الحديد +2 أكبر من عدد الإلكترونات فى أيون الحديد +3
- تكون قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ فى حالة أيون الحديد +3 أكبر من قوة جذب النواة للإلكترونات فى حالة أيون الحديد +2 فيكون نصف قطر أيون الحديد +3 أقل من نصف قطر أيون الحديد +2
علل مقدار الزيادة فى نصف القطر عند الانتقال من دورة إلى الدورة التي يليها يكون أكبر من مقدار النقص فى نصف القطر عند الانتقال من المجموعة إلى المجموعة التي تليها
-لأن تأثير زيادة غلاف إلكتروني جديد عند الانتقال من دورة إلى الدورة التي
تليها خلال المجموعة يكون أكبر من تأثير إدخال شحنة موجبة عند الانتقال
من مجموعة إلى مجموعة خلال الدورة
جهـد التأيــن ( طاقـة التأين )
مقـدمة
-عندما تكتسب الذرة كمية من الطاقة فإن الإلكترونات تثار وتنتقل من مستوى طاقة أقل إلى مستوى
طاقة أعلى
-إذا كانت كمية الطاقة كبيرة نسبيا فإن الذرة تفقد أقل الإلكترونات ارتباطا بالنواة وتتحول لأيون موجب
تعريــف جهــد التأيــن
كمية الطاقة اللازمة لفصل أقل الإلكترونات ارتباطا بالذرة المفردة وهى في الحالة الغازية وتتحول الذرة لأيون موجب
العلاقــة بيـن عـدد الإلكترونـات المفقـودة وجهـد التأيــن
- جهـد التأيـن الأول يكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنة واحدة موجبة
M →M+ + e
-جهـد التأيـن الثاني يكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنتين موجبتين
M+ →M+2 + e
- جهــد التأيــن الثالث يكون نتيجة تكون أيون يحمل ثلاث شحنة موجبة
M+2→M+3 + e
* مثال الماغنسيوم
Mg → Mg+ + e ΔH = 737 Kj
Mg+ → Mg+2 + e ΔH= 1450 Kj
Mg+2 → Mg+3 + e ΔH= 7730 Kj
* الملاحظة
-زيادة جهد التأين الثاني عن جهد التأين الأول بزيادة عدد الشحنات الموجبة
- جهد التأين الثالث اكبر من جهد التأين الأول و الثاني لأنة يتسبب في كسر مستوى طاقة مستقر
مــــــلاحظات
-جهد التأين تفاعل ماص للحرارة -يعين جهد التأين من القياسات الطيفية
علل جهد التأين الثاني للماغنسيوم أكبر من جهد التأين الأول
-جهد التأين الأول قليل لأن الإلكترون الأول أقل الإلكترونات ارتباطا بالنواة أكثرها بعدا عنها فتكون
كمية الطاقة اللازمة لفصلة قليلة
جهد التأين الثاني يكون كبير لزيادة عدد الشحنات الموجبة فيقل نصف القطر فتزداد قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ فتزداد كمية الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترون الثاني
علل جهد التأين الثالث للماغنسيوم عالي جدا
لأنة يتسبب فى كسر مستوى طاقة مستقر
علل يصعب الحصول على أيون الهليوم
لأنة يتسبب فى كسر مستوى طاقة مستقر
تــدرج جهــود التأيــن الأول
جدول يوضح التدرج فى جهد التأين الأول للعناصر
في المجموعــة
يقل جهد التأين بزيادة العدد الذرى وزيادة نصف القطر
في الــدورة
يزداد جهد التأين الأول في 0 7A 6A 5A 4A 3A 2A 1A
He
3272 H
1311 1
Ne
2080 F
1681 O
1410 N
1403 C
1086 B
801 Be
899 Li
520 2
Ar
1521 Cl
1255 S
999 P
1012 Si
786 Al
577 Mg
737 Na
496 3
Kr
1351 Br
1142 Ca
590 K
419 3
الدورة بزيادة العدد الذرى ونقص نصف القطر عند الانتقال من اليسار إلى اليمين
مــــلاحظات
-جهد التأين يتناسب عكسيا مع العدد الذرة ونصف القطر في المجموعة
-جهد التأين يتناسب طرديا مع العدد الذرى وعكسيا مع نصف القطر في الدورة
-جهد التأين تفاعل ماص للحرارة
-يزداد جهد التأين الأول للعناصر عندما يكون المدار الأخير ممتلئ أو نصف ممتلئ بالإلكترونات لأن ذلك يعطى استقرار للذرة
علل جهد التأين الثاني للصوديوم كبير جدا
لأنة يتسبب فى كسر مستوى طاقة مستقر
علل جهد التأين للكلور أكبر من جهد تأين الصوديوم
من خلال التوزيع نجد آن كل منهم يقع فى نفس دورة وجهد التاين يقل فى الدورة بزيادة العدد الذرى 11Na [Ne10]3S1
17Cl [Ne10] 3S23P5
-لأن حجم ذرة الكلور أصغر من حجم ذرة الصوديوم فتكون كمية الطاقة اللازمة لإزالة أقل الإلكترونات ارتباطا بالنواة في حالة الكلور أكبر من الصوديوم
علل جهد تاين الكالسيوم (20)اقل من جهد تاين الماغنسيوم (12)
من خلال التوزيع نجد آن كل منهم يقع فى نفس مجموعة وجهد التاين يقل فى المجموعة بزيادة العدد الذرى 12Mg[Ne10]3S1
20Ca[Ar18] 3S2
علل يمكن أن يكون للعنصر أكثر من جهد تأين
لأنة يمكن إزالة إلكترون أو أثنين أو ثلاثة من الذرة وبالتالي يكون هناك جهد تأين أول ناتج من تكو كاتيون أحادى وجهد تأن ثاني ناتج من تكون كاتيون ثنائي وجهد تأين ثالث ناتج من تكون كاتيون ثلاثي
علل يزداد جهد التأين في الدورة بزيادة العدد الذرى
لأن زيادة العدد الذرى في الدورة يترتب علية نقص نصف قطر الذرة فيزداد قوة جذب النواة للإلكترونات فتزداد كمية الطاقة اللازمة لإزالة أقل الإلكترونات ارتباطا بالنواة
علل تفقد الفلزات إلكترونات التكافؤ بسهولة
لآن حجم ذراتها كبير و جهد تأينها قليل فيكون ارتباط الإلكترونات بالنواة صغير
علل تكتسب اللافلزات إلكترونات التكافؤ بسهولة
لآن حجم ذراتها صغير وجهد تأينها كبير فيكون ارتباط الإلكترونات بالنواة كبير
علل لا يتمشى جهد تأين 7N ,4Be مع تدرج جهد التأين فى الدورة الثانية
*لأنة من خلال التوزيع الإلكتروني لكل منه النيتروجين 7N 1S2,2S2,2P3) ) يكون المدار الأخير نصف ممتلئ وفى حالة البريليوم 4Be( 1S2,S2) يكون المدار الأخير تام الامتلاء
-فيزداد يزداد استقرار الذرة كلما كان المدار الأخير نصف ممتلئ أو تام الامتلاء
علل يصعب الحصول على Mg+3 ,Al+4
لأنة يتسبب فى كسر مستوى طاقة مستقر
علل: يقل جهد التأين في المجموعة بزيادة العدد الذرى
لأن زيادة العدد الذرى في المجموعة يترتب علية زيادة نصف قطر الذرة فتقل قوة جذب النواة للإلكترونات فتكون كمية الطاقة اللازمة لإزالة أقل الإلكترونات ارتباطا بالنواة قليلة
علل يمكن أن يكون للعنصر أكثر من جهد تأين
علل 13Al له ثلاث جهود تأين
لأن يحتوى على ثلاث إلكترونات فى المستوى الأخير يمكن إزالة إلكترون أو أثنين أو ثلاثة من الذرة وبالتالي يكون هناك جهد تأين أول ناتج من تكون كاتيون أحادى وجهد تأين ثاني ناتج من تكوين كاتيون Al → Al+ + e
Al+ → Al+2 +e
Al+2 → Al+3+e
ثنائى موجب وجهد تأين ثالث ناتج من تكون كاتيون ثلاثي
علل يزداد جهد التأين في حالة 4Be, 12Mg عن باقى عناصر المجموعة الثانية
لأنة من خلال التوزيع الإلكتروني لكل من البريليوم 4Be ( 1S2,2S2) والماغنسيوم 12Mg(1S2,2S22P6 3S2) يكون المدار الأخير لكل منهم تام الامتلاء مما يجعل الذرة أكثر استقرارا
علل يزداد جهد تأين كل من الفوسفور والنيتروجين عن عناصر المجموعة الخامسة
لأنة من خلال التوزيع الإلكتروني لكل من النتروجين 7N ( 1S22S22P3 )والفوسفور15P (1S22S22P63S23P3) يكون المدار الأخير لكل منهم نصف ممتلئ
علل جهود التأين للعناصر النبيلة مرتفعة جدا
علل لا تكون الغازات النبيلة مركبات بسهولة فى درجات الحرارة العادية
لأن المدار الأخير لها مكتمل بالإلكترونات فيكون نظامها الإلكتروني مستقر فيكون جهد التأين الأول لها عالي جدا لأنة يتسبب فى كسر مستوى طاقة مستقر
تعـريـف نصف قطــر الــذرة
نصف المسافة بين مركزي ذرتين متماثلين فى جزئ ثنائي الذرة
نصف القطــر التساهمــى
فى حالــة ذرتيـن متماثلتيـن
نصف المسافة بين نوتى ذرتين متماثلتين ومتحدتين
فى حالــة ذرتيـن غيـر متماثلتيــن
= طول الرابطة بين ذرتين غير متماثلتين ـ نصف قطر الذرة الأخرى
نـصف القطــر الأيونـى
طول الرابطة بين مركزي نوتين متحدتين مقسوما على إثنين = طول الرابطة / 2
طــول الرابطـــة هو مجموع نصفى قطري الأيون الموجب والسالب
المسافة بين مركزي نوتي ذرتين متحدتين
تقاس طــول الرابطــة بواسطــة
1- الأشعة السينية
2- حيود الإلكترونات
* العلاقــــة بيـن نصف قطــر الــذرة والأيــون
في حالـة العناصـر الفلزيــة
- يكون نصف قطر الأيون الموجب أقل من نصف قطر ذرته
- قطر ذرة الصوديوم > قطر أيون الصوديوم
-مثلا : قطر أيون الحديد Fe+2 > قطر أيون الحديد Fe+3
في حالـة العناصـر اللافلزيـة
-يكون نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرته
-مثلا : نصف قطر ايون الكلوريد أكبر من نصف قطر ذرة الكلور
تــدرج خـواص نصف القطـــر
في الدورة الأفقية يقل نصف القطر تدريجيا بزيادة العدد الذرى
في المجموعة الرأسية يزداد نصف القطر بزيادة العدد الذرى كلما اتجهنا لأسفل
مــــلاحظات
-لا يمكن اعتبار أن نصف قطر الذرة المسافة بين النواة وابعد إلكترون وذلك لأنة :-
-لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة بدقة وذلك لأن الإلكترون لة خواص موجية
- لا يمكن قياس نصف قطر الذرة فيزيقيا لأنة لا يمكن تحديد موضع الإلكترون حول النواة فيزيقيا
*يعتمد نصف القطر الإيونى على عدد الإلكترونات المكتسبة أو المفقودة
* يتناسب نصف القطر تناسبا عكسيا مع العدد الذرى فى الدورة و طرديا فى المجوعة
*فى الدورة تكون أكبر الذرات حجما فى المجموعة الأولى ثم يقل الحجم تدريجيا إلى أن نصل إلى نهاية الدورة
*زيادة نصف قطر الذرة فى المجموعة الناتج عن إضافة مستوى طاقة يكون اكبر عن نقص نصف قطر الذرة فى الدورة الناتج عن زيادة واحد بروتون الزيادة فى نصف قطر الذرة يكون بدرجة كبيرة عندما ننتقل من دورة لأخرى في المجموعة الواحدة
*النقص في نصف القطر الذرة يكون بدرجة صغير عند الانتقال من مجموعة لأخرى فى الدورة الواحدة
مسائــل محلولــة
1-إذا كان طول الرابطة في جزئ الكلور Cl-Cl =98و1انجستروم وطول الرابطة بين ذرة الكربون وذرة الكلور =76و1 انجستروم احسب نصف قطر ذرة الكربون
نق الكلور = 98و1 /2= 99و انجستروم
نق الكربون = 76و1 ـ 99و = 77و انجستروم
===========================================================
2-اذا كان طول الرابطة فى جزىء النيتروجين =1.46 انجستروم وطول الرابطة بين الهيدروجين والنيتروجين فى جزىء النشادر=1.03 انجستروم احسب طول الرابطة فى جزىء الهيدروجين
نق ذرة النتروجين = 1.46 / 2= 0.73 انجستروم
نق ذرة الهيدروجين = 1.03 – 0.73 = 0.3 انجستروم
طول الرابطة فى جزىء الهيدروجين = 0.3 ×2= 0.6 انجستروم
===========================================================
3-اذا كان طول الرابطة في جزىء يوديد الميثيل بين الهيدروجين والكربون 1.07 وبين اليود والكربون 1.2 انجستروم ونصف قطر ذة الكربون = 0.77 انجستروم اوجد طول الرابطة في جزىء اليود والهيدروجين
نق ذرة الكربون = 0.77 انجستروم
نق ذرة الهيدروجين = 1.07 – 0.77 = 0.3 انجستروم
طول الرابطة فى جزىء الهيدروجين = 0.6 انجستروم
نق ذرة اليود = 1.2 – 0.77 = 0.43 انجستروم
طول الرابطة فى جزىء اليود = 0.86 انجستروم
علل لا يمكن قياس نصف قطر الذرة فيزيقيا
لأنة لا يمكن تحديد موقع الإلكترون بدقة وذلك لأن الإلكترون له خواص موجية
علل يقل نصف القطر في الدورة بزيادة العدد الذرى
لأن زيادة العدد الذرى ينتج عنة زيادة عدد الشحنات الموجبة داخل النواة فتزداد قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ الخارجية فيقل نصف القطر
علل يزداد نصف القطر في المجموعة بزيادة العدد الذرى
- لأن زيادة العدد الذرى في المجموعة ينتج عنها :-
1- زيادة عدد مستويات الطاقة
2- زيادة قوة التنافر بين الإلكترونات في مستويات الطاقة فتتباعد المستويات عن بعضها
3- تحجب مستويات الطاقة المكتملة قوة جذب النواة عن إلكترونات التكافؤ
علل يعتمد نصف قطر الأيون على عدد الإلكترونات المفقودة والمكتسبة
- لأنة عندما تكتسب الذرة إلكترونات يزداد عدد الشحنات السالبة على عدد الشحنات الموجبة فتقل قوة جذب النواة للإلكترونات التكافؤ فيزداد نصف القطر
-لأنة عندما تفقد الذرة إلكترونات يزداد عدد الشحنات الموجبة على عدد الشحنات السالبة فتزداد قوة جذب النواة للإلكترونات التكافؤ فيقل نصف القطر
علل نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر ذرته
-لأن العناصر اللافلزية تميل إلى اكتساب إلكترونات فتزداد عدد الشحنات السالبة عن عدد الشحنات الموجبة فتكون قوة جذب النواة للإلكترونات التكافؤ فى حالة الايون السالب اقل من قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ فى حالة الذرة المتعادلة فيزداد نصف القطر فى حالة الايون السالب0
علل نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر ذرته
لأنة عندما تفقد الذرة إلكترونات يزداد عدد الشحنات الموجبة على عدد الشحنات السالبة فتزداد قوة جذب النواة للإلكترونات التكافؤ فيقل نصف القطر
علل حجم ذرة الكالسيوم (20)اكبر من حجم ذرة الماغنسيوم (12)
من خلال التوزيع نجد آن كل منهم يقع فى نفس مجموعة ونصف القطر يزداد فى المجموعة بزيادة العدد الذرى 12Mg[Ne10]3S1
20Ca[Ar18] 3S2
علل حجم ذرة الصوديوم (11)اكبر من حجم ذرة الكلور (17)
من خلال التوزيع نجد آن كل منهم يقع فى نفس دورة ونصف القطر يقل فى الدورة بزيادة العدد الذرى 11Na [Ne10]3S1
17Cl [Ne10] 3S23P5
علل نصف قطر أيون Fe+2 أكبر من نصف قطر أيون Fe+3
علل طول الرابطة فى FeCl2 طول الرابطة فى FeCl3
-لأن عدد الإلكترونات حول النواة فى أيون الحديد +2 أكبر من عدد الإلكترونات فى أيون الحديد +3
- تكون قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ فى حالة أيون الحديد +3 أكبر من قوة جذب النواة للإلكترونات فى حالة أيون الحديد +2 فيكون نصف قطر أيون الحديد +3 أقل من نصف قطر أيون الحديد +2
علل مقدار الزيادة فى نصف القطر عند الانتقال من دورة إلى الدورة التي يليها يكون أكبر من مقدار النقص فى نصف القطر عند الانتقال من المجموعة إلى المجموعة التي تليها
-لأن تأثير زيادة غلاف إلكتروني جديد عند الانتقال من دورة إلى الدورة التي
تليها خلال المجموعة يكون أكبر من تأثير إدخال شحنة موجبة عند الانتقال
من مجموعة إلى مجموعة خلال الدورة
جهـد التأيــن ( طاقـة التأين )
مقـدمة
-عندما تكتسب الذرة كمية من الطاقة فإن الإلكترونات تثار وتنتقل من مستوى طاقة أقل إلى مستوى
طاقة أعلى
-إذا كانت كمية الطاقة كبيرة نسبيا فإن الذرة تفقد أقل الإلكترونات ارتباطا بالنواة وتتحول لأيون موجب
تعريــف جهــد التأيــن
كمية الطاقة اللازمة لفصل أقل الإلكترونات ارتباطا بالذرة المفردة وهى في الحالة الغازية وتتحول الذرة لأيون موجب
العلاقــة بيـن عـدد الإلكترونـات المفقـودة وجهـد التأيــن
- جهـد التأيـن الأول يكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنة واحدة موجبة
M →M+ + e
-جهـد التأيـن الثاني يكون نتيجة تكون أيون يحمل شحنتين موجبتين
M+ →M+2 + e
- جهــد التأيــن الثالث يكون نتيجة تكون أيون يحمل ثلاث شحنة موجبة
M+2→M+3 + e
* مثال الماغنسيوم
Mg → Mg+ + e ΔH = 737 Kj
Mg+ → Mg+2 + e ΔH= 1450 Kj
Mg+2 → Mg+3 + e ΔH= 7730 Kj
* الملاحظة
-زيادة جهد التأين الثاني عن جهد التأين الأول بزيادة عدد الشحنات الموجبة
- جهد التأين الثالث اكبر من جهد التأين الأول و الثاني لأنة يتسبب في كسر مستوى طاقة مستقر
مــــــلاحظات
-جهد التأين تفاعل ماص للحرارة -يعين جهد التأين من القياسات الطيفية
علل جهد التأين الثاني للماغنسيوم أكبر من جهد التأين الأول
-جهد التأين الأول قليل لأن الإلكترون الأول أقل الإلكترونات ارتباطا بالنواة أكثرها بعدا عنها فتكون
كمية الطاقة اللازمة لفصلة قليلة
جهد التأين الثاني يكون كبير لزيادة عدد الشحنات الموجبة فيقل نصف القطر فتزداد قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ فتزداد كمية الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترون الثاني
علل جهد التأين الثالث للماغنسيوم عالي جدا
لأنة يتسبب فى كسر مستوى طاقة مستقر
علل يصعب الحصول على أيون الهليوم
لأنة يتسبب فى كسر مستوى طاقة مستقر
تــدرج جهــود التأيــن الأول
جدول يوضح التدرج فى جهد التأين الأول للعناصر
في المجموعــة
يقل جهد التأين بزيادة العدد الذرى وزيادة نصف القطر
في الــدورة
يزداد جهد التأين الأول في 0 7A 6A 5A 4A 3A 2A 1A
He
3272 H
1311 1
Ne
2080 F
1681 O
1410 N
1403 C
1086 B
801 Be
899 Li
520 2
Ar
1521 Cl
1255 S
999 P
1012 Si
786 Al
577 Mg
737 Na
496 3
Kr
1351 Br
1142 Ca
590 K
419 3
الدورة بزيادة العدد الذرى ونقص نصف القطر عند الانتقال من اليسار إلى اليمين
مــــلاحظات
-جهد التأين يتناسب عكسيا مع العدد الذرة ونصف القطر في المجموعة
-جهد التأين يتناسب طرديا مع العدد الذرى وعكسيا مع نصف القطر في الدورة
-جهد التأين تفاعل ماص للحرارة
-يزداد جهد التأين الأول للعناصر عندما يكون المدار الأخير ممتلئ أو نصف ممتلئ بالإلكترونات لأن ذلك يعطى استقرار للذرة
علل جهد التأين الثاني للصوديوم كبير جدا
لأنة يتسبب فى كسر مستوى طاقة مستقر
علل جهد التأين للكلور أكبر من جهد تأين الصوديوم
من خلال التوزيع نجد آن كل منهم يقع فى نفس دورة وجهد التاين يقل فى الدورة بزيادة العدد الذرى 11Na [Ne10]3S1
17Cl [Ne10] 3S23P5
-لأن حجم ذرة الكلور أصغر من حجم ذرة الصوديوم فتكون كمية الطاقة اللازمة لإزالة أقل الإلكترونات ارتباطا بالنواة في حالة الكلور أكبر من الصوديوم
علل جهد تاين الكالسيوم (20)اقل من جهد تاين الماغنسيوم (12)
من خلال التوزيع نجد آن كل منهم يقع فى نفس مجموعة وجهد التاين يقل فى المجموعة بزيادة العدد الذرى 12Mg[Ne10]3S1
20Ca[Ar18] 3S2
علل يمكن أن يكون للعنصر أكثر من جهد تأين
لأنة يمكن إزالة إلكترون أو أثنين أو ثلاثة من الذرة وبالتالي يكون هناك جهد تأين أول ناتج من تكو كاتيون أحادى وجهد تأن ثاني ناتج من تكون كاتيون ثنائي وجهد تأين ثالث ناتج من تكون كاتيون ثلاثي
علل يزداد جهد التأين في الدورة بزيادة العدد الذرى
لأن زيادة العدد الذرى في الدورة يترتب علية نقص نصف قطر الذرة فيزداد قوة جذب النواة للإلكترونات فتزداد كمية الطاقة اللازمة لإزالة أقل الإلكترونات ارتباطا بالنواة
علل تفقد الفلزات إلكترونات التكافؤ بسهولة
لآن حجم ذراتها كبير و جهد تأينها قليل فيكون ارتباط الإلكترونات بالنواة صغير
علل تكتسب اللافلزات إلكترونات التكافؤ بسهولة
لآن حجم ذراتها صغير وجهد تأينها كبير فيكون ارتباط الإلكترونات بالنواة كبير
علل لا يتمشى جهد تأين 7N ,4Be مع تدرج جهد التأين فى الدورة الثانية
*لأنة من خلال التوزيع الإلكتروني لكل منه النيتروجين 7N 1S2,2S2,2P3) ) يكون المدار الأخير نصف ممتلئ وفى حالة البريليوم 4Be( 1S2,S2) يكون المدار الأخير تام الامتلاء
-فيزداد يزداد استقرار الذرة كلما كان المدار الأخير نصف ممتلئ أو تام الامتلاء
علل يصعب الحصول على Mg+3 ,Al+4
لأنة يتسبب فى كسر مستوى طاقة مستقر
علل: يقل جهد التأين في المجموعة بزيادة العدد الذرى
لأن زيادة العدد الذرى في المجموعة يترتب علية زيادة نصف قطر الذرة فتقل قوة جذب النواة للإلكترونات فتكون كمية الطاقة اللازمة لإزالة أقل الإلكترونات ارتباطا بالنواة قليلة
علل يمكن أن يكون للعنصر أكثر من جهد تأين
علل 13Al له ثلاث جهود تأين
لأن يحتوى على ثلاث إلكترونات فى المستوى الأخير يمكن إزالة إلكترون أو أثنين أو ثلاثة من الذرة وبالتالي يكون هناك جهد تأين أول ناتج من تكون كاتيون أحادى وجهد تأين ثاني ناتج من تكوين كاتيون Al → Al+ + e
Al+ → Al+2 +e
Al+2 → Al+3+e
ثنائى موجب وجهد تأين ثالث ناتج من تكون كاتيون ثلاثي
علل يزداد جهد التأين في حالة 4Be, 12Mg عن باقى عناصر المجموعة الثانية
لأنة من خلال التوزيع الإلكتروني لكل من البريليوم 4Be ( 1S2,2S2) والماغنسيوم 12Mg(1S2,2S22P6 3S2) يكون المدار الأخير لكل منهم تام الامتلاء مما يجعل الذرة أكثر استقرارا
علل يزداد جهد تأين كل من الفوسفور والنيتروجين عن عناصر المجموعة الخامسة
لأنة من خلال التوزيع الإلكتروني لكل من النتروجين 7N ( 1S22S22P3 )والفوسفور15P (1S22S22P63S23P3) يكون المدار الأخير لكل منهم نصف ممتلئ
علل جهود التأين للعناصر النبيلة مرتفعة جدا
علل لا تكون الغازات النبيلة مركبات بسهولة فى درجات الحرارة العادية
لأن المدار الأخير لها مكتمل بالإلكترونات فيكون نظامها الإلكتروني مستقر فيكون جهد التأين الأول لها عالي جدا لأنة يتسبب فى كسر مستوى طاقة مستقر
Admin- مدير الموقع
- عدد المساهمات : 4623
تاريخ التسجيل : 17/07/2011 -
رد: تـدرج الخـواص في الجـدول الدوري
من طرف Admin الأربعاء نوفمبر 02, 2011 9:38 pm
الميــل الإلكتروني
*تعـريـف الميــل الإلكتروني
مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة إلكترون وهى فى الحالة الغازية
M + e→ M- + E
تـدرج خاصيــة الميـل الإلكتروني
0 7A 6A 5A 4A 3A 2A 1A
He H
7و72 1
Ne
-29 F
232 O
142 N
-193 C
121 B
29 Be
-242 Li
5و58 2
Cl
349 Na
6و52 3
Br
323 K
48 4
فى الــدورة : - يزداد الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذرى بسبب صغر حجم الذرة مما يسهل على
الذرة أن تكتسب إلكترون جديد
فى المجموعــة : يقل الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذرى
علل يزداد الميل الإلكتروني فى الدورة بزيادة العدد الذرى
لأن زيادة العدد الذرى يترتب علية صغر حجم الذرة مما يترتب علية سهولة جذب إلكترون جديد
علل يقل الميل الإلكتروني في المجموعة بزيادة العدد الذرى
لأن زيادة العدد الذرى يترتب علية زيادة حجم الذرة وزيادة عدد المستويات المكتملة التي تحجب النواة عن إلكترونات التكافؤ فصعب على النواة جذب إلكترون جديد
ملاحظات
- الميل الإلكتروني تفاعل طارد للحرارة
- ينعدم الميل الإلكتروني فى حالة العناصر الخاملة
- يوجد ميل إلكتروني أول وثاني وثالث
- الميل الإلكتروني مصطلح يشير للذرة وهى في الحالة المفردة
-يزداد الميل الإلكتروني إذا كان الإلكترون المكتسب يعمل على استقرار الذرة عن طريق جعل المستوى الأخير مكتمل أو نصف مكتمل بالإلكترونات
-الميل الإلكتروني يتناسب طرديا مع العدد الذرى فى الدورة وعكسيا مع نصف القطر
-الميل الإلكتروني يتناسب عكسيا مع العدد الذرى فى المجموعة و نصف القطر
علل عدم انتظام الميل الإلكتروني فى حالة البريليوم والنيتروجين والنيون عن باقي عناصر الدورة الثانية
علل عدم انتظام تدرج الميل الإلكتروني فى الدورات الأفقية
-لأنة من خلال التوزيع الإلكتروني لكل منهم النتروجين N ( 1S22S22P3 ) يكون المستوى الفرعي 2P نصف مكتمل بالإلكترونات البريليوم 4Be( 1S22S2) يكون المستوى الفرعي 2S تام الامتلاء والنيون 10Ne ( 1S22S22P6)يكون المستوى الفرعي 2P تام الامتلاء وذلك لأن الذرة تكون اكثر استقرار إذا كان المستوى الفرعي الأخير تام الامتلاء أو نصف ممتلئ
علل لا تدخل العناصر الخاملة فى تفاعل كيميائي في الظروف العادية
لانعدام الميل الإلكتروني للعناصر الخاملة منعدم وكبر جهد تأينها وذلك لأن المستوى الأخير مكتمل بالإلكترونات وتكون الذرة فى أكثر حالات الاستقرار
علل الميل الإلكترونى للكلور (17) اكبر من الميل الإلكترونى للصوديوم (11)
من خلال التوزيع نجد آن كل منهم يقع فى نفس دورة والميل الالكترونى يزداد فى الدورة بزيادة العدد الذرى 11Na [Ne10]3S1
17Cl [Ne10] 3S23P5
علل الميل الالكترونى للماغنسيوم (12) اكبر من الميل الالكترونى للكالسيوم (20)
من خلال التوزيع نجد آن كل منهم يقع فى نفس مجموعة والميل الالكترونى يقل فى المجموعة بزيادة العدد الذرى 12Mg[Ne10]3S1
20Ca[Ar18] 3S2
علل الميل الإلكتروني للفلور أقل من الكلور
لأنة نصف قطر الفلور صغير فيعانى الإلكترون الجديد من قوة تنافر مع قوية الإلكترونات التسعة الموجودة حول النواة
علل انعدام الميل الإلكتروني للعناصر الخاملة
لأن المستوى الأخير مكتمل بالإلكترونات وتكون الذرة فى أكثر حالات الاستقرار
السالبيـة الكهربيــة
تعريـف السالبيــة الكهربيــة
هي قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة ناحيتها بعض الشيء وهى في حالة اتحاد كيميائي
تدرج خاصية السالبية الكهربية فى الجدول الدوري
*فى الــدورة الأفقيــة
تزداد السالبية فى الدورة بزيادة العدد الذرى
* فــى المجموعـــة
تقل السالبية بزيادة العدد الذرى
7A 6A 5A 4A 3A 2A 1A
H
1و2 1
F
4 O
5و2 N
2 C
5و2 B
2 Be
5و1 Li
1 2
Cl
2 S
5و2 P
1و2 Si
8و1 Al
5و1 Mg
2و1 Na
9و 3
Br
8و2 Ca
1 K
8و 4
I
5و2 Sr
9و Rb
7و 5
علل الفلور أكثر العناصر سالبيه كهربية
لأن حجم ذرته صغير جدا فيزداد قوةجذب النواة لإلكترونات الرابطة ناحيتها
علل السيزيوم اقلها سالبيه كهربية
-السيزيوم أقل العناصر سالبيه لأن حجم ذرته كبير جدا فتقل قوة جذب النواة للإلكترونات
علل تقل السالبية فى المجموعة وتزداد فى الدورة بزيادة العدد الذرى
-تقل السالبية فى المجموعة لأن زيادة العدد الذرى فى المجموعة يترتب علية زيادة نصف قطر الذرة
فتقل قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ
-تزداد السالبية فى الدورة لأن زيادة العدد الذرى في الدورة يترتب علية نقص نصف قطر الذرة فتزداد
قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ
مـــــــلاحظات
-السالبية الكهربية متوسط الميل الإلكتروني وجهد التأين
-الميل الإلكتروني مصطلح طاقة يشير إلى الذرة وهى في الحالة المفردة
* السالبية الكهربية
-مصطلح طاقة يشير إلى الذرة وهى مرتبطة مع غيرها
-السالبية الكهربية لها دور كبير في تحديد نوع الرابطة
* قارن بين جهد التاين والميل الإلكترونى والسالبية الكهربية
جهد التاين الميل الالكترونى السالبية الكهربية
تعريف كمية الطاقة اللازمة لفصل أقل الإلكترونات ارتباطا بالذرة المفردة وهى في الحالة الغازية وتتحول الذرة لايون موجب مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة إلكترون وهى فى الحالة الغازية وتتحول الذرة لايون سالب هي قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة ناحيتها بعض الشيء وهى في حالة اتحاد كيميائي
الدورة يزداد بزيادة العدد الذرى يزداد بزيادة العدد الذرى يزداد بزيادة العدد الذرى
المجموعة يقل بزيادة العدد الذرى يقل بزيادة العدد الذرى يقل بزيادة العدد الذرى
نوع التفاعل ماص للحرارة طارد للحرارة متوسط جهد التاين و الميل الالكترونى
حالة الذرة مفردة غازية مفردة غازية مرتبطة
الخاصيــة الفلزيــة واللافلزيـة
*الخاصية الفلزيــــة : قدرة الذرة على فقد إلكترونات التكافؤ
*الخاصية اللافلزية : قدرة الذرة على اكتساب إلكترونات
*قارن بيــن الفلــزات والافلـــزات
وجة المقارنة الفلـــــزات اللا فلـــــزات
الموقــــع يسار الجدول الدورى ( كل عنصر يمثل بداية دورة ) يمين الجدول الدورى ( كل عنصر يمثل نهاية دورة )
عــدد إلكترونات المستــوى الإخير أقل من نصف سعة المستوى أكثر من نصف سعة المستوى
طريقة التفاعــل تفقد إلكترونات التكافؤ لتصل إلى التركيب الإلكترونى لأقرب غاز خامل الذى يسبقها فى رقم الدورة تكتسب إلكترونات التكافؤ لتصل إلى التركيب الإلكترونى لأقرب غاز خامل الذىيليها فى نفس الدورة
نـــوع الأيــون موجب فية عدد الشحنات الموجبة اكبر من السالبة وتصبح عناصر كهروموجبة سالب فية عدد الشحنات السالبة أكبر من الموجبة وتصبح عناصر كهروسالبة
نصف قطر الـذرة كبير نسبيا صغير نسبيا
جهــد التأيـــن قليل كبير
الميـل الإلكترونـى صغير كبيرة
التوصيل للكهربـاء جيدة التوصيل رديئة التوصيل
أمثلـــــــــة Mg, Ca, K, Na F2, Cl2 ,O2 ,S
علل الفلزات عناصر كهر وموجبة واللافلزات كهر وسالبة
-الفلزات كهر وموجبة : لأنها تميل إلى فقد إلكترونات التكافؤ لتصل إلى التركيب الإلكتروني لأقرب غاز خامل الذي يسبقها فى رقم الدورة ويصبح عدد الشحنات الموجبة أكبر من السالبة
-اللافلزت كهر وسالبة :لأنها تميل إلى اكتساب إلكترونات التكافؤ لتصل إلى التركيب الإلكتروني لأقرب غاز خامل الذي يليها فى نفس الدورة ويصبح عدد الشحنات السالبة أكبر من الموجبة
علل الفلزات جيدة التوصيل للكهرباء واللافلزات رديئة التوصيل للكهرباء
-لأن الفلزات تتميز بكبر حجم ذراتها فتكون قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ ضعيفة فيسهل لها
التحرك داخل بلورة الفلز
-لأن اللافلزات تتميز بصغر حجم ذراتها فتكون قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ قوية فيصعب
لها التحرك داخل بلورة الفلز
أشباه الفلـــزات
اشباة الفلزات عناصر لها مظهر الفلزات وخواص اللافلزات
الموقــع وسط الجدول الدوري
عـدد إلكترونــات المستـوى الأخيــر نصف ممتلئ بالإلكترونات
السالبيـــة لها سالبيه متوسطة
طريقــة التفاعـــل تتفاعل مع الفلزات أحيانا ومع اللافلزات أحيانا أخرى
التوصيــل للكهربــاء توصل التيار الكهربي بدرجة ضعيفة بذلك تستخدم في عمل الترانزيستور
تـدرج الخواص الفلزيــة واللافلزيـة فى الجـدول الدوري
*في الــدورة
- تبدأ الدورة بأقوى الفلزات
- تقل الصفة الفلزية تدريجيا بزيادة العدد الذرى
- تظهر اشباة الفلزات
-مع زيادة العدد الذرى تبدأ الصفة اللافلزية فى الظهور حتى تنتهي الدورة بأقوى اللافلزات
* في المجموعــة الرأسيــة
تقل الصفة اللافلزية وتزداد الصفة الفلزية بزيادة العدد الذرى
علل الفلور أقوى اللافلزات
نظرا لصغر نصف قطرة فتكون قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ كبيرة فيكتسب إلكترونات التكافؤ بسهولة فتزداد الخاصية اللافلزية
علل السيزيوم أقوى الفلزات
نظرا لأن حجم ذرته كبير فتكون جذب النواة لإلكترونات التكافؤ ضعيفة فيسهل انفصالها بسهولة ويفقد إلكترونات التكافؤ بسهولة فتزداد الصفة الفلزية
علل تستخدم اشباة الفلزات في عمل الترانزيستور
لأنها توص التيار الكهربي بدرجة ضعيفة أقل من الفلزات وأكبر من اللافلزات
*تعـريـف الميــل الإلكتروني
مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة إلكترون وهى فى الحالة الغازية
M + e→ M- + E
تـدرج خاصيــة الميـل الإلكتروني
0 7A 6A 5A 4A 3A 2A 1A
He H
7و72 1
Ne
-29 F
232 O
142 N
-193 C
121 B
29 Be
-242 Li
5و58 2
Cl
349 Na
6و52 3
Br
323 K
48 4
فى الــدورة : - يزداد الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذرى بسبب صغر حجم الذرة مما يسهل على
الذرة أن تكتسب إلكترون جديد
فى المجموعــة : يقل الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذرى
علل يزداد الميل الإلكتروني فى الدورة بزيادة العدد الذرى
لأن زيادة العدد الذرى يترتب علية صغر حجم الذرة مما يترتب علية سهولة جذب إلكترون جديد
علل يقل الميل الإلكتروني في المجموعة بزيادة العدد الذرى
لأن زيادة العدد الذرى يترتب علية زيادة حجم الذرة وزيادة عدد المستويات المكتملة التي تحجب النواة عن إلكترونات التكافؤ فصعب على النواة جذب إلكترون جديد
ملاحظات
- الميل الإلكتروني تفاعل طارد للحرارة
- ينعدم الميل الإلكتروني فى حالة العناصر الخاملة
- يوجد ميل إلكتروني أول وثاني وثالث
- الميل الإلكتروني مصطلح يشير للذرة وهى في الحالة المفردة
-يزداد الميل الإلكتروني إذا كان الإلكترون المكتسب يعمل على استقرار الذرة عن طريق جعل المستوى الأخير مكتمل أو نصف مكتمل بالإلكترونات
-الميل الإلكتروني يتناسب طرديا مع العدد الذرى فى الدورة وعكسيا مع نصف القطر
-الميل الإلكتروني يتناسب عكسيا مع العدد الذرى فى المجموعة و نصف القطر
علل عدم انتظام الميل الإلكتروني فى حالة البريليوم والنيتروجين والنيون عن باقي عناصر الدورة الثانية
علل عدم انتظام تدرج الميل الإلكتروني فى الدورات الأفقية
-لأنة من خلال التوزيع الإلكتروني لكل منهم النتروجين N ( 1S22S22P3 ) يكون المستوى الفرعي 2P نصف مكتمل بالإلكترونات البريليوم 4Be( 1S22S2) يكون المستوى الفرعي 2S تام الامتلاء والنيون 10Ne ( 1S22S22P6)يكون المستوى الفرعي 2P تام الامتلاء وذلك لأن الذرة تكون اكثر استقرار إذا كان المستوى الفرعي الأخير تام الامتلاء أو نصف ممتلئ
علل لا تدخل العناصر الخاملة فى تفاعل كيميائي في الظروف العادية
لانعدام الميل الإلكتروني للعناصر الخاملة منعدم وكبر جهد تأينها وذلك لأن المستوى الأخير مكتمل بالإلكترونات وتكون الذرة فى أكثر حالات الاستقرار
علل الميل الإلكترونى للكلور (17) اكبر من الميل الإلكترونى للصوديوم (11)
من خلال التوزيع نجد آن كل منهم يقع فى نفس دورة والميل الالكترونى يزداد فى الدورة بزيادة العدد الذرى 11Na [Ne10]3S1
17Cl [Ne10] 3S23P5
علل الميل الالكترونى للماغنسيوم (12) اكبر من الميل الالكترونى للكالسيوم (20)
من خلال التوزيع نجد آن كل منهم يقع فى نفس مجموعة والميل الالكترونى يقل فى المجموعة بزيادة العدد الذرى 12Mg[Ne10]3S1
20Ca[Ar18] 3S2
علل الميل الإلكتروني للفلور أقل من الكلور
لأنة نصف قطر الفلور صغير فيعانى الإلكترون الجديد من قوة تنافر مع قوية الإلكترونات التسعة الموجودة حول النواة
علل انعدام الميل الإلكتروني للعناصر الخاملة
لأن المستوى الأخير مكتمل بالإلكترونات وتكون الذرة فى أكثر حالات الاستقرار
السالبيـة الكهربيــة
تعريـف السالبيــة الكهربيــة
هي قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة ناحيتها بعض الشيء وهى في حالة اتحاد كيميائي
تدرج خاصية السالبية الكهربية فى الجدول الدوري
*فى الــدورة الأفقيــة
تزداد السالبية فى الدورة بزيادة العدد الذرى
* فــى المجموعـــة
تقل السالبية بزيادة العدد الذرى
7A 6A 5A 4A 3A 2A 1A
H
1و2 1
F
4 O
5و2 N
2 C
5و2 B
2 Be
5و1 Li
1 2
Cl
2 S
5و2 P
1و2 Si
8و1 Al
5و1 Mg
2و1 Na
9و 3
Br
8و2 Ca
1 K
8و 4
I
5و2 Sr
9و Rb
7و 5
علل الفلور أكثر العناصر سالبيه كهربية
لأن حجم ذرته صغير جدا فيزداد قوةجذب النواة لإلكترونات الرابطة ناحيتها
علل السيزيوم اقلها سالبيه كهربية
-السيزيوم أقل العناصر سالبيه لأن حجم ذرته كبير جدا فتقل قوة جذب النواة للإلكترونات
علل تقل السالبية فى المجموعة وتزداد فى الدورة بزيادة العدد الذرى
-تقل السالبية فى المجموعة لأن زيادة العدد الذرى فى المجموعة يترتب علية زيادة نصف قطر الذرة
فتقل قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ
-تزداد السالبية فى الدورة لأن زيادة العدد الذرى في الدورة يترتب علية نقص نصف قطر الذرة فتزداد
قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ
مـــــــلاحظات
-السالبية الكهربية متوسط الميل الإلكتروني وجهد التأين
-الميل الإلكتروني مصطلح طاقة يشير إلى الذرة وهى في الحالة المفردة
* السالبية الكهربية
-مصطلح طاقة يشير إلى الذرة وهى مرتبطة مع غيرها
-السالبية الكهربية لها دور كبير في تحديد نوع الرابطة
* قارن بين جهد التاين والميل الإلكترونى والسالبية الكهربية
جهد التاين الميل الالكترونى السالبية الكهربية
تعريف كمية الطاقة اللازمة لفصل أقل الإلكترونات ارتباطا بالذرة المفردة وهى في الحالة الغازية وتتحول الذرة لايون موجب مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة إلكترون وهى فى الحالة الغازية وتتحول الذرة لايون سالب هي قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة ناحيتها بعض الشيء وهى في حالة اتحاد كيميائي
الدورة يزداد بزيادة العدد الذرى يزداد بزيادة العدد الذرى يزداد بزيادة العدد الذرى
المجموعة يقل بزيادة العدد الذرى يقل بزيادة العدد الذرى يقل بزيادة العدد الذرى
نوع التفاعل ماص للحرارة طارد للحرارة متوسط جهد التاين و الميل الالكترونى
حالة الذرة مفردة غازية مفردة غازية مرتبطة
الخاصيــة الفلزيــة واللافلزيـة
*الخاصية الفلزيــــة : قدرة الذرة على فقد إلكترونات التكافؤ
*الخاصية اللافلزية : قدرة الذرة على اكتساب إلكترونات
*قارن بيــن الفلــزات والافلـــزات
وجة المقارنة الفلـــــزات اللا فلـــــزات
الموقــــع يسار الجدول الدورى ( كل عنصر يمثل بداية دورة ) يمين الجدول الدورى ( كل عنصر يمثل نهاية دورة )
عــدد إلكترونات المستــوى الإخير أقل من نصف سعة المستوى أكثر من نصف سعة المستوى
طريقة التفاعــل تفقد إلكترونات التكافؤ لتصل إلى التركيب الإلكترونى لأقرب غاز خامل الذى يسبقها فى رقم الدورة تكتسب إلكترونات التكافؤ لتصل إلى التركيب الإلكترونى لأقرب غاز خامل الذىيليها فى نفس الدورة
نـــوع الأيــون موجب فية عدد الشحنات الموجبة اكبر من السالبة وتصبح عناصر كهروموجبة سالب فية عدد الشحنات السالبة أكبر من الموجبة وتصبح عناصر كهروسالبة
نصف قطر الـذرة كبير نسبيا صغير نسبيا
جهــد التأيـــن قليل كبير
الميـل الإلكترونـى صغير كبيرة
التوصيل للكهربـاء جيدة التوصيل رديئة التوصيل
أمثلـــــــــة Mg, Ca, K, Na F2, Cl2 ,O2 ,S
علل الفلزات عناصر كهر وموجبة واللافلزات كهر وسالبة
-الفلزات كهر وموجبة : لأنها تميل إلى فقد إلكترونات التكافؤ لتصل إلى التركيب الإلكتروني لأقرب غاز خامل الذي يسبقها فى رقم الدورة ويصبح عدد الشحنات الموجبة أكبر من السالبة
-اللافلزت كهر وسالبة :لأنها تميل إلى اكتساب إلكترونات التكافؤ لتصل إلى التركيب الإلكتروني لأقرب غاز خامل الذي يليها فى نفس الدورة ويصبح عدد الشحنات السالبة أكبر من الموجبة
علل الفلزات جيدة التوصيل للكهرباء واللافلزات رديئة التوصيل للكهرباء
-لأن الفلزات تتميز بكبر حجم ذراتها فتكون قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ ضعيفة فيسهل لها
التحرك داخل بلورة الفلز
-لأن اللافلزات تتميز بصغر حجم ذراتها فتكون قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ قوية فيصعب
لها التحرك داخل بلورة الفلز
أشباه الفلـــزات
اشباة الفلزات عناصر لها مظهر الفلزات وخواص اللافلزات
الموقــع وسط الجدول الدوري
عـدد إلكترونــات المستـوى الأخيــر نصف ممتلئ بالإلكترونات
السالبيـــة لها سالبيه متوسطة
طريقــة التفاعـــل تتفاعل مع الفلزات أحيانا ومع اللافلزات أحيانا أخرى
التوصيــل للكهربــاء توصل التيار الكهربي بدرجة ضعيفة بذلك تستخدم في عمل الترانزيستور
تـدرج الخواص الفلزيــة واللافلزيـة فى الجـدول الدوري
*في الــدورة
- تبدأ الدورة بأقوى الفلزات
- تقل الصفة الفلزية تدريجيا بزيادة العدد الذرى
- تظهر اشباة الفلزات
-مع زيادة العدد الذرى تبدأ الصفة اللافلزية فى الظهور حتى تنتهي الدورة بأقوى اللافلزات
* في المجموعــة الرأسيــة
تقل الصفة اللافلزية وتزداد الصفة الفلزية بزيادة العدد الذرى
علل الفلور أقوى اللافلزات
نظرا لصغر نصف قطرة فتكون قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ كبيرة فيكتسب إلكترونات التكافؤ بسهولة فتزداد الخاصية اللافلزية
علل السيزيوم أقوى الفلزات
نظرا لأن حجم ذرته كبير فتكون جذب النواة لإلكترونات التكافؤ ضعيفة فيسهل انفصالها بسهولة ويفقد إلكترونات التكافؤ بسهولة فتزداد الصفة الفلزية
علل تستخدم اشباة الفلزات في عمل الترانزيستور
لأنها توص التيار الكهربي بدرجة ضعيفة أقل من الفلزات وأكبر من اللافلزات
Admin- مدير الموقع
- عدد المساهمات : 4623
تاريخ التسجيل : 17/07/2011 -
رد: تـدرج الخـواص في الجـدول الدوري
من طرف Admin الأربعاء نوفمبر 02, 2011 9:39 pm
الخاصيــة الحامضيــة والقاعـديـة
قــارن بيـن الأكاسيـد الحامضيـة والقاعديـة والمتـرددة
أكاسيــد الفلـــزات (القـــواعــــد) أكاسيـــد اللفلــزات ( أكاسيــد الأحماض الأكاسيـد المتـرددة
أكاسيد فلزات تذوب فى الماء وتكون قلويات تتفاعل مع الأحماض وتعطى ملح وماء لا تتفاعل مع القلويات أكاسيد لا فلزات تذوب فى الماء وتكون أحماض (انهيدريد الحمض ) تتفاعل مع القلويات وتعطى ملح وماء لا تتفاعل مع الأحماض أكاسيد تتفاعل مع القلوي كحمض ومع الحمض كقلوي
تتفاعل مع القلويات كحمض وتعطى ملح وماء ومع الأحماض كقاعدة وتعطى ملح وماء
اكاسيد لاتذوب فى الماء
CuO ,Fe2O3 ,Ag2O ,PbO
اكاسيد تذوب فى الماء Na2O, K2O
-Na2O + H2O→ NaOH
-K2O + H2O → KOH CO2 + H2O→ H2CO3
SO3 +H2O → H2SO4
P2O5 + H2O→ H3PO4
SO2 + H2O → H2SO3 -أكسيد الألومنيوم
-أكسيد الخارصين
-أكسيد أتتيمون
-أكسيد القصدير
Na2O+ HCl → NaCl+ H2O
MgO+H2SO4→MgSO4+H2O CO2+NaOH→Na2CO3+H2O
SO3+NaOH→Na2SO4+ H2O Al2O3+HCl→H2O+ NaAlO2
Al2O3+HCl →AlCl3 + H2O
س- كيف يمكن فصل خليط من أكسيد الكالسيوم وأكسيد الألومينوم
بإضافة هيدروكسيد الصوديوم الذي يتفاعل مع أكسيد الالومينوم فقط
Al2O3 + NaOH → H2O + NaAlO2
علل أكسيد الصوديوم أكسيد قاعدي و ثالث أكسيد الكبريت حامضى
لأن أكسيد الصوديوم يذوب فى الماء ويكون قلوي ويتفاعل مع الأحماض ويكون ملح وماء و
لايتفاعل مع القلويات Na2O + H2O → Na+ OH-
Na2O + HCl → NaCl + H2O
لأن ثالث أكسيد الكبريت يذوب فى الماء ويكون حمض ويتفاعل مع القلويات ويكون ملح وماء و
لايتفاعل مع القلويات SO3 + H2O → H2SO4
SO3 + NaOH →Na2SO4 + H2O
علل أكسيد الألومونيوم أكسيد متردد
لأنة يتفاعل مع الأحماض كأكسيد قاعدي ومع القلويات كأكسيد حامضى
Al2O3 + NaOH → H2O + NaAlO2
Al2O3 + HCl → AlCl3 + H2O
علل يستخدم خامس أكسيد الفوسفور في تجفيف الأكاسيد الحامضيه ولا يستخدم فى تجفيف الأكاسيد القاعدية
لأنة أكسيد حامضى يتفاعل مع القلويات ولا يتفاعل مع الأحماض
تــدرج الخاصيــة الحامضيـة والقاعديــة
فـى الـدورة الأفقيــة
7A 6A 5A 4A 3A 2A 1A
17Cl 16S 15P 14Si 13Al 12Mg 11Na العنصر
Cl2O7 SO3 P2O5 SiO2 Al2O3 MgO Na2O الأكسيد
ClO3(OH)
HClO4
حمض البيركلوريك SO2(OH)2
H2SO4
حمض الكبريتيك PO(OH)3
H3PO4
حمض
الأرثوفوسفوريك Si(OH)4
H4SiO4حمض الأرثوسليكونيك Al(OH)3
هيدروكسيد ألومينيوم Mg(OH2
هيدروكسيد ماغنسيوم NaOH
هيدروكسي
صوديوم
أقوى الأحماض حمض قوى حمض متوسط حمض ضعيف متردد قلوى ضعيف قلوى قوى
☻فى بداية الدورة
-تكون الخاصية الفلزية قوية جدا
- بزيادة العدد الذرى تقل الصفة القاعدية وتزداد الصفة الحامضية
-مع زيادة العدد الذرى تبدأ الصفة الحامضية فى الظهور حتى نصل لأقوى الأحماض فى نهاية هذه
الدورة
تدرج الخاصية القاعدية فى المجموعـــة
-مثال عناصرالمجموعة الأولى A
تزداد الخاصية القاعدية فى هذه المجموعة بزيادة العدد الذرى بسبب كبر حجم الذرة فيسهل انفصال أيون الهيدروكسيل
الخاصيــة القاعـديــة
هي القدرة على منح أيون الهيدروكسيل القلـــوى الصيغة
قلوي ضعيف LiOH
قلوي قوى NaOH
قلوي اكثر قوة KOH
قلوي اكثر قوة RbOH
أقوى القلويات CsOH
علل حمض فوق الكلوريك أقوى من حمض الكبريتيك
لان الصفة الحامضية في الأحماض المعدنية تزداد فى الدورة بزيادة العدد الذرى ولان عدد ذرات الأكسجين الغير مرتبطة بالعنصر اللافلز فى حالة حمض البيركلوريك اكبر من حمض الكبريتيك
علل تزداد الخاصية القاعدية لهيدروكسيدات المجموعة الأولى A بزيادة العدد الذرى
لزيادة حجم الذرة فتقل قوة جذب النواة فيسهل تأين ايون الهيدروكسيل
علل قاعدية الصوديوم أكبر من قاعدية الماغنسيوم
نظرا لأن العدد الذرى للصوديوم أصغر من الماغنسيوم فيكون حجم ذرة الصوديوم أكبر من حجم ذرة الماغنسيوم فيسهل انفصال أيون الهيدروكسيل من ايون الصوديوم بمعدل اكبر من ايون الماغنسيوم فتكون قدرة الصوديوم على منح أيون الهيدروكسيل اكبر من قدرة الماغنسيوم
علل السيزيوم أقوى القواعد
لأن حجم ذرة السيزيوم كبير فتكون قوة جذب النواة لمجموعة الهيدروكسيل ضعيفة فيسهل انفصالها
علل كل القلويات قواعد وليست كل القواعد قلويات
لأن القلويات عبارة عن أكاسيد فلزات ذائبة فى الماء بينما يوجد هناك اكاسيد فلزات ( قواعد ) لا تذوب فى الماء
*دراسة الخاصية الحامضية فى المركبات الهيدروجينية فى عناصر المجموعة السابعة
تزداد الخاصية الحامضية فى هذه الأحماض بزيادة العدد الذرى الذي يؤدى إلى زيادة نصف قطر ذرة العنصر بذلك تقل قوة جذب النواة لأيون الهيدروجين
فيسهل تأينه
الخاصيــة الحامضيــة
هي القدرة على منح بروتون ( ايون هيدروجين ) الأحماض الهالوجينية
الصيغــة الصيغة
حمض ضعيف HF
حمض قوى HCl
حمض أقوى HBr
أقوى الأحماض الهالوجينية HI
علل تزداد الخاصية الحامضية فى الأحماض الهالوجينية بزيادة العدد الذرى
لأن زيادة العدد الذرى تسبب زيادة نصف قطر الذرة فتقل قوة جذب النواة للإلكترونات فيسهل انفصال أيون الهيدروجين
علل حمض الهيدرويوديك اقوي الاحماض الهالوجينية
لأن حجم ذرة اليود كبيرة جدا فتكون قوة جذب النواة لأيون الهيدروجين ضعيفة فيسهل إنفصالة وتأينه
HI + H2O → H+ + I-
علل حمض الهيدرويوديك أقوى من حمض الهيدروفلوريك
لأن حجم ذرة اليود أصغر من حجم ذرة الفلور فتكون عملية تأين يود يد الهيدروجين أسهل من عملية
تأين فلوريد الهيدروجين
المجموعـة الذريــة
أمثلـــــة :
م المجموعـة الصيغة تكافؤ م المجموعة الصيغة التكافؤ
1 أمونيــوم -NH4+ أحادى 8 كرومات Cr2O7 أحادى
2 هيدروكسيل -OH- أحادى 9 كلورات ClO4 أحادى
3 نتــرات -NO3- أحادى 10 بيرمنجانات MnO4 أحادى
4 بيكربونات -HCO3- أحادى 11 بيكبريتات HSO3 احادى
5 نيتـريت -NO2- أحادى 12 كبريتيت S2O3 ثنائى
6 كلـورات ClO31- احادى 13 ثيوكبريتات S2O3 ثنائى
6 كربــونات -CO3-2 ثنائى 14 فوسفــات -PO4-3 ثلاثى
7 كبريتــات -SO4-2 ثنائى 15 كربوكسيل COO-1 احادى
الأحمـــاض والقلــويات
تعريف الحمض
هى المادة التى عند ذوبانها فى الماء ينطلق (H+ )
الأحماض المعدنية:
وهى تشتق من المجموعة الذرية باستبدال المقطع آت بالمقطع يك والمقطع يت بالمقطع وز المجموعة الذرية الصيغة التكافؤ الحمض الصيغة
نيترات -NO3 أحادى حمض نيتريك HNO3
كربونات -CO3 ثنائى حمض كربونيك H2CO3
كبريتات -SO4 ثنائى حمض كبريتيك H2SO4
فوسفات -PO4 ثلاثى حمض فوسفيك H3PO4
نتريت -NO2 احادى حمض نيتروز HNO2
الأحماض الهالوجينية
يشتق من الهالوجين مع كتابة اسم الهالوجين بين المقطع هيدرو هالوجين يك
* خواص الأحماض:
1- تحمر لون ورقة (صبغة) عباد الشمس 2- ذات طعم لاذع
3- الأس الهيدروجيني لها أقل من 7
العنصر الرمز الحمض الصيغة
كلور Cl حمض هيدروكلوريك HCl
فلور F حمض هيدروفلوريك HF
بروم Br حمض هيدروبرومـيك HBr
يود I حمض هيدرويوديك HI
تعريف القلوى
هي المادة التي عند ذوبانها في الماء ينطلق أيون الهيدروكسيل السالب مثل:
خواص القلويات:
1- ذات طعم قابض
2- يزرق لون ورقة عباد الشمس
3- الأس الهيدروجيني لها أكبرمن 7 القلوى الصسغة
هيدروكسيد صوديوم (صودا كاوية ) NaOH
هيدروكسيد بوتاسيوم (بوتاساكاوية ) KOH
هيدروكسيد كالسيوم (ماء الجير ) Ca(OH)2
هيدروكسيد نحاس Cu(OH)2
هيدروكسيد ماغنسيوم Mg(OH)2
قــــوة الأحمــــــاض
-تعتبر الاحماض والقلويات مركبات هيدروكسيلية يمكن تمثيلها بالصيغة العامة (MOH) حيث(M)
هى ذرة العنصر التى عند تأينها تعطى فى حالة :-
أ- القاعدة تعطى ايون الهيدروكسيل
M(OH) M+ + OH-
ب- الحمض يعطى ايون الهيدروجين
M(OH) MO- + H+
-اذا كانت قوة الجذب بين (M+ ,O-) اكبر من قوة الجذب بين (( H+, O- تتاين المادة كحمض
-اذا كانت قوة الجذب بين (( H+, O- اكبر من بين (M+ ,O-) تتاين المادة كقاعدة
-اذا كانت قوة الجذب بين (( H+, O- تساوى (M+ ,O-) فان المادة تتاين كحمض او كقاعدة حسب وسط التفاعل الموجودة فية حيث تتفاعل كقاعدة فى الوسط الحمضى وكحمض فى الوسط القاعدى
-تعتمد قوة الجذب ذرة العنصر (M) ومجموعة الهيدروكسيل (OH-) وايون الهيدروجين (H+)
1- الحجم
2- الشحنة الكهربية فى الفلزات القلوية كالصوديوم نجدان حجم ذرة الصوديوم كبير وتحمل شحنة موجبة واحدة لذلك
أ- تضعف قوة الرابطة بينها وبين (O-) وتنجذب (O-) اكثر نحو ايون الهيدروجين بذلك تعطى (OH-) اى تتاين كقاعدة
ب-وكلما اتجهنا ناحية اليميننجد ان حجم ذرات اللافلزات كالكلور يقل ويزداد شحنتها بذلك يزداد
انجذابها إلى (O-) وتتاين كحمض
قوة الاحماض الاكسجينية :-
-تعتمد قوة الاحماض الاكسجينية على عدد ذرات الأكسجين الغير مرتبطة بالهيدروجين
-تمثيل الحمض الاكسجينى [MOn(OH)m]حيث M هى ذرة العنصر
-الحمض الأقوى هو الذى يحتوى على عدد اكبر من ذرات الاكسجين (On) الغير مرتبطة بالهيدروجين
امثلة :-
الحمض الصيغة عدد ذرات الاكسجين الغير مرتبطة بالهيدروجين نوع الحمض
الارثوسليكونيك H4SiO4 لايوجد Si(OH)4 ضعيف
الارثوفوسفوريك H3PO4 1 PO(OH)3 متوسط
الكبرتيك H2SO4 2 SO2(OH)2 قوى
النتريك HNO3 2 NO2(OH) قوى
البيركلوريك HClO4 3 ClO3(OH) حمض قوى جدا
علل يتكون الجدول الدوري من سبع دورات أفقية
لآن الذرة تحتوى على سبع مستويات طاقة كل مستوى يمثل دورة
قــارن بيـن الأكاسيـد الحامضيـة والقاعديـة والمتـرددة
أكاسيــد الفلـــزات (القـــواعــــد) أكاسيـــد اللفلــزات ( أكاسيــد الأحماض الأكاسيـد المتـرددة
أكاسيد فلزات تذوب فى الماء وتكون قلويات تتفاعل مع الأحماض وتعطى ملح وماء لا تتفاعل مع القلويات أكاسيد لا فلزات تذوب فى الماء وتكون أحماض (انهيدريد الحمض ) تتفاعل مع القلويات وتعطى ملح وماء لا تتفاعل مع الأحماض أكاسيد تتفاعل مع القلوي كحمض ومع الحمض كقلوي
تتفاعل مع القلويات كحمض وتعطى ملح وماء ومع الأحماض كقاعدة وتعطى ملح وماء
اكاسيد لاتذوب فى الماء
CuO ,Fe2O3 ,Ag2O ,PbO
اكاسيد تذوب فى الماء Na2O, K2O
-Na2O + H2O→ NaOH
-K2O + H2O → KOH CO2 + H2O→ H2CO3
SO3 +H2O → H2SO4
P2O5 + H2O→ H3PO4
SO2 + H2O → H2SO3 -أكسيد الألومنيوم
-أكسيد الخارصين
-أكسيد أتتيمون
-أكسيد القصدير
Na2O+ HCl → NaCl+ H2O
MgO+H2SO4→MgSO4+H2O CO2+NaOH→Na2CO3+H2O
SO3+NaOH→Na2SO4+ H2O Al2O3+HCl→H2O+ NaAlO2
Al2O3+HCl →AlCl3 + H2O
س- كيف يمكن فصل خليط من أكسيد الكالسيوم وأكسيد الألومينوم
بإضافة هيدروكسيد الصوديوم الذي يتفاعل مع أكسيد الالومينوم فقط
Al2O3 + NaOH → H2O + NaAlO2
علل أكسيد الصوديوم أكسيد قاعدي و ثالث أكسيد الكبريت حامضى
لأن أكسيد الصوديوم يذوب فى الماء ويكون قلوي ويتفاعل مع الأحماض ويكون ملح وماء و
لايتفاعل مع القلويات Na2O + H2O → Na+ OH-
Na2O + HCl → NaCl + H2O
لأن ثالث أكسيد الكبريت يذوب فى الماء ويكون حمض ويتفاعل مع القلويات ويكون ملح وماء و
لايتفاعل مع القلويات SO3 + H2O → H2SO4
SO3 + NaOH →Na2SO4 + H2O
علل أكسيد الألومونيوم أكسيد متردد
لأنة يتفاعل مع الأحماض كأكسيد قاعدي ومع القلويات كأكسيد حامضى
Al2O3 + NaOH → H2O + NaAlO2
Al2O3 + HCl → AlCl3 + H2O
علل يستخدم خامس أكسيد الفوسفور في تجفيف الأكاسيد الحامضيه ولا يستخدم فى تجفيف الأكاسيد القاعدية
لأنة أكسيد حامضى يتفاعل مع القلويات ولا يتفاعل مع الأحماض
تــدرج الخاصيــة الحامضيـة والقاعديــة
فـى الـدورة الأفقيــة
7A 6A 5A 4A 3A 2A 1A
17Cl 16S 15P 14Si 13Al 12Mg 11Na العنصر
Cl2O7 SO3 P2O5 SiO2 Al2O3 MgO Na2O الأكسيد
ClO3(OH)
HClO4
حمض البيركلوريك SO2(OH)2
H2SO4
حمض الكبريتيك PO(OH)3
H3PO4
حمض
الأرثوفوسفوريك Si(OH)4
H4SiO4حمض الأرثوسليكونيك Al(OH)3
هيدروكسيد ألومينيوم Mg(OH2
هيدروكسيد ماغنسيوم NaOH
هيدروكسي
صوديوم
أقوى الأحماض حمض قوى حمض متوسط حمض ضعيف متردد قلوى ضعيف قلوى قوى
☻فى بداية الدورة
-تكون الخاصية الفلزية قوية جدا
- بزيادة العدد الذرى تقل الصفة القاعدية وتزداد الصفة الحامضية
-مع زيادة العدد الذرى تبدأ الصفة الحامضية فى الظهور حتى نصل لأقوى الأحماض فى نهاية هذه
الدورة
تدرج الخاصية القاعدية فى المجموعـــة
-مثال عناصرالمجموعة الأولى A
تزداد الخاصية القاعدية فى هذه المجموعة بزيادة العدد الذرى بسبب كبر حجم الذرة فيسهل انفصال أيون الهيدروكسيل
الخاصيــة القاعـديــة
هي القدرة على منح أيون الهيدروكسيل القلـــوى الصيغة
قلوي ضعيف LiOH
قلوي قوى NaOH
قلوي اكثر قوة KOH
قلوي اكثر قوة RbOH
أقوى القلويات CsOH
علل حمض فوق الكلوريك أقوى من حمض الكبريتيك
لان الصفة الحامضية في الأحماض المعدنية تزداد فى الدورة بزيادة العدد الذرى ولان عدد ذرات الأكسجين الغير مرتبطة بالعنصر اللافلز فى حالة حمض البيركلوريك اكبر من حمض الكبريتيك
علل تزداد الخاصية القاعدية لهيدروكسيدات المجموعة الأولى A بزيادة العدد الذرى
لزيادة حجم الذرة فتقل قوة جذب النواة فيسهل تأين ايون الهيدروكسيل
علل قاعدية الصوديوم أكبر من قاعدية الماغنسيوم
نظرا لأن العدد الذرى للصوديوم أصغر من الماغنسيوم فيكون حجم ذرة الصوديوم أكبر من حجم ذرة الماغنسيوم فيسهل انفصال أيون الهيدروكسيل من ايون الصوديوم بمعدل اكبر من ايون الماغنسيوم فتكون قدرة الصوديوم على منح أيون الهيدروكسيل اكبر من قدرة الماغنسيوم
علل السيزيوم أقوى القواعد
لأن حجم ذرة السيزيوم كبير فتكون قوة جذب النواة لمجموعة الهيدروكسيل ضعيفة فيسهل انفصالها
علل كل القلويات قواعد وليست كل القواعد قلويات
لأن القلويات عبارة عن أكاسيد فلزات ذائبة فى الماء بينما يوجد هناك اكاسيد فلزات ( قواعد ) لا تذوب فى الماء
*دراسة الخاصية الحامضية فى المركبات الهيدروجينية فى عناصر المجموعة السابعة
تزداد الخاصية الحامضية فى هذه الأحماض بزيادة العدد الذرى الذي يؤدى إلى زيادة نصف قطر ذرة العنصر بذلك تقل قوة جذب النواة لأيون الهيدروجين
فيسهل تأينه
الخاصيــة الحامضيــة
هي القدرة على منح بروتون ( ايون هيدروجين ) الأحماض الهالوجينية
الصيغــة الصيغة
حمض ضعيف HF
حمض قوى HCl
حمض أقوى HBr
أقوى الأحماض الهالوجينية HI
علل تزداد الخاصية الحامضية فى الأحماض الهالوجينية بزيادة العدد الذرى
لأن زيادة العدد الذرى تسبب زيادة نصف قطر الذرة فتقل قوة جذب النواة للإلكترونات فيسهل انفصال أيون الهيدروجين
علل حمض الهيدرويوديك اقوي الاحماض الهالوجينية
لأن حجم ذرة اليود كبيرة جدا فتكون قوة جذب النواة لأيون الهيدروجين ضعيفة فيسهل إنفصالة وتأينه
HI + H2O → H+ + I-
علل حمض الهيدرويوديك أقوى من حمض الهيدروفلوريك
لأن حجم ذرة اليود أصغر من حجم ذرة الفلور فتكون عملية تأين يود يد الهيدروجين أسهل من عملية
تأين فلوريد الهيدروجين
المجموعـة الذريــة
أمثلـــــة :
م المجموعـة الصيغة تكافؤ م المجموعة الصيغة التكافؤ
1 أمونيــوم -NH4+ أحادى 8 كرومات Cr2O7 أحادى
2 هيدروكسيل -OH- أحادى 9 كلورات ClO4 أحادى
3 نتــرات -NO3- أحادى 10 بيرمنجانات MnO4 أحادى
4 بيكربونات -HCO3- أحادى 11 بيكبريتات HSO3 احادى
5 نيتـريت -NO2- أحادى 12 كبريتيت S2O3 ثنائى
6 كلـورات ClO31- احادى 13 ثيوكبريتات S2O3 ثنائى
6 كربــونات -CO3-2 ثنائى 14 فوسفــات -PO4-3 ثلاثى
7 كبريتــات -SO4-2 ثنائى 15 كربوكسيل COO-1 احادى
الأحمـــاض والقلــويات
تعريف الحمض
هى المادة التى عند ذوبانها فى الماء ينطلق (H+ )
الأحماض المعدنية:
وهى تشتق من المجموعة الذرية باستبدال المقطع آت بالمقطع يك والمقطع يت بالمقطع وز المجموعة الذرية الصيغة التكافؤ الحمض الصيغة
نيترات -NO3 أحادى حمض نيتريك HNO3
كربونات -CO3 ثنائى حمض كربونيك H2CO3
كبريتات -SO4 ثنائى حمض كبريتيك H2SO4
فوسفات -PO4 ثلاثى حمض فوسفيك H3PO4
نتريت -NO2 احادى حمض نيتروز HNO2
الأحماض الهالوجينية
يشتق من الهالوجين مع كتابة اسم الهالوجين بين المقطع هيدرو هالوجين يك
* خواص الأحماض:
1- تحمر لون ورقة (صبغة) عباد الشمس 2- ذات طعم لاذع
3- الأس الهيدروجيني لها أقل من 7
العنصر الرمز الحمض الصيغة
كلور Cl حمض هيدروكلوريك HCl
فلور F حمض هيدروفلوريك HF
بروم Br حمض هيدروبرومـيك HBr
يود I حمض هيدرويوديك HI
تعريف القلوى
هي المادة التي عند ذوبانها في الماء ينطلق أيون الهيدروكسيل السالب مثل:
خواص القلويات:
1- ذات طعم قابض
2- يزرق لون ورقة عباد الشمس
3- الأس الهيدروجيني لها أكبرمن 7 القلوى الصسغة
هيدروكسيد صوديوم (صودا كاوية ) NaOH
هيدروكسيد بوتاسيوم (بوتاساكاوية ) KOH
هيدروكسيد كالسيوم (ماء الجير ) Ca(OH)2
هيدروكسيد نحاس Cu(OH)2
هيدروكسيد ماغنسيوم Mg(OH)2
قــــوة الأحمــــــاض
-تعتبر الاحماض والقلويات مركبات هيدروكسيلية يمكن تمثيلها بالصيغة العامة (MOH) حيث(M)
هى ذرة العنصر التى عند تأينها تعطى فى حالة :-
أ- القاعدة تعطى ايون الهيدروكسيل
M(OH) M+ + OH-
ب- الحمض يعطى ايون الهيدروجين
M(OH) MO- + H+
-اذا كانت قوة الجذب بين (M+ ,O-) اكبر من قوة الجذب بين (( H+, O- تتاين المادة كحمض
-اذا كانت قوة الجذب بين (( H+, O- اكبر من بين (M+ ,O-) تتاين المادة كقاعدة
-اذا كانت قوة الجذب بين (( H+, O- تساوى (M+ ,O-) فان المادة تتاين كحمض او كقاعدة حسب وسط التفاعل الموجودة فية حيث تتفاعل كقاعدة فى الوسط الحمضى وكحمض فى الوسط القاعدى
-تعتمد قوة الجذب ذرة العنصر (M) ومجموعة الهيدروكسيل (OH-) وايون الهيدروجين (H+)
1- الحجم
2- الشحنة الكهربية فى الفلزات القلوية كالصوديوم نجدان حجم ذرة الصوديوم كبير وتحمل شحنة موجبة واحدة لذلك
أ- تضعف قوة الرابطة بينها وبين (O-) وتنجذب (O-) اكثر نحو ايون الهيدروجين بذلك تعطى (OH-) اى تتاين كقاعدة
ب-وكلما اتجهنا ناحية اليميننجد ان حجم ذرات اللافلزات كالكلور يقل ويزداد شحنتها بذلك يزداد
انجذابها إلى (O-) وتتاين كحمض
قوة الاحماض الاكسجينية :-
-تعتمد قوة الاحماض الاكسجينية على عدد ذرات الأكسجين الغير مرتبطة بالهيدروجين
-تمثيل الحمض الاكسجينى [MOn(OH)m]حيث M هى ذرة العنصر
-الحمض الأقوى هو الذى يحتوى على عدد اكبر من ذرات الاكسجين (On) الغير مرتبطة بالهيدروجين
امثلة :-
الحمض الصيغة عدد ذرات الاكسجين الغير مرتبطة بالهيدروجين نوع الحمض
الارثوسليكونيك H4SiO4 لايوجد Si(OH)4 ضعيف
الارثوفوسفوريك H3PO4 1 PO(OH)3 متوسط
الكبرتيك H2SO4 2 SO2(OH)2 قوى
النتريك HNO3 2 NO2(OH) قوى
البيركلوريك HClO4 3 ClO3(OH) حمض قوى جدا
علل يتكون الجدول الدوري من سبع دورات أفقية
لآن الذرة تحتوى على سبع مستويات طاقة كل مستوى يمثل دورة
Admin- مدير الموقع
- عدد المساهمات : 4623
تاريخ التسجيل : 17/07/2011 -
رد: تـدرج الخـواص في الجـدول الدوري
من طرف Admin الأربعاء نوفمبر 02, 2011 9:41 pm
أعـداد التأكســد
* تعريـف التكافــؤ
عدد ذرات الهيدروجين التي يتحد معها أو يحل محلها ذرة واحدة من العنصر
مثال:-
-الكربون في الميثان CH4 رباعي التكافؤ لأنة يتحد مع أربع ذرات هيدروجين
-النيتروجين في النشادر NH3ثلاثي التكافؤ لأنة يتحد مع ثلاث ذرات هيدروجين
- الماغنسيوم ثنائي التكافؤ لأنة يحل محل ذرتين هيدروجين
Mg + H2SO4→ MgSO4 + H2
تعريـف التكافـؤ فى ضـوء التـركيب الإلكتروني
عد الإلكترونات المفردة الغير مزدوجة والتي توجد فى المستوى الأخير
علل الفلور 9F أحادى التكافؤ
لأنة يحتوى على واحد إلكترون مفرد فى المستوى الأخير
علل النيتروجين ثلاثي التكافؤ
لأنة يحتوى على ثلاث إلكترونات مفردين
تعريــف عــدد التأكســد
عدد الشحنات الموجبة أو لسالبة التي تبدو على الذرة فى المركب سواء كان مركب أيونى أو تساهمي
علل يفضل استخدام أعداد التأكسد
لأنة يوضح التغير التي يحدث على التركيب الإلكتروني للذرة المتفاعلة أثناء التفاعل
الأكسدة والاختــزال
قارن بين الكسدة والاختزال والعامل المؤكسد والعامل المخزل
عملية الاكسدة العامل المختزل عملية الاختزال العامل المؤكسد
عملية كيميائية يتم فيها فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة الموجبة ونقص فى الشحنة السالب
-تحويل ايون سالب لذرة متعادلة مادة يحدث لها عملية اكسدة و تفقد إلكترونات
عملية كيميائية يتم فيها اكتساب إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة السالبة ونقص فى الشحنة الموجبة
-تحويل ايون موجب لذرة متعادلة مادة يحدث لها عملية اختزال و تكتسب إلكترونات
مثال تفاعل الصوديوم مع الكلور
• الاستنتاج
حدث أكسدة للصوديوم لأنة فقد إلكترونات ويكون عامل ختزل
-حدث اختزال للكلور لأنة فقد إلكترونات ويكون عامل مؤكسد Na + Cl →NaCl
Na → Na+ + e…(1)
Cl + e → Cl- …..(2)
Na + Cl → Na+Cl-
قواعــد حساب أعــداد التأكســـد
1-عدد التأكسد لآي عنصر في الحالة العنصرية =صفر
Fe =0 , Cu=0 , H2=0
2-الهيدروجين يكون عدد تأكسدة فى :-
أ- هيدريدات فلزات (1-) لأنة أكثر سالبيه كهربية من الفلزات
- NaH
= س + 1× +1 = صفر س+1= صفر س=ـ1
ب- (+1) في باقي الحالات
مثال :- (HCl)
س + ـ1 = صفر س ـ1 =صفر س =+1
3-الأكسجين
1-جميع حالات أعداد تأكسد الأكسجين ( ـ2) ماعدا بعض الحالات هي:-
أ- ( ـ1) الفوق أكسيد مثل :
( فوق أكسيد الصوديوم وفوق أكسيد الهيدروجين )
ب-(ـ1/2) السوبر أكسيد مثل : سوبر أكسيد البوتاسيوم
جـ- (+2) كما فى حالة فلوريد الأكسجين
4-عندما يكون الجزيء يتكون من ذرتين متساويتين فى السالبية الكهربية :-
تقسم الإلكترونات المشتركة فى تكوين الرابطة بالتساوي ويكون عدد تأكسد كل منهم = صفر
مثال :- 1- O2 عدد تأكسد الأكسجين = صفر
2- H2 عدد تأكسد الهيدروجين = صفر
5-عندما يكون الجزيء متكون من نوعين من الذرات مختلفين فى السالبية الكهربية :-
-نحسب عدد الإلكترونات المشاركة فى تكوين الرابطة من الذرة الأكثر سالبيه كهربية ويكون عدد تأكسد :-
الذرة الأكثر سالبيه كهربية موجب والذرة الأقل سالبيه كهربية سالب
أمثلة 1-CO2 عدد تأكسد الأكسجين (ـ2) 2- HCl عدد تأكسد الكلور ( ـ1)
6 -عدد تأكسد المجوعة الذرية = الشحنة التي تحملها المجموعة الذرية مثل :-
المجموعة الصيغة عدد التأكسد المجموعة الصيغة عدد التأكسد
الكبريتات SO4 -2 الأمونيوم NH4 +1
الكربونات CO3 -2 النترات NO3 -1
البرمنجانات MnO4 -1 الكر ومات Cr2O7 -2
الفوسفات PO4 -3 البيكربونات HCO3 -1
7-مجموع أعداد تأكسد جميع الذرات في آي جزئ متعادل = صفر :-
*مثال :- H2SO4 = صفر 2- CuSO4 = صفر
تــدرج أعـداد التأكسـد في الجـدول الدوري
*عدد الإلكترونات الموجودة في المستوى الأخير يدلا على
1 - رقم المجموعة الموجود بها العنصر 2- يحدد عدد تأكسدها
دراسة أعداد تأكسد المجموعات من 1 إلى 3
رقم المجموعة 1A 2A 3A
التركيب الإلكتروني nS1 nS2 np1 nS2
عدد الكترونات المستوى الأخير تحتوى على واحد إلكترون تفقده أثناء التفاعل الكيميائي وتتحول لأيون موجب - تحتوى فى الغلاف الأخير على إلكترونان تفقدهم أثناء التفاعل الكيميائي وتتحول لأيون موجب تحتوى في المدار الأخير على ثلاث إلكترونات تفقدهم أثناء التفاعل الكيميائي وتتحول لأيون موجب
عدد التأكسد +1 +2 +3
دراسة أعداد تأكسد المجموعات من الأولى إلى السابعة
*في حالة أكاسيد عناصر الدورة الثالثة
7 6 5 4 3 2 1 المجموعة
Cl2O7 SO3 P2O5 SiO2 Al2O3 MgO Na2O الصيغة
سابع اكسيد الكلور ثالث اكسيد الكبريت خامس اكسيد الفوسفور ثانى اكسيد
السليكون أكسيد الالومينيوم اكسيد
ماغنسيوم أكسيد صوديوم الأكسيد
7 6 5 4 3 2 1 رقم التأكسد
عند اتحاد العنصر مع الأكسجين ( اكاسيد العناصر )
يكون عدد تأكسد العنصر متفق مع رقم المجموعة التابع لها حتى المجموعة السابعة
دراسة أعداد التأكسد فى حالة المركبات الهيدروجينية (هيدريدات العناصر)
*في هذه الحالة تكون أعداد التأكسد سالبة
7 6 5 4 3 2 1 المجموعــة
HF H2O NH3 CH4 BH3 BeH2 LiH الصيغـــة
فلوريد الهيدروجين الماء النشادر الميثان هيدريد البورن هيدريد البريليوم هيدريد اليثيوم الاســـــم
-1 -2 -3 -4 3 2 1 عدد التأكسد
1-عند اتحاد العناصر مع الهيدروجين ( هيدريدات العناصر ) فإن :-
-أعداد تأكسد المجموعات (1و2و3 ) يتفق مع رقم المجموعة بإشارة موجبة
- عدد تأكسد المجموعة الرابعة يتفق مع رقم المجموعة ولكن بإشارة سالبة
-بداية من المجموعة الخامسة حتى المجموعة السابعة يقل عدد التأكسد بمقدار واحد
-عدد التأكسد = رقم المجموعة –8
-عدد تأكسد المجموعة الخامسة = 5-8= -3
- عدد تأكسد المجموعة السادسة = 6ـ8=-2
-عدد تأكسد المجموعة السابعة =7ـ8= -1
-عدد تأكسد المجموعة الصفرية =8-8=صفر
-العناصر الخامل فى المجموعة الصفرية عدد تأكسدها =صفر
*ملحوظة :-
- العنصر الذي له أكثر من حالة تأكسد تكون أعلى حالة تأكسد له لا تتعدى رقم المجموعة التابع لها :-
مثلا : النيتروجين في المجموعة الخامسة أعلى حالة تأكسد له = +5
* تعريـف التكافــؤ
عدد ذرات الهيدروجين التي يتحد معها أو يحل محلها ذرة واحدة من العنصر
مثال:-
-الكربون في الميثان CH4 رباعي التكافؤ لأنة يتحد مع أربع ذرات هيدروجين
-النيتروجين في النشادر NH3ثلاثي التكافؤ لأنة يتحد مع ثلاث ذرات هيدروجين
- الماغنسيوم ثنائي التكافؤ لأنة يحل محل ذرتين هيدروجين
Mg + H2SO4→ MgSO4 + H2
تعريـف التكافـؤ فى ضـوء التـركيب الإلكتروني
عد الإلكترونات المفردة الغير مزدوجة والتي توجد فى المستوى الأخير
علل الفلور 9F أحادى التكافؤ
لأنة يحتوى على واحد إلكترون مفرد فى المستوى الأخير
علل النيتروجين ثلاثي التكافؤ
لأنة يحتوى على ثلاث إلكترونات مفردين
تعريــف عــدد التأكســد
عدد الشحنات الموجبة أو لسالبة التي تبدو على الذرة فى المركب سواء كان مركب أيونى أو تساهمي
علل يفضل استخدام أعداد التأكسد
لأنة يوضح التغير التي يحدث على التركيب الإلكتروني للذرة المتفاعلة أثناء التفاعل
الأكسدة والاختــزال
قارن بين الكسدة والاختزال والعامل المؤكسد والعامل المخزل
عملية الاكسدة العامل المختزل عملية الاختزال العامل المؤكسد
عملية كيميائية يتم فيها فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة الموجبة ونقص فى الشحنة السالب
-تحويل ايون سالب لذرة متعادلة مادة يحدث لها عملية اكسدة و تفقد إلكترونات
عملية كيميائية يتم فيها اكتساب إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة السالبة ونقص فى الشحنة الموجبة
-تحويل ايون موجب لذرة متعادلة مادة يحدث لها عملية اختزال و تكتسب إلكترونات
مثال تفاعل الصوديوم مع الكلور
• الاستنتاج
حدث أكسدة للصوديوم لأنة فقد إلكترونات ويكون عامل ختزل
-حدث اختزال للكلور لأنة فقد إلكترونات ويكون عامل مؤكسد Na + Cl →NaCl
Na → Na+ + e…(1)
Cl + e → Cl- …..(2)
Na + Cl → Na+Cl-
قواعــد حساب أعــداد التأكســـد
1-عدد التأكسد لآي عنصر في الحالة العنصرية =صفر
Fe =0 , Cu=0 , H2=0
2-الهيدروجين يكون عدد تأكسدة فى :-
أ- هيدريدات فلزات (1-) لأنة أكثر سالبيه كهربية من الفلزات
- NaH
= س + 1× +1 = صفر س+1= صفر س=ـ1
ب- (+1) في باقي الحالات
مثال :- (HCl)
س + ـ1 = صفر س ـ1 =صفر س =+1
3-الأكسجين
1-جميع حالات أعداد تأكسد الأكسجين ( ـ2) ماعدا بعض الحالات هي:-
أ- ( ـ1) الفوق أكسيد مثل :
( فوق أكسيد الصوديوم وفوق أكسيد الهيدروجين )
ب-(ـ1/2) السوبر أكسيد مثل : سوبر أكسيد البوتاسيوم
جـ- (+2) كما فى حالة فلوريد الأكسجين
4-عندما يكون الجزيء يتكون من ذرتين متساويتين فى السالبية الكهربية :-
تقسم الإلكترونات المشتركة فى تكوين الرابطة بالتساوي ويكون عدد تأكسد كل منهم = صفر
مثال :- 1- O2 عدد تأكسد الأكسجين = صفر
2- H2 عدد تأكسد الهيدروجين = صفر
5-عندما يكون الجزيء متكون من نوعين من الذرات مختلفين فى السالبية الكهربية :-
-نحسب عدد الإلكترونات المشاركة فى تكوين الرابطة من الذرة الأكثر سالبيه كهربية ويكون عدد تأكسد :-
الذرة الأكثر سالبيه كهربية موجب والذرة الأقل سالبيه كهربية سالب
أمثلة 1-CO2 عدد تأكسد الأكسجين (ـ2) 2- HCl عدد تأكسد الكلور ( ـ1)
6 -عدد تأكسد المجوعة الذرية = الشحنة التي تحملها المجموعة الذرية مثل :-
المجموعة الصيغة عدد التأكسد المجموعة الصيغة عدد التأكسد
الكبريتات SO4 -2 الأمونيوم NH4 +1
الكربونات CO3 -2 النترات NO3 -1
البرمنجانات MnO4 -1 الكر ومات Cr2O7 -2
الفوسفات PO4 -3 البيكربونات HCO3 -1
7-مجموع أعداد تأكسد جميع الذرات في آي جزئ متعادل = صفر :-
*مثال :- H2SO4 = صفر 2- CuSO4 = صفر
تــدرج أعـداد التأكسـد في الجـدول الدوري
*عدد الإلكترونات الموجودة في المستوى الأخير يدلا على
1 - رقم المجموعة الموجود بها العنصر 2- يحدد عدد تأكسدها
دراسة أعداد تأكسد المجموعات من 1 إلى 3
رقم المجموعة 1A 2A 3A
التركيب الإلكتروني nS1 nS2 np1 nS2
عدد الكترونات المستوى الأخير تحتوى على واحد إلكترون تفقده أثناء التفاعل الكيميائي وتتحول لأيون موجب - تحتوى فى الغلاف الأخير على إلكترونان تفقدهم أثناء التفاعل الكيميائي وتتحول لأيون موجب تحتوى في المدار الأخير على ثلاث إلكترونات تفقدهم أثناء التفاعل الكيميائي وتتحول لأيون موجب
عدد التأكسد +1 +2 +3
دراسة أعداد تأكسد المجموعات من الأولى إلى السابعة
*في حالة أكاسيد عناصر الدورة الثالثة
7 6 5 4 3 2 1 المجموعة
Cl2O7 SO3 P2O5 SiO2 Al2O3 MgO Na2O الصيغة
سابع اكسيد الكلور ثالث اكسيد الكبريت خامس اكسيد الفوسفور ثانى اكسيد
السليكون أكسيد الالومينيوم اكسيد
ماغنسيوم أكسيد صوديوم الأكسيد
7 6 5 4 3 2 1 رقم التأكسد
عند اتحاد العنصر مع الأكسجين ( اكاسيد العناصر )
يكون عدد تأكسد العنصر متفق مع رقم المجموعة التابع لها حتى المجموعة السابعة
دراسة أعداد التأكسد فى حالة المركبات الهيدروجينية (هيدريدات العناصر)
*في هذه الحالة تكون أعداد التأكسد سالبة
7 6 5 4 3 2 1 المجموعــة
HF H2O NH3 CH4 BH3 BeH2 LiH الصيغـــة
فلوريد الهيدروجين الماء النشادر الميثان هيدريد البورن هيدريد البريليوم هيدريد اليثيوم الاســـــم
-1 -2 -3 -4 3 2 1 عدد التأكسد
1-عند اتحاد العناصر مع الهيدروجين ( هيدريدات العناصر ) فإن :-
-أعداد تأكسد المجموعات (1و2و3 ) يتفق مع رقم المجموعة بإشارة موجبة
- عدد تأكسد المجموعة الرابعة يتفق مع رقم المجموعة ولكن بإشارة سالبة
-بداية من المجموعة الخامسة حتى المجموعة السابعة يقل عدد التأكسد بمقدار واحد
-عدد التأكسد = رقم المجموعة –8
-عدد تأكسد المجموعة الخامسة = 5-8= -3
- عدد تأكسد المجموعة السادسة = 6ـ8=-2
-عدد تأكسد المجموعة السابعة =7ـ8= -1
-عدد تأكسد المجموعة الصفرية =8-8=صفر
-العناصر الخامل فى المجموعة الصفرية عدد تأكسدها =صفر
*ملحوظة :-
- العنصر الذي له أكثر من حالة تأكسد تكون أعلى حالة تأكسد له لا تتعدى رقم المجموعة التابع لها :-
مثلا : النيتروجين في المجموعة الخامسة أعلى حالة تأكسد له = +5
Admin- مدير الموقع
- عدد المساهمات : 4623
تاريخ التسجيل : 17/07/2011 -
مواضيع مماثلةصفحة 1 من اصل 1
صلاحيات هذا المنتدى:
لاتستطيع الرد على المواضيع في هذا المنتدى