1
2 ` درسنا فيما سبق أن الغازات النبيلة تكون في حالة إستقرار وذلك إلمتالء غالف تكافؤها باإللكترونات لذا فهي ال تشترك في التفاعل الكيميائي في الظروف المعتادة. أما بقية العناصر فإنها تدخل للتفاعل الكيميائي حيث تميل لفقد أو إكتساب أو المشاركة باإللكترونات و ذلك للوصول لحالة اإلستقرار. التفاعل الكيميائي ← هو عملية كسر الروابط في جزيئات المواد المتفاعلة وتكوين روابط جديدة في جزيئات المواد الناتجة . علل: * جزيئات الغازات النبيلة تكون أحادية الذرة. * ال تدخل الغازات الخاملة في التفاعل في الظروف المعتادة. ألن مستوى الطاقة األخير لها ممتلئ باإللكترونات لذا فهي في حالة إستقرار. علل: * ال يعتبر خلط الحديد مع الكبريت تفاعالً كيميائياً. ألنه ال يكون مركباً جديداً أي أنه لم تتكون روابط بين الحديد و الكبريت. اإلتــــحاد الكــيميــــائي
3 ولكن عند تسخين الحديد مع الكبريت يتحدان معاً فيكونا كبريتيد حديد II. Fe + S → FeS أوالً : الرابطة األيونية ← هي رابطة تنشأ غالباً بين ذرتي عنصرين أحدهما فلز و اآلخر الفلز فرق السالبية بينهما أكبر من )7.1 . ) العنصر الفلزي← يتميز بكبر الحجم الذري و صغر جهد التأين فيميل لفقد إلكترونات غالف التكافؤ ويصبح " أيون موجب" كاتيون ، و يصبح توزيعه مشابهاً للغاز الخامل الذي يسبقه. العنصر الالفلزي ← يتميز بصغر الحجم الذري و كبر الميل اإللكتروني فيميل إلكتساب اإللكترونات ويصبح "أيون سالب" أنيون ، ويصبح توزيعه مشابهاً للغاز الخامل الذي يليه. يحدث تجاذب كهربي "إلكتروستاتيكي" بين األيونات الموجبة و السالبة فتنشأ الرابطة األيونية وهي رابطة ليس لها وجود مادي. • روابط كيميائية الرابطة األيونية الرابطة التساهمية الرابطة التناسقية • روابط فيزيائية الرابطة الهيدروجينية الرابطة الفلزية تنقسم الروابط إلى
4 • خواص المركبات األيونية ← 1 – مركبات صلبة . 2 – ذات درجة إنصهار وغليان مرتفعة. 3 – محاليلها ومصاهيرها جيدة التوصيل للكهرباء. مالحظة هامة ← تزداد قوة الرابطة األيوينة كلما زاد فرق السالبية بين العناصر المكونة لها . علل:* درجة إنصهار NaCl أكبر من MgCl2. ألن فرق السالبية بين الصوديوم و الكلور أكبر من فرق السالبية بين الماغنيسيوم و الكلور. علل: * ليس للرابطة األيونية وجود مادي. ألنها تنشأ من تجاذب كهربي بين األيونات الموجبة و السالبة.
5 ابتكر لويس طريقة مبسطة لتمثيل إلكترونات التكافؤ للعنصر حيث يتم إحاطة رمز العنصر بنقاط تمثل إلكترونات غالف التكافؤ. طريقة لويس ← هي طريقة مبسطة للتعبير عن إلكترونات غالف التكافؤ للعنصر. مالحظة هامة ← إلكترونات التكافؤ ألي عنصر هي مجموعة إلكترونات P , S . وقد قسم لويس أزواج اإللكترونات لقسمين : 1 – الزوج الحـــر ← هو زوج من أزواج اإللكترونات في المستوى الخارجي و الذي لم يشارك في تكوين الروابط 2 – زوج اإلرتباط ← هو زوج من أزواج اإللكترونات المسؤلة عن تكوين الروابط. نموذج لويس النقطي ←
6 مالحظة هامة ← أقوى الروابط األيونية تنشأ عند إتحاد عناصر 1A مع عنصر 7A . ألنه كلما زاد البُعد األفقي بين العنصرين كلما زاد فرق السالبية ، فتزداد قوة الرابطة األيوينة. ****************************************************** ثانياً : الرابطة التساهمية ← هي رابطة تنشأ من إتحاد عنصرين الفلزيين فرق السالبية الكهربية بينهما أقل من .)1.7( علل: * التوصيل الكهربي لمصهور NaCl أعلى من التوصيل الكهربي لمصهور MgCl2 . ألن فرق السالبية بين الصوديوم و الكلور أكبر من فرق السالبية بين الماغنيسيوم و الكلور وكلما زاد فرق السالبية زادت الصفة األيونية. علل: * يغلب على AlCl3 الطابع التساهمي. ألن فرق السالبية بين األلومينيوم و الكلور أقل من 7.1. علل
7 علل*:الرابطة في جزئ F2 تساهمية نقية بينما في جزئ الماءH2O تساهمية قطبية . ألن فرق السالبية بين ذرتي الفلور في F2 يساوي صفر بينما فرق السالبية بين األكجسين و الهيدروجين في الماء أكبر من 4.0 و أقل . 1.7 من
8 الرابطة التساهمية القطبية ← في جزئ كلوريد الهيدروجين. تقضي اإللكترونات فترة أكبر في حيازة ذرة الكلور فتظهر عليها ُشحنة سالبة جزئية -δ بينما تقضي اإللكترونات فترة أقل في حيازة الهيدروجين ألنه أقل سالبية فتظهر عليه ُشحنة موجبة جزئية +δ. **************************************************** • نظريات وضعت لتفسير الرابطة التساهمية ← بخالف الهيدروجين و الليثيوم و البريليوم تميل جميع ذرات العناصر للوصول للتركيب الثماني. نظرية الثمانيات "كوسل و لويس" : أمثلة :
9 • عيوب نظرية الثمانيات ← أ – لم تستطع تفسير العديد من الجزيئات مثل : خامس كلوريد الفوسفور ، ثالث فلوريد البورون BF3 PCl5 • وهو ما يخالف نص نظرية الثمانيات . ب – لم تستطع النظرية تفسير العديد من خواص الجزئ التساهمي مثل الشكل الفراغي و الزوايا بين الروابط . تتوزع أزواج اإللكترونات في أوربيتاالت الذرة المركزية للجزئ التساهمي في الفراغ ، بحيث يكون التنافر بينهما أقل ما يمكن لتكوين الشكل األكثر ثباتاً للجزئ. نظرية تنافر أزواج اإللكترونات : "VSEPR " ألن ذرة الفوسفور تكون محاطة بعشرة إلكترونات. ذرة البورون تكون محاطة بستة إلكترونات.
10 • حيث يتم التعبير عن الجزئ التساهمي بإختصارات : حيث A هي الـــــذرة المركـــــزية في الـــجزئ. حيث X أزواج اإلرتباط ، n عدد أزواج اإلرتباط. حيث E األزواج الحرة ، m عدد األزواج الحـرة. اإلختصار ← A الذرة المركزية. X3 ثالث أزواج إرتباط. E زوج حر . AXnEm أمثلة AX3E
11 المركب أزواج حرة أزواج إرتباط محصلة الشكل الفراغي ترتيب األزواج إختصار CH4 NH3 H2O صفر 1 2 4 3 2 4 4 4 هرم رباعي األوجه هرم ثالثي القاعدة زاوي رباعي األوجه رباعي األوجه رباعي األوجه AX4 AX3E AX2E2 BF3 SO2 صفر 1 3 2 3 3 مثلث مستوي زاوي مثلث مستوي مثلث مستوي AX3 AX2E AX2 خطي خطي 2 2 صفر BeCl2
12 • مالحظة هامة ← كلــما زاد عدد األزواج الحرة كل ما قلت قيم الزوايا بين الروابط. CH4 NH3 H2O المركب أزواج حرة 2 1 صفر 4 3 2 إرتباط أزواج شكل فراغي زاوي ثالثي األوجه رباعي األوجه زوايا قيم 0 105 0 107 0 109 AX4 AX3E AX2E2 اإلختصار قارن بين كل من : علل: * قيم الزوايا بين الروابط في الميثان CH4 أكبر من قيم الزوايا بين الروابط في النشادر NH3. ألن ذرة الكربون في الميثان ال تحتوي على أزواج حرة فتكون الزوايا 0 بين الروابط أكبر ما يمكن .109.5 بينما ذرة النيتروجين في النشادر بها زوج حر يتنافر مع أزواج اإلرتباط 0 فيقلل قيم الزوايا إلى .107 0 109.5
13 علل: * للشكل الفراغي للنشادر NH3 هرم ثالثي القاعدة بينما ترتيب األزواج رباعي األوجه . الشكل الفراغي ثالثي القاعدة إلحتواء الذرة المركزية على ثالث أزواج إرتباط و زوج حر. بينما ترتيب األزواج رباعي األوجه ألن محصلة األزواج أربعة. علل: *الشكل الفراغي لـ BeCl2 خطي بينما SO2 زاوي رغم أن كل منهما يحتوي على زوجين إرتباط. ألنه في جزئ BeCl2 تحتوي الذرة المركزية على زوجين إرتباط فقط 0 يكون أقل تنافر بينهما عند 180 فيكون الشكل خطي بينما في جزئ SO2 تحتوي الذرة المركزية على زوج حر يتنافر بشدة مع أزواج اإلرتباط فيقلل من قيمة الزوايا بين الروابط.
14 مالحظة هامة ← • يحدد الشكل الفراغي للمركب بنا ًء على أزواج اإلرتباط و األزواج الحرة ← تحدد قيم الزوايا. • بينما ترتيب األزواج نحصل عليه من محصلة األزواج. • نظرية رابطة التكافؤ ← ُنيت هذه النظرية على نتائج ميكانيكا الكم بعد تغير النظر ة لإللكترون من كونه ب مجرد جسيم سالب يدور في مدار محدد وثابت . إلى أنه جسيم سالب له خواص موجية يدور في منطقة من الفراغ حول النواة تسمى األوربيتال • وتنص النظرية على ← رابطة التكافؤ : تنشأ الرابطة التساهمية من تداخل أوربيتال من ذرة به إلكترون مفرد مع أوربيتال من ذرة أخرى به إلكترون مفرد. علل: *ثاني أكسيد الكربون CO2 غير قطبي بالرغم من إحتوائه على رابطتين قطبيتين. حيث أن الجزئ خطي الشكل فإن كل رابطة تالشي التأثير اآلخر فتكون محصلة عزم اإلزدواج القطبي تساوي صفر.
15 وتعتمد هذه النظرية على مفهومين أساسيين : 1 – تداخل األوربيتاالت. 2 – األوربيتاالت المهجنة. جزئ فلوريد الهيدروجين HF 5 , 2p 2 / 2s 2 9F : 1s H : 1s1 1 كيف فسرت نظرية رابطة التكافؤ جزئ الميثان CH4 ؟ بدراسة جزئ الميثان ُوجد أن : 1 – ذرة الكربون تُــــــكون أربعة روابط مع الهيدروجين . 2 – الروابط األربعة متكافئة أي لها نفس الطـول و القوة . 3 – الزوايا بين الروابط 0 5.109 و الشكل رباعي األوجه. مثال
16 عند توزيع ذرة الكربون تبعاً لقاعدة هوند نالحظ أن ذرة الكربون تحتوي على 2 إلكترون مفرد. أي أنها تستطيع تكوين رابطتين فقط. ولكن بإكساب ذرة الكربون كماً من الطاقة ينتقل إلكترون من المستوى الفرعي 2s إلى 2pz الفارغ و تصبح الذرة مثارة. فيصبح لدينا أربع أوربيتاالت مفردة غير متماثلة الطاقة فكيف يمكنها تكوين روابط متماثلة. يمكن ذلك بإجراء عملية "التهجين" : هو تداخل أو خلط أوربيتالين أو أكثر من نفس الذرة لتكوين أوربيتاالت جديدة لها نفس "األوربيتاالت ال ُم الشكل و الطاقة تُسمى هجنة" . ويتم التهجين في ذرة كربون جزئ الميثان بتداخل أوربيتال من 2s مع ثالث أوربيتاالت من 2p. 3 1s + 3p → 4sp فينتج 4 أوربيتاالت من النوع 3 .sp بعد حدوث التهجين تتنافر األوربيتاالت المهجنة مع بعضها في الفراغ حتى يكون 0 أقل تنافر عند 5.109 فيكون الشكل رباعي األوجه . ذرة الكربون بها 4 أوربيتاالت بها إلكترونات مفردة متماثلة الطاقة فتكون 4 روابط متماثلة .
17 1 – نوع التهجين 3 sp حيث ينشأ من تداخل أوربيتال s مع 3 أوربيتاالت من .p 2 – الزوايا بين الروابط 0 5.109 و الشكل الفراغي رباعي األوجه. 3 – عدد الروابط 4 من النوع سيجما. 0 علل*:الزوايا بين الروابط في الميثان .109.5 0 ألن أقل تنافر بين األوربيتاالت المهجنة يكون عند .109.5 خواص جزئ الميثان
18 ماهي شروط حدوث عملية التهجين ؟ أ – تتم بين أوربيتاالت نفس الذرة. ب – تتم بين أوربيتاالت متقاربة في الطاقة. ج – عدد األوربيتاالت الداخلة في التهجين = عدد األوربيتاالت الناتجة منه. د – األوربيتاالت المهجنة أكثر نشاطاً من غير المهجنة علل ← ألن األوربيتاالت المهجنة أكثر بروزاً للخارج ، مما يسهل عملية التداخل. الجزئ عبارة عن ذرة كبيرة متعددة األنوية تتداخل فيها جميع األوربيتاالت الذرية . δ ، π ، σ الجزيئية األوربيتاالت لتكوين) ، s , p , d , f ) • الرابطة سيجما σ ← هي رابطة تنشأ من تداخل أوربيتالين ذريين بالرأس. • الرابطـــة باي π ← هي رابطة تنشأ من تداخل أوربيتالين ذريين بالجنب. مالحظات هامة ← 1 – األوربيتال الجزيئي : هو ناتج تداخل أوربيتالين ذريين. 2 – الرابطة سيجما تنشأ من تداخل أوربيتاالت مهـــــــجنة. 3 – الرابطة باي تنشأ من تداخل أوربيتاالت غير مـــــهجنة. 4 – الـــــــــــــــــرابطة سيجـــــما أقوى من الرابـــطة باي . نظرية األوربيتاالت الجزيئية
19 بإكساب ذرتي الكربون كماً من الطاقة ينتقل إلكترون من 2s إلى 2pz وتصبح الذرة مثـــارة . تحدث عملية التهجين بتداخل أوربيتال من 2s مع أوربيتالين من 2p فينتج ثالث 2 أوربيتاالت من النوع . sp 2 1s + 2p → 3sp تتنافر األوربيتاالت المهجنة مع بعضها في الفراغ و يكون أقل تنافر عند 0 120 تفسير جزئ اإلي ثيلين C2H4
20 ثم يتم التداخل كاآلتي : خواص جزئ اإليثيلين: 1 – نوع التهجين 2 .sp 2 – الزوايا بين الروابط o 120 و الشكل الفراغي مثلث مستوى . 3 – 4 روابط سيجما ، 1 باي .
21 بإكساب ذرتي الكربون كماً من الطاقة ينتقل إلكترون من 2s إلى 2pz وتصبح كل منهما مثارة. تحدث عملية التهجين بتداخل أوربيتال من s مع أوربيتال من p فينتج أوربيتال ين من النوع sp . 1s + 1p → 2sp 180 o تتنافر األوربيتاالت المهجنة مع بعضها في الفراغ و يكون أقل تنافر عند فيكون الشكل خطي. ثم يتم التداخل كاآلتي : جزئ األسيتيلين C2H2
22 خواص جزئ األسيتيلين : 1 – نوع التهجين sp . 2 – الزوايا بين الروابط o 180 و الشكل الفراغي خطي. 3 – 3 روابط سيجما ، 2 باي . ثانياً : الرابطة التناسقية ← هي نوع خاص من الروابط التساهمية ال تختلف عنها إال في منشأ زوج إلكترونات الرابطة. ⟸ فالرابطة التســـاهمية : يكون منشأ اإللكترونات فيها ذرتين مختلفتين أو متماثلتين تشارك كل منهما بإلكترون أو أكثر . ⟸ أما الرابطة التناسقية : فتنشأ بين ذرتين إحداهما بها زوج حر من "الذرة المانحة" و األخرى بها سمى اإللكترونات تُ مستقبلة". " الذرة ال ُ سمى أوربيتال فارغ تُ
23 + الرابطة التناسقية في أيون األمونيوم .(NH4) +H أيون من الماء به أوربيتال فارغ "يستقبل" زوج اإللكترونات الحر من ذرة النيتروجين فتتكون رابطة تناسقية و ينتج " أيون األمونيوم". مثــال )1 : ) ذرة النيتروجين في النشادر بها زوج حر من اإللكترونات "مانحة". + علل: * يحتوي أيون األمونيوم NH4 على نوعين من الروابط. حيث يتحد النيتروجين مع الهيدروجين مكوناً غاز النشادر NH3 بروابط تساهمية. + ثم يتحد النشادر مع أيون H برابطة تتناسقية مكونة أيون األمونيوم + .NH4
24 الرابطة التناسقية في أيون الهيدرونيوم +[H3O .[ +H تمنح زوج اإللكترونات إلى أيون الذي يحتوي على أوربيتال فارغ فتنشأ +O الرابطة التناسقية وينتج أيون الهيدرونيوم .H3 مثــال )2 : ) + علل: * ال تحتوي محاليل األحماض على أيونات H منفردة. ألن ذرة األكسجين في جزئ الماء بها زوج حر من اإللكترونات "مانحة".
25 الروابط الفيزيائية: أوالً : الرابطة الهيدروجينية ← الكتلـــــــــة الموليـــــــــة للـماء H2O ( . 18 جرام / مول ( الكتلة المولية لكبريتيد الهيدروجين H2S ( .34 جرام / مول ( فكان المتوقع أن يكون H2S أعلى في درجة الغليان. وجد أن : ولكن ُ ⸰ درجة غليان الماء. )100 o م( ، درجة غليان H2S - ( .61 م( الرابطة الهيدروجينية ← هي رابطة تنشأ عند وقوع ذرة الهيدروجين بين ذرتين أعلى منها في السالبية مثل ) F أو O أو N ) علل:* درجة غليان الماء أعلى من درجة غليان H2S. *إرتفاع درجة غليان الماء. و ذلك نظراً إلرتباط جزيئات الماء مع بعضها عن طريق الروابط الهيدروجينية .
26 مالحظة هامة ← 1 -الرابطة في جزئ الماء تساهمية قطبية. 2 -الرابطة بين جزيئات الماء هيدروجينية. مالحظات على الرابطة الهيدروجينية ← الرابطة الهيدروجينية أطول و أضعف من الرابطة التساهمية. العوامل التي تتوقف عليها قوة الرابطة الهيدروجينية. أ- فرق السالبية بين العناصر المكونة لها . ب - أن تكون الرابطة الهيدروجينية في نفس إتجاه الرابطة التساهمية. Ex → الرابطة الهيدروجينية بين جزيئات HF أقوى من الرابطة الهيدروجينية بين جزيئات الماء.
27 ➢تأخذ الرابطة الهيدروچينية عدة أشكال فقد تكون على هيئة خط مستقيم أو شبكى مفتوح أو حلقى مغلق. ➢ أى مركب يحتوى على روابط هيدرو چينية يكون مركب قطبى يذوب فى الماء . ➢ ترتب الروابط الهيدروچينية حسب قوتها كاآلتى: H , N < H , O < H , F • الرابطة الفلزية: كل فلز يكون له شكل بللورى تترتب فيه األيونات الموجبة حيث تعمل إلكترونات التكافؤ كسحابة إلكترونية تقلل من قوة التنافر بين األيونات الموجبة وتعمل على تجميعها فيما يعرف بإسم "الرابطة الفلزية" • الرابطة الفلزية: هى رابطة تنشأ من سحابة إلكترونات التكافؤ الحرة التى تقلل من قوة التنافر بين أيونات الفلز الموجبة فى الشبكة البللورية. مالحظة هامة: تزداد قوة الرابطة الفلزية بزيادة عدد إلكترونات التكافؤ الحرة للعنصر الفلزى.
28 11Na 12Mg 13Al 1 2 3 التكافؤ إلكترونات الصالبة صلب طرى لين 98⸰ 650⸰ 660⸰ اإلنصهار درجة 0.5 2.5 275 موس صالبة ⸫ ترتب هذه الفلزات حسب قوة الرابطة الفلزية كاآلتى: Al > Mg > Na مالحظة هامة : تتميز الفلزات اإلنتقالية بشدة صالبتها وإرتفاع درجة إنصهارها إلن إلكترونات المستويين الفرعيين d , S تشارك فى تكوين الرابطة الفلزية
29
30 ` بالمجموعات المنتظمة ألنها تُظ ِه تسمى عناصر المجموعات الممثلة ر تدرجاً منتظماً فى الخواص ال يوجد فى العناصر اإلنتقالية . وقد علمنا أن العناصر الممثلة تشمل الفئتين P , S عدا الغازات الخاملة . الفئة P الفئة S 1A , 2A 3A / 4A / 5A / 6A / 7A ندرس منها 5A ندرس منها 1A تعرف عناصر المجموعة 1A بإسم األقالء ألن أكاسيدها تذوب فى الماء مكونة محاليل قلوية. أول من أطلق إسم القلى هم علماء المسلمون على مركبات الصوديوم والبوتاسيوم ثم نقل األوروبيون هذه التسمية واتسعت لتشمل جميع فلزات 1A مالحظة هامة: - جميع عناصر المجموعة 1A فلزات نشطة عدا "الهيدروجين" فهو عنصر ال فلزى - أضعف فلزات 1A هو الليثيوم ، أقواها هو السيزيوم العناصر الممثلة فى بعض المجموعات المنتظمة عناصر الفئة S المجموعة 1A" األقالء"
31 Kr / 5s1 37Rb : 36 He / 2s1 3Li : 2 Xe / 6s1 55Cs : 54 Ne / 3s1 11Na : 10 Rn / 7s1 87Fr : 86 Ar / 4s1 19K : 18 تواجد عناصر 1A فى الطبيعة: عناصر المجموعة 1A قليلة التواجد فى القشرة األرضية عدا "الصوديوم 11Na ، " "البوتاسيوم 19K "حيث يحتالن الترتيب السادس والسابع من حيث التواجد فى القشرة األرضية. • الصوديوم : يوجد على هيئة كلوريد صوديوم NaCl ويعرف بإسم "ملح الطعام" أو "الملح الصخرى" • البوتاسيوم : يوجد على هيئة كلوريد بوتاسيوم KCl كما يوجد فى مياه البحار على هيئة رواسب تسمى "الكارناليت" 6H2O . MgCl2 . KCl حضر صناعياً من فقد األكتينيوم لجسيم ألفا ُ • أما الفرانسيوم Fr فهو عنصر مشع ي ويتميز الفرانسيوم بأنه شديد الشبه بالسيزيوم وعمر النصف له عشرون دقيقة . → + الخواص العامة لعناصر األقالء: مما يؤدى إلى: ns1 أوالً: تتميز عناصر األقالء بالتركيب اإللكترونى 1.كل عنصر يقع فى بداية دورة جديدة. 2.عدد تأكسدها فى مركباتها دائماً +1 3.فلزات شديدة النشاط علل ← لسهولة فقد إلكترون غالف التكافؤ 4.عوامل مختزلة قوية ← لسهولة فقد إلكترون غالف التكافؤ فتتأكسد لذا فهى علل عوامل مختزلة.
32 5.فلزات لينة ← بسبب ضعف الرابطة الفلزية لوجود إلكترون واحد فى غالف علل التكافؤ 6.تتحد مع الالفلزات مكونة مركبات أيونية 7.تتميز بصغر جهد تأينها األول وكبر جهد تأينها الثانى علل ← تتميز بصغر جهد تأينها األول لسهولة فقد إلكترون غالف التكافؤ وكبر جهد تأينها الثانى لصعوبة كسر نظام إلكترونى مستقر. ⇚ ثانياً: تتميز عناصر 1A بكبر الحجم الذرى مما يؤدى إلى: 1 -أعلى العناصر إيجابية كهربية ← بسبب كبر حجمها الذرى وسهولة فقد علل إلكترون غالف التكافؤ 2 -تستخدم بعض عناصرها مثل السيزيوم أو البوتاسيوم فى عمل الخاليا ← بسبب كبر حجمها الذرى فإنه عند سقوط الضوء عليها تتحرر علل الكهروضوئية اإللكترونات فوق سطحها مولدة تيار كهربى يعرف ذلك بإسم "الظاهرة الكهروضوئية" :- هى ظاهرة تحرر اإللكترونات فوق أسطح بعض الفلزات مولدة تيار كهربى وذلك عند سقوط الضوء عليها 3 -تتميز بصغر السالبية الكهربية لذا تتحد مع الالفلزات مكونة مركبات أيونية شديدة الثبات 4 -تتميز بصغر كثافتها ← بسبب كبر حجمها الذرى حيث أن الكثافة تتناسب عكسياً علل مع الحجم 5-عند إثارة إلكترونات ذرات عناصر 1A فإنها تعطى اللون المميز لكاتيون العنصر ويعرف ذلك بإسم "كشف اللهب أو الكشف الجاف"
33 * نحضر سلك من البالتين ثم يغمس بطرف السلك فى حمض الهيدروكلوريك المركز لتنظيفه من الشوائب الكاتيون اللون +Li قرمزى +Na أصفر ذهبى +K بنفسجى فاتح +Cs أزرق بنفسجى الكشف الجاف
34 * يغمس طرف السلك فى الملح المجهول ثم يعرض للمنطقة غير المضيئة من لهب بنزن فيكتسب اللهب اللون المميز لكاتيون العنصر كيف تميز عملياً بين ملحى : كلوريد صوديوم ، كلوريد سيزيوم 6 -تتميز عناصر األقالء بشدة نشاطها لذا تحفظ تحت سطح الهيدروكربونات علل السائلة مثل الكيروسين ← وذلك لمنع تفاعلها مع الهواء الجوى الخواص الكيميائية لعناصر األقالء: تفاعالت األقالء مع أل الهواء الماء األكسجين الهيدروجين األحماض الهالوچينات الالفلزات األخرى 1 .مع الهواء: عند تعرض عناصر 1A فإنها تتحد مع األكسجين مكونة أكاسيد عدا "الليثيوم" الذى يميل للتفاعل مع النيتروجين مكوناً نيتريد الليثيوم الذى يذوب فى الماء مكوناً غاز النشادر 2Li3N ∆ 6Li + N2 → Li3N + 3H . OH → 3LiOH + NH3
35 2 .مع الماء : تتفاعل عناصر األقالء مع الماء بشدة فتحل محل الهيدروجين مع إنطالق طاقة حرارية تؤدى إلشتعال الهيدروجين بفرقعة. وتزداد شدة التفاعل من الليثيوم إلى السيزيوم 2Li + 2H . OH → 2LiOH + H2 2Na + 2H . OH → 2NaOH + H2 3 .مع األكسجين : تتحد عناصر األقالء مع األكسجين معطية درجات األكسيد الثالثة وذلك تبعاً لدرجة نشاطها - يتحد الليثيوم مع األكسجين مكوناً أكسيد ليثيوم . 2Li2O ℃ 4Li + O2 → - يتحد الصوديوم مع األكسجين مكوناً فوق أكسيد صوديوم Na2O2 ℃ 2Na + O2 → - يتحد البوتاسيوم مع األكسجين مكوناً سوبر أكسيد البوتاسيوم KO2 ℃ K + O2 → - يتحد الروبيديوم والسيزيوم مع األكسجين مكوناً "سوبر أكسيد" قلوى ضعيف قلوى قوى علل: * ال تطفأ حرائق الصوديوم بالماء ألنه يتفاعل مع الماء بشدة مع إنطالق حرارة تؤدى إلشتعال الهيدروجين بفرقعة.
36 ⇐ األكسيد المثالى لعناصر األقالء هو X2O حيث X هى ذرة العنصر ويحضر األكسيد المثالى بإذابة الفلز فى النشادر المسال وإضافة كمية محددة من األكسجين مالحظة هامة: تذوب أكاسيد األقالء فى الماء قلويات قوية عدا "أكسيد الليثيوم" يكون قلوى ضعيف. 4 .مع الهيدروجين: تتفاعل فلزات األقالء مع الهيدروجين مكونة مركبات أيونية تعرف بإسم "هيدريد الفلز" يكون عدد تأكسد الهيدروجين فيها "1 "- علل: * يستخدم سوبر أكسيد البوتاسيوم فى تنقية األجواء المغلقة من غاز CO2 حيث يتفاعل سوبر أكسيد البوتاسيوم مع غاز ثانى أكسيد الكربون فى وجود عامل حفاز وينتج غاز األكسجين. 2K2CO3 + 3O2 4KO2 + 2CO2 → علل: * مركبات فوق األكسيد وسوبر األكسيد عوامل مؤكسدة قوية. حيث أنها عند الذوبان فى الماء أو التفاعل مع األحماض ينتج فوق أكسيد الهيدروجين H2O2 Na2O2 + 2H.OH → 2NaOH + H2O2 Na2O2 + 2HCl → 2NaCl + H2O2 2KO2 + 2HCl → 2KCl + H2O2 + O2
37 هيدريد ليثيوم 2LiH ∆ 2Li + H2 → هيدريد صوديوم 2NaH ∆ 2Na + H2 → - مركبات هيدريدات األقالء عوامل مختزلة قوية ألنها عند تفاعلها مع األحماض أو الذوبان فى الماء ينتج غاز الهيدروجين. NaH + HCl → NaCl + H2 NaH + H .OH → NaOH + H2 5 .مع األحماض: تتفاعل األقالء مع األحماض بشدة فتحل محل الهيدروجين مع إنطالق حرارة تؤدى إلشتعال الهيدروجين بفرقعة 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2 6 .مع الهالوچينات: تتفاعل عناصر األقالء مع الهالوچينات بشدة مكونة "هاليدات أيونية" شديدة الثبات بسبب كبر فرق السالبية. 2Na + Cl2 → 2NaCl صوديوم كلوريد 2K + Br2 → 2KBr بوتاسيوم بروميد 7 .مع الالفلزات األخرى: تتحد الفلزات القلوية الساخنة مع الالفلزات مثل الكبريت والفوسفور. كبريتيد صوديوم Na2S ∆ 2Na + S → فوسفيد بوتاسيوم K3P ∆ 3K + P →
38 ❖ أثر الحرارة على األمالح األكسجينية لألقالء: 1 -كربونات األقالء: تتميز بأنها مركبات ثابتة حرارياً أى أنها تنصهر دون أن تنحل عدا "كربونات الليثيوم" الذ ى ينحل عند °C1000 إلى أكسيد ليثيوم وثانى أكسيد الكربون. Li2O + CO2 ℃ Li2CO3 → 2 -نيترات األقالء: تنحل جزئياً بالحرارة مكونة نيتريت فلز وغاز األكسجين. 2NaNO2 + O2 ∆ 2NaNO3 → 2KNO2 + O2 ∆ 2KNO3 → ⸫ نيترات األقالء عوامل مؤكسدة قوية ألنها تنحل بالحرارة معطية غاز األكسجين. هيدروكسيد الصوديوم كربونات صوديوم Na2CO3 NaOH ➢أوالً: هيدروكسيد الصوديوم "الصودا الكاوية" NaOH التحضير: تحضر الصودا الكاوية بالتحليل الكهربى لمحلول ملح الطعام NaCl”aq” + H2O”l” → NaOH”aq” + H2”g” + Cl2”g” *أشهر مركبات الصوديوم*
39 ⇐ خواص هيدروكسيد الصوديوم 1 .مادة صلبة بيضاء اللون 2 .تذوب فى الماء مكونة محلول قلوى وذوبانها طارد للحرارة و على الجلد. 3.ذات تأثير كا 4 .مادة متميعة تمتص بخار الماء من الهواء 5 .تتفاعل مع األحماض مكونة ملح صوديومى وماء NaOH”aq” + HCl”aq” → NaCl”aq” + H2O”l” * اإلستخدامات: 1 -صناعة الصابون 2 -الحرير الصناعى 3 -صناعة الورق 4 -تنقية البترول من الشوائب الحامضية 5 -الكشف عن الشقوق القاعدية "الكاتيونات" مثل كاتيون 2+Cu ، كاتيون 3+Al ❖ إستخالص فلزات األقالء من خاماتها: علل: * يعرف ملح نيترات البوتاسيوم KNO3 بإسم "ملح البارود" ألنه ينحل بالحرارة مع حدوث إنفجار شديد لذا يستخدم فى عمل المتفجرات . * ال يصلح نيترات الصوديوم فى عمل المتفجرات. ألنه مادة متميعة تمتص بخار الماء من الهواء فال تنفجر. علل: * ال يمكن إستخالص فلزات األقالء من خاماتها بالطرق الكيميائية المعتادة. ألن عناصر األقالء عوامل مختزلة قوية فيصعب إعادة اإللكترون المفقود إليها بالطرق الكيميائية المعتادة.
40 ❖ تستخلص فلزات األقالء "بالتحليل الكهربى" لمصاهير هاليداتها فى وجود مادة صهارة لخفض درجة إنصهار الهاليد ”l” + Cl”l” Na+ ∆ NaCl”s” → 1-عند المصعد "األنود" + 2e- Cl2”g” أكسدة 2Cl”l” → 2-عند المهبط "الكاثود" 2Na”s” إختزال 2Na+”l” + 2e- → ➢الكشف عن كاتيون نحاس Ⅱ 2+Cu محلول ملح نحاس Ⅱ + محلول صودا كاوية ⇐ المشاهدة: يتكون راسب أزرق من هيدروكسيد نحاس Ⅱ يسود بالتسخين لتكون أكسيد نحاس Ⅱ . CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2 + 2NaCl Cu(OH)2 → CuO + H2O ➢الكشف عن كاتيون األلومينيوم 3+Al محلول ملح ألومينيوم + محلول صودا كاوية ⇐ المشاهدة: يتكون راسب أبيض من هيدروكسيد ألومينيوم يذوب فى الزيادة من " عديم اللون NaOH مكوناً "ميتا ألومينيات الصوديوم Al2(SO4)3 + 6NaOH → 2Al(OH)3 + 3Na2SO4 Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O
41 ➢ثانياً: كربونات الصوديوم: Na2CO3 يعرف ملح كربونات الصوديوم المتهدرت بإسم "صودا الغسيل" وصيغته Na2CO3 . 10H2O ⟸ طرق التحضير: 1 .فى المعمل: بإمرار غاز ثانى أكسيد الكربون على محلول دافئ من الصودا الكاوية وترك المحلول ليبرد فتنفصل بللورات كربونات الصوديوم. Na2CO3 + H2O ∆ 2NaOH + CO2 → 2 .فى الصناعة: "طريقة سولڤاى" بإمرار كل من غازى النشادر وثانى أكسيد الكربون على محلول مركز لملح الطعام. فيتكون بيكربونات الصوديوم التى تنحل بالحرارة إلى "كربونات صوديوم + ماء + ثانى أكسيد الكربون" NH3 + CO2 + H2O + NaCl ⟶ NaHCO3 + NH4Cl Na2CO3 + H2O + CO2 ∆ NaHCO3 → علل: * يتفاعل هيدروكسيد األلومينيوم مع الزيادة من NaOH ألن هيدروكسيد األلومينيوم متردد فيتفاعل مع الزيادة من NaOH سالكاً سلوك األحماض مكوناً ملح "ميتا ألومينيات الصوديوم" وماء ْم يُ ِفْد َك الِعل ا َمالَ َ إِذ َخْير ِمنهُ د َج ِهل َت َم َخيراً ** فَ ْن لَو قَ َ أ ْه َم لقَا َك فَ ِهم َت َ َّم لَيتَ َك َما فَ لَيتَ َك ثُ و ** فَ وإَ ْن أ َك فِى مها
42 ⟸ خواصه: 1-مسحوق أبيض اللون يذوب فى الماء مكوناً محلول قلوى. 2-مركب ثابت حرارياً أى أنه ينصهر دون أن ينحل . 3-يتفاعل مع األحماض المخففة فيحدث فوران ويتصاعد غاز CO2 . Na2CO3 + 2HCl ⟶ 2NaCl + H2O + CO2 ⟸ اإلستخدامات: 1 -صناعة الورق 2 -صناعة الزجاج 3 -صناعة النسيج 4 -إزالة عسر الماء المستديم. • الماء العسر: هو ماء يحتوى على أمالح ماغنيسيوم وكالسيوم ذائبين فى الماء. علل: * يستخدم كربونات الصوديوم فى إزالة عسر الماء المستديم. حيث أنه يتفاعل مع أمالح الكالسيوم والماغنيسيوم الذائبة فى الماء مكوناً كربونات كالسيوم وكربونات ماغنيسيوم غير ذائبة. Na2CO3(aq) + MgSO4(aq) ⟶ Na2SO4(aq) + MgCO3(s) Na2CO3(aq) + CaSO4(aq) ⟶ Na2SO4(aq) + CaCO3(s)
43 الدور الكيميائى الحيوى لبعض األيونات: +Na أيونات الصوديوم +K أيونات البوتاسيوم من أكثر األيونات وجوداً فى: 1 -بالزما الدم. 2 -المحاليل المحيطة بالخلية. من أكثر األيونات وجوداً داخل الخلية - لها دور هام فى العمليات الحيوية ← ألنها تُكون الوسط المناسب لنقل علل المواد الغذائية كالجلوكوز من وإلى الخلية - لها دور هام فى : 1-تخليق البروتين فى الخلية. 2-أكسدة سكر الجلوكوز * مصادره الطبيعية: 1 .الخضراوات مثل: الكرفس 2 .اللبن. 3 .منتجات األلبان. * مصادره الطبيعية: 1 .اللحوم ومنتجاتها. 2 .البيض واللبن. 3 .الخضراوات والحبوب.
44 3 تتكون المجموعة 5A من خمس عناصر لها التركيب , np 2 ns التواجد فى الطبيعة: 1-النيتروجين يمثل حوالى من حجم الهواء الجوى 3 , 2p He / 2s2 7N : 2 3 , 3p Ne / 3s2 15P : 10 3 , 4p 10 , 3d 2 33As : 18Ar / 4s 3 , 5p 10 , 4d Kr / 5s2 51Sb : 36 3 , 6p 10 , 5d 14 , 4f Xe / 6s2 83Bi : 54 3 -يوجد كل من الزرنيخ واألنتيمون والبزموت فى القشرة األرضية على هيئة كبريتيدات As2S3 Sb2S3 Bi2S3 كبريتيد بزموت كبريتيد أنتيمون كبريتيد زرنيخ 2 -الفوسفور يوجد فى القشرة األرضية فى صورة فوسفات Ca3(PO4)2 كالسيوم كما يوجد فى صورة ملح مزدوج لفلوريد وفوسفات الكالسيوم يسمى CaF2 . Ca3(PO4)2 األباتيت
45 الخواص العامة لعناصر 5A : 1 .يغلب عليها الطابع الالفلزى وتزداد الصفة الفلزية كلما إتجهنا ألسفل الفلزات (P , N ، (أشباه فلزات (Sb , As ، (فلز ضعيف (Bi( 2 .يتكون جزئ النيتروجين فى الطبيعة من ذرتين N2 أما أبخرة الفوسفور والزرنيخ واألنتيمون تتكون من 4 ذرات P4 , As4 , Sb4 أما البزموت فى الحالة البخارية يكون ثنائى الذرة Bi2 لذا يشذ عن الفلزات . 3 .تتميز عناصر 5A بتعدد حاالت تأكسد ها فى مركباتها حيث تتراوح من -٣+ : ٥ NH3 نشادر ٣ - N2H4 هيدرازين ٢ - - ١ هيدروكسيل أمين NH2OH صفر نيتروجين N2 +١ أكسيد نيتروز N2O +٢ أكسيد نيتريك NO +٣ ثالث أكسيد نيتروجين N2O3 +٤ ثانى أكسيد نيتروجين NO2 +٥ خامس أكسيد نيتروجين N2O5 علل: * يشذ البزموت عن الفلزات. ألنه ردئ التوصيل الكهربى ، كما ان جزيئاته فى الحالة البخارية ثنائية الذرة
46 4 .تتميز معظم عناصر 5A بوجود ظاهرة "التآصل" • التآصل: هو ظاهرة وجود عدة صور لنفس العنصر تتفق فى الخواص الكيميائية وتختلف فى الخواص الفيزيائية إلختالف عدد وترتيب الذرات فى بللورة كل منهما مالحظة: ال توجد ظاهرة التآصل إال فى الالفلزات الصلبة 5 .تتحد عناصر 5A مع األكسجين مكونة أكاسيد منها ما هو حامضى مثل: P2O5 , N2O5 ومتردد مثل: Sb2O3 وقاعدى مثل: Bi2O5 6 .تتحد عناصر 5A مع الهيدروجين فتكون "هيدريدات الفلزية" عدد تأكسد عناصر 5A يكون -3 مثل: NH3 PH3 AsH3 آرزين فوسفين أمونيا علل: * يأخذ النيتروجين أعداد تأكسد سالبة تجاه الهيدروجين وأعداد تأكسد موجبة تجاه األكسجين. ألن النيتروجين أعلى سالبية من الهيدروجين وأقل سالبية من األكسجين . علل: * ليس للنيتروجين أو البزموت صور تآصلية. ألن النيتروجين ال فلز غازى ، أما البزموت فهو فلز .
47 كما أن هيدريدات 5A مركبات قطبية تذوب فى الماء وتقل الصفة القطبية لهذه المركبات كلما إتجهنا ألسفل بزيادة العدد الذرى. ⸫ النشادر NH3 هو أكثر هيدريدات 5A من حيث الصفة القطبية والذوبان فى الماء. مالحظة: هيدريدات 5A مركبات ضعيفة الثبات تنحل بالحرارة إلى عناصرها األولية. علل: * النشادر NH3 أعلى قطبية من الفوسفين PH3 ألن فرق السالبية H , N أكبر من فرق السالبية بين H , P علل: * تتميز هيدريدات 5A بقدرتها على تكوين روابط تناسقية. ألن الذرة المركزية يكون بها زوج حر من اإللكترونات تمنحه لذرة أخرى بها أوربيتال فارغ مكونة رابطة تناسقية. أمونيوم + → NH4 + NH3 + H
48 ❖ طرق تحضير النيتروجين: 1-من الهواء الجوى "صناعياً" 2-فى المعمل من مركباته 1 -تحضير النيتروجين من الهواء: وذلك بإمرار الهواء على كل من "الصودا الكاوية" ، "حمض الكبريتيك المركز" "والنحاس المسخن لإلحمرار" النيتروجين N2
49 2 -تحضير النيتروجين فى المعمل: بتفاعل محلول كلوريد األمونيوم مع محلول نيتريت الصوديوم ثم تسخين الناتج علل: * يمرر الهواء الجوى على محلول الصودا الكاوية. للتخلص من غاز ثانى أكسيد الكربون 2NaOH(aq) + CO2(g) ⟶ Na2CO3(aq) + H2O(L) * يمرر الهواء على حمض كبريتيك مركز للتخلص من بخار الماء الموجود فى الهواء. * يمرر الهواء على قطعة من النحاس المسخن لإلحمرار للتخلص من غاز األكسجين. 2CuO(s) ∆ 2Cu(s) + O2(g) → * يفضل جمع النيتروجين بإزاحة الزئبق وليس الماء للحصول على النيتروجين جافاً ء
50 NH4Cl(aq) + NaNO2(aq) ⟶ NaCl(aq) + NH4NO2(aq) 1 N2(g) + 2H2O(L) 2 ∆ NH4NO2(aq) → وبجمع المعادلتين NaCl(aq) + N2(g) + 2H2O(L) ∆ NH4Cl(aq) + NaNO2(aq) → ➢الخواص الفيزيائية للنيتروجين: 1 .غاز عديم اللون والرائحة والطعم. 2 .أخف من الهواء ← إلحتواء الهواء على غاز األكسجين كتلته ٣٢ جرام / مول بينما علل النيتروجين ٢٨ جرام / مول . 3 .شحيح الذوبان فى الماء ٢٣ مل / لتر فى م.ض.د 4 .متبادل التأثير على عباد الشمس 5 .كثافته ٢٥,١ جرام / لتر 6 .درجة غليانه حوالى ) -٧٩,١٥٩ ) ° لذا يمكن إسالته عند هذه الدرجة فى الضغط المعتاد . علل: * يجمع غاز النيتروجين عند تحضيره بإزاحة الماء ألسفل. ألنه أقل كثافة من الماء كما أنه شحيح الذوبان فى الماء