Transcript Document
البناء الذري • يوجد في مركز كل ذرة نواة تحتوي على البروتونات والنيوترونات .و ُت ّ مثل هذه النواة معظم كتلة الذرة .أمّا بقية الذرة فهو فراغ يحوي إلكترونات ذات كتلة صغيرة ّ جدا مقارنة بالنواة .وعلى الرغم من أ ّنه ال يمكن تحديد موقع اإللكترون بدقة إالّ أنّ اإللكترونات تتحرّ ك في الفراغ المحيط بالنواة والذي يُسمّى السحابة اإللكترونية. اإللكترونات • • • • قد تعتقد أنّ اإللكترونات تشبه إلى ح ّد كبير الكواكب التي تدور حول الشمس، نجد أنّ نواة الذرة موجبة الشحنة ،واإللكترونات سالبة الشحنة. بينما ال يمكننا معرفة ذلك بالنسبة لإللكترونات. ال يمكن تحديد موقع اإللكترون بدقة في هذه المساحة حول النواة .لذا استخدم العلماء بدال من ذلك نموذجا رياض ّيا يحسب ويتوقع المكان الذي يمكن أن يكون فيه اإللكترون تركيب العنصر • لك ّل عنصر تركيب ذري مميز له يتكوّ ن من عدد مح ّدد من البروتونات والنيوترونات واإللكترونات .ويكون عدد اإللكترونات مساويا دائما لعدد البروتونات في ذرة العنصر المتعادلة .ويبين الشكل ٢نموذجا ثنائي األبعاد للتركيب اإللكتروني لذرة عنصر الليثيوم التي تتكوّ ن من ثالثة بروتونات وأربعة نيوترونات داخل النواة ،وثالثة إلكترونات تدور حول النواة. ترتيب اإللكترونات • إنّ عدد اإللكترونات وترتيبها في سحابة الذرة اإللكترونية مسؤوالن عن الكثير من الخصائص الفيزيائية والكيميائية للعنصر. • طاقة اإللكترون رغم أنّ إلكترونات الذرة يمكن أن توجد في أي مكان داخل السحابة اإللكترونية ،إال أنّ بعضها أقرب إلى النواة من غيرها ،و ُتسمّى المناطق المختلفة التي توجد فيها اإللكترونات مجاالت الطاقة. عدد اإللكترونات • • • • • يتسع كل مجال من مجاالت الطاقة لعدد مح ّدد من اإللكترونات. فمجال الطاقة األول يتسع إللكترون واحد أو اثنين فقط، أمّا مجال الطاقة الثاني فيتسع لـ ٨إلكترونات فقط، ومجال الطاقة الثالث يتسع لـ ١٨إلكترونا فقط، أمّا مجال الطاقة الرابع فيمكن أن يتسع لـ ٣٢إلكترونا فقط. طاقة المجاالت لإللكترونات في مجاالت الطاقة األقرب إلى النواة طاقة أقل من اإللكترونات في المجاالت األبعد عن النواة ،التي يسهل فصلها .ولتحديد الح ّد األقصى من عدد اإللكترونات التي يمكن أن يستوعبها مجال الطاقة نستخدم العالقة التالية :عدد اإللكترونات = ٢ن ،٢حيث ّ تمثل "ن" رقم مجال الطاقة. الجدول الدوري ومجاالت الطاقة • يتضمن الجدول الدوري معلومات حول العناصر ،كما يمكن استخدامه أيضا في فهم مجاالت الطاقة .انظر إلى الصفوف األفقية (الدورات) في الجدول الدوري وتذكر أنّ العدد الذري أليّ عنصر يساوي عدد البروتونات في نواة ذلك العنصر، ويساوي أيضا عدد اإللكترونات حول النواة في الذرة المتعادلة .ولهذا يمكنك تحديد عدد اإللكترونات لك ّل عنصر بالنظر إلى عدده الذري المكتوب فوق رمز العنصر التوزيع اإللكتروني • إذا أمعنت النظر في الجدول الدوري فستجد أنّ عدد اإللكترونات يزداد في الذرة المتعادلة إلكترو ًنا واح ًدا كلّما انتقلنا من اليسار إلى اليمين خالل الدورة الواحدة. • وإذا تأملت الدورة األولى مثال تجد أنها تحوي عنصر الهيدروجين الذي يحتوي على إلكترون واحد ،وعنصر الهيليوم الذي تحتوي ذرته على إلكترونين في مجال الطاقة األول. • ولما كان مجال الطاقة األول يستوعب إلكترونين بح ّد أقصى ،فإن المجال الخارجي للهيليوم مكتمل، ماذا تس َّمى صفوف العناصر في الجدول الدوري؟ • • • • تبدأ الدورة الثانية بعنصر الليثيوم الذي يحتوي على ثالثة إلكترونات ،إلكترونان منها في مجال الطاقة األول ،وإلكترون في مجال الطاقة الثاني .لذا فالليثيوم يحوي إلكترونا واحدا في مجال الطاقة الخارجي (الثاني). وعن يمين الليثيوم يقع عنصر البريليوم الذي يحتوي على إلكترونين في مجال الطاقة الخارجي، بينما يحتوي البورون على ثالثة إلكترونات في مجال الطاقة الخارجي .وهكذا حتى تصل إلى عنصر النيون الذي يحتوي على ثمانية إلكترونات في مجال الطاقة الخارجي. أنّ مجال الطاقة الثاني يستوعب ثمانية إلكترونات ،وليس فقط النيون الذي له مجال طاقة خارجي مكتمل ،ولكنّ هذا التوزيع اإللكتروني الذي يض ّم ثمانية إلكترونات في المجال الخارجي للذرة يجعل الذرة مستقرة؛ لذا فإن ذرة النيون مستقرة. وكذلك األمر بالنسبة إلى عناصر الدورة الثالثة؛ حيث تمأل العناصر مجاالتها الخارجية باإللكترونات بالطريقة نفسها ،وتنتهي هذه الدورة بعنصر األرجون .ورغم أنّ مجال الطاقة الثالث قد يتسع لـ ١٨إلكترونا فقط ،إال أنّ لألرجون ثمانية إلكترونات في مجال الطاقة الخارجي، تصنيف العناصر (عائالت العناصر) • يمكن تقسيم العناصر إلى مجموعات أو عائالت؛ فكل عمود من أعمدة الجدول الدوري -يمثل عائلة من العناصر .وألنّ الهيدروجين يعد عادة منفصال، • فإن العمود األول يض ّم العائلة األولى التي تبدأ بعنصري الليثيوم والصوديوم. • بينما تبدأ العائلة الثانية بالبريليوم والماغنسيوم في العمود الثاني...وكما أن أفراد العائالت البشرية متشابهون في الشكل والسمات نجد كذلك أن عائلة العناصر الواحدة تتشابه في الخصائص الكيميائية؛ ألنّ لها العدد نفسه من اإللكترونات في مجال الطاقة الخارجي. تصنيف العناصر (عائالت العناصر) الغازات النبيلة • الغازات النبيلة انظر إلى تركيب عنصر النيون والحظ أنّ جميع العناصر التي تليه أيضا في المجموعة ١٨لها ثمانية إلكترونات في مجال الطاقة الخارجي؛ لذا فهي مستقرّ ة ،وال تتحد بسهولة مع غيرها من العناصر .وكذلك نجد أنّ الهيليوم الذي يحتوي مجال طاقته الوحيد على إلكترونين فقط –مستقر أيضا.. • ويمكن االستفادة من استقرار الغازات النبيلة في حماية سلك المصباح الكهربائي من االحتراق ،وفي إظهار اللوحات اإلعالنية بأضواء مختلفة األلوان ،فعندما يمرّ التيار الكهربائي من خاللها ،تشعّ ضوءا بألوان مختلفة؛ فاللون البرتقالي المائل إلى األحمر من النيون، واألرجواني من األرجون ،واألصفر من الهيليوم. تصنيف العناصر (عائالت العناصر) الهالوجينات • الهالوجينات ُتسمَّى عناصر المجموعة ١٧ويحتاج الفلور- كغيره من عناصر هذه المجموعة -إلى إلكترون واحد ليصل مجال طاقته الخارجي إلى حالة االستقرار .وكلما كان اكتساب الهالوجين لهذا اإللكترون أسهل كان نشطة أكثر. والفلور أكثر الهالوجينات نشاطا؛ ألنّ مجال طاقته الخارجي أقرب إلى النواة .ويق ّل نشاط الهالوجينات كلّما اتجهنا إلى أسفل في المجموعة؛ وذلك بسبب ابتعاد المجال الخارجي عن النواة .ولهذا يكون البروم أقل نشاطا من الفلور الفلزات القلوية • تكوّ ن الفلزات القلوية مركبات يشبه بعضها بعضا؛ فكل منها يحوي إلكترونا واحدا في مجال طاقته الخارجي .وينفصل هذا اإللكترون عنها عند تفاعلها مع عناصر أخرى .وكلّما كان فصل اإللكترون سهال كان العنصر أكثر نشاطا. • نشاط الفلزات القلوية يزداد كلّما اتجهنا إلى أسفل المجموعة ،أيّ أنه كلّما ازداد رقم الدورة (الصف األفقي) التي يوجد فيها العنصر ازداد نشاطه؛ وهذا بسبب بُعد مجال الطاقة الخارجي عن النواة .لذا فإنّ الطاقة الالزمة لفصل إلكترون عن المجال الخارجي البعيد عن النواة أق ّل من الطاقة الالزمة لفصل إلكترون عن المجال الخارجي القريب من النواة .ولهذا السبب نجد أنّ عنصر السيزيوم الذي في الدورة السادسة يفقد اإللكترون أسهل من الصوديوم الذي في الدورة الثالثة، لذا فالسيزيوم أكثر نشاطا من الصوديوم التمثيل النقطي لإللكترونات • التمثيل النقطي لإللكترونات عبارة عن رمز العنصر محاط بنقاط ّ تمثل عدد اإللكترونات في مجال الطاقة الخارجي؛ ألنّ إلكترونات المجال الخارجي هي التي تبين كيف يتفاعل العنصر. • تمثيل اإللكترونات بالنقاط كيف تعرف عدد النقاط التي يجب رسمها بالنسبة إلى عناصر المجموعات ( )٢-١و()١٨-١٣؟، وتكتب النقاط في صورة أزواج على الجهات األربع لرمز العنصر ،بوضع نقطة واحدة فوق الرمز ثم عن يمينه ثم أسفل الرمز ثم عن يساره ،وبعد ذلك نضع نقطة خامسة في أعلى الرمز لعمل زوج من النقاط ،تابع بهذه الوتيرة حتى تكمل النقاط الثمانية كلّها ،وحتى يكتمل المجال. يمكن توضيح هذه العملية بتمثيل نقاط اإللكترونات حول رمز ذرة النيتروجين .ابدأ أوال بكتابة رمز العنصر ،Nثم جد عنصر النيتروجين في الجدول الدوري لتعرف المجموعة التي ينتمي إليها .ستجد أ ّنه ينتمي إلى المجموعة ،١٥ولهذا فإن له خمسة إلكترونات في مجال الطاقة الخارجي ،والشكل النهائي للتمثيل النقطي لذرة النيتروجين • استخدام التمثيل النقطي • بعد أن عرفت كيف ترسم التمثيل النقطي للعناصر يمكنك استخدامها لتبين كيفية ارتباط ذرات العناصر بعضها مع بعض .فالروابط الكيميائية هي القوى التي تربط ذرتين إحداهما مع األخرى .وتعمل الروابط الكيميائية على ربط العناصر • عندما ترتبط الذرات مع ذرات أخرى يصبح كل منها أكثر استقرارا؛ وذلك بجعل مجال طاقتها الخارجي يشبه مجال الطاقة الخارجي للغاز النبيل -1الرابطة األيونية إنّ ذرات أحد العناصر تكوّ ن روابط مع غيرها من الذرات باستخدام إلكترونات مجال الطاقة الخارجي بأربع طرائق :بفقد إلكترونات ،أو باكتسابها ،أو تجاذبها ،أو بمشاركة مع عنصر آخر. • إذا نظرت إلى التوزيع اإللكتروني لمجاالت الطاقة للصوديوم ستجد أنّ له إلكترونا واحدا فقط في مجال الطاقة األخير .فإذا أزيل هذا اإللكترون بقى المجال الخارجي فارغا ،و المجال قبل األخير مكتمال، ممّا يجعل التوزيع اإللكتروني له مشابها للتوزيع اإللكتروني للغاز النبيل النيون. • أما الكلور فكوّ ن روابط بطريقة مختلفة عن طريقة الصوديوم؛ فهو يكتسب إلكترونا ،و عندها يصبح التوزيع اإللكتروني للكلور مشابها للتوزيع اإللكتروني في الغاز النبيل األرجون األيونات – مسألة توازن • • • تفقد ذرة الصوديوم كما عرفت سابقا إلكترونا ،و تصبح أكثر استقرارا ،ونتيجة هذا الفقد يختل توازن شحنتها الكهربائية ،فتصبح أيونا موجبا؛ ألنّ عدد اإللكترونات حول النواة ي ّقل إلكترونا عن البروتينات في النواة ،و من جهة أخرى يصبح الكلور أيونا سالبا باكتسابه إلكترونا من الصوديوم، ممَّا يزيد عدد اإللكترونات واحدا على عدد البروتونات في نواته. فالذرة التي تفقد أ تكتسب إلكترونا ال تكون ذرة متعادلة ،بل تصبح أيونا .و يتم تمثيل أيون الصوديوم بالرمز ،Na+ و أيون الكلور بالرمز CI. -حيث اكتسبت ذرة الكلور إلكترونا زائدا الرابطة األيونية • تكوّ ن الروابط ينجذب أيون الصوديوم الموجب و أيون الكلور السالب أحدهما إلى اآلخر بشدة .و هذا التجاذب الذي يربط األيونات هو نوع من الروابط الكيميائية ُتسمى الرابطة األيونية .نجد أنّ أيونات الصوديوم و الكلور تكوِّ ن رابطة أيونية ،و َينتج مر ّكب أيوني هو كلوريد الصوديوم ،أو ما يعرف بملح الطعام .المركب ما ّدة نقية تحوي عنصرين أو أكثر مرتبطين برابطة كيميائية الرابطة الفلزية • الفلزات كذلك تكوّ ن روابط مع عناصر فلزية أخرى ،ولكن بطريقة مختلفة ففي الفلزات تكون اإللكترونات في مجاالت الطاقة الخارجية للذرات المنفردة غير المترابطة بدرجة كبيرة ،لذا يمكن النظر إلى الفلز في الحالة الصلبة كبحر من الشحنات الموجبة تتحرك بينها اإللكترونات بحرية، الروابط الفلزية • تنشأ الروابط الفلزية نتيجة للتجاذب بين إلكترونات المجال الخارجي مع نواة الذرة من جهة و نوى الذرات األخرى من جهة ثانية داخل الفلز في حالته الصلبة .و هذه الرابطة تؤثر في خصائص الفلز .فمثال عند َطرْ ق ِّ فلز ما و تحويله إلى صفيحة ،أو سحبه على صورة سلك ،فإ ّنه ال ينكسر ،بل على العكس تتر ّكب طبقات من ذرات الفلز بعضها فوق بعض .و يعمل التجمّع المشترك من اإللكترونات على تماسك الذرة .والرابطة الفلزية سبب آخر للتوصيل الجيد التيار الكهربائي؛ حيث تنتقل اإللكترونات الخارجية من ذرة إلى أخرى لتنقل التيار الكهربائي الرابطة التساهمية – مشاركة • الرابطة التساهمية يصل الكثير من ذرات العناصر إلى حالة االستقرار عندما تتشارك باإللكترونات .و ُتسمّى الرابطة الكيميائية التي تنشأ بين ذرات العناصر الالفلزية من خالل التشارك باإللكترونات الرابطة التساهمية .و تنجذب هذه اإللكترونات المشتركة إلى نواتي الذرتين ،فتتحرّ ك اإللكترونات بين مجاالت الطاقة الخارجية في كلتا الذرتين في الرابطة التساهمية ،و لذلك يكون لكلتا الذرتين مجال طاقة خارجي مكتمل لبعض الوقت ،و ُتسمّى المركبات الناتجة عن الرابطة التساهمية بالمركبات الجزئية الجزيئات القطبية و الجزيئات غير القطبية متساو دائ ًما عند تكوين الرابطة؟ • هل تتشارك الذرات باإللكترونات بشكل ٍ الجواب :ال؛ فبعض الذرات تجذب إلكترونات نحوها أكثر من غيرها .فالكلور مثال يجذب اإللكترونات نحوه أكثر من الهيدروجين .و عندما تنشأ الرابطة التساهمية بين الكلور و الهيدروجين ،تبقى اإللكترونات المشتركة بجانب الكلور فترة أطول من بقائها بجانب الهيدروجين. • هذه المشاركة غير المتساوية تجعل أحد جانبي الرابطة سالبا أكثر من الطرف اآلخر ،كأقطاب البطارية . ،و تسمّى هذه الروابط بالروابط القطبية. • و الرابطة القطبية يتم فيها مشاركة اإللكترونات بشكل غير متسا ٍو .و من األمثلة على الرابطة القطبية أيضا تلك الرابطة التي تحدث بين األكسجين و الهيدروجين جزيئات الماء القطبية • تتكون جزيئات الماء عندما يتشارك الهيدروجين واألكسجين باإللكترونات .فاألكسجين له النصيب األكبر من اإللكترونات في ك ّل رابطة ،كما أنه يحمل شحنة جزئية سالبة ،بينما يحمل الهيدروجين ّ قطبيا؛ إذ له قطبان شحنة جزئية موجبة ،و لهذا السبب يكون الماء مختلفان كالمغناطيس تماما .و لذا ،فعند تعرُّ ض الماء لشحنة سالبة، تصطفّ جزيئاته كالمغناطيس لتقابل الشحنة السالبة بقطبها الموجب. الجزيئات غير القطبية • أمّا الجزيئات العديمة الشحنة ف ُتسمّى الجزيئات غير القطبية. و بما أنّ قدرة العناصر يختلف بعضها عن بعض في جذب اإللكترونات؛ فالروابط غير القطبية هي الروابط التي تنشأ بين ذرات العنصر نفسه ،و منها الرابطة غير القطبية الثالثية التي تنشأ بين ذرات النيتروجين في جزيء النيتروجين. • وهناك بعض المركبات الجزئية التي تكوِّ ن بلورات كالمركبات األيونية تماما ،إال أنّ الوحدة األساسية لها هي الجزيء. رموز ذرات العناصر • • • • • • استخدم الكيميائيون حديثا الرموز أيضا للتعبير عن العناصر؛ لكي يفهمها جميع الكيميائيين في كل مكان. فكل عنصر يُعبّر عنه برمز مكوّ ن من حرف أو حرفين أو ثالثة. و قد اش ُتق الكثير من الرموز من الحرف األول من اسم العنصر، و منها الهيدروجين (،Hydrogen)H و الكربون (Carbon)C. كالبوتاسيوم K صيغ المركبات • يمكن التعبير عن المركبات باستخدام رموز العناصر و األرقام .الذي وضّح كيفية ارتباط ذرتي هيدروجين برابطة تساهمية ،لينتج جزيء الهيدروجين الذي يمكن تمثيله بالرمز H2.و يشير الرقم الذي يُكتب بجانب الرمز من أسفل إلى عدد الذرات .و في جزيء الهيدروجين H2يد ّل الرقم ""2 على أنّ هناك ذرتي هيدروجين في الجزيء. الصيغ الكيميائية • تزودنا الصيغة الكيميائية بمعلومات عن العناصر التي تكون مركبا ما ،و عدد ذرات كل عنصر في ذلك المركب .و في حالة وجود أكثر من ذرة للعنصر نفسه فإنّ عدد الذرات يكتب أسفل يمين العنصر ،فإذا لم يكن هناك رقم سفلي د َّل ذلك على أن هناك ذرة واحدة من العنصر. • و ذرة كبريت بعض الصيغ الكيميائية • يتكون جزيء الماء من ذرة أكسجين و ذرتي هيدروجين ،و لذلك فإنّ صيغته الكيميائية H2O. • و األمونيا --مر ّكب تساهمي يتكوّ ن من ذرة نيتروجين و ثالث ذرات هيدروجين ،فتكون صيغته الكيميائية NH3. • الما ّدة السوداء التي تظهر على أواني الفضة –مر ّكب ينتج عن اتحاد ذرتين من الفضة و ذرة واحدة من الكبريت .إنّ الصيغة الحديثة للمر ّكب األسود الناتج عن الفضة هي Ag2S.و هي صيغة تد ّل على أ ّنه مر ّكب يتكوّ ن من ذرت • األيون الذرة التى تفقد أو تكتسب إلكترونا تكون ذرة متعادلة ،بل تصبح أيونا. • الرابطة األيونية التجاذب الذى يربط األيونات هو نوع من الروابط الكيميائية تسمى الرابطة األيونية. • المركب مادة نقية تحوى عنصرين أو أكثر مرتبطين برابطة كيميائية. • الروابط الفلزية تنشأ الروابط الفلزية نتيجة للتجاذب بين إلكترونات المجال الخارجي مع نواة الذرة من جهة وأنوية الذرات األخرى من جهة ثانية داخل الفلز في حالته الصلبة. • الرابطة التساهمية الرابطة الكيميائية التي تنشأ بين ذرات العناصر الالفلزية من خالل التشارك باإللكترونات الرابطة التساهمية. • الجزيئات الجسيمات المتعادلة التي تكونت عند مشاركة الذرات فى اإللكترونات تسمى الجزيئات • • الرابطة القطبية الرابطة القطبية يتم فيها مشاركة اإللكترونات بشكل غير متساو ٍ. • • الصيغة الكيميائية تزودنا الصيغة الكيميائية بمعلومات عن العناصر التي تكون مركبا ما ،وعدد ذرات كل عنصر في ذلك المركب.