ملخص الكيميا الفصل الثالث
تاريخ الجدول الدوري
*كانيزارو ß ينسب إليه الفضل في تحديد معيار نسبي للكتل الذرية .
* مندليفß رتب العناصر عمودياً حسب الكتلة الذرية النسبية (العدد الكتلي)، اكتشف القانون الدوري .
*موزلي ß رسخ اعتماد العدد الذري كأساس لتنظيم الجدول الدوري .
*القانون الدوري ß الخواص الفيزيائية و الكيميائية للعناصر ترتبط دورياً بأعدادها الذرية .
*الجدول الدوري ß ترتيب العناصر حسب أعدادها الذرية ، بحيث تقع العناصر ذات الخواص المتشابهة في نفس المجموعة .
*تم إضافة 3 مجموعات بعد مندليف للجدول الدوري : اللانثيدات / الأكتنيدات / الغازات النبيلة (18) ß أضافها رامزي .
*اللانثيدات : 14 عنصر، أعدادها الذرية من 58 إلى 71 ، تقع بين المجموعتين 3 و 4 في الدورة 6 ، و لأن خواصها الفيزيائية و الكيميائية متشابهة جداً، استلزم تحديد هويتها جهود الكثيرين من الكيميائيين .
*الأكتنيدات ß 14 عنصر أعدادها الذرية من 90 إلى 103 ، تقع بين 3 و 4 في الدورة 7 .
*يتغير العدد الذري للمجموعتين 1 و 18 ß 8 : 8 : 18 : 18 : 32 / من 13 إلى 17 ß 8 : 18 : 18 : 32
*نصف القطر الذري : نصف المسافة بين نواتي ذرتين متماثلتين و مترابطتين كيميائياً .
*نصف القطر الذري : يقل عبر الدورة( ) ، و يزيد عبر المجموعة ( ).
*علل: يقل نصف القطر الذري عبر الدورة ؟ بسبب زيادة العدد لذري (زيادة شحنة النواة) و بالتالي يزيد التجاذب فيقل نصف القطر .
*علل: زيادة نصف القطرالذري عبر لمجموعة ؟ بسبب زيادة عدد الإلكترونات والزيادة الطفيفة في شحنة النواة الفعالة و بالتالي يقل جذب النواة للإلكترونات مما يزيد نصف القطر (علاقة عكسية : نصف القطر و شحنة النواة).
*طاقة التأيين : الطاقة المطلوبة لنزع إلكترون واحد من ذرة متعادلة الشحنة (طاقة التأيين الأولى) kj/mol
*التأيين : عملية تشكيل أيون .
*الأيون : ذرة أو مجموعة ذرات مترابطة لديها شحنة لديها شحنة موجبة أو سالبة .
*الكاتيون: أيون موجب (يقل نصف القطر الذري لأنه فقد e-).
*الأنيون : أيون سالب (يزيد نصف قطر الذري لأنه اكتسب e-).
*علل: زيادة طاقة التأيين عبر الدورة( ) ؟ بسبب زيادة شحنة النواة (جذبها للإلكترونات)، مما يصعب نزع إلكترون منها
*علل: تقل طاقة التأيين عبر المجموعة ( )؟ بسبب بعد الإلكترونات عن النواة مما يسهل نزعها (و بسبب ضعف تأثير شحنة النواة عليها )
*السبب الرئيس في النشاط الكيميائي المرتفع للمجموعة ؟ سهولة فقد عناصرها للإلكترونات
*الميل الإلكتروني : تغير الطاقة الذي يحصل عندما تكتسب ذرة متعادلة إلكتروناً .
*طاقة الميل الإلكتروني يزيد عبر الدورة ( )؟ بسبب زيادة الشحنة النووية.
*طاقة الميل الإلكتروني يقل عبر المجموعة ( )؟ تزايد طفيف في الشحنة النووية الفعالة (يزيد الميل الإلكتروني) / تزايد نصف قطر الذرة نزولاً (يخفض الميل الإلكتروني).
*أنصاف الأقطار الأيونية : تقل عبر الدورة ( ) ، و تزيد عبر المجموعة ( )
*تقل عبر الدورة ( ) أنصاف الأقطار الأيونية ؟ بسبب زيادة العدد لذري (زيادة شحنة النواة) و بالتالي يزيد التجاذب فيقل نصف القطر
*تزيد عبر الدورة ( ) أنصاف الأقطار الأيونية ؟ بسبب زيادة عدد الإلكترونات والزيادة الطفيفة في شحنة النواة الفعالة و بالتالي يقل جذب النواة للإلكترونات مما يزيد نصف القطر (علاقة عكسية : نصف القطر الأيوني و شحنة النواة).
*إلكترونات التكافؤ : الإلكترونات التي تفقد أو تكتسب أو تشارك في تكوين مركبات كيميائية (إلكترونات المستوى الأخير)
*السالبية الكهربائية : قدرة الذرة على جذب الإلكترونات في أي مركب كيميائي . (ابتكر مقياس السالبية الكهربائية :بولينغ)
في السالبية الكهربائية / الميل الإلكتروني / طاقة التأيين
(تزداد الطاقة عبر الدورة و تقل عبر المجموعة )
تزداد
السالبية الكهربائية تقل
الميل الإلكتروني
طاقة التأيين
في نصف القطر الذري و نصف القطر الأيوني
(تقل القيمة عبر الدورة و تزداد عبر المجموعة )
تقل
نصف القطر الذري تزداد
نصف القطر الأيوني
تكوين الكاتيون :A + Energy à A+ + e -
تكوين الأنيون :A + e- à A- + Energy
الترابط الكيميائي
*الرابطة الكيميائية : تجاذب كهربائي متبادل بين نوى و إلكترونات تكافؤ مختلفة يجعلها مترابطة .
*الرابطة الأيونية : الرابطة الناتجة من التجاذب الكهربائي بين أعداد كبيرة من الأنيونات و الكاتيونات .
*الرابطة التساهمية : تنتج من تشارك ذرتين في أزواج من الإلكترونات ، تكون الإلكترونات المشتركة "ملكاً" بالتساوي للذرتين.
*القطبية: توزع الشحنات بصورة غير متساوية بين الذرات .
*نوع الذرات المترابطة يعتمد على : السالبية الكهربائية
(إذا كانت فرق السالبية الكهربائية : 0-0.3 ß تساهمي غير قطبي / 0.4-1.7ßتساهمي / 1.7-3,3 ß أيوني )
*الرابطة التساهمية تكون رابطة مستقرة تتكون من تعادل قوى التجاذب و التنافر بين الذرات .
*طول و طاقة الرابطة يعتمد على : أنواع الذرات المترابطة .
*الجزيء: مجموعة متعادلة من الذرات التي ترتبط فيما بينها بروابط تساهمية .
*المركبات الجزيئية : المركبات الكيميائية التي تتألف أبسط وحداتها من جزيئات .
*الصيغة الكيميائية : تركيب الرموز التي تدل على العناصر و العدد النسبي لذرات كل من العناصر المكونة لمركب كيميائي .
*الصيغة الجزيئية : الصيغة التي تظهر أنواع و أعداد الذرات المتحدة في جزيء واحد (الصيغة الكيميائية للمركبات الجزيئية).
*الروابط المتعددة : يطلق على الرابطتين الثنائية و الثلاثية .
*تشكل رابطة تساهمية : عندما تكون الذرات مبتعدة لا تتأثر أحدهما بالأخرى
*(نقطة الصفر) : تقترب الذرتان فتنخفض الطاقة الكامنة، في النهاية تصبح المسافة كافية لجعل قوى التجاذب والتنافر (تكون الطاقة الكامنة في أدنى مستوياتها و يستقر الجزيء، عندما تغلب قوى التنافر ترتفع الطاقة الكامنة).
*طول الرابطة : المسافة بين نواتي ذرتين مترابطتين في أدني طاقتهما الكامنة .
*طاقة الرابطة : الطاقة الضرورية لكسر الرابطة الكيميائية و تكوين ذرات منفصلة متعادلة .
*قاعدة الثمانية : تميل المركبات الكيميائية إلى التشكل بحيث يتحقق لكل ذرة 8 إلكترونات في أعلى مستوى طاقة ، سواء بالفقد أو الاكتساب أو المشاركة .
*عناصر تشكل مركبات لا تخضع لقاعدة ال8 : هيدروجين / بريليوم / كبريت / البورون / الفسفور / الزينون .
*الترميز النقطي للإلكترون : كتابة الرمز لأي عنصر محاط بإلكترونات التكافؤ (مشار إليها بالنقاط).
*أزواج غير مشتركة : أزواج من الإلكترونات لا تشترك في الروابط.
*بنية لويس : الصيغ التي تدل الرموز الذرية فيها على النوى و على إلكترونات المستويات الخارجية .
*الصيغة البنائية : على الذرات في جزيء معين : نوعها و عددها و ترتيبها و الروابط ، دون أن تشير إلى الأزواج غير المشتركة F—F
*الرابطة الأحادية : رابطة تتكون من تشارك ذرتين في زوج واحد من الإلكترونات H2
*الرابطة الثنائية : تشارك ذرتين في زوجين من الإلكترونات يشار إليهما O2=
*الرابطة الثلاثية : تتقاسم الذرتان 3 أزواج من الإلكترونات N2
*المركب الأيوني : يتكون من أيونات سالبة و أيونات موجبة متحدة بطريقة تجعل شحناتها متعادلة .
*وحدة الصيغة : الصيغة التي تكون فيها المركبات الأيونية في أبسط و أصغر نسبة .
*خواص الرابطة الأيونية : ذات طاقة كامنة متدنية .
*قوى التجاذب و التنافر متساوية نتيجة ترتيب الأيونات على مسافات بينية متساوية .
*علل: المركبات الأيونية قابلة للكسر ؟ عند ضربها بقوة كافية ، تتحرك الطبقات بحيث تقارب الإلكترونات المتشابهة، فيحث التنافر و التصدع .
*الأيونات متحدة الذرات : مجموعة الذرات المشحونة و المرتبطة تساهمياً .
*علل: المركبات الأيونية المذابة أو المصهورة توصل الكهرباء ؟ بسبب حرية حركة الأيونات .
*علل: عدم ذوبان بعض المركبات الأيونية في الماء ؟ لأن قوى التجاذب بين الأيونات تفوق قوة جذب الماء .
المركبات الأيونية
المركبات التساهمية
صلبة ، هشة ، سريعة الكسر
صلبة ، سائلة ، غازية
لا تتبخر عند درجة حرارة الغرفة
غازية ضمن حرارة الغرفة
تذوب في المذيبات القطبية
تذوب في المذيبات الغير قطبية
محاليلها و مصاهيرها توصل
لا توصل
