علوم الصف الثالث

الوحده الاولى
الدرس الأول : الجدول الدوري
حاول العلماء ترتيب العناصر لسهولة دراستها ومن هذه المحاولات:
أولاً : الجدول الدوري لمندليف وتطوره

رتب مندليف العناصر تبعاً للتدرج في أوزانها الذرية فلاحظ تكرارية خواص العناصر بصفة دورية.
مميزات جدول مندليف: يعتبر جدول مندليف أول جدول دوري لتصنيف العناصر.
عيوب جدول مندليف:صعوبة التصنيف الدقيق لبعض العناصر.
ثانياً: جدول موزلي
وجد موزلي أن الخواص الفيزيائية والكيميائية للعنصر ترتبط بالعدد الذري وليس بالوزن الذري.
رتب موزلي العناصر ترتيباً تصاعدياً حسب العدد الذري في جدول على غرار جدول مندليف.
أعداد العناصر: عدد العناصر المعروفة حتى الآن 112 عنصراً، يوجد منها في الطبيعة 92 عنصراً بينما تحضر باقي العناصر تحت ظروف خاصة، اُعتمد منها في الجدول 103 عنصراً في الجدول الدوري الحديث.
ثالثاُ: الجدول الدوري الحديث
الأساس العلمي لترتيب العناصر في الجدول الدوري الحديث:
1ـ اكتشاف التركيب الدقيق للذرة، ومستويات الطاقة.
2ـ كيفية ملء مستويات الطاقة بالإلكترونات.
ترتيب العناصر في الجدول الدوري الحديث: رُتبت فيه العناصر ترتيباً تصاعدياً حسب الزيادة في أعدادها الذرية.
وصف الجدول الدوري الحديث
1ـ يتكون الجدول الدوري الحديث من 7 دورات أفقية و 18 صف رأسي، و 16مجموعة رأسية،.
2ـ تشتمل المجموعة الرأسية على مجموعة من العناصر متشابهة في الخواص، بينما تتدرج خواص عناصر كل مجموعة من أعلى إلى أسفل.
3ـ تشتمل الدورات الأفقية على عناصر غير متشابهة الخواص، لاختلاف تكافؤاتها، بينما تتدرج خواص عناصر كل دورة من اليسار إلى اليمين.
4ـ تبدأ المجموعات الرأسية من يسار الجدول بالمجموعتين 1A , 2A
1A 0
2A 3A 4A 5A 6A 7A

3B 4B 5B 6B 7B 8 1B 2B




5ـ في يمين الجدول توجد المجموعات 3A, 4A, 5A, 6A, 7A بالإضافة إلى المجموعة الصفرية.
6ـ المجموعة الصفرية: مجموعة من العناصر توجد في أقصى يمين الجدول وتحتوي على الغازات النبيلة، وهي الهيليوم، والنيون، والأرجون، والكريبتون، والزينون، والرادون.
7ـ اعتباراً من الدورة الرابعة تفصل بين عناصر مجموعات يسار ويمين الجدول العناصر الانتقالية.
8ـ العناصر الانتقالية:هي مجموعة من العناصر تفصل بين مجموعات يسار و يمين الجدول اعتباراً من الدورة الرابعة، وتشمل 8 مجموعات هي 3B,4B,5B,6B,7B, 8,1B,2B وتشمل المجموعة الثامنة ثلاث صفوف رأسية.
9ـ عناصر الأقلاء:هي عناصر المجموعة الأولى 1A التي تشترك في أنها فلزات أحادية التكافؤ.

تحديد موقع العنصر في الجدول الدوري

1ـ رقم الدورة الأفقية في الجدول الدوري يدل على عدد مستويات الطاقة في الذرة.
2ـ رقم المجموعة في الجدول الدوري يدل على عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي لذرة العنصر.
ملحوظة: تبدأ كل دورة بملء مستوى طاقة جديد بالإلكترونات، وتنتهي بغاز نبيل.
مثال محلول: حدد موضع العناصر التالية في الجدول الدوري: Ca20 , Cl17, Mg12, N7
العنصر التوزيع الإلكتروني رقم الدورة رقم المجموعة نوع العنصر الأيون التكافؤ
N7 2 , 5 الثانية الخامسة أ لا فلز ســالب 3 ثلاثي
Mg12 2 , 8 , 2 الثالثة الثانية أ فلــــز موجب 2 ثنائي
Cl17 2 , 8 , 7 الثالثة السابعة أ لا فلز ســالب 1 أحادي
Ca20 2 , 8 , 8 , 2 الرابعة الثانية أ فلــــز موجب 2 ثنائي

تدرج خواص العناصر في الجدول الدوري

تتدرج خواص العناصر في الجدول الدوري رأسياً من أعلى إلى أسفل في المجموعات، كما تتدرج أفقياً في الدورات المختلفة من يسار إلى يمين الجدول.

تدرج الصفة الفلزية في الجدول الدوري

الفلزات: عناصر يستوعب غلاف تكافؤها أقل من نصف سعته بالإلكترونات.
اللافلزات: عناصر يستوعب غلاف تكافؤها أكبر من نصف سعته بالإلكترونات.
1ـ في المجموعات الرأسية: تتدرج الصفة الفلزية بالزيادة من أعلى المجموعة إلى أسفلها.
مثال: في عناصر الأقلاء السيزيوم Cs أكبرها صفة فلزية، بينما الليثيوم Li أقلها صفة فلزية.
ملحوظة: الفرانسيوم Fr عنصر مشع وله دراسة خاصة.
2ـ في الدورات الأفقية: تقل الصفة الفلزية من يسار الجدول إلى يمين الجدول، بينما تزداد الصفة اللافلزية.
مثال: يمين الجدول عناصر لا فلزية، بينما يسار الجدول عناصر فلزية.
أكمل: عناصر الأقلاء( 1A) ......................... بينما عناصر الهالوجينات(7A ) .........................



أولاً: العناصر الفلزية

أ/ فلزات المجموعة الأولى 1A "عناصر الأقلاء"

الليثيوم الصوديوم البوتاسيوم الربيديوم السيزيوم الفرانسيوم
Li3 Na11 K19 Rb37 Cs55 Fr87
1ـ تسمى عناصر المجموعة الأولى 1A باسم عناصر الأقلاء: نظراً لتفاعلها مع الماء مكونة محاليل قلوية التأثير.
الخواص العامة للفلزات:
1ـ يحتوي في غلاف تكافؤها الأخير على أقل من نصف سعته من الإلكترونات (1أو2أو3).
2ـ جيدة التوصيل للحرارة والكهرباء. 3ـ لها بريق ولمعان معدني.
4ـ قابلة للطرق والسحب والتشكيل. 5ـ جميعها مواد صلبة عدا الزئبق فهو سائل.
2ـ أهم عناصرها: الصوديوم Na.
3ـ النشاط الكيميائي: نشطة جداً كيميائياً، ولذلك لا توجد في الطبيعة على صورتها العنصرية بل توجد مع غيرها من العناصر مكونة مركبات.
علل: لا توجد في الطبيعة على صورتها العنصرية.
مثال: الصوديوم يوجد مع الكلور مكوناً كلوريد الصوديوم "ملح الطعام" NaCl.
4ـ التفاعل مع الماء: تتفاعل مع الماء وينطلق غاز الهيدروجين الذي يشتعل بفرقعة، ولذلك تحفظ فلزات عناصر الأقلاء تحت الكيروسين.
مثال: 2Na + H2O 2NaOH + H2
علل: تحفظ فلزات عناصر الأقلاء تحت الكيروسين.

ب/ فلزات المجموعة الثانية 2A "فلزات الأقلاء الأرضية"

البريليوم الماغنسيوم الكالسيوم السترانشيوم الباريوم الراديوم
Be4 Mg12 Ca20 Sr38 Ba56 Ra88
1ـ تسمى عناصر المجموعة الثانية 2A باسم عناصر فلزات الأقلاء الأرضية.
2ـ أهم عناصرها:ـ
الكالسيوم Ca: المكون الرئيسي للهياكل العظمية للكائنات الحية.
أهم مركبات الكالسيوم: الحجر الجيري "كربونات الكالسيوم CaCO3.
يدخل الكالسيوم في تركيب الشعب المرجانية التي تساعد الأسماك في الهروب من أعدائها، وتختبئ بين الأجزاء الصلبة من الشعب المرجانية.
الماغنسيوم Mg: الذي يدخل في صناعة بعض أنواع الطائرات "علل" لأنه من الفلزات الخفيفة.
أهم مركبات الماغنسيوم:
1ـ ملح الماغنيسيا " ملح كربونات الماغنسيوم القاعدية"ويستخدم في علاج الحموضة الزائدة، والتسمم بالأحماض.
2ـ ملح أبسوم "الملح الإنجليزي ــ كبريتات الماغنسيوم المائية MgSO4 . 7H2O " وهي تساعد في أتمام بعض العمليات الحيوية للإنسان كملين.
إلـى العناصر الانتقالية
ج/ العناصر الانتقالية

1ـ هي العناصر التي تقع في منتصف الجدول الدوري، وتشمل 10 أعمدة رأسية، و8 مجموعات.
2ـ النشاط الكيميائي: عناصر أقل في النشاط من عناصر الفلزات في المجموعتين 1A,2A.
بعض خواص العناصر الانتقالية واستخداماتها
1ـ جيدة التوصيل للحرارة والكهرباء، ولذا تصنع من بعضها أواني الطهي " الأواني النحاسية، والأواني التي تصنع من سبيكة الحديد والنيكل".
2ـ لها قابلية للطرق والسحب والتشكيل، ولذا تستخدم في صناعة الأسلاك النحاسية، وأسياخ الحديد في تشييد المباني.
3ـ يستخدم عنصر التنجستينW في صناعة فتيلة المصابيح الكهربية، لكبر مقاومته، ودرجة انصهاره.
4ـ عناصر الحديد، والكوبلت، والنحاس، والمنجنيز لها أهمية في أتمام العمليات الحيوية في جسم الإنسان.
5ـ يستخدم عنصر الذهب، والفضة، والبلاتين في صناعة الحُلي لضعف نشاطها الكيميائي "حيث توجد منفردة في الطبيعة".
6ـ عنصر الزئبقHg الفلز الوحيد السائل يستخدم في صناعة الترمومترات لأنه يتمدد بانتظام بارتفاع الحرارة دون أن يلتصق بالجدار الزجاجي للترمومتر.

ثانياً: العناصر اللافلزية

أمثلة لبعض اللافلزات واستخداماتها
 أ / عنصر الكربون C
يتواجد الكربون في الحالة النقية على الصور الآتية:
الجرافيت: ويصنع منه أقلام الرصاص وأقطاب البطاريات الجافة.
الماس: يستخدم في صناعة المجوهرات.
الفرق بين تركيب الماس والجرافيت: في طريقة ترتيب ذرات الكربون في البلورة.
أهمية عنصر الكربون
1ـ يدخل الكربون في تركيب جميع المركبات العضوية مثل السكريات والنشويات.
2ـ يدخل الكربون في تركيب زيت البترول وجميع مشتقاته.
3ـ يدخل الكربون في تركيب المادة الخضراء التي توجد في النباتات "الكلوروفيل" المسئولة عن امتصاص الطاقة الضوئية اللازمة لعملية البناء الضوئي.
4ـ يدخل الكربون في تركيب المطاط الطبيعي الذي يدخل في صناعة إطارات السيارات.

 ب / الهالوجينات
عناصر المجموعة 7A وتشمل الفلور، والكلور، والبروم، واليود.
تسمية الهالوجينات بهذا الاسم: هالوجين تعني ملح، وذلك لأن عناصرها تدخل في تكوين الأملاح.
أمثلة لبعض الهالوجينات واستخداماتها
الهالوجين خواصه أهم مركباته واستخداماته
الفلور F9 غاز F2 سام لونه مصفر 1ـ يدخل أيون الفلوريد في تركيب معاجين الأسنان لمنع تسوسها، ويضاف إلى ماء الشرب للحد من تسوس الأسنان.

الهالوجين خواصه أهم مركباته واستخداماته
الكلور Cl17 غازCl2 لونه أخضر مصفر. 1ـ قتل البكتريا سواء في ماء الشرب أو حمامات السباحة.
2ـ يدخل في تركيب مسحوق إزالة الألوان "هيبوكلوريت الكالسيوم Ca(ClO)2" وهو يستخدم في تبيض الأقمشة.
البروم Br35 سائل Br لونه أحمر داكن. 1ـ يدخل في صناعة الغازات المسيلة للدموع.
2ـ يدخل في صناعة بروميد الفضة AgBr المستخدم في صناعة الأفلام الحساسة.
اليود I53 صلب ولونه بنفسجي وعند تسخينه يتحول إلى أبخرة دون المرور بالحالة السائلة "التسامي". 1ـ الملح اليودي يضاف إلى الطعام ليجعل الغدة الدرقية تعمل بكفاءة.
2ـ يستخدم في الكشف عن وجود النشا.
3ـ ملء مصابيح الهالوجين.

ثالثاً: الغازات النبيلة "النادرة"
الغازات النبيلة: تشغل المجموعة الصفرية من الجدول الدوري الحديث.
عناصرها: ست غازات هي الهيليوم، والنيون، والأرجون، والكريبتون، والزينون، والرادون.
سبب التسمية: سميت بالغازات النبيلة لأنها توجد على صورة ذرات منفردة.
التركيب الإلكتروني: غلاف تكافؤها مكتمل تماماً بأقصى سعة له بالإلكترونات (8إلكترونات ماعدا الهيليوم 2إلكترون)، ولذا فهي لا تفقد ولا تكتسب أي إلكترونات.
النشاط الكيميائي: لا تدخل في أي تفاعلات كيميائية تحت الظروف العادية.

أمثلة لبعض الغازات النبيلة واستخداماتها

الغاز خواصه واستخداماته
الهيليوم He2 لأن كثافته أقل من كثافة الهواء يستخدم في ملء المناطيد والبالونات فترتفع لأعلى في الاحتفالات والأعياد.
النيون Ne10 1ـ يستخدم لملء الانتفاخ الزجاجي لبعض أنواع المصابيح ليعطي ضوء برتقالي محمر.
2ـ إذا أضيف لغاز النيون بضع قطرات من فلز الزئبق فأن لونه يتحول إلى الأزرق المضيء.
الأرجون Ar18 1ـ يستخدم في ملء فتيلة المصباح نظراً لأنه لا يتفاعل مع فتيلة المصباح.
2ـ يستخدم في عداد جيجر لقياس اشعاعات بعض العناصر المشعة.
3ـ يستخدم في عمليات لحام بعض المعادن.

رابعاً: أشباه الفلزات

موقعها في الجدول: توجد في مجموعات متتالية، ومن أمثلتها.
البورون السيلكون الجرمانيوم الزرنيخ الأنتيمون التيلريوم الاستاتين
B Si Ge As Sb Te At
خواصها: لها خواص الفلزات كاللمعان، والصلابة، وشبه موصلة للحرارة والكهرباء، ولها بعض صفات اللافلزات.
السليكون
السليكون: يشكل عنصر السليكون 28% من كتلة القشرة الأرضية.
أهم مركبات السليكون: الرمل، واسمه ثاني أكسيد السليكونSiO2.
خواصه: شبه موصل للكهربية، ولهذا يصنع منه شرائح تستخدم في صناعة الأجهزة الإلكترونية كالكمبيوتر، والراديو، والترانزيستور. وإلى اللقاء بكم في درس الروابط الكيميائية


الدرس الثاني : الروابط الكيميائية

مقدمة للدرس
1ـ جزيء العنصر: عندما ترتبط ذرتان أو أكثر من عنصر واحد فإنهما تكونان جزيء هذا العنصر مثل H2 , O2 , N2 ,O3.
2ـ ـ جزيء المركب: عندما ترتبط ذرتان أو أكثر لعناصر مختلفة فإنها تكون جزيء مركب مثل NaCl , BaSO4
3ـ عند اتحاد ذرتين مع بعضهما فإن كل ذرة تميل لتعديل نظامها الإلكتروني في مستويات طاقتها الخارجية ليصبح محتوياً على ثمانية إلكترونات، وهو العدد المماثل لعدد الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي لذرة العنصر النبيل، القريب منها في الجدول الدوري، ماعدا ذرة الهيدروجين التي تميل إلى أن يصبح عدد الإلكترونات في مستوى طاقتها الخارجي 2 إلكترون.
4ـ ترتبط ذرات العناصر بعضها البعض عن طريق الروابط الكيميائية ومنها الرابطة الأيونية، والرابطة التساهمية، والرابطة الهيدروجينية.

 اولاً: الرابطة الأيونية

 الرابطة الأيونية: رابطة كيميائية تنشأ بين ذرة عنصر فلز، وذرة عنصر لافلز.
 كيفية حدوث الرابطة الأيونية:-
1ـ ذرة الفلز: تفقد إلكترون أو أكثر من إلكتروناتها الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي لها ليصبح تركيبها الإلكتروني مطابقاً للتركيب الإلكتروني للغاز النبيل الذي يسبق العنصر في الترتيب في الجدول، وتتحول إلى أيون موجب.
2ـ ذرة اللافلز: تكتسب إلكترون أو أكثر لتضيفها إلى إلكتروناتها الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي لها ليصبح تركيبها الإلكتروني مطابقاً للتركيب الإلكتروني للغاز النبيل الذي يلي العنصر في الترتيب في الجدول، وتتحول إلى أيون سالب.
3ـ يحدث تجاذب كهربي بين الأيون الموجب والأيون السالب، وتنشأ الرابطة الأيونية.
 تعريف آخر للرابطة الأيونية: رابطة كيميائية تنشأ نتيجة تجاذب كهربي بين الأيون الموجب والأيون السالب.
 مثال 1: اتحاد ذرة صوديوم من عناصر المجموعة 1A مع ذرة كلور من عناصر المجموعة7A لتكوين مركب كلوريد الصوديوم.
العنصر المجموعة العدد الذري التوزيع الإلكتروني الأيون التوزيع الإلكتروني للأيون أقرب غاز النبيل
الصوديوم Na 1A 11 2 , 8 , 1 Na+ 2 , 8 النيون Ne10
الكلور
Cl 7A 17 2 , 8 , 7 Cl- 2 , 8 , 8 الأرجون Ar18
Na + Cl Na+Cl-
جزئ كلوريد الصوديوم ذرة كلور ذرة صوديوم
 تعريف آخر للرابطة الأيونية: رابطة كيميائية تنشأ بين عناصر مجموعات طرفي الجدول الدوري.
 مثال 2: اتحاد ذرة ماغنسيوم من عناصر المجموعة 2A مع ذرة أكسجين من عناصر المجموعة6A لتكوين مركب أكسيد الماغنسيوم.
العنصر المجموعة العدد الذري التوزيع الإلكتروني الأيون التوزيع الإلكتروني للأيون أقرب غاز النبيل
الماغنسيوم Mg 2A 12 2 , 8 , 2 Mg++ 2 , 8 النيون Ne10
الأكسجين
O 6A 8 2 , 6 O- - 2 , 8 النيون Ne10

Mg + O Mg++O- -
جزئ أكسيد ماغنسيوم ذرة أكسجين ذرة ماغنسيوم
 ملحوظة: وقد ينتقل إلكترونان من ذرة عنصر إلى ذرتين لعنصر آخر.
 مثال 3: اتحاد ذرة كالسيوم من عناصر المجموعة 2A مع ذرتى كلور من عناصر المجموعة7A لتكوين مركب كلوريد الكالسيوم.
Ca + Cl + Cl Ca++Cl-C -
جزئ كلوريد كالسيوم ذرة كلور ذرة كلور ذرة كالسيوم

خواص المركبات الأيونية
 نشاط لبيان خواص المركبات الأيونية:
1ـ احضر قليلاً من ملح الطعام "كلوريد صوديوم" كمثال لمركب أيوني.
2ـ افحص قليلاً منه باستخدام الميكروسكوب المركب.
3ـ ضع قليلاً من ملح الطعام في أنبوبة اختبار وأضف إليه بعض الماء،
ورج الأنبوبة. هل يذوب الملح في الماء أم لا؟
4ـ ضع قليلاً من ملح الطعام في أنبوبة اختبار نظيفة، وأمسكها بماسك،
سخن الأنبوبة على لهب. أولاً ببطء ثم بشدة.
5ـ كون دائرة كهربية كما بالرسم، وأغمس طرفي السلك النحاسي
في محلول الملح. هل يضيء المصباح؟
 الاستنتاج: تتميز المركبات الأيونية بالخواص الآتية:-
1ـ معظم المركبات الأيونية مواد صلبة مُتـَبـَلَّرةُ في درجات الحرارة العادية.
2ـ معظم المركبات الأيونية تذوب في المذيبات القطبية مثل الماء.
3ـ درجات انصهارها وغليانها عالية غالباً.
4ـ محاليلها ومصاهيرها موصلة للكهرباء...................................................................................................................
وإلـى الرابطـة التساهمية و الرابطة الهيدروجينية

 ثانياً: الرابطة التساهمية
 الرابطة التساهمية: رابطة كيميائية تنشأ بين ذرتين (غالباً لعناصر لا فلزية) بالاشتراك في زوج أو أكثر من الإلكترونات.
 كيفية تكوين الرابطة التساهمية: تساهم كل ذرة بإلكترون أو أكثر لتكوين رابطة أو أكثر من الروابط التساهمية، بحيث يصبح عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي لكل من الذرتين مكتملاً ومشابهاً لمستوى الطاقة الخارجي للغاز النبيل الذي يلي كل منهما في الترتيب في الجدول الدوري.
 الفرق بين الرابطة التساهمية والرابطة الأيونية:
1ـ الرابطة التساهمية لها وجود مادي بينما الرابطة الأيونية ليس لها وجود مادي "علل" لأنها عبارة عن قوة جذب كهربيي.
2ـ الذرتين في الرابطة التساهمية لا تفقدان أيا من إلكتروناتهما فقداً تاماً بل تشارك كل منهما بإلكترون أو أكثر لتكوين الرابطة التساهمية.
أنواع الرابطة التساهمية: رابطة تساهمية أحادية، ورابطة تساهمية ثنائية، ورابطة تساهمية ثلاثية.

 أ / الرابطة التساهمية الأحادية

 الرابطة التساهمية الأحادية: عبارة عن زوج من الإلكترونات تساهم فيه كل ذرة بإلكترون واحد، وتمثل بخط واحد بين الذرتين ( ـــــ ).
مثال 1: الرابطة التساهمية في جزئ الكلور:-

Cl + Cl Cl Cl

مثال 2: الرابطة التساهمية في جزئ كلوريد الهيدروجين:-

H + Cl H Cl

مثال 3: الرابطة التساهمية في جزئ الماء:-

H + O + H H O H
ملاحظات هامة:
1ـ الرابطة التساهمية الأحادية عبارة عن زوج من الإلكترونات تساهم فيه كل ذرة بإلكترون واحد.
2ـ يتوقف عدد الروابط التساهمية الأحادية التي تكونها ذرة عنصر ما مع ذرات عناصر أخرى على عدد الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي لهذه الذرة؛ أي يتوقف على تكافؤ هذا


 ب / الرابطة التساهمية الثنائية

الرابطة التساهمية الثنائية: عبارة عن زوجين من الإلكترونات تساهم فيه كل ذرة بإلكترونين، وتمثل بخطين بين الذرتين ( = ).
 مثال 1: الرابطة التساهمية في جزئ الأكسجين:-

O + O O O

 ج / الرابطة التساهمية الثلاثية

الرابطة التساهمية الثلاثية: عبارة عن ثلاثة أزواج من الإلكترونات تساهم فيه كل ذرة بثلاثة إلكترونات ، وتمثل بثلاثة خطوط بين الذرتين ( ).
مثال 1: الرابطة التساهمية في جزئ النيتروجين:-

N + N N N

ملاحظة هامة: في جميع الجزيئات أو المركبات المتكونة "مهما كان نوع الرابطة التساهمية المتكونة" أن كل ذرة تصبح محتوية على ثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي لها ماعدا ذرة الهيدروجين فيكون به إلكترونين مشابهاً في ذلك التركيب الإلكتروني لذرة الهيليوم.

 خواص المركبات التساهمية
 نشاط لبيان خواص المركبات التساهمية:
1ـ احضر قطعة من الشمع كمثال لمركب تساهمي.
2ـ خذ جزءا منها في أنبوبة اختبار، وأضف إليه بعض الماء مع الرج.
3ـ خذ جزءا من الشمع في أنبوبة اختبار، وأضف إليه بعض البنزين مع
الرج. هل يذوب الشمع في الماء أم البنزين.
4ـ ضع قطعة الشمع في أنبوبة اختبار، وامسكها بماسك وسخنها على اللهب.
هل ينصهر الشمع بسرعة أم يحتاج إلى وقت للانصهار.
5ـ كون دائرة كهربية كما بالشكل، هل يضيء المصباح أم لا؟
الاستنتاج: تتميز المركبات التساهية بالخواص الآتية:-
1ـ المركبات التساهمية إما تكون غازات، أو مواد سائلة، أو مواد صلبة.
2ـ معظم المركبات الأيونية شحيحة الذوبان في المذيبات القطبية مثل الماء، ولكنها تذوب في المذيبات العضوية مثل الببنزين.
3ـ درجات انصهارها وغليانها منخفضة غالباً.
4ـ محاليلها ومصاهيرها لا توصل التيار الكهربي.


 ثالثاً: الرابطة الهيدروجينية
الرابطة الهيدروجينية: رابطة تربط بين جزيئات بعض المركبات وبعضها.
مثال: الرابطة الهيدروجينية بين جزيئات الماء.
H H H
H --------- O H -------- O H --------- O H
"للاطلاع"تعريف الرابطة الهيدروجينية:رابطة كيميائية تنشأ عندما تقع ذرة الهيدروجين بين ذرتين لهما سالبية كهربية عالية، حيث ترتبط مع أحداهما برابطة تساهمية قطبية ومع الأخرى برابطة هيدروجينية.
ملحوظة: 1ـ الرابطة الهيدروجينية أضعف من الرابطة التساهمية.
2ـ يُـعبر عن الرابطة التساهمية بالشكل ( ).
3ـ يُـعبر عن الرابطة الهيدروجينية بالشكل(--------




 الدرس الثالث : التفاعلات الكيميائية

مقدمة للدرس
1ـ المركب : هو المادة الناتجة عن اتحاد ذرات عنصرين أو أكثر بنسب وزنيه معينة، وتختلف خواص المركب عن خواص مكوناته.
2ـ عند اتحاد ذرتين مع بعضهما فإن كل ذرة تميل لتعديل نظامها الإلكتروني في مستويات طاقتها الخارجية ليصبح محتوياً على ثمانية إلكترونات، وهو العدد المماثل لعدد الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي لذرة العنصر النبيل، القريب منها في الجدول الدوري، ماعدا ذرة الهيدروجين التي تميل إلى أن يصبح عدد الإلكترونات في مستوى طاقتها الخارجي 2 إلكترون.
3ـ الاتحاد بين ذرات عنصرين أو أكثر، وتكوين مادة جديدة هو التفاعل الكيميائي.
4ـ نشاط لبيان مفهوم التفاعل الكيميائي: احتراق شريط ماغنسيوم في الهواء.
2Mg + O2 Δ 2MgO
 تعريف التفاعل الكيميائي: عبارة عن كسر الروابط الموجودة بين ذرات جزيئات المواد المتفاعلة، وتكوين روابط جديدة بين ذرات جزيئات المواد الناتجة.

 أنواع التفاعلات الكيميائية


 أولا: تفاعلات الاتحاد المباشر
 تفاعلات الاتحاد المباشر: يتم فيها اتحاد عنصر مع عنصر أو عنصر مع مركب لتكوين مركب جديد.
1ـ اتحاد عنصر مع عنصر:
فلز مع لافلز: مثل اتحاد الماغنسيوم مع الأكسجين.
2Mg + O2 Δ 2MgO
لافلز مع لافلز: مثل اتحاد الكربون مع الأكسجين.
C + O2 Δ CO2
2ـ اتحاد عنصر مع مركب: مثل اتحاد أكسيد النيتريكNO "مركب" مع أكسجين الهواء الجويO2 "عنصر" لتكوين غاز ثاني أكسيد النيتروجين NO2 "أبخرة بنية حمراء"
2NO + O2 2NO2
ملحوظة: يمكن الحصول على أكسيد النيتريك بتفاعل خراطة النحاس مع حمض نيتريك مخفف.
3ـ اتحاد مركب مع مركب: مثل اتحاد غاز النشادر NH3مع غاز كلوريد الهيدروجينHCl لتكوين سحب بيضاء من كلوريد الأمونيوم NH4Cl.
NH3 + HCl NH4Cl
تعليلات هامة: 1ـ تكون أبخرة بنية حمراء عند فوهة أنبوبة بها أكسيد نيتريك.

2ـ تكون سحب بيضاء عند تعريض ساق مبللة بالأمونيا لغاز كلوريد الهيدروجين.

 ثانياً: تفاعلات الانحلال
تعريف تفاعلات الانحلال: يتم فيها تفكك جزيئات بعض المركبات إلى عناصر أو جزيئات أبسط بالحرارة أو الكهرباء.
 أ / تفاعلات الانحلال بالحرارة
 يتم فيها انحلال جزيئات بعض المركبات إلى عناصر أو جزيئات أبسط عند تسخينها لدرجة حرارة معينة.
المادة التي تم تسخينها المشاهدة معادلة التفاعل

1ـ أكسيد زئبق أحمر. ينحل بالحرارة إلى زئبق فضي اللون، ويتصاعد غاز الهيدروجين
2HgO Δ 2Hg +O2

2ـ هيدروكسيد نحاس أزرق. ينحل بالحرارة إلى أكسيد نحاس أسود وبخار ماء
Cu(OH)2 Δ CUO + H2O


3ـ كربونات النحاس الخضراء. ينحل بالحرارة إلى أكسيد نحاس أسود ويتصاعد غاز ثاني أكسيد الكربون
CuCO3 Δ CUO +CO2



4ـ كبريتات النحاس الزرقاء. ينحل بالحرارة إلى أكسيد نحاس أسود ويتصاعد غاز ثالث أكسيد الكبريت الذي يتحد مع بخار الماء من الهواء مكوناً حمض كبريتيك مخفف.

CuSO4 Δ CuO +SO3
SO3 + H2O H2SO4

5ـ تنحل جميع الفلزات بالحرارة، ولكن تختلف النواتج.
Iـ تنحل نترات فلزات الأقلاء مثل نترات الصوديوم البيضاء. تنحل إلى نيتريت الصوديوم ويتصاعد غاز الأكسجين.
2NaNO3 Δ 2NaNO2 +O2

IIـ تنحل نترات الفلزات الثقيلة مثل نترات النحاس الزرقاء. ينحل بالحرارة إلى أكسيد نحاس أسود ويتصاعد غاز ثاني أكسيد النيتروجين، وأكسجين.
2Cu(NO3)2 Δ 2CuO+ 4NO2 +O2


 ب/ تفاعلات الانحلال بالكهرباء
تعريف تفاعلات بالكهرباء: يتم فيها تفكك جزيئات بعض المركبات إلى عناصر الأولية عند مرور التيار الكهربي في محلولها أو مصهورها.
المواد الإلكتروليتية: هي المادة التي تذوب في الماء وتتفكك
إلى أيوناتها الموجبة والسالبة.
فولتامتر هوفمان: جهاز يستخدم في التحليل الكهربي للماء.
 التحليل الكهربي للماء المحمض: الماء المحمض بحمض
الكبريتيك المخفف ينحل عند إمرار التيار الكهربي فيه إلى
عنصرين هما غاز الأكسجين الذي يتصاعد عند القطب
الموجب ( المصعد )، وغاز الهيدروجين الذي يتصاعد
عند القطب السالب ( المهبط ).
 معادلة التحليل الكهربي للماء:
2H2 +O2 تحليل كهربي/ حمض كبريتيك 2H2O
 نسبة غاز الهيدروجين والأكسجين: 2 : 1 حجماً
 أهمية تفاعلات الانحلال: الحصول على بعض العناصر من
مركباتها، وصناعة الألومنيوم، وطلاء الكهربي للمعادن.
 ملحوظة هامة: تتضمن تفاعلات الانحلال الكهربي تفاعلات أكسدة واختزال.

 ثالثاً: تفاعلات الإحلال البسيط
 تعريف تفاعلات الإحلال البسيط: تفاعلات كيميائية يتم فيها إحلال عنصر محل عنصر آخر في محلول أحد أملاحه.
متسلسلة النشاط الكيميائي: هي ترتيب العناصر الفلزية
ترتيباً تنازلياً حسب درجة نشاطها الكيميائي.
ملاحظات على متسلسلة النشاط الكيميائي:
1ـ العنصر الأكثر نشاطاً يحل محل العنصر الأقل نشاطاً.
2ـ كلما زاد البعد بين العناصر المتفاعلة كلما كان التفاعل
أسهل وأسرع.
3ـ العنصر الذي يسبق الهيدروجين يحل محل الهيدروجين
في الأحماض المخففة.
4ـ العنصر الذي يلي الهيدروجين لا يحل محل الهيدروجين
في الأحماض المخففة.
 أنواع تفاعلات الإحلال البسيط:
1ـ إحلال فلز محل فلز أخر في محلول ملحه:
Mg + ZnSO4 MgSO4 + Zn
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
Mg + CuSO4 MgSO4 + Cu
لا يحدث تفاعل Cu + MgSO4
2ـ إحلال فلز محل هيدروجين الحمض: العنصر الذي يسبق الهيدروجين يحل محل الهيدروجين
في الأحماض المخففة، بينما العنصر الذي يلي الهيدروجين لا يحل محل الهيدروجين في الأحماض المخففة.
Zn + H2SO4 dil ZnSO4 + H2
Fe + H2SO4 dil FeSO4 + H2
لا يحدث تفاعل Cu + H2SO4 dil

 رابعاً: تفاعلات الإحلال المزدوج
تفاعلات الإحلال المزدوج: يتم فيها تبادل مزدوج بين شقي "أيونات" مركبين لتكوين مركبين جديدين.
ملحوظة: تفاعلات الإحلال المزدوج تتضمن مواد أيونية، وتتم دون انتقال إلكترونات من مادة إلى أخرى.
 أنواع تفاعلات الإحلال المزدوج
1ـ تفاعل التعادل: تفاعل حمض مع قلوي لتكوين ملح ماء NaOH + HCl NaCl + H2O
2ـ تفاعل حمض مع ملح: يتفاعل الحمض مع الملح، وينتج ملح الحمض وحمض الملح.
مثال 1: تفاعل كربونات الصوديوم مع حمض الهيدروكلوريك:
Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + H2CO3
ولكن حمض الكربونيك الناتج H2CO3 حمض ضعيف ينحل إلى ماء وثاني أكسيد الكربون
H2CO3 H2O + CO2
ولذلك يكتب التفاعل كالأتي: Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + H2O + CO ويتصاعد غاز ثاني أكسيد الكربون الذي يعكر ماء الجير.
مثال 2: تفاعل كلوريد الصوديوم مع حمض الكبريتيك:
2NaCl + H2SO4 Δ/ conc. Na2SO4 + 2HCl
3ـ تفاعل ملح مع آخر"الإحلال المزدوج بين محاليل الأملاح": يشترط أن يترسب أحد الملحين الناتجين أو يختلف الملحان في درجة ذوبانهما.
ملحوظة: تفاعلات الإحلال المزدوج بين محاليل الأملاح تكون مصحوبة بتكوين راسب.
مثال 1:عند إضافة محلول نترات الفضة إلى محلول كلوريد الصوديوم يتكون راسب أبيض من كلوريد الفضة. NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl مثال 2:عند إضافة محلول نترات الباريوم إلى محلول كبريتات النحاس يتكون راسب أبيض من كبريتات الباريوم. CuSO4 + Ba(NO3)2 Cu(NO3)2 + BaSO4 مثال 3:عند إضافة محلول كبريتيد الصوديوم إلى محلول كبريتات النحاس يتكون راسب أسود من كبريتيد النحاس. CuSO4 + Na2S Na2SO4 + CuS
 رسالة لولي الأمر
.......................................................................................................................................................................................

.......................................................................................................................................................................................

.......................................................................................................................................................................................

وإلى اللقاء بكم في درس الأكسجين

الدرس الرابع : الأكسجين

أهمية غاز الأكسجين:
1ـ ضروري لتنفس الكائنات الحية، واحتراق الغذاء والوقود.
2ـ ضروري لعمليات الغوص، وتسلق الجبال.
3ـ المكون الرئيسي لغاز الأوزون O3 الذي يحمي الكائنات الحية من الأشعة فوق البنفسجية.
4ـ يستخدم في الحصول على لهب الأكسي استيلين المستخدم في لحام وقطع المعادن.
وجود الأكسجين في الطبيعة:
1ـ يوجد الأكسجين في الهواء بنسبة 21% حجماً ، 23% وزناً.
2ـ يوجد الأكسجين في الماء بنسبة 98% وزناً.
3ـ يدخل الأكسجين في تركيب صخور القشرة الأرضية بنسبة 48% في كربونات الكالسيوم، 53% في مركبات السليكا.
ملحوظة هامة: بالرغم من النقص في نسبة الأكسجين في عمليات التنفس واحتراق الغذاء والوقود إلا أن هذا النقص يعوض باستمرار من خلال عملية البناء الضوئي، وبالتالي تظل نسبة الأكسجين ثابتة في الهواء 21%.
أهم المركبات الغنية بالأكسجين: أكاسيد العناصر، وأملاح الكربونات، والنترات.
تحضير الأكسجين في المعمل: يحضر الأكسجين في المعمل من فوق أكسيد الهيدروجين في وجود ثاني أكسيد المنجنيز كعامل مساعد.
معادلة التفاعل: 2H2O2 MnO2 2H2O + O2
دور ثاني أكسيد المنجنيز: عامل مساعد.
العامل المساعد: مادة كيميائية لا تدخل في التفاعل، ولا يتغير وزنه، ولا خصائصه، ولكن يزيد من سرعة التفاعل.
خواص غاز الأكسجين:
1ـ غاز الأكسجين غاز عديم اللون والطعم والرائحة.
2ـ أثقل من الهواء كثافته 1.53: 1 بالنسبة للهواء
3ـ شحيح الذوبان في الماء، ويذوب في محلول هيدروكسيد الصوديوم.
4ـ لا يشتعل ولكنه يساعد على الاشتعال.
5ـ تأثيره متعادل على عباد الشمس، ولا يعكر ماء الجير.
6ـ عند إشعال شريط من الماغنسيوم ووضعه في مخبار به غاز الأكسجين تتكون مادة بيضاء هي أكسيد الماغنسيوم 2Mg + O2 Δ 2MgO
7ـ لغاز الأكسجين القدرة على الاتحاد المباشر مع جميع العناصر ما عدا الفلور، والبروم، والذهب، والفضة، والبلاتين، والغازات النبيلة. وكثيراً ما يكون اتحاد غاز الأكسجين بالعناصر والمركبات مصحوباً بانطلاق حرارة.
وإلـى الأكسدة والاختزال

الأكسدة والاختزال

أولاً: الأكسدة والاختزال قديماً

أكسدة
H2 + CuO Δ Cu + H2O

اختزال
الأكسدة: عملية كيميائية يتسبب عنها زيادة نسبة الأكسجين في المادة أو نقص نسبة الهيدروجين فيها.
الاختزال: عملية كيميائية يتسبب عنها نقص نسبة الأكسجين في المادة أو زيادة نسبة الهيدروجين فيها.
العامل المؤكسد: المادة التي تعطي الأكسجين أو تنتزع الهيدروجين.
العامل المختزل: المادة التي تنتزع الأكسجين أو تعطي الهيدروجين.
ملحوظة هامة: 1ـ عمليتي الأكسدة والاختزال عمليتان متلازمتان تحدثان في وقت واحد.
2ـ توجد تفاعلات كيميائية تتضمن عمليات أكسدة واختزال ولا تحتوي على أكسجين أو هيدروجين.

ثانياً: الأكسدة والاختزال في ضوء النظرية الإلكترونية.
أكسدة

2Na + Cl2 2Na+ +2Cl-
اختزال
الأكسـدة: عملية كيميائية تفقـــــد فيها ذرة العنصر إلكتروناً أو أكثر.
الاختزال: عملية كيميائية تكتسب فيها ذرة العنصر إلكتروناً أو أكثر.
العامل المؤكسد: المادة التي تكتسب إلكترون أو أكثر أثناء التفاعل الكيميائي.
العامل المختـزل: المادة التي تفقـــــد إلكترون أو أكثر أثناء التفاعل الكيميائي.



وإلى اللقاء بكم في درس الماء


 الدرس الخامس : الماء H2O
وجود الماء:
1ـ يمثل 70% من وزن جسم الإنسان، وحوالي 60 ــ 95% من وزن بعض النباتات والفواكه.
2ـ يشغل الماء 71% من مساحة سطح الأرض.
حجم الماء: حوالي 1400 مليون كم2 ، 97% منه ماء مالح، 3% ماء عذب.
أهمية الماء:1ـ تستخدم مياه المحيطات والبحار كوسيلة نقل.
2ـ مساقط المياه تستخدم لتوليد الطاقة الكهربية.
الخواص الفيزيائية للماء:
H H H
H --------- O H -------- O H --------- O H
1ـ يتكون جزئ الماء من ذرتي هيدروجين مرتبطين بذرة أكسجين واحدة عن طريق روابط تساهمية، ولذلك الماء النقي والخالي من الأملاح غير موصل للكهرباء.
2ـ يعتبر الماء من أقوى المذيبات في الطبيعة، حيث أنه مذيب قطبي له قدرة فائقة على إذابة المركبات الأيونية.
3ـ يغلي الماء عند 100˚م ويرجع ارتفاع درجة غليان الماء إلى وجود .............................................
4ـ تزداد كثافة الماء تدريجياً بانخفاض درجة حرارته من 100˚م حتى 4˚م
حيث تبلغ أقصاها 1 جم/سم3، وبانخفاض درجة حرارة الماء تحت 4˚م
وحتى صفر˚م تقل كثافة الماء ويتجمد عند درجة الصفر المئوي، ودائماً
يكون حجم الثلج المتكون أكبر من حجم الماء.

العلاقة بين تغير كثافة الماء مع تغير درجة الحرارة واستمرار حياة الكائنات الحية في أعماق البحار والمحيطات والبحيرات العميقة:
1ـ كلما انخفضت درجة حرارة سطح الماء عند ملامسته الهواء البارد، وبفعل عملية التبخر تزداد كثافة الماء، ويقل حجمه.
2ـ تتحرك مياه السطح الباردة إلى أسفل حاملة معها الأكسجين الذائب واللازم لحياة الكائنات الحية التي تعيش في الأعماق، بينما يرتفع الماء الدافئ "الأقل كثافة" إلى أعلى.
3ـ عند درجة الصفر المئوي يتجمد الماء، ويطفو الثلج المتكون على سطح المياه مما يحمي طبقات المياه العميقة من التجمد، وبذلك تحتفظ البحار والمحيطات الباردة والقطبية بالأحياء المائية الموجودة بها.