علوم 2 اعدادى الدرس الثانى

الدرس الثاني

تدرج خواص العناصر فى الجدول الدوري

(1) الحجم الذري ( نصف القطر )

نصف القطر : هو نصف المسافة بين مركزي ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائي الذرة


ملحوظة / نصف القطر = طول الرابطة

تدرج نصف القطر في الجدول
أ) في الدورة
كلما اتجهنا جهة اليمين بزيادة العدد الذري يقل نصف القطر ويرجع ذلك إلى زيادة شحنة النواة الموجبة فتزيد قوة جذبها للإلكترونات في نصف القطر
علل / يقل نصف القطر فى الذرة بزيادة العدد الذري .

ب) في المجموعة
كلما اتجهنا لأسفل بزيادة العدد الذري يزداد نصف القطر ويرجع ذلك إلى :
1. زيادة عدد مستويات الطاقة
2. المستويات الممثلة تضعف جذب النواة
3. زيادة قوة التنافر بين الإلكترونات

ثانياً : السالبية الكهربية
تعريف / قدرة الذرة على جذب الإلكترونات الرابطة الكيميائية




تدرج السالبية الكهربية فى الجدول
أ)في الدورة
تزيد السالبية الكهربية فى الدورة كلما اتجهنا يميناً بزيادة العدد الذري بسبب نقص نصف القطر وزيادة قوة جذب النواة للإلكترونات .
ب) فى المجموعة
تقل السالبية الكهربية كلما اتجهنا لأسفل بزيادة العدد الذري بسبب زيادة نصف القطر وضعف قوة جذب النواة للإلكترونات .

ملحوظة
 أي نصر سالبيه كهربية الكلور على يمين الجدول
 أي عنصر سالبيه كهربية يقع أسف يسار الجدول ( CS )

ملحوظة
تلعب السالبية الكهربية دور مهم فى تحديد نوع الرابطة الكيميائية
فنجد
1. إذا كان فرق السالبية الكهربية بين العنصرين المكونين للرابطة جمس 117 رابطة أيونية
مثال Nacl = 3 – 9. = 2.1
2. إذا كان فرق السالبية الكهربية أقل من 117 رابطة تساهمية قطبية
مثال H2O = 3.5 – 2.1 = 1.4
3. إذا كان فرق السالبية = صفر يكون تساهمي نقي
مثال Cl2 = 3 – 3 = صفر









المركبات القطبية
مركبات يكون فرق السالبية الكهربية بينها كبير أقل من 117
من أمثلة المركبات القطبية
الماء – النشادر ( NH3 , H2o )





- حيث نجد فى جزئ الماء قدرة ذرة الأكسجين عالية جداً فى جذب إلكترونات الرابطة التساهمية القطبية نحوها لأنها أكثر سالبيه من الهيدروجين .
- كذلك فى جزئ النشادر النيتروجين له قدرة عالية على جذب إلكترونات الرابطة .

ثالثا : الخاصية الفلزية واللافلزية
تقسم العناصر والجدول


فلزات لا فلزات أشباه فلزات غازات خاملة

أولاً : الفلزات
1. عناصر غلافها الخارجي به أقل من 4 إلكترونات ( 1 , 2 , 3 )
2. أيوناتها موجبة لأنها تفقد إلكترونات ويصبح عدد البروتونات أكبر من عدد الإلكترونات
مثال Na Na + 1
3. تفقد إلكترونات حتى تصل إلى وضع الاستقرار لأقرب غاز خامل
بالإضافة إلى إنها :
أ - لها بريق معدني ب_ قابلة للطرق و للسحب والتشكيل
جـ- جيدة التوصيل للحرارة والكهرباء د- صلبة رسائله .

ثانيا اللافلزات
1- عناصر غلافها الخارجي به أكثر من 14 الكترونات ( 71675)
2- ايوناتها سالبة لأنها تكتسب الكترونات ويصبح عدد الكترونات اكبر من عدد البروتونات
3 – تكتسب الفلزات الكترونات حتى تصل إلي وضع الاستقرار لأقرب غاز خامل
* بالإضافة إلي
ا- ليس لها بريق معدني . ب- غير قابلة للطرف والسحب والتشكيل .
ج- رديئة التوصيل للحرارة والكهرباء . د- صلبة وسائله .

ثالثاً : أشكال الفلزات
 عناصر لها مظهر الفلزات وخواصه اللافلزات.
 لا يمكن الحكم علي شبه الفلز من توزيعه الالكتروني لان المستوي الأخير يختلف فى عدد الإلكترونات
فنجد
البــورون 5B أخره 3
السليـكون 14 Si أخره 4
الزرنيــج 33As أخره 5
تريليـــوم 52Te أخره 6

- ملحوظة : تسمي أشباه الفلزات بأشباه الوصلات لأنها شبه موصلة للكهرباء

رابعاُ : الغازات الخاملة :
1. هي عناصر غلافها الخارجي مكتمل وكذلك جميع مستوياته
2. تقع فى المجوعة الضوئية
( هيليوم – ينون – أرجون – تريتون – زينون – رادون )
3. تكافؤها صفر لأنها لا تفقد ولا تكتسب
4. المستوي الأخير له 8 إلكترونات عدا الهيليوم 2 .



تدرج الصفة الفلزية في الجدول الدوري

- الدورة :
تبدأ بعنصر فلزي قوي وبزيادة العدد الذري في نفس الدورة تقل الصفة الفلزية تدريجيا حتى نصل إلى أشباه الفلزات ثم يبدأ ظهور اللافلزات وبزيادة العدد الذري تزداد الصفة اللافلزية حتى نصل إلى أقوى اللافلزات في المجموعة 7A .
المجموعة :
تزداد الصفة الفلزية بزيادة العدد الذري كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل المجموعة لكبر الحجم الذري
تقل الصفة اللافلزية لصغر قيم سالبيتها الكهربية .

الخواص الكيميائية للفلزات
1. تتفاعل الفلزات مع الأكسجين مكونة أكاسيد فلزية قاعدية .
MgO Mg + O2
2. الأكاسيد التي تذوب في الماء تكون قلويات ( بعض الأكاسيد لا تذوب في الماء مثل أكسيد الحديد )
Mg(OH)2MgO + H2O
3. ترتب الفلزات تنازليا حسب درجة نشاطها الكيميائي " متسلسلة النشاط الكيميائي "
ويتضح اختلاف سلوكها مع الماء
الفلزات سلوكها مع الماء
* البوتاسيوم * الصوديوم K
Na يتفاعلان مع الماء لحظيا ، ويتصاعد غاز الهيدروجين الذي يشتعل بفرقعة .
* الكالسيوم * الماغنسيوم Ca
Mg يتفاعلان ببطء شديد مع الماء البارد
* الخارصين * الحديد Zn
Fe يتفاعلان في درجات الحرارة مع بخار الماء الساخن فقط .
* النحاس * الفضة Cu
Ag لا يتفاعلان مع الماء .
يتم تنظيف الأواني الفضية بواسطة الماء المغلي دون أن تتأثر الفضة .
4. تتفاعل الفلزات النشيطة مع الأحماض المخففة مكونة ملح الحمض وغاز الهيدروجين

Mg + MgCl2 + H22HCl

الخواص الكيميائية للافلزات
1- لا تتفاعل اللافلزات مع الأحماض .
2- تتفاعل اللافلزات مع الأكسجين مكونة أكاسيد لا فلزية يعرف معظمها بالأكاسيد الحامضية CO2C + O2
3- تذوب الأكاسيد الحامضية في الماء مكونة أحماضا .
H2CO3CO2 + H2O

الـمجموعات الرئيسية في الجدول الدوري

1. مجموعة الأقلاء 1A

تقع في أقصى يسار الجدول الدوري وسميت بهذا الاسم لأنها تتفاعل مع الماء مكونة
محاليل قلوية
Na OH +Na + H2O H2

الصفات العامة
1) فلزات أحادية التكافؤ ( لاحتواء غلاف تكافؤها على إلكترون واحد (
2) تميل إلى فقد الكترون تكافؤها مكونة أيونات موجبة تحمل شحنة موجبة واحدة .
3) عناصر نشطة كيميائيا لذلك تحفظ تحت سطح الكيروسين أو البرافين لمنع تفاعلها مع الهواء الرطب.
4) يزداد نشاطها الكيميائي بزيادة الحجم الذري ويعتبر عنصر السيزيوم Cs هو أنشط الفلزات.
5) جيدة التوصيل للكهرباء والحرارة .
6) معظمها منخفض الكثافة .

2. مجموعة الأقلاء الأرضية 2A

الصفات العامة
1) عناصر ثنائية التكافؤ لاحتواء غلاف تكافؤها على الكترونين .
2) تميل إلى فقد الكتروني تكافئها مكونة أيونات موجبة الشحنة تحمل شحنتين موجبتين .
3) أقل نشاطا من فلزات الأقلاء .
4) يزداد نشاطها الكيميائي بزيادة أحجامها الذرية لسهولة فقد الكتروني التكافؤ.
5) جيدة التوصيل للحرارة والكهرباء .
6) كثافتها أكبر من كثافة فلزات الأقلاء .

3. مجموعة الهالوجينات 7A

الهالوجينات تعني مكونات الأملاح ؛ لأنها تتفاعل مع الفلزات مكونة أملاح
KBr  Br2 + K

الصفات العامة
1) لا فلزات أحادية التكافؤ لاحتواء غلاف تكافؤها على 7 إلكترونات تميل إلى اكتساب إلكترون واحد مكونة أيون موجب أو تشارك بإلكترون واحد مكونة رابطة تساهمية أحادية .
2) توجد جزيئاتها ثنائية الذرة Cl2 , F2
3) عناصر نشطة كيميائيا ، لذا لا توجد في الطبيعة على صورة عناصر منفردة بل في صورة مركبات كيميائية ( باستثناء عنصر الإستاتين الذي يحضر صناعيا )
4) يحل كل عنصر في المجموعة محل العناصر التي تليه في محاليل أملاحها .

NaCl2 + Na I Cl + I2
K Br + I2Br2 + K I
5) تتدرج حالتها الفيزيائية من الصورة الغازية ( الفلور والكلــــــــــــور ) إلى الصورة السائلة ( البروم) إلى الصورة الصلبة ( اليود )

المجموعة الصفرية
تقع المجموعة 18 في أقصى يمين الجدول الدوري وهي آخر مجموعات الفئة P .
تسمى عناصرها بالغازات الخاملة ؛ لأنها لا تتفاعل مع باقي عناصر الجدول في الظروف العادية.

الصفات العامة
1) عناصر تكافؤها صفر ؛ لاكتمال مستوى طاقتها الاخير فلا تدخل في تفاعل كيميائي
في الظروف العادية فهي لا تفقد ولا تكتسب الكترونات .
2) تتواجد في صورة جزيئات احادية التكافؤ .
3) عناصر خاملة ( غير نشطة ) كيميائيا .
4) غازات عديمة اللون .
خواص العناصر واستخداماتها
1. يستخدم الصوديوم السائل في نقل الحرارة من قلب المفاعل النووي إلى خارجه ؛ لأنه فلز جيد التوصيل للحرارة ( تستخدم هذه الطاقة في الحصول على الطاقة البخارية اللازمة لتوليد الكهرباء ) .
2. تستخدم شرائح السيليكون في صناعة اجهزة الكمبيوتر لانه من أشباه الموصلات التي يتوقف توصيلها للكهبراء على درجة الحرارة .
3. يستخدم النيتروجين المسال في حفظ قرنية العين لانخفاض درجة تجمده -196 5س .
4. يستخدم الكوبلت 60 المشع في حفظ الأغذية ( تعقيم اللحوم ) لأن أشعة جاما التي تصدر منه تمنع تكاثر الجراثيم دون أن تؤثر على الإنسان .
5. يستخدم غازي الهيليوم والنيون في انتاج نوعا من أشعة الليزر .
تطبيق حياتي
التخلص من رائحة الثلاجة : نضع قطعة من الفحم النباتي ليجمع الغازات على سطحه .