اختصار المنهج · قبل الامتحان

مراجعة سريعة: الكيمياء

ملخص كل درس وأفكاره الرئيسية وأسئلته المهمة في صفحة واحدة. اطبعها واحفظها.

الوحدة 1الوحدة الأولى — الفصل الأول: نماذج الذرة

الدرس 1: علم الكيمياء

  • علم الكيمياء هو «العلم الذي يَدْرِسُ تركيب المادة وخواصها والتغيرات التي تطرأ عليها، والطاقة المصاحبة لهذه التغيرات».
  • يُوصف علم الكيمياء بـ«العلم المركزي» لما له من دور محوري في الربط بين فروع العلوم الطبيعية مثل الفيزياء، الأحياء، والجيولوجيا.
  • المادة هي «كل ما له كتلة ويشغل حيّزًا من الفراغ»، وتشمل الأشياء الصلبة والسائلة والغازية، وتتميّز بخصائص فيزيائية وكيميائية.
  • الذرة هي «الجزء الأصغر من العنصر ويحتفظ بخواص ذلك العنصر»، والمادة في جوهرها تتكوّن منها.
  • فروع علم الكيمياء خمسة: العضوية، وغير العضوية، والفيزيائية، والتحليلية، والحيوية، ولكل فرع مجال دراسة واستخدامات في الحياة كما في جدول (1).
  • بدأت الكيمياء من محاولات الخيميائيين لتحويل المعادن الرخيصة إلى ذهب، ثم تحوّلت إلى علم تجريبي يقوم على أسس واضحة ومنهجية دقيقة.
  • في نشاط الدرس أدى تفاعل فوق أكسيد الهيدروجين مع الخميرة إلى تكوّن الرغوة وانطلاق الغاز، وهو دليل على حدوث تغير كيميائي يمكن ملاحظته بالعين.
  • يُقاس نقاء الذهب بـ«العيار»: عيار 24 نقاؤه يقارب 99.9%، وعيار 21 نحو 87.5%، وعيار 18 نحو 75%.

الزبدة: علم الكيمياء يدرس المادة: تركيبها وخواصها والتغيرات التي تطرأ عليها والطاقة المصاحبة لهذه التغيرات. · الكيمياء «علم مركزي» لأنها تربط بين فروع العلوم الطبيعية: الفيزياء والأحياء والجيولوجيا. · اتساع علم المادة هو سبب انقسام الكيمياء إلى خمسة فروع، ولكل فرع مجال دراسة واستخدامات تخدم الطب والصناعة والتقنية والبيئة.

الأسئلة المهمة (8)
عرّف علم الكيمياء كما ورد في الكتاب.
علم الكيمياء هو «العلم الذي يَدْرِسُ تركيب المادة وخواصها والتغيرات التي تطرأ عليها، والطاقة المصاحبة لهذه التغيرات».
علل: يُوصف علم الكيمياء بـ«العلم المركزي».
لما له من دور محوري في الربط بين فروع العلوم الطبيعية مثل الفيزياء، الأحياء، والجيولوجيا.
ما المقصود بالمادة؟ واذكر ثلاثة أمثلة عليها وردت في الكتاب.
المادة هي «كل ما له كتلة ويشغل حيّزًا من الفراغ». ومن أمثلتها: الكتاب الذي بين يديك، والهواء الذي تتنفّسه، وزميلك الذي يجلس بجانبك.
عرّف الذرة، وبيّن علاقتها بالمادة.
الذرة هي «الجزء الأصغر من العنصر ويحتفظ بخواص ذلك العنصر»، وتتكوّن المادة في جوهرها من هذا الجسيم المتناهي في الصغر.
اذكر فروع علم الكيمياء الخمسة مع مجال دراسة كل فرع.
الكيمياء العضوية: المواد التي تحتوي غالبًا على روابط بين الكربون والهيدروجين. الكيمياء غير العضوية: الفلزات واللافلزات ومركباتها، الأحماض، القواعد، الأملاح، والأكاسيد. الكيمياء الفيزيائية: سلوك المادة وتغيراتها والطاقة المصاحبة لها. الكيمياء التحليلية: تحليل مكونات المادة وتحديد كَمْية كل مكون. الكيمياء الحيوية: المواد والتفاعلات الكيميائية التي تحدث داخل الكائنات الحية.
قارن بين الكيمياء العضوية والكيمياء غير العضوية من حيث مجال الدراسة والاستخدامات.
الكيمياء العضوية تدرس المواد التي تحتوي غالبًا على روابط بين الكربون والهيدروجين، ومن استخداماتها الأدوية والبلاستيكات والوقود والمنظفات والمبيدات الحشرية والأصباغ. أما الكيمياء غير العضوية فتدرس الفلزات واللافلزات ومركباتها والأحماض والقواعد والأملاح والأكاسيد، ومن استخداماتها مواد البناء والسبائك الإلكترونية.
ما المقصود بعيار الذهب؟ وكم تبلغ نسبة الذهب في عيار 24 وعيار 21 وعيار 18؟
العيار هو ما يُقاس به نقاء الذهب، إذ يُعبِّر عن نسبة الذهب الخالص في السبيكة. وعيار 24 هو الأعلى نقاءً بنسبة تقارب 99.9%، وعيار 21 يحتوي على نحو 87.5% من الذهب، وعيار 18 يحتوي على 75% من الذهب.
استنتج فرع الكيمياء المناسب لدراسة عمليّة الهضم وعمل الإنزيمات داخل جسم الإنسان، وعلل إجابتك.
الكيمياء الحيوية Biochemistry؛ لأنها الفرع الذي يدرس المواد والتفاعلات الكيميائية التي تحدث داخل الكائنات الحية، ومن استخداماتها دراسة عمليّة الهضم وعمل الإنزيمات وتحاليل الدم والسموم.

الدرس 2: تطوّر النماذج الذرية

  • طوّر العلماء نموذج الذرة عبر التاريخ (ديموقريطس، أرسطو، دالتون، طومسون، رذرفورد، بور، شرودنغر)، وكل نموذج وُضع من خلال نتائج تجارب زمنه.
  • تتكون الذرة من نواة فيها البروتونات (موجبة) والنيوترونات (متعادلة)، وحول النواة تدور الإلكترونات (سالبة).
  • تجربة رذرفورد (جيجر ومارسدن، 1909): جسيمات ألفا الموجبة تُسلَّط على رقاقة ذهب، ويُكشف عنها بالومضات على لوح معدني مبطن بكبريتيد الخارصين.
  • استنتاجات التجربة: الذرة معظمها فراغ، وفيها جسيم موجب الشحنة (النواة) يشغل حيزًا صغيرًا جدًا يتركز فيه معظم كتلة الذرة.
  • الاعتراض على رذرفورد: الإلكترون مشحون بخلاف الكواكب، وهو يفقد طاقة أثناء دورانه فيتحرك في مسار حلزوني حتى تنهار الذرة، وهذا لا يحدث.
  • فروض بور (1913) لذرة الهيدروجين: مستويات طاقة رئيسية ذات طاقة ثابتة، نواة موجبة، تعادل الذرة كهربائيًّا، والمستوى يرمز له بـ (n) وتزداد طاقته ببعده عن النواة، والإلكترون يمتص طاقة فيُثار وينبعث منه الطاقة فيستقر.
  • الاعتراض على بور: فشل في تفسير طيف الانبعاث الذري للذرات التي تحتوي على عدد أكبر من الإلكترونات.
  • النموذج الميكانيكي الموجي (شرودنغر، 1923): المعادلة الموجية تحدد السعة القصوى للإلكترونات ومناطق احتمال وجودها، فظهر مفهوما السحابة الإلكترونية والأفلاك الذرية.

الزبدة: كل نموذج ذري فسّر نتائج تجارب زمنه، فإذا عجز عن تفسير ظاهرة جديدة وُجهت إليه اعتراضات فجاء نموذج أدق منه. · تجربة رقاقة الذهب أثبتت أن الذرة معظمها فراغ، وأن شحنتها الموجبة ومعظم كتلتها تتركز في حيز صغير جدًا هو النواة. · نموذج بور فسّر عدم انهيار الذرة بأن الإلكترون يدور في مستويات طاقة رئيسية لا يكتسب فيها ولا يفقد طاقة. · المعادلة الموجية نقلتنا من فكرة المسار المحدد إلى فكرة الاحتمال: السحابة الإلكترونية والأفلاك الذرية.

الأسئلة المهمة (8)
اذكر فروض نظرية نموذج (بور) للذرة.
1) تدور الإلكترونات حول نواة الذرة في مستويات طاقة معيّنة دون أن تكتسب أو تنطلق منها طاقة (لها طاقة ثابتة) تسمى مستويات الطاقة الرئيسية. 2) يوجد في مركز الذرة نواة موجبة الشحنة. 3) عدد الشحنات السالبة (الإلكترونات) التي تدور حول النواة يساوي عدد الشحنات الموجبة (البروتونات) داخل النواة. 4) كل مستوى طاقة رئيسي يعبر عنه بعدد صحيح ويرمز له بالرمز (n)، وتزداد طاقة المستوى بزيادة بعده عن النواة. 5) إذا اكتسب (امتص) الإلكترون طاقة معينة انتقل إلى المستوى الأعلى منه في الطاقة (الحالة المثارة)، ويعود إلى حالته المستقرة عندما تنطلق منه الطاقة التي اكتسبها.
علل: الذرة متعادلة كهربائيًّا.
لأن عدد الشحنات السالبة (الإلكترونات) التي تدور حول النواة يساوي عدد الشحنات الموجبة (البروتونات) داخل النواة.
علل: ارتداد عدد قليل جدًا من جسيمات ألفا في اتجاه مصدرها بعد اصطدامها برقاقة الذهب.
لأنه يوجد بالذرة جزء يشغل حيزًا صغيرًا جدًا بالنسبة لحجم الذرة يتركز فيه معظم كتلة الذرة (النواة).
علل: نفاذ معظم جسيمات ألفا خلال رقاقة الذهب دون أي انحراف في مسارها.
لأن الذرة معظمها فراغ.
ما الاعتراضات التي وُجهت إلى نموذج رذرفورد للذرة؟
اعترض العلماء على تفسير رذرفورد لكيفية دوران الإلكترونات حول النواة وتشبيهه دورانها بدوران الكواكب حول الشمس، لسببين: (أ) الإلكترونات جسيمات تحمل شحنة كهربائية أما الكواكب فهي متعادلة الشحنة. (ب) قوانين الفيزياء توضح أن الإلكترون عند حركته حول النواة في مدار دائري يفقد طاقة باستمرار، فتقل سرعة دورانه، فتقل قوة الطرد المركزي له، وتتغلب قوة جذب النواة عليه، فيتحرك في مسار حلزوني حتى يلتصق بالنواة وتنهار الذرة، وهذا لا يحدث لأن الذرة في الحقيقة لا تنهار.
ما الاعتراض الذي وُجه إلى نموذج بور؟
طُبق نموذج بور على ذرة الهيدروجين وهي أبسط الذرات، إلا أنه فشل في تفسير بعض الظواهر مثل طيف الانبعاث الذري للذرات التي تحتوي على عدد أكبر من الإلكترونات.
قارن بين السحابة الإلكترونية والأفلاك الذرية.
السحابة الإلكترونية Electron Cloud: مناطق الفراغ المحيط بالنواة، والتي يحتمل وجود الإلكترون فيها في كل الاتجاهات. أما الأفلاك الذرية Atomic Orbitals: مناطق داخل السحابة الإلكترونية، يزداد احتمال وجود الإلكترون فيها.
ماذا يمكن تحديده عن طريق المعادلة الموجية التي وضعها شرودنغر؟
يمكن عن طريقها تحديد: السعة القصوى للإلكترونات في كل مستوى طاقة رئيسي، ومناطق الفراغ حول النواة التي يزداد فيها احتمال تواجد الإلكترونات في كل مستوى طاقة رئيسي.

الدرس 3: أعداد الكم

  • حالة الإلكترون هي الوصف الكامل لوضع الإلكترون داخل الذرة من حيث الطاقة والموقع والاتجاه، ويتم تحديدها باستخدام أعداد الكَم.
  • أعداد الكَم أربعة: الرئيسي (n)، والزّاوي (ℓ)، والمغناطيسي (mₗ)، والمِغْزَلي (mₛ).
  • عدد الكَمْ الرئيسي (n): يصف طاقة المستوى الرئيسي ويحدّد بُعده عن النواة، وقيمه 1، 2، 3، 4، ... والمشغول بالإلكترونات سبعة مستويات رموزها K, L, M, N, O, P, Q. وكلما ازدادت قيمة (n) زاد حجم المستوى وزادت طاقة الإلكترون فيه.
  • عدد الكَمْ الزّاوي (ℓ): يحدد تحت مستوى الطاقة داخل المستوى الرئيسي، كما يحدد شكل الفلك الذري، وقيمه من الصفر إلى (n − 1)، ورموز تحت المستويات: s (0)، p (1)، d (2)، f (3).
  • عدد الكَمْ المغناطيسي (mₗ): يحدد اتجاه الفلك الذري في الفراغ داخل تحت مستوى الطاقة، وقيمه من (−ℓ) إلى (+ℓ) مرورًا بالصفر، وعدد قيمه = عدد الأفلاك: s ⟵ 1، p ⟵ 3، d ⟵ 5، f ⟵ 7.
  • عدد الكَمْ المِغْزَلي (mₛ): يصف اتجاه دوران الإلكترون حول نفسه داخل الفلك الذري، وله قيمتان فقط (+½ , −½)، وكل فلك يملأ بإلكترونين كحد أقصى حركتهما المغزلية متعاكسة.
  • عدد الأفلاك في مستوى الطاقة الرئيسي = n²، وأقصى عدد من الإلكترونات فيه = 2n²، وعدد تحت مستويات الطاقة في المستوى الرئيسي يساوي رقمه.
  • أشكال الأفلاك: (s) فلك واحد كروي، (p) ثلاثة أفلاك كل منها فصان متقابلان عند الرأس، (d) خمسة أفلاك أربعة منها تشبه زهرة رباعية البتلات والخامس فصان وحلقة حول المركز، (f) سبعة أفلاك معقدة ومتعددة الفصوص.

الزبدة: لا يمكن تحديد مكان الإلكترون كما نحدد مكان جسم كبير؛ لأنه أصغر من أن يُرى وأسرع من أن نحدّد مكانه، لذلك نصف حالته بأربعة أعداد كَم تصف طاقته وبُعده عن النواة وشكل فلكه واتجاهه ودورانه حول نفسه. · أعداد الكَم متسلسلة يولّد بعضها بعضًا: قيمة (n) تحدد قيم (ℓ)، وقيمة (ℓ) تحدد قيم (mₗ)، وعدد قيم (mₗ) هو عدد الأفلاك، وكل فلك يسع إلكترونين بحركتين مغزليتين متعاكستين. · العلاقتان (n²) و(2n²) تختصران حساب عدد الأفلاك وأقصى عدد من الإلكترونات في أي مستوى طاقة رئيسي.

الأسئلة المهمة (8)
عرّف حالة الإلكترون.
هي الوصف الكامل لوضع الإلكترون داخل الذرة من حيث الطاقة، الموقع و الاتجاه، ويتم تحديدها باستخدام أعداد الكَم.
عرّف عدد الكَمْ الرئيسي (n)، وما القيم التي يأخذها؟
هو عدد يصف طاقة المستوى الرئيسي ويحدّد بُعده عن النواة. ويأخذ قيمًا صحيحة تساوي 1، 2، 3، 4، ... إلى ما لانهاية، وهي تمثل أرقام مستويات الطاقة الرئيسية المشغولة بالإلكترونات وعددها (7) مستويات وهي المعروفة حتى الآن.
عرّف عدد الكَمْ الزّاوي (ℓ)، وما القيم التي يأخذها؟
هو عدد يحدد تحت مستوى الطاقة داخل مستوى الطاقة الرئيسي، كما يحدد شكل الفلك الذري الذي يشغله الإلكترون. ويأخذ قيمًا صحيحة تتراوح من الصفر إلى القيمة (n − 1).
عرّف عدد الكَمْ المغناطيسي (mₗ)، وفيمَ تُستخدم قيمه؟
هو عدد يحدد اتجاه الفلك الذري في الفراغ داخل تحت مستوى الطاقة. ويأخذ قيمًا صحيحة تتراوح من (−ℓ) إلى (+ℓ) مرورًا بالصفر، وتستخدم قيمه لتحديد اتجاه وأعداد الأفلاك لتحت مستويات الطاقة.
عرّف عدد الكَمْ المِغْزَلي (mₛ)، وما قيمتاه؟
هو عدد الكَمْ الذي يصف اتجاه دوران الإلكترون حول نفسه داخل الفلك الذري، ويأخذ قيمتين فقط هما (+½ , −½).
قارن بين مستوى الطاقة الرئيسي الأول (n = 1) والسابع (n = 7) من حيث الطاقة وحجم المستوى.
عند (n = 1) تكون الطاقة أقل وحجم مستوى الطاقة الرئيسي أصغر، وعند (n = 7) تكون الطاقة أعلى وحجم مستوى الطاقة الرئيسي أكبر؛ لأنه كلما ازدادت قيمة (n) زاد حجم المستوى وزادت طاقة الإلكترون في هذا المستوى.
اذكر العلاقتين المستخدمتين لحساب عدد الأفلاك وأقصى عدد من الإلكترونات في مستوى الطاقة الرئيسي.
عدد الأفلاك = n² ، والعدد الأقصى من الإلكترونات = 2n² (حيث n هي قيمة عدد الكَمْ الرئيسي).
علل: عند وجود إلكترونين في الفلك الذري نفسه تكون حركتهما المغزلية متعاكسة.
لأنه نتيجة لدوران الإلكترونين حول محورهما في الفلك الذري نفسه باتجاهين متعاكسين ينشأ مجالان مغناطيسيان متعاكسان في الاتجاه مما يقلل التنافر بينهما فيتجاذبان، وذلك يساعد على وجود الإلكترونين في الفلك نفسه.

الدرس 4: قواعد الترتيب الإلكتروني في الذرات

  • الإلكترونات لا تتوزّع عشوائيًا، بل ترتّب في مستويات الطاقة الرئيسية وتحت مستويات الطاقة وفق قواعد ترتيبٍ محدّدةٍ تبدأ بالأقل طاقة فالأعلى.
  • مبدأ أوفباو (البناء التصاعدي): مستويات الطاقة الرئيسية ذوات الطاقة المنخفضة تملأ بالإلكترونات أولًا.
  • قاعدة مادلنج: تحت مستوى الطاقة الذي مجموع (n+ℓ) له أقل يملأ بالإلكترونات أولًا، فإذا تساوى تحت مستويان في المجموع مُلئ صاحب أقل قيمة (n) أولًا.
  • ترتيب تحت مستويات الطاقة تصاعديًا تبعًا للطاقة: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ , …
  • قاعدة هوند: لا يحدث تزاوج بين إلكترونين في فلك تحت مستوى طاقة يتكوّن من عدة أفلاك إلّا بعد أن تُشغل أفلاكه فرادى أولًا، ثم يبدأ الازدواج باتجاه غزل معاكس.
  • مبدأ الاستبعاد لباولي: في ذرة ما لا يوجد إلكترونان لهما قيم أعداد الكَمْ الأربعة نفسها.
  • إلكترونا فلك ns² أو npx² يختلفان في قيمة عدد الكم المغزلي ms، وإلكترونا تحت مستوى الطاقة np² يختلفان في قيمة عدد الكم المغناطيسي mℓ.
  • الإلكترون المفرد: إلكترون واحد في كل فلك؛ وأزواج الإلكترونات: عدد الأفلاك المكتملة؛ وعدد الإلكترونات المزدوجة: مجموع الإلكترونات في الأفلاك المكتملة.

الزبدة: ترتيب الإلكترونات في الذرة يبدأ دائمًا بالأقل طاقة فالأعلى، ويحكمه أربع قواعد ثابتة: أوفباو، ومادلنج، وهوند، والاستبعاد لباولي. · قاعدة مادلنج (n+ℓ) هي التي تحدّد أي تحت مستوى يملأ قبل الآخر، وهي التي تفسّر ملء 4s قبل 3d و3p قبل 4s. · قاعدة هوند تنظّم توزيع الإلكترونات داخل أفلاك تحت المستوى الواحد فرادى قبل الازدواج، ومبدأ باولي يمنع تطابق أعداد الكم الأربعة لإلكترونين في الذرة نفسها.

الأسئلة المهمة (8)
اذكر نص مبدأ أوفباو (البناء التصاعدي).
«مستويات الطاقة الرئيسية ذوات الطاقة المنخفضة تملأ بالإلكترونات أولًا». فمستوى الطاقة الرئيسي الأول (n = 1) يملأ أولًا لأنه أقلها طاقة وهو أقرب المستويات إلى النواة، ثم يليه المستوى (n = 2) ثم المستوى (n = 3) وهكذا.
اذكر نص قاعدة مادلنج.
«تحت مستوى الطاقة الذي يكون مجموع قيمة عددي الكَمْ الرئيسي والزّاوي (n+ℓ) له أقل يملأ بالإلكترونات أولًا، فإذا تساوى تحت مستويين في مجموع قيمة (n+ℓ)، فتحت مستوى الطاقة الذي له أقل قيمة عدد كَمْ رئيسي (n) يملأ بالإلكترونات أولًا».
علّل: تحت مستوى الطاقة 2p يملأ بالإلكترونات أولًا.
يرجع ذلك إلى قاعدة مادلنج، حيث مجموع قيمة (n+ℓ) له أقل (2 + 1 = 3) فيملأ بالإلكترونات أولًا.
علّل: يملأ تحت مستوى الطاقة 4s قبل تحت مستوى الطاقة 3d.
لأن مجموع قيمة (n+ℓ) لتحت المستوى 4s أقل (4 + 0 = 4) من مجموع قيمة (n+ℓ) لتحت المستوى 3d (3 + 2 = 5) فيملأ أولًا بالإلكترونات.
علّل: يملأ تحت مستوى الطاقة 3p قبل تحت مستوى الطاقة 4s.
في حالة التساوي في مجموع قيمة (n+ℓ) — فمجموعهما معًا يساوي 4 — ولأن قيمة n لتحت المستوى 3p أقل فيملأ أولًا بالإلكترونات.
اذكر نص قاعدة هوند.
«لا يحدث تزاوج بين إلكترونين في فلك تحت مستوى طاقة معيّن يتكوّن من عدة أفلاك إلّا بعد أن تُشغل أفلاكه فرادى أولًا، ثم تبدأ الإلكترونات بالازدواج في الأفلاك تباعًا باتجاه غزل معاكس».
اذكر نص مبدأ الاستبعاد لباولي.
«في ذرة ما لا يوجد إلكترونان لهما قيم أعداد الكَمْ الأربعة نفسها».
قارن بين إلكتروني فلك تحت مستوى الطاقة ns² وإلكتروني تحت مستوى الطاقة np² من حيث عدد الكم الذي يختلفان فيه.
إلكترونا فلك تحت مستوى الطاقة ns² يختلفان في قيمة عدد الكم المغزلي ms لأنهما في فلك واحد، أما إلكترونا تحت مستوى الطاقة np² فيختلفان في قيمة عدد الكم المغناطيسي mℓ لأن كلًّا منهما في فلك مستقل تطبيقًا لقاعدة هوند.

الدرس 5: تطبيقات على قواعد الترتيب الإلكتروني

  • ترتَّب الإلكترونات في ذرات العناصر وفق قواعد محددة هي: أوفباو، ومادلنج، وهوند، وباولي، ولا تُوضع في الأفلاك عشوائيًا.
  • مبدأ أوفباو (مبدأ البناء التصاعدي): ترتيب الإلكترونات من المستويات الأقل طاقة إلى المستويات الأعلى طاقة.
  • الترتيب حسب مستويات الطاقة الرئيسية يُكتب أعدادًا مفصولة بفواصل، مثل الصوديوم ₁₁Na : 2 , 8 , 1.
  • الترتيب حسب تحت مستويات الطاقة يُكتب بالرموز، مثل الفاناديوم ₂₃V : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d³، ومجموع الإلكترونات يساوي العدد الذري.
  • لتحديد العدد الذري من نهاية الترتيب الإلكتروني: أكمل الترتيب من 1s ثم اجمع عدد الإلكترونات في كل تحت مستوى طاقة.
  • الترتيب حسب الأفلاك: تُرسم الأفلاك لتحت مستويات الطاقة وترتب فيها الإلكترونات حسب القواعد، مثل الليثيوم ₃Li : 1s² 2s¹.
  • الترتيب حسب أقرب غاز نبيل: يُكتب بين قوسين مربعين رمز الغاز النبيل الذي يسبق العنصر مباشرةً، ثم يُستكمل ترتيب الإلكترونات المتبقية، مثل ₁₁Na : [Ne] 3s¹ و ₂₀Ca : [Ar] 4s².
  • استثناءات الترتيب: الكروم ₂₄Cr : [Ar] 4s¹ 3d⁵ والنحاس ₂₉Cu : [Ar] 4s¹ 3d¹⁰؛ لأن تحت مستوى الطاقة d يستقر عندما يكون نصف ممتلئ أو تام الامتلاء.

الزبدة: موضع كل إلكترون في الذرة ليس اختيارًا حرًّا، بل تحدده قواعد الترتيب الإلكتروني الأربع، ومن هذا النظام الدقيق تنشأ خواص العناصر وسلوكها الكيميائي. · الطرق الأربع (مستويات الطاقة الرئيسية، وتحت مستويات الطاقة، والأفلاك، وأقرب غاز نبيل) ليست أربعة أشياء مختلفة، بل أربع صور لكتابة الترتيب نفسه، وكلها تبدأ من العدد الذري. · قاعدة الاستقرار هي مفتاح الاستثناءات: تحت مستوى الطاقة (d) النصف ممتلئ (d⁵) أو تام الامتلاء (d¹⁰) أكثر استقرارًا، فينتقل إليه إلكترون واحد من 4s في الكروم والنحاس.

الأسئلة المهمة (8)
ما القواعد التي ترتَّب بها الإلكترونات في ذرات العناصر؟
ترتَّب الإلكترونات في ذرات العناصر وفق قواعد محددة هي: مبدأ أوفباو، وقاعدة مادلنج، وقاعدة هوند، ومبدأ الاستبعاد لباولي، وهي التي تساعدنا على فهم التركيب الإلكتروني لذرة العنصر.
ما مبدأ أوفباو (مبدأ البناء التصاعدي)؟
هو أن يتم ترتيب الإلكترونات من المستويات الأقل طاقة إلى المستويات الأعلى طاقة.
كيف تحدد العدد الذري لذرة عنصر من ترتيبه الإلكتروني؟
يُكتب الترتيب الإلكتروني حسب تحت مستويات الطاقة كاملًا من 1s حتى تحت المستوى المذكور، ثم يُجمع عدد الإلكترونات الموجودة في كل تحت مستوى طاقة، والمجموع هو العدد الذري. مثال: عنصر ينتهي ترتيبه بـ 2p³ ترتيبه 1s² 2s² 2p³ ومجموعه 2 + 2 + 3 = 7، فعدده الذري 7.
اذكر خطوتي ترتيب الإلكترونات حسب تحت مستويات الطاقة لأقرب غاز نبيل.
1 — يُكتب بين قوسين مربعين رمز الغاز النبيل الذي يسبق العنصر مباشرةً. 2 — يُستكمل ترتيب الإلكترونات المتبقية من العدد الذري للعنصر، وتكون الصورة العامة: [أقرب غاز نبيل يسبق العنصر] ....nsˣ npʸ
متى تستقر العناصر التي تنتهي بتحت مستوى الطاقة (d)؟
تستقر العناصر التي تنتهي بتحت مستوى الطاقة (d) عندما يكون نصف ممتلئ أو تام الامتلاء.
علّل: الترتيب الإلكتروني الفعلي لذرة الكروم ₂₄Cr هو [Ar] 4s¹ 3d⁵ وليس [Ar] 4s² 3d⁴.
لأن الترتيب الإلكتروني لتحت مستوى الطاقة النصف ممتلئ (d⁵) أكثر استقرارًا من (d⁴)، فينتقل إلكترون واحد من تحت مستوى الطاقة 4s إلى 3d ليصبح تحت مستوى الطاقة d نصف ممتلئ (5 إلكترونات).
علّل: الترتيب الإلكتروني الفعلي لذرة النحاس ₂₉Cu هو [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ وليس [Ar] 4s² 3d⁹.
لأن الترتيب الإلكتروني لتحت مستوى الطاقة الممتلئ تمامًا (d¹⁰) أكثر استقرارًا من (d⁹)، فينتقل إلكترون واحد من تحت مستوى الطاقة 4s إلى 3d ليصبح تحت مستوى الطاقة d ممتلئًا بالكامل (10 إلكترونات).
قارن بين الترتيب الإلكتروني المتوقَّع والترتيب الإلكتروني الفعلي لذرتي الكروم والنحاس.
المتوقَّع وفق ملء الأقل طاقة أولًا: الكروم [Ar] 4s² 3d⁴ والنحاس [Ar] 4s² 3d⁹. أما الفعلي فهو: الكروم [Ar] 4s¹ 3d⁵ والنحاس [Ar] 4s¹ 3d¹⁰؛ لأن تحت مستوى الطاقة (d) يستقر عندما يكون نصف ممتلئ أو تام الامتلاء.

الوحدة 2الوحدة الأولى — الفصل الثاني: دورية العناصر

الدرس 1: تطوّر الجدول الدوري

  • جرت عدة محاولات لتصنيف العناصر أبرزها محاولات دو براينر (ألماني) ونيولاندز (إنجليزي) وماير (ألماني)، لكنها لم تتوصل إلى نظام دقيق وواضح لترتيب العناصر.
  • رتّب العالم الروسي مندليف العناصر في صفوف أفقية بحسب التزايد في الكتل الذرية، فتكررت خواصها وتكونت أعمدة رأسية تضم عناصر متشابهة، وترك أماكن شاغرة لعناصر تنبأ باكتشافها.
  • في الجدول الدوري الحديث أصبح التصنيف حسب الأعداد الذرية، ويزيد كل عنصر عن الذي يسبقه ببروتون واحد.
  • القانون الدوري: عند ترتيب العناصر ترتيبًا تصاعديًا حسب أعدادها الذرية يظهر تدرج وتكرار دوري في خواصها الفيزيائية والكيميائية.
  • يتكون الجدول الدوري الحديث من صفوف أفقية تسمى دورات (7 دورات)، وأعمدة رأسية تسمى مجموعات (18 مجموعة).
  • المجموعة هي العمود الرأسي من العناصر، وتتشابه عناصرها في الخواص الكيميائية بسبب تشابهها بالتركيب الإلكتروني. والدورة هي الصف الأفقي، وتتدرج خواصها الكيميائية لتدرج التركيب الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجي.
  • عدد مستويات الطاقة الرئيسية في الدورة الواحدة ثابت ويساوي رقم الدورة. والدورات نوعان: قصيرة (1، 2، 3) وطويلة (4، 5، 6، 7)، وعدد عناصرها بالترتيب: 2، 8، 8، 18، 18، 32، 32.
  • تُصنّف العناصر إلى ثلاث فئات: فلزات (يسار الخط المتعرج)، ولافلزات (يمينه)، وأشباه فلزات (على جانبيه مباشرة). والأسماء المميزة: (1) فلزات الأقلاء، (2) فلزات الأقلاء الأرضية، (17) الهالوجينات، (18) الغازات النبيلة.

الزبدة: ترتيب العناصر ليس عشوائيًا؛ فخواصها تتكرر وتتدرج وفق نمط منتظم، وهذا هو جوهر القانون الدوري. · الفرق الجوهري بين جدول مندليف والجدول الحديث هو أساس الترتيب: الكتل الذرية عند مندليف، والأعداد الذرية في الجدول الحديث. · المجموعة عمود رأسي فيه تشابه في الخواص الكيميائية لتشابه التركيب الإلكتروني، والدورة صف أفقي فيه تدرج في الخواص لتدرج التركيب الإلكتروني. · من الترتيب الإلكتروني وحده تحدد موقع العنصر: عدد مستويات الطاقة الرئيسية يساوي رقم الدورة، وتشابه نهاية التركيب الإلكتروني يعني مجموعة واحدة.

الأسئلة المهمة (8)
من أبرز العلماء الذين حاولوا تصنيف العناصر الكيميائية قبل مندليف؟ وما نتيجة محاولاتهم؟
العالم الألماني دو براينر Dobereiner، والعالم الإنجليزي نيولاندز Newlands، ثم العالم الألماني ماير Meyer. ولم تتوصل تلك المحاولات إلى نظام دقيق وواضح لترتيب العناصر.
على أي أساس رتّب مندليف العناصر في جدوله؟ وما النتيجة؟ ولماذا ترك أماكن شاغرة؟
رتّب العناصر في صفوف أفقية بحسب التزايد في الكتل الذرية، فتكررت خواصها وتكونت أعمدة رأسية تضم عناصر متشابهة في الخواص الفيزيائية والكيميائية. وترك في جدوله أماكن شاغرة لعناصر تنبأ باكتشافها مستقبلًا.
اذكر نص القانون الدوري.
«عند ترتيب العناصر ترتيبًا تصاعديًا حسب أعدادها الذرية يظهر تدرج وتكرار دوري في خواصها الفيزيائية والكيميائية».
عرّف كلًا من: المجموعة، الدورة.
المجموعة هي «العمود الرأسي من العناصر في الجدول الدوري». والدورة هي «الصف الأفقي من العناصر في الجدول الدوري».
علّل: تتشابه عناصر المجموعة الواحدة في الخواص الكيميائية.
بسبب تشابهها بالتركيب الإلكتروني؛ فمثلًا المجموعة الأولى (فلزات الأقلاء) ينتهي تركيبها الإلكتروني بتحت المستوى ns¹، والمجموعة الثامنة عشر (الغازات النبيلة) ينتهي تركيبها الإلكتروني بتحت المستوى np⁶ ماعدا الهيليوم.
علّل: تتدرج الخواص الكيميائية خلال الدورة الواحدة.
لأن عناصر الدورة الواحدة تتدرج في التركيب الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجي لها.
ما نوعا الدورات في الجدول الدوري الحديث؟ مع ذكر عدد العناصر في كل دورة.
دورات قصيرة (الأولى والثانية والثالثة) ودورات طويلة (الرابعة والخامسة والسادسة والسابعة). وعدد العناصر: الأولى (2)، الثانية (8)، الثالثة (8)، الرابعة (18)، الخامسة (18)، السادسة (32)، السابعة (32).
إلى كم فئة تُصنّف العناصر في الجدول الدوري الحديث؟ وأين يقع كل صنف بالنسبة للخط المتعرج؟
تُصنّف إلى ثلاث فئات: الفلزات وتقع إلى يسار الخط المتعرج، واللافلزات وتقع إلى يمينه، وأشباه الفلزات وتقع على جانبي الخط المتعرج مباشرة.

الدرس 2: تقسيم العناصر

  • يُقسم الجدول الدوري إلى أربع قطاعات رئيسية: s و p و d و f، بناءً على نوع تحت مستويات الطاقة التي تشغلها إلكترونات المستوى الخارجي.
  • عناصر قطاع s ينتهي ترتيبها بـ ns¹ و ns²، وتضم المجموعتين 1 و2 بالإضافة إلى الهيليوم (المجموعة 18)، وتسمى عناصر مُمَثِّـلة.
  • عناصر قطاع p يمتلئ فيها تحت مستوى الطاقة p من np¹ إلى np⁶، وتضم المجموعات من 13 إلى 18 (باستثناء الهيليوم)، وتسمى عناصر مُمَثِّـلة أيضًا.
  • عناصر قطاع d هي العناصر الانتقالية الرئيسية، يمتلئ فيها تحت مستوى الطاقة d من nd¹ إلى nd¹⁰، وتتكون من 10 أعمدة رأسية في وسط الجدول.
  • عناصر قطاع f هي العناصر الانتقالية الداخلية، يمتلئ فيها تحت مستوى الطاقة f من nf¹ إلى nf¹⁴، وتضم سلسلتي اللانثانيدات (4f) والأكتينيدات (5f) أسفل الجدول الدوري.
  • رقم الدورة = أكبر قيمة لعدد الكَمْ الرئيسي (n) في الترتيب الإلكتروني حسب تحت مستويات الطاقة.
  • رقم المجموعة: إذا انتهى الترتيب بـ ns^x فهو x، وإذا انتهى بـ ns² np^x فهو x + 12، وإذا انتهى بـ ns^y (n-1)d^x فهو x + y.

الزبدة: الترتيب الإلكتروني هو المفتاح: من نهايته نعرف قطاع العنصر ونوعه، ومن أكبر قيمة لعدد الكَمْ الرئيسي نعرف دورته. · تصنيف العناصر إلى مُمَثِّـلة وانتقالية رئيسية وانتقالية داخلية يقوم على تحت مستوى الطاقة الذي يُملأ بالإلكترونات، لا على شكل الجدول. · لكل نهاية ترتيب إلكتروني قاعدة خاصة لحساب رقم المجموعة، فاختيار القاعدة الصحيحة هو أول خطوة في الحل.

الأسئلة المهمة (8)
عرّف العناصر المُمَثِّـلة.
هي عناصر قطاع تحت مستوى الطاقة (s) وعناصر قطاع تحت مستوى الطاقة (p) عندما تملأ جزئيًّا أو كلِّيًّا بالإلكترونات، وتضم المجموعتين 1 و2 (بالإضافة للهيليوم)، والمجموعات من 13 إلى 18.
عرّف العناصر الانتقالية الرئيسية.
هي عناصر قطاع تحت مستوى الطاقة (d) تقع في وسط الجدول الدوري وتضم 10 مجموعات، حيث يتم امتلاء تحت مستوى الطاقة (d) جزئيًّا أو كلِّيًّا بالإلكترونات.
عرّف العناصر الانتقالية الداخلية.
هي عناصر قطاع تحت مستوى الطاقة (f) تقع أسفل الجدول وتضم سلسلتي اللانثانيدات والأكتينيدات، حيث يتم امتلاء تحت مستوى الطاقة (f) جزئيًّا أو كلِّيًّا بالإلكترونات.
علل: سميت عناصر الدورة السادسة التي يبدأ فيها ملء تحت مستوى الطاقة 4f باللانثانيدات.
لأنها تأتي مباشرة بعد عنصر اللانثانيوم (₅₇La) في الجدول الدوري.
علل: سميت عناصر الدورة السابعة التي يبدأ فيها ملء تحت مستوى الطاقة 5f بالأكتينيدات.
لأنها تأتي مباشرة بعد عنصر الأكتينيوم (₈₉Ac) في الجدول الدوري.
علل: وضعت اللانثانيدات والأكتينيدات في صف أفقي أسفل الجدول الدوري.
توفيرًا للمساحة وحفاظًا على تنظيم الجدول الدوري.
كيف تحدد رقم الدورة ورقم المجموعة لعنصر انتهى ترتيبه الإلكتروني بتحت مستوى الطاقة ns² np^x؟
رقم الدورة = قيمة أكبر عدد كَمْ رئيسي (n) في الترتيب الإلكتروني، ورقم المجموعة = قيمة x + 12.
قارن بين عناصر قطاع (d) وعناصر قطاع (f) من حيث اسم العناصر وموقعها في الجدول الدوري.
عناصر قطاع (d) تسمى العناصر الانتقالية الرئيسية وتقع في وسط الجدول الدوري وتضم 10 مجموعات (10 أعمدة رأسية)، أما عناصر قطاع (f) فتسمى العناصر الانتقالية الداخلية وتقع أسفل الجدول الدوري وتضم سلسلتي اللانثانيدات والأكتينيدات.