اختصار المنهج · قبل الامتحان

مراجعة سريعة: الكيمياء

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

كتاب الطالب· Student's Book

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.

الدرس 3: الميول الدورية (التدرج في الخواص)

نصف القطر الذري الفلزي: نصف المسافة بين نواتي ذرتين متجاورتين في التركيب البلوري للعنصر، ونصف القطر الذري اللافلزي: نصف المسافة بين نواتي ذرتين متماثلتين بينهما رابطة كيميائية، ويقاس بالبيكومتر (pm) حيث 1 pm = 10⁻¹² m.
خلال المجموعة من أعلى إلى أسفل: يزداد عدد مستويات الطاقة الرئيسية فيزداد تأثير الحجب وتقل قوة جذب النواة، فيزداد نصف القطر الذري وتقل طاقة التأين وطاقة الميل الإلكتروني والسالبية الكهربائية.
خلال الدورة من اليسار إلى اليمين: تزداد شحنة النواة وتزداد قوة جذب النواة مع بقاء تأثير الحجب ثابتًا، فيقل نصف القطر الذري وتزداد طاقة التأين وطاقة الميل الإلكتروني والسالبية الكهربائية.
طاقة التأين الأولى: مقدار الطاقة اللازمة لنزع أضعف إلكترون ارتباطًا بالنواة من ذرة متعادلة في الحالة الغازية، ومعادلتها: X(g)‏ + طاقة التأين الأولى → X⁺(g)‏ + e⁻.
طاقة الميل الإلكتروني: مقدار الطاقة المنطلقة أو الممتصة من الذرة وهي في الحالة الغازية عندما تكتسب إلكترونًا أو أكثر، ومعادلتها: X(g)‏ + e⁻ → X⁻(g)‏ + طاقة الميل الإلكتروني.
السالبية الكهربائية: مقياس قدرة الذرة على جذب الإلكترونات نحوها من ذرة أخرى مرتبطة معها برابطة كيميائية، وتقاس بمقياس باولنج، والغازات النبيلة ليس لها قيم سالبية كهربائية لأنها مستقرة وغالبًا لا تكون روابط كيميائية.
مجموعة فلزات الأقلاء في دورتها: أكبر نصف قطر ذري، وأقل طاقة تأين، وأقل طاقة ميل إلكتروني، وأقل سالبية كهربائية. ومجموعة الغازات النبيلة في دورتها: أصغر نصف قطر ذري وأعلى طاقة تأين.
عنصر الكلور ₁₇Cl هو الأعلى ميلًا إلكترونيًّا في الجدول الدوري الحديث، والفلور (F) هو الأعلى سالبية كهربائية، والفرانسيوم (Fr) هو الأقل سالبية كهربائية.

الزبدة: خواص العناصر لا تتغير عشوائيًّا، بل تتدرج وفق نمط متكرر منتظم عند ترتيبها في الجدول الدوري. · كل الميول الدورية ترجع إلى موازنة بين عاملين: عدد مستويات الطاقة الرئيسية (تأثير الحجب) وشحنة النواة (قوة جذب النواة لإلكترونات المستوى الخارجي). · نصف القطر الذري يتدرج في اتجاه معاكس لطاقة التأين وطاقة الميل الإلكتروني والسالبية الكهربائية: فحيث يزداد نصف القطر تقل الخواص الثلاث، وحيث يقل تزداد.

الأسئلة المهمة (8)

عرّف كلًّا من: نصف القطر الذري الفلزي، ونصف القطر الذري اللافلزي.: نصف القطر الذري الفلزي: نصف المسافة بين نواتي ذرتين متجاورتين في التركيب البلوري للعنصر. ونصف القطر الذري اللافلزي: نصف المسافة بين نواتي ذرتين متماثلتين بينهما رابطة كيميائية.
علّل: من الصعب جدًّا تحديد المسافة بين النواة وأبعد إلكترون عنها.: لسببين رئيسيين: الأول طبيعة السحابة الإلكترونية، فالإلكترونات تتحرك بسرعة هائلة مكونة سحابة إلكترونية تقل كثافتها تدريجيًّا كلما ابتعدنا عن النواة مما يعني انعدام الحدود الواضحة للذرة. والثاني حالة الذرات في الطبيعة، فمعظم ذرات العناصر لا توجد في الطبيعة بصورة منفردة.
علّل: يزداد نصف القطر الذري للعناصر تدريجيًّا خلال المجموعة من أعلى إلى أسفل.: لأنه بزيادة العدد الذري يزداد عدد مستويات الطاقة الرئيسية، فيزداد تأثير حجب النواة لإلكترونات المستوى الخارجي، وتقل قوة جذب النواة لهذه الإلكترونات، لذلك يزداد نصف القطر الذري.
علّل: يقل نصف القطر الذري للعناصر تدريجيًّا خلال الدورة من اليسار إلى اليمين.: لأنه بزيادة العدد الذري يزيد كل عنصر عن الذي يسبقه ببروتون فتزداد شحنة النواة، وتزداد قوة جذب النواة لإلكترونات المستوى الخارجي، بينما يبقى تأثير الحجب ثابتًا بسبب عدم زيادة مستويات الطاقة الرئيسية، فيقل نصف القطر الذري.
عرّف طاقة التأين، واكتب المعادلة الممثلة لها.: طاقة التأين (طاقة التأين الأولى) هي مقدار الطاقة اللازمة لنزع أضعف إلكترون ارتباطًا بالنواة من ذرة متعادلة في الحالة الغازية. ومعادلتها: X(g)‏ + طاقة التأين الأولى → X⁺(g)‏ + e⁻.
علّل: مجموعة الغازات النبيلة لها أعلى طاقة تأين في دورتها.: بسبب صغر حجم ذراتها واكتمال مستويات طاقتها الخارجية، مما يحد من نشاطها الكيميائي.
علّل: الميل الإلكتروني للفلور أقل من الميل الإلكتروني للكلور.: بسبب صغر حجم ذرة الفلور فإن الإلكترون المضاف يتنافر بشدة مع الإلكترونات التسعة الأصلية الموجودة مما يقلل من استقرار الذرة فتقل طاقة الميل الإلكتروني، بينما ذرة الكلور أكبر حجمًا لذلك يكون التنافر أقل، وعليه فإن العنصر الذي له أعلى ميل إلكتروني في الجدول الدوري هو الكلور ₁₇Cl.
علّل: بصورة عامة الغازات النبيلة ليس لها قيم سالبية كهربائية.: لأن الغازات النبيلة مستقرة وغالبًا لا تكوّن روابط كيميائية، والسالبية الكهربائية تُقاس للذرة وهي مرتبطة بذرة أخرى برابطة كيميائية.

الدرس 4: تقويم نهاية الوحدة الأولى

أعداد الكَمْ أربعة: (n) يصف طاقة المستوى الرئيسي ويحدد بُعده عن النواة، و(ℓ) يحدد تحت مستوى الطاقة وشكل الفلك، و(mₗ) يحدد اتجاه الفلك في الفراغ، و(mₛ) يصف اتجاه دوران الإلكترون حول نفسه.
عدد الأفلاك في مستوى الطاقة الرئيسي = n² ، وأقصى عدد من الإلكترونات = 2n² ، وكل فلك يملأ بإلكترونين كحد أقصى.
تحت مستويات الطاقة: s فلك واحد و2 إلكترون، وp ثلاثة أفلاك و6 إلكترونات، وd خمسة أفلاك و10 إلكترونات، وf سبعة أفلاك و14 إلكترونًا.
قواعد الترتيب الإلكتروني أربع: مبدأ أوفباو، وقاعدة مادلنج (الأقل في مجموع n + ℓ يملأ أولًا)، وقاعدة هوند، ومبدأ الاستبعاد لباولي.
استثناءا الترتيب الإلكتروني: الكروم ₂₄Cr : [Ar] 4s¹ 3d⁵ ، والنحاس ₂₉Cu : [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ ؛ لأن تحت مستوى الطاقة (d) يستقر إذا كان نصف ممتلئ أو تام الامتلاء.
قطاعا (s) و(p) عناصر مُمَثِّلة، وقطاع (d) عناصر انتقالية رئيسية، وقطاع (f) عناصر انتقالية داخلية وهي اللانثانيدات والأكتينيدات.
خلال الدورة من اليسار إلى اليمين: يقل نصف القطر الذري، وتزداد طاقة التأين وطاقة الميل الإلكتروني والسالبية الكهربائية وقوة جذب النواة، ويبقى تأثير الحجب ثابتًا.
خلال المجموعة من أعلى إلى أسفل: يزداد نصف القطر الذري وتأثير الحجب، وتقل طاقة التأين وطاقة الميل الإلكتروني والسالبية الكهربائية وقوة جذب النواة.

الزبدة: كل سؤال في هذا التقويم يرجع إلى تعريف أو قاعدة محددة في الوحدة؛ فمن حفظ التعريف والقاعدة حلّ السؤال. · الترتيب الإلكتروني هو مفتاح الوحدة: منه تعرف موقع العنصر وقطاعه ونوعه وعدد إلكتروناته المفردة. · التدرج في الخواص يُفسَّر دائمًا بثلاثة عوامل: عدد مستويات الطاقة الرئيسية، وشحنة النواة، وتأثير الحجب.

الأسئلة المهمة (8)

لماذا لا يوجد تحت مستوى طاقة اسمه (3f)؟: لأن قيم عدد الكَمْ الزّاوي في المستوى الثالث (n = 3) تكون من الصفر إلى (n − 1) أي 0 و1 و2 فقط، وهي تقابل 3s و3p و3d، والرمز (f) يحتاج ℓ = 3 ولا يتحقق إلا من المستوى الرابع فأكثر.
في أي أعداد الكَمْ يتشابه إلكترونا الفلك الواحد، وفي أيها يختلفان؟: يتشابهان في عدد الكَمْ الرئيسي (n) والزّاوي (ℓ) والمغناطيسي (mₗ) لأنهما في الفلك نفسه، ويختلفان في عدد الكَمْ المِغْزَلي (mₛ) لأن الحركة المغزلية لأحدهما عكس الحركة المغزلية للآخر.
علل: يملأ تحت مستوى الطاقة (4s) بالإلكترونات قبل تحت مستوى الطاقة (3d).: لأن مجموع قيمة عددي الكَمْ الرئيسي والزّاوي (n + ℓ) لـ 4s يساوي 4 + 0 = 4 ، ولـ 3d يساوي 3 + 2 = 5 ، وتحت مستوى الطاقة الذي مجموع (n + ℓ) له أقل يملأ بالإلكترونات أولًا حسب قاعدة مادلنج.
علل: الترتيب الإلكتروني لذرة عنصر الكروم (₂₄Cr) ينتهي بـ 4s¹ 3d⁵ ولا ينتهي بـ 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 نصف ممتلئ.
علل: لا يحدث تنافر بين إلكترونين في فلك معين رغم أنهما يحملان نفس الشحنة السالبة.: لأن الحركة المغزلية لأحد الإلكترونين تكون عكس الحركة المغزلية للآخر، فينشأ مجالان مغناطيسيان متعاكسان في الاتجاه مما يقلل التنافر بينهما فيتجاذبان، وذلك يساعد على وجود الإلكترونين في الفلك نفسه.
علل: يزداد نصف القطر الذري للعناصر تدريجيًّا خلال المجموعة من أعلى لأسفل بزيادة العدد الذري.: لأنه يزداد عدد مستويات الطاقة الرئيسية، فيزداد تأثير حجب النواة لإلكترونات المستوى الخارجي، وتقل قوة جذب النواة لهذه الإلكترونات، لذلك يزداد نصف القطر الذري.
ما الفرق بين نصف القطر الذري الفلزي ونصف القطر الذري اللافلزي؟: نصف القطر الذري الفلزي هو نصف المسافة بين نواتي ذرتين متجاورتين في التركيب البلوري للعنصر، أما نصف القطر الذري اللافلزي فهو نصف المسافة بين نواتي ذرتين متماثلتين بينهما رابطة كيميائية.
اكتب الترتيب الإلكتروني للعنصر ₂₁M حسب تحت مستويات الطاقة ولأقرب غاز نبيل.: حسب تحت مستويات الطاقة: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹ ، ولأقرب غاز نبيل: [Ar] 4s² 3d¹ ؛ لأن الأرجون عدده الذري 18 و21 − 18 = 3 إلكترونات تُكتب خارج القوسين.

الوحدة 3الوحدة الثانية — الفصل الأول: الرابطة الأيونية والمركبات الأيونية

الدرس 1: الترتيب الإلكتروني

إلكترونات التكافؤ: الإلكترونات الموجودة في أعلى مستوى طاقة ممتلئ جزئيًّا أو بشكل كامل بالإلكترونات في الذرة، وهي التي تستخدم في التفاعل والارتباط مع الذرات الأخرى.
مستوى التكافؤ Valence Shell: مستوى الطاقة الخارجي للذرة الذي تُفقد منه الإلكترونات أو تنتقل إليه في التفاعل الكيميائي.
التكافؤ Valency: عدد الإلكترونات التي تفقدها أو تكتسبها أو تشارك بها الذرّة للوصول إلى حالة الاستقرار الإلكتروني.
الترتيبات الإلكترونية النقطية (تمثيل لويس): الأشكال التي توضّح إلكترونات التكافؤ في صورة نقاط على رمز ذرة العنصر، وهي طريقة ابتكرها العالم جلبرت لويس.
قاعدة الثمانية: ميل ذرة العنصر إلى فقد أو اكتساب أو مشاركة إلكترونات مستوى التكافؤ للوصول إلى ثماني إلكترونات لتحقيق حالة الاستقرار المشابهة للغاز النبيل.
الكاتيون: ذرة العنصر عندما تفقد إلكترونًا أو أكثر، والأنيون: ذرة العنصر عندما تكتسب إلكترونًا أو أكثر، وترتيب كلٍّ منهما يشبه ترتيب أقرب غاز نبيل.
استثناءات قاعدة الثمانية: الهيدروجين ₁H ترتيبه 1، والليثيوم ₃Li ترتيبه 2,1، والبريليوم ₄Be ترتيبه 2,2، والبورون ₅B ترتيبه 2,3؛ لأنها تستقر بإلكترونين فقط لتشابه أقرب غاز نبيل لها وهو الهيليوم ₂He.
لا يُذكر تكافؤ عناصر المجموعة (14) لأنه متغير وليس ثابت، ولا يُذكر تكافؤ عناصر المجموعة (18) لأن مستوى الطاقة الرئيسي الخارجي لها مستقر وممتلئ بالإلكترونات.

الزبدة: كل ذرة تسعى إلى استقرار الغاز النبيل، وإلكترونات مستوى التكافؤ وحدها هي التي تُفقد أو تُكتسب أو تُشارك في التفاعل الكيميائي. · إلكترونات التكافؤ عدد ما في المستوى الخارجي، أما التكافؤ فهو عدد ما تفقده الذرة أو تكتسبه أو تشارك به للوصول إلى الاستقرار، ولذلك قد يختلف العددان كما في ₇N و₈O و₉F. · الترتيب الإلكتروني النقطي (تمثيل لويس) يترجم إلكترونات التكافؤ إلى نقاط حول الرمز، فتقرأ منه عدد إلكترونات التكافؤ ورقم المجموعة وما تحتاجه الذرة لتستقر. · قاعدة الثمانية تحدّد نوع الأيون: الفقد يعطي كاتيونًا والاكتساب يعطي أنيونًا، ولها استثناءات هي ₁H و₃Li و₄Be و₅B التي تستقر بإلكترونين فقط.

الأسئلة المهمة (8)

عرّف إلكترونات التكافؤ Valence Electrons.: «الإلكترونات الموجودة في أعلى مستوى طاقة ممتلئ جزئيًّا أو بشكل كامل بالإلكترونات في الذرة، وهي التي تستخدم في التفاعل والارتباط مع الذرات الأخرى». مثال: ₁₉K ترتيبه 2,8,8,1 فإلكترونات تكافئه إلكترون واحد لأنه في أعلى مستوى طاقة.
عرّف مستوى التكافؤ Valence Shell.: «مستوى الطاقة الخارجي للذرة الذي تُفقد منه الإلكترونات أو تنتقل إليه في التفاعل الكيميائي»، وقد وضّحه الشكل (24) على ذرة الكربون.
عرّف التكافؤ Valency، وما الفرق بينه وبين إلكترونات التكافؤ؟: التكافؤ هو «عدد الإلكترونات التي تفقدها أو تكتسبها أو تشارك بها الذرّة للوصول إلى حالة الاستقرار الإلكتروني». والفرق أن إلكترونات التكافؤ عدد الإلكترونات الموجودة فعلًا في مستوى التكافؤ، أما التكافؤ فهو عدد ما تتحرك به الذرة فقدًا أو اكتسابًا أو مشاركة؛ فذرة ₉F إلكترونات تكافئها 7 وتكافؤها 1، وذرة ₈O إلكترونات تكافئها 6 وتكافؤها 2.
علّل: لا تميل عناصر المجموعة (18) إلى فقد أو اكتساب أو مشاركة الإلكترونات.: لأن مستوى الطاقة الرئيسي الخارجي لها مستقر وممتلئ بالإلكترونات، ولذلك لا يُذكر لها تكافؤ ولا تميل إلى التفاعل.
علّل: عدم ذكر تكافؤ عناصر المجموعة (14).: لأن تكافؤ عناصر المجموعة (14) — وهي الكربون والسيليكون والجرمانيوم والقصدير والرصاص — متغير وليس ثابت.
اذكر نص قاعدة الثمانية.: «ميل ذرة العنصر إلى فقد أو اكتساب أو مشاركة إلكترونات مستوى التكافؤ للوصول إلى ثماني إلكترونات لتحقيق حالة الاستقرار المشابهة للغاز النبيل».
قارن بين الكاتيون والأنيون من حيث التعريف والشحنة ومثال من الكتاب.: الكاتيون: «ذرة العنصر عندما تفقد إلكترونًا أو أكثر» فينتج أيون موجب، مثاله كاتيون الصوديوم Na⁺ ترتيبه 2,8 وهو مشابه لترتيب غاز النيون. والأنيون: «ذرة العنصر عندما تكتسب إلكترونًا أو أكثر» فينتج أيون سالب، مثاله أنيون الكلوريد Cl⁻ ترتيبه 2,8,8 وهو مشابه لترتيب غاز الأرجون.
علّل: لا تحقق ذرة البريليوم ₄Be قاعدة الثمانية عند فقد إلكترونات التكافؤ.: لأن البريليوم من استثناءات قاعدة الثمانية، فهو يستقر بإلكترونين فقط لتشابه أقرب غاز نبيل له وهو الهيليوم ₂He، ومثله الهيدروجين ₁H والليثيوم ₃Li والبورون ₅B.

الدرس 2: الرابطة الأيونية

الرابطة الأيونية هي قوّة التجاذب الكهروستاتيكي التي تربط الأيونات مختلفة الشُّحنة في المركب الأيوني.
تتكون الرابطة الأيونية غالبًا نتيجة تفاعل ذرّة فلز مع ذرّة لافلز؛ فذرّة الفلز تفقد إلكترونات التكافؤ وتتحوّل إلى أيون موجب (كاتيون)، وذرّة اللافلز تكتسب الإلكترونات المفقودة وتتحوّل إلى أيون سالب (أنيون).
قانون حفظ الشحنة: مجموع الشحنات الكهربائية الكلّية للمواد المتفاعلة يساوي مجموع الشحنات الكهربائية الكلّية للمواد الناتجة، ويجب أن تتساوى الشحنات في طرفي المعادلة.
ترتبط الخاصيّة الأيونية بالسّالبية الكهربائية، وتظهر بشكلٍ كبيرٍ عندما يكون الفرق في السّالبية الكهربائية بين العنصرين أكبر من أو يساوي (1.7) حسب مقياس باولنج؛ وكلّما زاد الفرق زادت الخاصّية الأيونية والعكس صحيح.
عند كتابة الصيغة الكيميائية للمركب الأيوني نبدأ بكتابة رمز الفلز (على اليسار) يليه رمز اللافلز (على اليمين)، مثل: MgO ، LiCl.
إذا كان عدد الإلكترونات التي تفقدها ذرّة الفلز لا يساوي عدد الإلكترونات اللازمة لاستقرار ذرّة اللافلز، نطبّق طريقة التقاطع بإبدال الإلكترونات وكتابة العدد أمام الذرة المقابلة مع الاختصار عند وجود عامل مشترك.
أمثلة المركبات الأيونية في الدرس: NaCl ، MgO ، KCl ، CaO ، K₂O ، Li₃N ، CaF₂.

الزبدة: الرابطة الأيونية تجاذب كهروستاتيكي بين أيون موجب وأيون سالب نشأ من انتقال إلكترونات التكافؤ من ذرّة الفلز إلى ذرّة اللافلز. · صيغة المركب الأيوني تُبنى على مبدأ واحد: عدد الإلكترونات المفقودة يجب أن يساوي عدد الإلكترونات المكتسبة، وطريقة التقاطع هي الطريق السريع إلى ذلك. · قوّة الخاصيّة الأيونية تُقاس بالفرق في السّالبية الكهربائية بين العنصرين، وحدّها (1.7) فأكثر حسب مقياس باولنج.

الأسئلة المهمة (8)

عرّف الرابطة الأيونية.: «قوّة التجاذب الكهروستاتيكي التي تربط الأيونات مختلفة الشُّحنة في المركب الأيوني». وتنشأ هذه القوّة عند تقريب الأيونات مختلفة الشحنة من بعضها البعض.
ما الفرق بين الكاتيون والأنيون؟: الكاتيون أيون موجب تتحوّل إليه ذرّة الفلز بعد فقدها إلكترونات التكافؤ للوصول إلى حالة الاستقرار، مثل Na⁺. والأنيون أيون سالب تتحوّل إليه ذرّة اللافلز بعد اكتسابها الإلكترونات المفقودة من ذرّة الفلز للوصول إلى حالة الاستقرار، مثل Cl⁻.
اذكر نص قانون حفظ الشحنة، وفيمَ يُستخدم؟: «مجموع الشحنات الكهربائية الكلّية للمواد المتفاعلة يساوي مجموع الشحنات الكهربائية الكلّية للمواد الناتجة». ويستخدم هذا القانون لوزن المعادلة حسب الشحنات الكهربائية، وللتحقق من صحّة المعادلة بحساب عدد الشحنات الإلكترونية في طرفيها.
متى تظهر الخاصيّة الأيونية في الرابطة الأيونية بشكلٍ كبير؟: عندما يكون الفرق في السّالبية الكهربائية بين العنصرين المكوّنين للرابطة أكبر من أو يساوي (1.7) حسب مقياس باولنج؛ فكلّما زاد الفرق في السّالبية الكهربائية للعناصر المكوّنة للمركب زادت الخاصّية الأيونية والعكس صحيح.
علّل: تتفاعل ذرّتان من البوتاسيوم مع ذرّة واحدة من الأكسجين لتكوين أكسيد البوتاسيوم.: لأن ذرّة البوتاسيوم تفقد إلكترونًا واحدًا فقط من مستوى التكافؤ، بينما ذرّة الأكسجين لا تصل إلى حالة الاستقرار باكتساب إلكترون واحد (يصبح ترتيبها 2,7)، فتحتاج إلى إلكترون آخر، فتلزم ذرّتان من البوتاسيوم لتكوين K₂O.
ما القاعدة التي نتبعها عند كتابة الصيغة الكيميائية للمركب الأيوني؟ مثّل لها.: نبدأ بكتابة رمز الفلز (على اليسار) يليه رمز اللافلز (على اليمين). مثل: أكسيد المغنيسيوم ⇐ MgO ، وكلوريد الليثيوم ⇐ LiCl.
ما طريقة التقاطع؟ ومتى نستخدمها؟: نستخدمها إذا كان عدد إلكترونات التكافؤ التي تفقدها ذرة الفلز لا يساوي عدد الإلكترونات اللازمة لاستقرار ذرة اللافلز أو العكس، فنقوم بإبدال الإلكترونات لذرات العناصر المتفاعلة وكتابة العدد أمام الذرة المقابلة، مع الاختصار في حال وجود عامل مشترك.
رتّب المركبات LiCl , MgO , NaF من حيث الخاصيّة الأيونية ترتيبًا تصاعديًا.: بحساب الفرق في السّالبية الكهربائية من جدول (13): LiCl = 3.0 – 1.0 = 2.0 ، MgO = 3.5 – 1.2 = 2.3 ، NaF = 4.0 – 0.9 = 3.1 ، فيكون NaF > MgO > LiCl ، أي تصاعديًا من الأقل إلى الأعلى: LiCl ثم MgO ثم NaF.

الدرس 3: خواص المركبات الأيونية

ترجع معظم الخواص المميِّزة للمركبات الأيونية إلى الشكل البلوري الذي تصطف فيه الكاتيونات والأنيونات، وتنقسم هذه الخواص إلى: الحالة الفيزيائية، ودرجة الانصهار والغليان، والتوصيل الكهربائي.
الشبكة البلّورية هي مصفوفات ثلاثيّة الأبعاد ممتدّة من الكاتيونات والأنيونات في المركبات الأيونية، تصطف فيها الأيونات مختلفة الشّحنة.
الحالة الفيزيائية: الترتيب البلوري يزيد قوّة التجاذب بين الأيونات مختلفة الشّحنة، مما يجعل معظم المركبات الأيونية في الحالة الصّلبة عند درجة حرارة الغرفة.
درجة الانصهار والغليان تعتمد على قوّة التجاذب بين جسيمات المادة، فكلما ارتفعت هذه القوّة ارتفعت درجة الانصهار والغليان؛ ولارتفاع قوّة التجاذب بين الأيونات ترتفع الدرجتان في المركبات الأيونية.
من الجدول (14): كلوريد الصوديوم NaCl درجة انصهاره 801 °C ودرجة غليانه 1413 °C، وأكسيد المغنيسيوم MgO درجة انصهاره 2852 °C ودرجة غليانه 3600 °C.
التوصيل الكهربائي يحتاج إلى وجود أيونات (حاملات) حرّة الحركة؛ فالمركب الأيوني الصلب لا يوصّل التيار لأن الروابط في الشبكة البلّورية تجعل أيوناته مقيّدة، أما المصهور أو المحلول فيوصّل لأن الروابط تتفكّك وتصبح الأيونات حرّة الحركة.
كلوريد الصوديوم (NaCl) مركب أيوني ببنية بلورية مكعبة تترابط بقوى كهروستاتيكية قوية، وهو إلكتروليت قوي يتفكك كليًّا إلى أيوناته عند ذوبانه في مذيبات قطبية كالماء.
كلّما زاد الفرق في السّالبية الكهربائية بين عنصري المركب زادت الخاصّية الأيونية؛ ومنها ترتيب: MgCl₂ ثم NaCl ثم MgF₂ ثم NaF من الأقل إلى الأعلى.

الزبدة: الشكل البلوري الذي تصطف فيه الكاتيونات والأنيونات هو أصل خواص المركبات الأيونية كلها، فمنه تُفسَّر الحالة الفيزيائية ودرجة الانصهار والغليان والتوصيل الكهربائي. · قوّة التجاذب بين الأيونات مختلفة الشّحنة هي مفتاح التعليل: ارتفاعها يجعل المركب صلبًا عند درجة حرارة الغرفة ويرفع درجتي انصهاره وغليانه. · التوصيل الكهربائي يشترط أيونات حرّة الحركة؛ ولذلك يوصّل مصهور المركب الأيوني ومحلوله التيار الكهربائي، ولا يوصّله المركب وهو صلب.

الأسئلة المهمة (8)

عرّف الشبكة البلّورية.: «مصفوفات ثلاثيّة الأبعاد ممتدّة من الكاتيونات والأنيونات في المركبات الأيونية»، تصطف فيها الأيونات مختلفة الشّحنة كما في الشكل (25) للشبكة البلورية لكلوريد الصوديوم.
علّل: معظم المركبات الأيونية في الحالة الصّلبة عند درجة حرارة الغرفة.: لأن الأيونات مختلفة الشّحنة تصطف على شكل مصفوفات ثلاثيّة الأبعاد ممتدّة (الشبكة البلّورية)، وهذا الشكل أو الترتيب يؤدي إلى زيادة قوّة التجاذب بين الأيونات مختلفة الشّحنة.
علّل: ارتفاع درجة الانصهار والغليان للمركبات الأيونية.: لأن درجة الانصهار والغليان تعتمد على قوّة التجاذب بين جسيمات المادة، فكلما ارتفعت هذه القوّة ارتفعت درجة الانصهار والغليان؛ وقوّة التجاذب بين الأيونات مختلفة الشّحنة في المركبات الأيونية مرتفعة، فترتفع درجة الانصهار والغليان لها.
ما الشرط اللازم لكي يتم التوصيل الكهربائي في الدائرة الكهربائية؟: لابد من وجود أيونات (حاملات) حرّة الحركة توّصل (تحمل) التيار الكهربائي خلال الدائرة الكهربائية.
علّل: لا يوصّل المركب الأيوني الصلب التيار الكهربائي.: لأنه على الرغم من وجود الأيونات في المركب الأيوني الصلب إلاّ أن الروابط في الشبكة البلّورية تجعلها مقيّدة (غير حرّة) الحركة، فلا توجد حاملات حرّة تحمل التيار الكهربائي، ولذلك لم يضيء المصباح في الشكل (A).
علّل: يوصّل مصهور المركب الأيوني أو محلوله التيار الكهربائي.: لأن الروابط بين الأيونات في الشبكة البلّورية تتفكّك في حالة المصهور أو المحلول، فتصبح الأيونات حرّة الحركة توصل التيار الكهربائي، وبالتالي يضيء المصباح كما في الشكل (B).
اذكر خواص المركبات الأيونية كما وردت في الكتاب، وإلامَ ترجع هذه الخواص؟: خواص المركبات الأيونية هي: الحالة الفيزيائية، ودرجة الانصهار والغليان، والتوصيل الكهربائي. وترجع معظم هذه الخواص المميِّزة إلى الشكل البلوري الذي تصطف فيه الكاتيونات والأنيونات.
ماذا يحدث لكلوريد الصوديوم عند ذوبانه في مذيبات قطبية كالماء؟: باعتباره إلكتروليتًّا قويًّا، يتفكك كلوريد الصوديوم كليًّا إلى أيوناته المكونة له، مما يزيد بشكل ملحوظ من القوّة الأيونية للمحلول وتوصيله الكهربائي.

الوحدة 4الوحدة الثانية — الفصل الثاني: الرابطة التساهمية والرابطة التناسقية

الدرس 1: الرابطة التساهمية والمركبات التساهمية

الرابطة التساهمية: رابطة تتكوّن نتيجة تشارك زوج أو أكثر من الإلكترونات بين الذرّات، ولا يحدث فيها انتقال للإلكترونات كما في الرابطة الأيونية.
تتكوّن الرابطة التساهميّة نتيجة مشاركة للإلكترونات بين ذرّات اللافلزات.
الرابطة التساهميّة الأحادية: تشارك الذرّة المكونة للرابطة بإلكترونٍ واحدٍ للوصول إلى حالة الاستقرار، مثل جزيء الهيدروجين H₂.
الرابطة التساهميّة الثنائية: تشارك الذرّة الواحدة المكونّة للرابطة بإلكترونين للوصول إلى حالة الاستقرار، مثل جزيء الأكسجين O₂.
الرابطة التساهميّة الثلاثية: تشارك الذرّة الواحدة بثلاثة إلكترونات، مثل جزيء النيتروجين N₂ (ثلاثة أزواج مشاركة وزوج واحد غير مشارك لكل ذرّة).
توجد في الجزيء إلكترونات تشارك في تكوين الرابطة وأخرى لا تشارك فيها، كما في الشكل (27) لجزيء الأكسجين.
عند ارتباط ذرّتين مختلفتين يميل زوج الإلكترونات نحو الذرّة الأعلى سالبية كهربائية فتظهر شحنات جزئيّة (δ⁻ و δ⁺) وتسمى الرابطة تساهميّة أحادية قطبية، مثل HCl و H₂O و NH₃.
رابع كلوريد الكربون CCl₄ روابطه تساهميّة أحادية قطبيّة ولكن المركب غير قطبي، لأن الروابط الأربعة مرتّبة بشكلٍ متساوٍ فيلغي أثر الشحنات المختلفة.

الزبدة: التساهم = مشاركة لا انتقال: الذرّات تضع إلكتروناتها في المنتصف فتصل جميعها إلى حالة الاستقرار. · عدد الإلكترونات التي تشارك بها الذرّة الواحدة هو الذي يحدّد نوع الرابطة: واحد أحادية، اثنان ثنائية، ثلاثة ثلاثية. · فرق السّالبية الكهربائية بين الذرّتين هو الذي يحوّل الرابطة التساهميّة إلى قطبية، أما قطبيّة المركب كله فتتوقف على ترتيب الروابط حوله.

الأسئلة المهمة (8)

عرّف الرابطة التساهمية كما وردت في الكتاب.: الرابطة التساهمية هي «رابطة تتكوّن نتيجة تشارك زوج أو أكثر من الإلكترونات بين الذرّات»، ولا يحدث فيها انتقال للإلكترونات بين الذرّات كما هو الحال في الرابطة الأيونية.
عرّف الرابطة التساهميّة الأحادية، واذكر مثالًا عليها من الكتاب.: هي «الرابطة التي تتكوّن عندما تشارك الذرّة المكونة للرابطة بإلكترونٍ واحدٍ للوصول إلى حالة الاستقرار»، ومثالها الرابطة بين ذرّتي الهيدروجين في جزيء الهيدروجين H₂.
عرّف الرابطة التساهميّة الثنائية، واذكر مثالًا عليها من الكتاب.: هي «الرابطة التي تتكون عندما تشارك الذرّة الواحدة المكونّة للرابطة بإلكترونين للوصول إلى حالة الاستقرار»، ومثالها الرابطة بين ذرّتي الأكسجين في جزيء الأكسجين O₂.
ما نوع الرابطة بين ذرّتي النيتروجين في جزيء النيتروجين؟ وما تعريفها؟ وكم عدد الأزواج المشاركة وغير المشاركة؟: نوعها رابطة تساهميّة ثلاثية، وتعريفها: الرابطة التي تتكوّن عندما تشارك الذرّة الواحدة المكوّنة للرابطة بثلاثة إلكترونات للوصول إلى حالة الاستقرار. وعدد الأزواج المشاركة في الرابطة ثلاثة أزواج، وعدد الأزواج غير المشاركة زوج واحد لكل ذرّة.
اذكر نوعي الإلكترونات الموجودة على هيئة أزواج في جزيء الأكسجين كما في الشكل (27).: 1 - إلكترونان (زوج من الإلكترونات) مشاركان في تكوين الرابطة لكل ذرّة. 2 - أربعة إلكترونات (زوجان من الإلكترونات) غير مشاركة في الرابطة لكل ذرّة.
علّل: يعتبر مركب كلوريد الهيدروجين (HCl) مركّبًا قطبيًّا.: نظرًا لارتفاع السّالبية الكهربائية للكلور عنها للهيدروجين، يصبح زوج الإلكترونات المكوّن للرابطة أقرب لذرّة الكلور فتؤثر عليها بشحنة جزئيّة سالبة (δ⁻)، وتظهر على الهيدروجين شحنة جزئيّة موجبة (δ⁺)، فتكون الرابطة تساهميّة أحادية قطبية والمركب الناتج قطبيًّا.
علّل: مركب رابع كلوريد الكربون (CCl₄) غير قطبي على الرغم من تكوّن الشحنات الجزئيّة فيه.: لأن الروابط الأربعة مرتّبة بشكلٍ متساوٍ في المركب المتكوّن مما يلغي أثر الشحنات الكهربائية المختلفة.
اذكر النقاط الأربع التي لخّص بها الكتاب فكرة الرابطة التساهميّة في «دعنا نلخص ما سبق».: 1 - تتكوّن الرابطة التساهميّة نتيجة مشاركة للإلكترونات بين ذرّات اللافلزات. 2 - تتكوّن روابط تساهميّة أحادية أو ثنائيّة أو ثلاثيّة حسب أعداد الإلكترونات التي تشارك بها الذرات. 3 - توجد إلكترونات تشارك في تكوين الرابطة وأخرى لا تشارك في الرابطة. 4 - في الأمثلة السابقة الجزيئات متكونة من ذرّات من نفس نوع العنصر ولا توجد بينها فرق في السّالبية الكهربائية.

الدرس 2: خواص المركبات التساهمية

على عكس المركبات الأيونية التي يحدث فيها انتقال للإلكترونات، فإن المركبات التساهمية تتشاركها، مما يؤدي إلى خصائص فيزيائية وكيميائية مميزة لها.
خواص المركبات التساهمية ثلاث: الحالة الفيزيائية، ودرجة الانصهار والغليان، والتوصيل الكهربائي.
توجد المركبات التساهمية في حالات المادة الثلاث عند درجة حرارة الغرفة: الصلبة مثل ثاني أكسيد السيليكون أو الكوارتز (SiO₂)، والسائلة مثل الماء (H₂O)، والغازية مثل ثاني أكسيد النيتروجين (NO₂).
تتميز المركبات التساهمية بشكل عام بانخفاض درجات الانصهار والغليان، ويُستثنى من ذلك بعض المركبات التي تكوّن المواد الصلبة مثل الكوارتز.
من جدول (15): H₂ (−259 ، −253) و Cl₂ (−101 ، −34) و H₂O (0 ، 100)، أما SiO₂ فدرجاته (~1710 ، ~2230) وهي مرتفعة جدًا.
المركبات التساهمية غير القطبية لا توصّل التيار الكهربائي عند ذوبانها في الماء بسبب عدم وجود أيونات حرّة توصّل التيار الكهربائي، مثل: غاز الكلور، ورابع كلوريد الكربون.
المركبات التساهمية القطبية توصّل التيار الكهربائي عند ذوبانها وتفككها في الماء بسبب وجود أيونات حرّة توصّل التيار الكهربائي، مثل: حمض الهيدروكلوريك، ومحلول الامونيا.
يتكون الألماس من عنصر الكربون فقط، وترتبط كل ذرة كربون بأربع ذرات مجاورة بروابط تساهمية قوية جدًا في شبكة بلورية ثلاثية الأبعاد تسمى «الشبكة رباعية السطوح»، ولذلك هو من أصلب المواد الطبيعية.

الزبدة: تشارُك الإلكترونات لا انتقالها هو الأصل الذي تُشتق منه كل خواص المركبات التساهمية. · القطبية هي مفتاح التوصيل الكهربائي: المركب التساهمي القطبي يذوب ويتفكك في الماء فتنشأ أيونات حرّة توصّل التيار، وغير القطبي لا تنشأ فيه أيونات حرّة فلا يوصّل التيار. · القاعدة العامة انخفاض درجات الانصهار والغليان، لكن المركبات التساهمية التي تكوّن مواد صلبة بشبكات قوية مثل الكوارتز والألماس تخرج عن القاعدة فترتفع درجاتها وتشتد صلابتها.

الأسئلة المهمة (8)

اذكر خواص المركبات التساهمية التي درستها.: خواص المركبات التساهمية ثلاث: 1 - الحالة الفيزيائية. 2 - درجة الانصهار والغليان. 3 - التوصيل الكهربائي.
قارن بين المركبات الأيونية والمركبات التساهمية من حيث ما يحدث للإلكترونات.: في المركبات الأيونية يحدث انتقال للإلكترونات، أما في المركبات التساهمية فتتشارك الذرات في الإلكترونات، مما يؤدي إلى خصائص فيزيائية وكيميائية مميزة للمركبات التساهمية.
في أي حالات المادة توجد المركبات التساهمية عند درجة حرارة الغرفة؟ مع ذكر مثال لكل حالة.: توجد في حالات المادة الثلاث: الحالة الصلبة مثل ثاني أكسيد السيليكون أو الكوارتز (SiO₂)، والحالة السائلة مثل الماء (H₂O)، والحالة الغازية مثل غاز ثاني أكسيد النيتروجين (NO₂).
علل: ارتفاع درجتي انصهار وغليان الكوارتز مع أنه مركب تساهمي.: لأن المركبات التساهمية تتميز بشكل عام بانخفاض درجات الانصهار والغليان، ويُستثنى من ذلك بعض المركبات التي تكوّن المواد الصلبة مثل الكوارتز، فدرجة انصهاره ~1710 °C ودرجة غليانه ~2230 °C.
علل: لا توصّل المركبات التساهمية غير القطبية التيار الكهربائي عند ذوبانها في الماء.: بسبب عدم وجود أيونات حرّة توصّل التيار الكهربائي، مثل: غاز الكلور، ورابع كلوريد الكربون.
علل: توصّل المركبات التساهمية القطبية التيار الكهربائي عند ذوبانها في الماء.: بسبب وجود أيونات حرّة توصّل التيار الكهربائي تنتج عن ذوبانها وتفككها في الماء، مثل: حمض الهيدروكلوريك، ومحلول الامونيا.
علل: يُعد الألماس من أصلب المواد الطبيعية التي عرفها الإنسان.: يعود الفضل إلى الروابط التساهمية القوية بين ذرات الكربون وترتيبها في شبكة بلورية ثلاثية الأبعاد فريدة تسمى «الشبكة رباعية السطوح»، حيث ترتبط كل ذرة كربون بأربع ذرات مجاورة.
اكتب المصطلح العلمي: الرابطة التي تتكوّن عندما تشارك الذرّة الواحدة المكوّنة للرابطة بثلاثةِ إلكتروناتٍ للوصول إلى حالة الاستقرار.: الرابطة التساهمية الثلاثية.

الدرس 3: الرابطة التناسقية

الرابطة التناسقية: نوع من أنواع الروابط التساهمية تتكون نتيجة مساهمة ذرة مع ذرة أخرى أو أيون بزوج أو أكثر من الإلكترونات غير المشتركة في روابط.
في الرابطة التناسقية نوعان من الذرات: ذرة مانحة تقدِّم (تمنح) زوجًا أو أكثر من الإلكترونات غير المشاركة في الرابطة، وذرة مستقبلة أو أيون مستقبل يستقبل هذا الزوج من الذرة المانحة.
نميِّز الذرة المانحة بعلامة سهم (→) يخرج منها بزوج الإلكترونات غير المشارك في رابطة متّجهًا إلى الذرة المستقبلة.
في كاتيون الهيدرونيوم H₃O⁺: ذرة الأكسجين هي الذرة المانحة (تشارك بزوج واحد من إلكتروناتها غير المشاركة)، وكاتيون الهيدروجين H⁺ هو الذرة المستقبلة لأنه لا يملك أي إلكترونات.
أنواع الروابط في كاتيون الهيدرونيوم H₃O⁺: رابطتان تساهميتان أحاديتان ورابطة تناسقية واحدة.
في كاتيون الأمونيوم NH₄⁺: ذرة النيتروجين هي الذرة المانحة وكاتيون الهيدروجين هو الذرة المستقبلة، وأنواع الروابط فيه ثلاث روابط تساهمية أحادية ورابطة تناسقية واحدة.
جزيء الأمونيا NH₃ فيه ثلاث روابط تساهمية أحادية فقط، وهو يصبح مانحًا عند ارتباطه بكاتيون الهيدروجين.

الزبدة: الرابطة التناسقية ليست نوعًا مستقلًا عن الرابطة التساهمية، بل هي نوع من أنواعها يختلف عنها في أن الإلكترونات المشتركة يقدّمها طرف واحد فقط هو الذرة المانحة. · شرط قيام الرابطة التناسقية: ذرة تملك زوجًا (أو أكثر) من الإلكترونات غير المشاركة في روابط، وذرة أو أيون مستقبل يستقبل هذا الزوج. · كاتيون الهيدرونيوم H₃O⁺ وكاتيون الأمونيوم NH₄⁺ هما المثالان اللذان يبني عليهما الكتاب كل تطبيقات الدرس.

الأسئلة المهمة (8)

عرّف الرابطة التناسقية كما ورد في الكتاب.: الرابطة التناسقية: نوع من أنواع الروابط التساهمية تتكون نتيجة مساهمة ذرة مع ذرة أخرى أو أيون بزوج أو أكثر من الإلكترونات غير المشتركة في روابط.
ما نوعا الذرات الموجودان في الرابطة التناسقية؟ عرّف كلًّا منهما.: الأول: ذرة مانحة، وهي الذرة التي تقدِّم (تمنح) زوجًا أو أكثر من الإلكترونات غير المشاركة في الرابطة. والثاني: ذرة مستقبلة أو أيون مستقبل، وهي الذرة أو الأيون الذي يستقبل زوجًا أو أكثر من الإلكترونات من الذرة المانحة.
علّل: نستخدم علامة السهم (→) في تمثيل الرابطة التناسقية. وما اتجاهه؟: نستخدمها حتى نميِّز الذرة المانحة في الروابط؛ فالسهم يخرج من الذرة المانحة بزوج الإلكترونات غير المشارك في رابطة متّجهًا إلى الذرة المستقبلة.
في تكوين كاتيون الهيدرونيوم H₃O⁺: حدّد الذرة المانحة والذرة المستقبلة مع التعليل.: الذرة المانحة هي ذرة الأكسجين، لأن عليها زوجين من الإلكترونات لم تشارك برابطة فتشارك بزوج واحد منهما. والذرة المستقبلة هي كاتيون الهيدروجين H⁺، لأنه لا يملك أي إلكترونات.
ما أنواع الروابط في كاتيون الهيدرونيوم H₃O⁺؟: رابطتين تساهميتين أحاديتين ورابطة تناسقية واحدة.
ما أنواع الروابط في كاتيون الأمونيوم NH₄⁺؟ ومن الذرة المانحة فيه؟: فيه ثلاث روابط تساهمية أحادية ورابطة تناسقية واحدة. والذرة المانحة هي ذرة النيتروجين لأن عليها زوجًا من الإلكترونات غير مشارك في رابطة، والذرة المستقبلة هي كاتيون الهيدروجين.
قارن بين الرابطة التساهمية الأحادية والرابطة التناسقية من حيث مصدر الإلكترونات المشتركة.: في الرابطة التساهمية الأحادية تساهم كل ذرة بإلكترون واحد من إلكتروناتها. أما في الرابطة التناسقية فتساهم ذرة واحدة (المانحة) بزوج كامل من الإلكترونات غير المشتركة في روابط، والذرة أو الأيون الآخر يستقبل هذا الزوج ولا يساهم بشيء.
أيّهما يفسّر تكوّن الرابطة التناسقية بشكل أدق: أن كل ذرة تساهم بإلكترون واحد، أم أن ذرة واحدة تساهم بزوج من الإلكترونات مع كاتيون الهيدروجين؟ ولماذا؟: الأدق أن ذرة واحدة تساهم بزوج من الإلكترونات مع كاتيون الهيدروجين، لأن هذا هو نص تعريف الرابطة التناسقية: مساهمة ذرة مع ذرة أخرى أو أيون بزوج أو أكثر من الإلكترونات غير المشتركة في روابط. أما مساهمة كل ذرة بإلكترون واحد فهي وصف الرابطة التساهمية العادية.

الدرس 4: تقويم نهاية الوحدة الثانية

إلكترونات التكافؤ هي إلكترونات أعلى مستوى طاقة ممتلئ جزئيًّا أو كليًّا وتستخدم في التفاعل، ومستوى التكافؤ هو مستوى الطاقة الخارجي، والتكافؤ هو عدد الإلكترونات التي تفقدها أو تكتسبها أو تشارك بها الذرّة للوصول إلى الاستقرار.
قاعدة الثمانية: ميل ذرة العنصر إلى فقد أو اكتساب أو مشاركة إلكترونات مستوى التكافؤ للوصول إلى ثماني إلكترونات لتحقيق حالة الاستقرار المشابهة للغاز النبيل، واستثناءاتها: H وLi وBe وB لأنها تستقر بإلكترونين لتشابه الهيليوم.
الكاتيون ذرة فقدت إلكترونًا أو أكثر مثل Na⁺ : 2,8 المشابه للنيون، والأنيون ذرة اكتسبت إلكترونًا أو أكثر مثل Cl⁻ : 2,8,8 المشابه للآرجون.
الرابطة الأيونية قوّة التجاذب الكهروستاتيكي التي تربط الأيونات مختلفة الشُّحنة في المركب الأيوني، وتتكون غالبًا بين فلز ولافلز، ويجب أن تتساوى الشحنات في طرفي المعادلة حسب قانون حفظ الشحنة.
خواص المركبات الأيونية: حالة صلبة عند درجة حرارة الغرفة لوجود الشبكة البلّورية، ودرجات انصهار وغليان مرتفعة لارتفاع قوّة التجاذب، ولا توصل التيار في الحالة الصلبة وتوصله في حالة المصهور أو المحلول.
الرابطة التساهمية تتكون بتشارك زوج أو أكثر من الإلكترونات بين الذرّات: أحادية بمشاركة كل ذرة بإلكترون واحد، وثنائية بإلكترونين، وثلاثية بثلاثة إلكترونات.
خواص المركبات التساهمية: توجد في حالات المادة الثلاث، ودرجات انصهارها وغليانها منخفضة عمومًا، والقطبية منها توصّل التيار عند ذوبانها وتفككها في الماء وغير القطبية لا توصّله لعدم وجود أيونات حرّة.
الرابطة التناسقية نوع من الروابط التساهمية تتكون بمساهمة ذرة مانحة بزوج أو أكثر من الإلكترونات غير المشتركة مع ذرة أو أيون مستقبل، ومثالاها كاتيون الهيدرونيوم H₃O⁺ وكاتيون الأمونيوم NH₄⁺ .

الزبدة: كل ذرة تسعى إلى الاستقرار المشابه للغاز النبيل؛ فإن انتقلت الإلكترونات فالرابطة أيونية، وإن تشاركت فيها الذرات فالرابطة تساهمية، وإن جاءت من ذرة واحدة فالرابطة تناسقية. · الترتيب الإلكتروني هو مفتاح الوحدة كلها: منه تعرف عدد إلكترونات التكافؤ، ونوع الأيون المتكون، وعدد الروابط، وعدد الأزواج غير المشاركة. · خواص المركب مرآة لنوع رابطته: قوّة التجاذب في الشبكة البلّورية تفسّر خواص المركبات الأيونية، والقطبية تفسّر توصيل المركبات التساهمية للتيار الكهربائي.

الأسئلة المهمة (8)

ما الفرق بين التكافؤ وإلكترونات التكافؤ؟: إلكترونات التكافؤ هي الإلكترونات الموجودة في أعلى مستوى طاقة ممتلئ جزئيًّا أو بشكل كامل بالإلكترونات في الذرة وتستخدم في التفاعل والارتباط مع الذرات الأخرى. أما التكافؤ فهو عدد الإلكترونات التي تفقدها أو تكتسبها أو تشارك بها الذرّة للوصول إلى حالة الاستقرار الإلكتروني.
علل: لا يُذكر تكافؤ عناصر المجموعة (18).: لأن مستوى الطاقة الرئيسي الخارجي لها مستقر وممتلئ بالإلكترونات، لذلك لا تميل إلى فقد أو اكتساب أو مشاركة الإلكترونات.
لماذا لا تحقق ذرات الهيدروجين والليثيوم والبريليوم والبورون قاعدة الثمانية؟: لأنها تستقر بإلكترونين فقط لتشابه أقرب غاز نبيل لها وهو الهيليوم ₂He ، فلا تصل إلى ثماني إلكترونات عندما تفقد إلكترونات التكافؤ.
علل: تتميز المركبات الأيونية بصفة عامة بدرجات غليان مرتفعة.: لأن درجة الغليان تعتمد على قوّة التجاذب بين جسيمات المادة، وقوّة التجاذب بين الأيونات مختلفة الشّحنة في المركبات الأيونية مرتفعة، فترتفع درجة الغليان لها.
علل: كلوريد الصوديوم الصلب لا يوصل التيار الكهربائي بينما يوصله في حالة المصهور.: لأن التوصيل الكهربائي يحتاج إلى وجود أيونات حرّة الحركة، وفي الحالة الصلبة تجعل الروابط في الشبكة البلّورية الأيونات مقيّدة غير حرّة الحركة، أما في حالة المصهور فتتفكّك الروابط وتصبح الأيونات حرّة الحركة فتوصّل التيار الكهربائي.
علل: الرابطة التساهميّة بين ذرّتين من النيتروجين رابطة تساهميّة ثلاثية.: لأن ترتيب ذرة النيتروجين 2,5 فتحتاج كل ذرة إلى ثلاثة إلكترونات للوصول إلى حالة الاستقرار، فتشارك كل ذرة بثلاثة إلكترونات وتتشارك الذرتان بثلاثة أزواج من الإلكترونات.
علل: عند إذابة الأمونيا في الماء فإن المحلول يوصّل التيّار الكهربائي.: لأن الأمونيا مركب تساهمي قطبي، والمركبات التساهميّة القطبيّة توصّل التيار الكهربائي عند ذوبانها وتفككها في الماء بسبب وجود أيونات حرّة توصّل التيار الكهربائي.
ما أنواع الروابط في كاتيون الهيدرونيوم H₃O⁺ وفي كاتيون الأمونيوم NH₄⁺ ؟: في كاتيون الهيدرونيوم: رابطتان تساهميتان أحاديتان ورابطة تناسقية واحدة، والذرة المانحة هي الأكسجين والمستقبلة كاتيون الهيدروجين. وفي كاتيون الأمونيوم: ثلاث روابط تساهمية أحادية ورابطة تناسقية واحدة، والذرة المانحة هي النيتروجين والمستقبلة كاتيون الهيدروجين.

كتاب الطالب· Student's Book

الوحدة 1الوحدة الأولى: الإلكترونات في الذرّة — الفصل الأوّل: الأفلاك الجزيئية

الدرس 1: الأفلاك الجزيئية

الفلك الذرّي هو منطقة الفراغ المحيطة بنواة الذرّة والتي يتواجد فيها الإلكترون، ووصف الرابطة التساهمية من خلال الأفلاك الذرّية يُسمّى نظرية رابطة التكافؤ.
نظرية رابطة التكافؤ: الإلكترونات تشغل الأفلاك الذرّية في الجزيئات. نظرية الفلك الجزيئي: يتكوّن فلك جزيئي من الأفلاك الذرّية يغطّي النواتين المترابطتين وتشغله الإلكترونات.
التداخل المحوري (رأسًا لرأس) ينتج عنه الرابطة التساهمية سيجما σ، والكثافة الإلكترونية فيها متماثلة على طول المحور الواصل بين النواتين وتزداد بينهما وتقلّ خارجهما.
لسيجما ثلاث صور في الكتاب: تداخل فلكين s (H₂)، وتداخل فلك s مع فلك p (HCl)، وتداخل فلكي p (Cl₂).
خواصّ σ: كلّ رابطة تساهمية أحادية، محور التداخل هو محور التناظر، تقوى كلّما كبر التداخل، وطاقتها تعتمد على المسافة بين الذرّتين وعدد الروابط بينهما.
التداخل الجانبي (جنبًا إلى جنب) بين فلكين متوازيين ينتج عنه الرابطة التساهمية باي π.
خواصّ π: توجد في الجزيئات ذات الرابطة الثنائية والثلاثية، وهي أضعف من σ، ولا تتكوّن إلّا إذا تكوّنت σ قبلها، وجزيئاتها تدخل في تفاعلات إضافية وبخاصّة في الكيمياء العضوية.
جزيء النيتروجين N₂ يتكوّن من ثلاث روابط تساهمية: رابطة سيجما σ واحدة ورابطتا باي π.

الزبدة: شكل التداخل هو الذي يحدّد نوع الرابطة: تداخل محوري رأسًا لرأس ⟵ سيجما σ، وتداخل جانبي بين فلكين متوازيين ⟵ باي π. · الرابطة الأحادية = σ فقط، والثنائية = σ + π، والثلاثية = σ + 2π؛ لأنّ π لا تتكوّن إلّا بعد σ. · نظرية رابطة التكافؤ تُبقي الإلكترونات في أفلاك ذرّية، بينما نظرية الفلك الجزيئي تجعلها في فلك جزيئي يغطّي النواتين معًا.

الأسئلة المهمة (7)

عرّف الفلك الذرّي، وعرّف نظرية رابطة التكافؤ.: الفلك الذرّي: منطقة الفراغ المحيطة بنواة الذرّة والتي يتواجد فيها الإلكترون. نظرية رابطة التكافؤ: وصف الرابطة التساهمية من خلال الأفلاك الذرّية، وهي تفترض أنّ الإلكترونات تشغل الأفلاك الذرّية في الجزيئات.
قارن بين نظرية رابطة التكافؤ ونظرية الفلك الجزيئي من حيث الأفلاك التي تشغلها الإلكترونات.: في نظرية رابطة التكافؤ الإلكترونات تشغل الأفلاك الذرّية في الجزيئات، أمّا في نظرية الفلك الجزيئي فالإلكترونات تشغل الأفلاك الجزيئية؛ إذ يتكوّن فلك جزيئي من الأفلاك الذرّية يغطّي كلًّا من النواتين المترابطتين.
علّل: تكون الرابطة سيجما σ أقوى كلّما كان التداخل بين الفلكين أكبر.: لأنّ من خواصّ الرابطة التساهمية سيجما σ أنّها تكون أقوى كلّما كان التداخل أكبر، إذ تزداد الكثافة الإلكترونية بين النواتين فيزداد تماسك الذرّتين.
علّل: لا تتكوّن الرابطة باي π في جزيء إلّا إذا تكوّنت فيه الرابطة سيجما σ قبلها.: لأنّ من خواصّ الرابطة التساهمية باي π أنّها لا تتكوّن إلّا إذا تكوّنت الرابطة σ قبلها؛ فالرابطة الأولى بين أيّ ذرّتين تكون دائمًا محورية (σ)، وما بعدها من تداخل جانبي يعطي π.
ما نوع التداخل وعدد الروابط σ وπ في جزيء النيتروجين N₂؟: يتكوّن جزيء النيتروجين من ثلاث روابط تساهمية: رابطة سيجما σ واحدة ناتجة عن تداخل محوري رأسًا لرأس بين فلكي p، ورابطتا باي π ناتجتان عن تداخل جانبي بين الأفلاك المتوازية.
اذكر خواصّ الرابطة التساهمية سيجما σ.: هي كلّ رابطة تساهمية أحادية في الكيمياء، ويكون محور تداخل الفلكين محور التناظر، وتكون هذه الرابطة أقوى كلّما كان التداخل أكبر، وتعتمد طاقتها على المسافة بين الذرّتين المترابطتين وعلى عدد الروابط التي تشكّلها هاتان الذرّتان.
بيّن نوع التداخل الذي يحدث في كلّ من: H₂ ، HCl ، Cl₂.: في H₂ تداخل محوري بين فلكين s ، وفي HCl تداخل محوري بين فلك s وفلك p (3pz) ، وفي Cl₂ تداخل محوري بين فلكي p على طول المحور pz − pz ، والرابطة الناتجة في الحالات الثلاث هي سيجما σ.

الوحدة 2الوحدة الأولى: الإلكترونات في الذرّة — الفصل الثاني: الأفلاك المهجَّنة

الدرس 1: الأفلاك المهجَّنة

نظرية رابطة التكافؤ عاجزة عن تفسير تكوين الكربون أربع روابط متماثلة، فجاءت نظرية الأفلاك المهجَّنة Hybrid Orbitals لتفسير ذلك.
التهجين: اندماج فلكين مختلفين (s وp) عادة ليتكوّن فلك جديد يُسمّى فلكًا مهجَّنًا يمتاز بخواصّ وسطية بين الأفلاك التي خضعت للتهجين.
قبل التهجين يُنقل إلكترون من الفلك 2s إلى الفلك 2pz الفارغ فيصبح الترتيب الخارجي للكربون 2s¹2p³ بأربعة إلكترونات منفردة.
تهجين sp³: دمج فلك 2s مع ثلاثة أفلاك 2p ⟵ أربعة أفلاك مهجَّنة، شكل رباعي السطوح وزاوية 109.5° (الميثان CH₄).
تهجين sp²: دمج فلك 2s مع فلكي 2p ⟵ ثلاثة أفلاك مهجَّنة وفلك p غير مهجَّن، زاوية 120° (الإيثين C₂H₄) وتنتج رابطة π من الفلك غير المهجَّن.
تهجين sp: دمج فلك 2s مع فلك 2p واحد ⟵ فلكان مهجَّنان وفلكا p غير مهجَّنين، جزيء خطّي وزاوية 180° (الإيثاين C₂H₂): 3σ و2π.
البنزين C₆H₆: حلقة سداسية مستوية، كلّ ذرّة كربون تهجينها sp² والزوايا 120°، وسحابة π غير متمركزة أعلى الحلقة وأسفلها تمنحه الاستقرار.
أفكار الوحدة: الأحادية = σ ، الثنائية = σ + π ، الثلاثية = σ + 2π ؛ والتداخل المحوري يعطي σ والجانبي يعطي π.

الزبدة: التهجين حلّ لمشكلة عدد الروابط وشكلها: أفلاك مختلفة تندمج لتعطي أفلاكًا متساوية في الطاقة والشكل تفسّر تماثل الروابط. · عدد الأفلاك المهجَّنة = عدد الذرّات المرتبطة بالذرّة المركزية: أربعة ⟵ sp³ ، ثلاثة ⟵ sp² ، اثنان ⟵ sp. · الأفلاك p التي تبقى خارج التهجين هي التي تصنع روابط باي π، ولذلك يقلّ عدد الأفلاك المهجَّنة كلّما زادت روابط π. · الزاوية تكشف نوع التهجين: 109.5° ⟵ sp³ ، 120° ⟵ sp² ، 180° ⟵ sp.

الأسئلة المهمة (7)

ماذا تعني كلمة تهجين؟ وعرّف الأفلاك المهجَّنة.: التهجين هو اندماج فلكين مختلفين (s وp) عادة ليتكوّن فلك جديد. والأفلاك المهجَّنة هي الأفلاك الجديدة الناتجة عن هذا الاندماج، وتمتاز بخواصّ وسطية بين الأفلاك التي خضعت للتهجين.
ما الذي يحدّد عدد الأفلاك المهجَّنة في ذرّة ما؟: يحدّده عدد الأفلاك الذرّية التي تندمج، وهو نفسه عدد الذرّات التي ترتبط بها الذرّة المركزية: أربعة أفلاك مهجَّنة sp³ في الميثان، وثلاثة أفلاك sp² في الإيثين، وفلكان sp في الإيثاين.
علّل: لا يمكن الاعتماد على نظرية رابطة التكافؤ لشرح الترابط في جزيء الميثان.: لأنّ ذرّة الكربون ₆C : 1s²2s²2p² لا تحتوي إلّا على إلكترونين منفردين، فلا تستطيع طبقًا لنظرية رابطة التكافؤ تكوين إلّا رابطتين تساهميتين، في حين تُظهر التجربة العملية أنّها تكوّن أربع روابط تساهمية متماثلة تقريبًا في جزيء الميثان.
اشرح معنى تهجين sp³.: هو دمج فلك واحد 2s مع ثلاثة أفلاك 2p لتكوين أربعة أفلاك مهجَّنة sp³ متساوية، تشير في اتّجاه قمم رباعي السطوح، وتكون الزاوية بينها 109.5°، كما في ذرّة الكربون في جزيء الميثان.
قارن بين تهجين sp³ و sp² و sp من حيث الأفلاك المندمجة والزاوية والمثال.: sp³: 2s مع ثلاثة أفلاك 2p ⟵ أربعة أفلاك مهجَّنة، الزاوية 109.5°، المثال الميثان CH₄. sp²: 2s مع فلكي 2p ⟵ ثلاثة أفلاك مهجَّنة وفلك p غير مهجَّن، الزاوية 120°، المثال الإيثين C₂H₄ والبنزين C₆H₆. sp: 2s مع فلك 2p واحد ⟵ فلكان مهجَّنان وفلكا p غير مهجَّنين، الزاوية 180°، المثال الإيثاين C₂H₂.
علّل: استقرار جزيء البنزين.: لأنّه يحدث تداخل جنبًا إلى جنب للأفلاك الذرّية pz يؤدّي إلى عدم تمركز تامّ في نظام باي π، ما يؤدّي إلى استقرار الجزيء.
كم رابطة σ وكم رابطة π في جزيء الإيثاين C₂H₂؟ ولماذا؟: ثلاث روابط سيجما ورابطتان باي؛ لأنّ فلك sp من كلّ ذرّة كربون يتداخل مع نظيره فيكوّن σ بين الكربونين، وفلك sp الآخر يتداخل مع 1s لكلّ هيدروجين فيكوّن رابطتي σ، أمّا زوجا الأفلاك p غير المهجَّنة فيتداخلان جانبيًّا فيكوّنان رابطتي π.

الوحدة 3الوحدة الثانية: المحاليل — الفصل الأوّل: المحاليل المائية المتجانسة وغير المتجانسة

الدرس 1: الماء كمذيب قوي

يتوزّع الماء على الأرض: 97% في المحيطات، وأقلّ من 2.999% في الأنهر والآبار والمتجمّدات، و0.001% متبخّرة في الجوّ، والكتلة الإجمالية للماء ثابتة.
مياه البحار: 96.5% ماء نقي و3.5% موادّ أخرى (أملاح وغازات منحلّة وموادّ عضوية وجسيمات صلبة).
يتميّز الماء عن المركّبات المشابهة له (H₂S ، H₂Se ، H₂Te) بارتفاع درجتي انصهاره وغليانه: 0 °C و100 °C.
رابطة O−H قطبية لأنّ الأكسجين أكثر سالبية كهربائية من الهيدروجين، فيكتسب الأكسجين شحنة δ− والهيدروجين شحنة δ+.
الزاوية بين الرابطتين في جزيء الماء 104.5°، وبسبب هذا الشكل الزاوي لا تلغي القطبيتان بعضهما فيكون الجزيء ككلّ قطبيًّا.
الرابطة الهيدروجينية: جذب الهيدروجين الموجب جزئيًّا في جزيء للأكسجين السالب جزئيًّا في جزيء آخر، وهي ضعيفة لكنّها تؤدّي إلى تجمّع جزيئات الماء.
الخواصّ الهامّة للماء (ارتفاع درجة الغليان، حرارة التبخير، التوتّر السطحي، السعة الحرارية النوعية، انخفاض الضغط البخاري) سببها القطبية والروابط الهيدروجينية.
قدرة الماء على الإذابة تُعزى إلى القيمة العالية لثابت العزل وإلى تجمّع دقائق الماء القطبية حول الأيونات، وقد ينتج عن ذلك ماء التبلّر مثل CuSO₄.5H₂O و CaSO₄.2H₂O.

الزبدة: قطبية جزيء الماء ثمرة أمرين معًا: فرق السالبية الكهربائية بين الأكسجين والهيدروجين، والشكل الزاوي بزاوية 104.5° الذي يمنع تلاشي القطبيتين. · الرابطة الهيدروجينية ضعيفة في ذاتها، لكنّ كثرتها بين جزيئات الماء هي التي ترفع درجة الغليان والتوتّر السطحي والسعة الحرارية. · الماء مذيب قوي لأنّ دقائقه القطبية تحاصر أيونات المذاب وتفصلها بعضها عن بعض، وقد يشتدّ هذا الاتّحاد فيبقى الماء داخل البلّورة (ماء التبلّر).

الأسئلة المهمة (6)

صِف تكوين الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء.: لأنّ الأكسجين أكثر سالبية كهربائية من الهيدروجين، يجذب زوج الإلكترونات المكوِّن للرابطة (O−H) فتكتسب ذرّة الأكسجين شحنة سالبة جزئيًّا (δ−) وتكتسب ذرّات الهيدروجين شحنة موجبة جزئيًّا (δ+). فيجذب الهيدروجين الموجب جزئيًّا في أحد الجزيئات الأكسجينَ السالب جزئيًّا في جزيء آخر مكوّنًا رابطة هيدروجينية، وعلى الرغم من ضعف هذه الرابطة فإنّها تؤدّي إلى تجمّع جزيئات الماء (شكل 18).
ما هي الأسباب التي تُعزى إليها الخواصّ الهامّة للماء؟ عدِّد هذه الخواصّ.: الأسباب: تجمّع الجزيئات القطبية وتكوين الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء. والخواصّ: ارتفاع درجة الغليان، وحرارة التبخير، والتوتّر السطحي، والسعة الحرارية النوعية، وانخفاض الضغط البخاري عن المركّبات المشابهة لها.
ما هو سبب تكوّن ماء التبلّر؟: قد يحدث في بعض الأحيان أن يكون اتّحاد الأيونات بدقائق الماء قويًّا جدًّا لدرجة أنّ الملح، عندما يتبلّر من المحلول المائي، تنفصل البلّورات وتتّحد بالماء، وهذا ما يُسمّى ماء التبلّر، مثل كبريتات النحاس (II) الزرقاء CuSO₄.5H₂O والجبس CaSO₄.2H₂O.
علّل: جزيء الماء ككلّ له خاصّية قطبية على الرغم من تساوي قطبية رابطتيه.: لأنّ شكل الجزيء زاوي والزاوية بين الرابطتين 104.5°، فقطبية كلّ من الرابطتين (O−H) لا تلغي بعضها الآخر، فتتّجه محصّلة القطبية نحو ذرّة الأكسجين، وبذلك يصبح للجزيء قطب موجب وقطب سالب.
علّل: درجة غليان الماء أعلى بكثير من درجة غليان كبريتيد الهيدروجين H₂S.: لأنّ جزيئات الماء قطبية وتكوّن فيما بينها روابط هيدروجينية تجمعها بعضها إلى بعض، فيلزم إمداد الماء بطاقة أكبر لفصل جزيئاته، فترتفع درجة غليانه إلى 100 °C بينما تبلغ درجة غليان H₂S ‏−63 °C.
علّل: يُعدّ الماء مذيبًا قويًّا.: لأنّ له قيمة عالية لثابت العزل الخاصّة به، ولأنّ دقائقه القطبية تتجمّع حول أيونات المذاب فتفصل الأيونات المختلفة الشحنة بعضها عن بعض وتجذبها بعيدًا الواحدة عن الأخرى.

الدرس 2: المحاليل المائية

عيّنات الماء التي تحتوي على موادّ ذائبة تُسمّى المحاليل المائية؛ والوسط المذيب فيها هو «المذيب» (Solvent)، والدقائق المذابة هي «المذاب» (Solute).
المحاليل مخاليط متجانسة وثابتة، وجسيمات المذاب فيها أيونية أو دقيقة يقلّ متوسِّط أقطارها عن واحد نانومتر، ولذلك تنفذ من ورقة الترشيح ولا تُحجز.
يمكن أن يتواجد كلّ من المذيب والمذاب في صورة غاز أو سائل أو صلب، كما في الجدول (1): الهواء غاز في غاز، ومياه البحر صلب في سائل، والسبائك صلب في صلب.
«الإذابة» Solvation هي عملية تحدث عندما يذوب المذاب وتتمّ إماهة الكاتيونات والأنيونات بالمذيب، أي تُحيط جزيئات المذيب بكلّ منهما.
بعض المركّبات الأيونية لا تذوب في الماء تقريبًا لأنّ التجاذب بين أيوناتها أقوى من تجاذب جزيئات الماء لها، مثل كبريتات الباريوم (BaSO₄) وكربونات الكالسيوم (CaCO₃).
القاعدة: المذيبات القطبية تذيب المركّبات الأيونية والجزيئات القطبية، والمذيبات غير القطبية تذيب المركّبات غير القطبية؛ أي «الأشياء المتشابهة تذوب بعضها مع بعض».
المركّبات الإلكتروليتية توصِل التيّار الكهربائي في المحلول المائي أو في الحالة المنصهرة، وغير الإلكتروليتية لا توصِله في الحالتين لأنّها لا تتكوّن من أيونات.
الإلكتروليت القوي يتفكّك تفكّكًا كاملًا إلى أيونات منفصِلة مثل كلوريد الصوديوم، والإلكتروليت الضعيف يتأيّن جزئيًّا مثل كلوريد الزئبق (II)، وغير الإلكتروليتي لا يتأيّن مثل الجلوكوز.

الزبدة: الذوبان يحدث بين المتشابهات: المذيب يذيب المذاب الذي يشاركه خواصّه، فالقطبي مع القطبي والأيوني، وغير القطبي مع غير القطبي. · توصيل المحلول للتيّار الكهربائي دليل على وجود أيونات حرّة متحرّكة فيه، لا على مجرّد ذوبان المادّة في الماء. · قوّة الإلكتروليت تُقاس بدرجة تفكّكه (تأيّنه) في الماء: تفكّك كامل في القوي، وتأيّن جزئي في الضعيف، ولا تأيّن في غير الإلكتروليتي.

الأسئلة المهمة (6)

عرّف كلًّا من: المحاليل المائية، والمذيب (Solvent)، والمذاب (Solute).: المحاليل المائية: عيّنات الماء التي تحتوي على موادّ ذائبة. المذيب: الوسط المذيب في المحلول. المذاب: الدقائق المذابة في المحلول. فعندما يذوب كلوريد الصوديوم في الماء يُعتبَر الماء مذيبًا وكلوريد الصوديوم مذابًا.
علّل: ينفّذ الكيميائيون تفاعلات عدّة في المحاليل السائلة.: لأنّ الجزيئات والأيونات تكون أكثر قدرة على الحركة في الحالة السائلة منها في الحالة الصلبة، ما يمكّنها من التفاعل مع بعضها بعضًا بسرعة أكبر.
علّل: لا تُحجز جسيمات المذاب على ورقة الترشيح عند ترشيح محلول.: لأنّ جسيمات المذاب أيونية أو دقيقة يكون متوسِّط أقطارها أقلّ من واحد نانومتر، فلن تحجز ورقة الترشيح أيًّا من المذيب أو المذاب، وسوف ينفذ المحلول من خلالها.
علّل: لا تذوب كبريتات الباريوم (BaSO₄) وكربونات الكالسيوم (CaCO₃) في الماء تقريبًا.: لأنّ التجاذب بين الأيونات في بلّورات هذين المركّبين أقوى من التجاذب الذي تُحدِثه جزيئات الماء لهذه الأيونات، فلا تحدث عملية إماهة أيوناتهما بدرجة واضحة، أي أنّهما لا يذوبان في الماء.
ما الفرق بين الإلكتروليت القوي والإلكتروليت الضعيف؟ مع ذكر مثال لكلٍّ منهما.: الإلكتروليت القوي يتفكّك في الماء تفكّكًا كاملًا ويتواجد على شكل أيونات منفصِلة تتحرّك في المحلول وتوصِل التيّار الكهربائي بشدّة، مثل كلوريد الصوديوم الذي يتواجد على شكل أيونات Cl⁻ وNa⁺ منفصِلة. أمّا الإلكتروليت الضعيف فيتأيّن جزئيًّا فيتواجد جزء ضئيل منه على شكل أيونات ويوصِل القليل من الكهرباء، مثل كلوريد الزئبق (II) الذي يبقى جزء كبير منه على شكل بلّورات HgCl₂ غير متأيّنة.
علّل: يوصِل المحلول المائي للأمونيا التيّار الكهربائي مع أنّ الأمونيا مركّب تساهمي لا يوصِل الكهرباء في حالته النقية.: لأنّ الأمونيا مركّب تساهمي شديد القطبية يتفاعل مع الماء ويذوب فيه لتُنتِج أيونات، أي يتأيّن؛ فعند إذابة غاز الأمونيا في الماء يتكوّن أيون الأمونيوم (NH₄⁺) وأيون الهيدروكسيد (OH⁻)، فيصبح المحلول موصِلًا للكهرباء أي إلكتروليتيًّا.

الدرس 3: الأنظمة المائية غير المتجانسة

«الموادّ المعلَّقة» Suspensions مخاليط غير متجانسة، إذا تُرِكَت لفترة زمنية قصيرة تترسّب جسيمات المادّة المكوَّنة منها في قاع الإناء، بخلاف المحاليل الحقيقية التي لا تترسّب جسيماتها مهما طال الزمن.
قطر جسيم المعلَّق أكبر من 1000 nm ، وقطر جسيم المحلول الحقيقي يساوي عادة حوالى 1 nm ، وقطر الجسيم الغروي بين 1 nm و 1000 nm.
جسيمات المعلَّق تُحجَز على ورقة الترشيح (مثال البنّ والماء)، أمّا جسيمات الغروي فلا يمكن حجزها بورق الترشيح ولا تترسّب إذا تُرِكَت بدون رجّ.
«الصنف المنتشِر» هو المادّة التي تكوِّن الجسيمات الغروية، و«وسط الانتشار» هو الوسط الذي توجد فيه، وقد يكون صلبًا أو سائلًا أو غازًا.
«ظاهرة تندال» هي تشتيت جسيمات الغرويات للضوء المرئي في جميع الاتّجاهات؛ وتتبعها الغرويات والمعلَّقات، ولا تتبعها المحاليل الحقيقية لصغر جسيماتها، ولذلك تُستخدَم للتمييز بينها.
«الحركة البراونية» حركة دائمة غير منتظِمة متعرّجة للجسيمات الغروية، سببها اصطدام جزيئات السائل المتحرِّكة بالجسيم الغروي، وهي تمنع ترسّب الغروي في قاع الإناء.
جسيمات النظام الغروي الواحد تحمل شحنة من نوع واحد فتتنافر ولا تتجمّع ولا تترسّب؛ وعند إضافة أيونات مخالفة في الشحنة تُعادَل شحناتها فتتجمّع وتترسّب في القاع.
جدول (4) يلخّص الفروق: المحلول متجانس لا يشتِّت الضوء، والغروي بين متجانس وغير متجانس ويُحدِث ظاهرة تندال ولا تُحجَز جسيماته، والمعلَّق غير متجانس يُحدِث ظاهرة تندال وتُحجَز جسيماته ويترسَّب.

الزبدة: حجم الجسيم هو المفتاح: منه تُشتقّ كلّ فروق المحلول والغروي والمعلَّق في الضوء والترشيح والترسّب والتجانس. · ظاهرة تندال والحركة البراونية خاصّيتان تكشفان الغرويات: الأولى تُرى بالضوء، والثانية تُرى بالمجهر وتمنع الترسّب. · ثبات الغروي ليس صدفة، بل نتيجة تنافر جسيماته المشحونة بالشحنة نفسها؛ فإذا عُودِلَت الشحنة تجمّعت الجسيمات وترسّبت.

الأسئلة المهمة (8)

عرّف «الموادّ المعلَّقة» كما وردت في الكتاب.: الموادّ المعلَّقة Suspensions هي مخاليط إذا تُرِكَت لفترة زمنية قصيرة تترسّب جسيمات المادّة المكوَّنة منها في قاع الإناء، وهي أمثلة على المخاليط غير المتجانسة.
علّل: يُعتبَر المعلَّق خليطًا غير متجانس.: لأنّه يمكن التعرّف على مادّتين على الأقلّ من هذا الخليط بوضوح، كما هو الحال في مثال البنّ والماء.
قارن بين قطر جسيم المعلَّق وقطر جسيم المحلول الحقيقي وقطر الجسيم الغروي.: قطر كلّ جسيم من جسيمات المعلَّق أكبر من 1000 nm ، وقطر جسيم المحلول الحقيقي يساوي عادة حوالى 1 nm ، وقطر الجسيم الغروي يتراوح بين 1 nm و 1000 nm.
ما المقصود بـ«الصنف المنتشِر» و«وسط الانتشار»؟: الصنف المنتشِر هو المادّة التي تكوِّن الجسيمات الغروية، ووسط الانتشار هو الوسط الذي توجد فيه الجسيمات الغروية، ويمكن أن يكون صلبًا أو سائلًا أو غازًا.
ما هي ظاهرة تندال؟ وفيمَ تُستخدَم؟: ظاهرة تندال هي عمل جسيمات الغرويات على تشتيت الضوء المرئي في جميع الاتّجاهات. وتُستخدَم للتمييز بين المحلول الحقيقي وكلّ من المحلول الغروي والمعلَّق.
علّل: لا تتبع المحاليل الحقيقية ظاهرة تندال.: وذلك لصغر الجسيمات المكوِّنة لها.
ما هي الحركة البراونية؟ وبمَ تُلخَّص؟: الحركة البراونية هي الحركة الدائمة غير المنتظِمة المتعرّجة التي تظهر بها الجسيمات الغروية عند النظر إلى المحلول الغروي المضاء بواسطة المجهر، نسبة إلى مكتشِفها العالِم روبرت براون Robert Brown (1772−1858). وتُلخَّص باصطدام جزيئات السائل المتحرِّكة بالجسيم الغروي فتعمل على حركتها.
علّل: لا تترسَّب جسيمات المحلول الغروي في قاع الإناء.: لسببين ذكرهما الكتاب: أوّلًا، تمنع اصطدامات جزيئات السائل المتحرِّكة بالجسيم الغروي (الحركة البراونية) ترسّبَه في القاع. وثانيًا، تحمل جميع جسيمات الغروي في المحلول الشحنة نفسها فتتنافر بعضها مع بعض ولا تتجمّع لتكوِّن جزيئات أكبر، فيبقى حجمها ثابتًا وتبقى منتشِرة خلال المحلول.

الوحدة 4الوحدة الثانية: المحاليل — الفصل الثاني: الخواصّ العامّة للمحاليل المتجانسة

الدرس 1: التفاعلات في المحاليل المائية

الترسّب أحد مؤشّرات حدوث التفاعل الكيميائي، والعملية تُسمّى «الترسيب»، والصلب المتكوِّن يُسمّى «الراسب»، وتحدث عند مزج محلولين مائيين.
عند إذابة مركّب أيوني في الماء يتجزّأ إلى أيوناته التي تسبح بحرّية: NaCl(s) ⎯⎯H₂O⎯→ Na⁺(aq) + Cl⁻(aq).
عبارتا «شحيح (قليل) الذوبان» و«لا يذوب» لهما المعنى نفسه عند كتابة المعادلات الكيميائية، والمركّب الذي لا يذوب يُكتب صلبًا في المعادلة.
تذوب الأملاح التي أحد كاتيوناتها (Na⁺ ، K⁺ ، NH₄⁺) أو أحد أنيوناتها (ClO₄⁻ ، CH₃COO⁻ ، NO₃⁻ ، ClO₃⁻).
تذوب أملاح (I⁻ ، Br⁻ ، Cl⁻) إلّا مع (Hg²⁺ ، Ag⁺ ، Pb²⁺) ، وأملاح (F⁻) إلّا مع (Ba²⁺ ، Pb²⁺ ، Mg²⁺ ، Sr²⁺ ، Ca²⁺) ، وأملاح (SO₄²⁻) إلّا مع (Ca²⁺ ، Pb²⁺ ، Ba²⁺ ، Sr²⁺ ، Ag⁺).
مركّبات S²⁻ و CO₃²⁻ و SO₃²⁻ و PO₄³⁻ و OH⁻ شحيحة الذوبان في الماء ما عدا الاستثناءات المذكورة في الجدول (5)، وأهمّها عناصر المجموعة 1A والأمونيوم.
لتحديد الراسب: نكتب صيغ المحلولين، ثمّ أيوناتهما، ثمّ نبادل بينها لنحصل على النواتج المتوقَّعة، ثمّ نطبّق قواعد الذوبانية، ثمّ نكتب المعادلة الموزونة.
المعادلة الأيونية النهائية تُكتب بعد تحويل الصيغ المائية إلى أيونات وحذف الأيونات المتشابهة بين المتفاعلات والنواتج، فتبقى الأيونات التي شاركت فعلًا في التفاعل.

الزبدة: قواعد الذوبانية هي مفتاح الدرس كلّه: بها نتوقّع أيّ الناتجين يترسّب صلبًا وأيّهما يبقى ذائبًا في المحلول. · المعادلة الأيونية النهائية تُظهر الأيونات التي شاركت فعلًا في التفاعل بعد حذف الأيونات المتشابهة. · لون الراسب وحده لا يكفي للتوقّع؛ التوقّع الصحيح يقوم على قواعد الذوبانية لا على اللون.

الأسئلة المهمة (7)

عرّف كلًّا من: الترسيب، الراسب.: الترسيب: العملية التي يتكوّن فيها صلب عند مزج محلولين مائيين، والترسّب أحد مؤشّرات حدوث تفاعل كيميائي. الراسب: الصلب المتكوِّن الذي ينتج عن هذا التفاعل.
ما الأمور الأربعة التي يجب معرفتها من أجل كتابة معادلة نهائية لتفاعل ترسيب ما؟: صيغ المتفاعلات ، والنواتج ، وعملية الإذابة ، والقواعد العامّة للذوبانية .
علّل: لا تكفي معرفة ألوان بعض الترسّبات لتوقّع تكوّن راسب من خلال تفاعل كيميائي.: لأنّ التفاعلات المرتبِطة بمزج محاليل مائية يتمّ فيها الاعتماد على إرشادات قواعد الذوبانية، وهي التي يمكن من خلالها توقّع حصول راسب ومعرفة المركّب الذي يُكتَب في المعادلة على شكل صلب.
علّل: يُكتب كلوريد الفضّة AgCl على شكل صلب في المعادلة الكيميائية.: لأنّ أملاح (I⁻ ، Br⁻ ، Cl⁻) تذوب في الماء إلّا إذا ارتبطت بأحد الكاتيونات (Hg²⁺ ، Ag⁺ ، Pb²⁺) ، وعندئذ يتكوّن ملح لا يذوب ويترسّب على شكل صلب، وكلوريد الفضّة منها.
اذكر خطوات كتابة المعادلة الأيونية النهائية لتفاعل الترسيب.: 1) كتابة صيغ مركّبات المتفاعلات. 2) توقّع صيغ مركّبات النواتج. 3) توقّع المركّب الذي سيترسّب والذي سيبقى بحالة سائلة في المحلول النهائي. 4) كتابة صيغ المتفاعلات وحالاتها بالإضافة إلى النواتج داخل معادلة كيميائية موزونة. 5) إعادة كتابة الصيغ المائية على شكل أيونات. 6) حذف الأيونات المتشابهة بين المتفاعلات والنواتج ثمّ كتابة المعادلة الأيونية النهائية.
قارن بين عبارتي «شحيح (قليل) الذوبان» و«لا يذوب» عند كتابة المعادلات الكيميائية.: لهما المعنى نفسه عند كتابة المعادلات الكيميائية؛ فكلاهما يعني أنّ المركّب يُكتب على شكل صلب في المعادلة.
عند مزج محلولي كلوريد الباريوم BaCl₂ وكرومات الصوديوم Na₂CrO₄ ، ما الراسب المتكوِّن وما لونه، وما الأيونان اللذان يبقيان ذائبين؟: الراسب هو كرومات الباريوم BaCrO₄(s) وهو ذو لون أصفر، أمّا Cl⁻ و Na⁺ فيبقيان ذائبين في المحلول.

الدرس 2: العوامل المؤثِّرة على الذوبانية في المحاليل

«المحلول المُشبَّع» هو المحلول الذي يحتوي على أكبر كمّية من المذاب في كمّية معيّنة من المذيب عند درجة حرارة ثابتة ، ويوجد فيه اتّزان ديناميكي يتساوى فيه معدّل سرعة الذوبان مع معدّل سرعة التبلور .
«الذوبانية» Solubility هي كتلة المادّة التي تذوب في كمّية معيّنة من المذيب عند درجة حرارة معيّنة لتكوِّن محلولًا مُشبعًا ، وتُقاس في جدول (6) بوحدة (g/100g H₂O) .
السوائل ثلاثة أنواع بحسب امتزاجها: يمتزج امتزاجًا كلّيًّا Miscible (الماء والإيثانول) ، ويمتزج امتزاجًا جزئيًّا (الماء وثاني إيثيل الإيثر) ، وعديم الامتزاج Immiscible (الزيت والخلّ) ؛ والقاعدة أنّ الأشياء المتشابهة تذوب بعضها مع بعض .
العوامل التي تحدِّد سرعة الذوبان هي: الخلط أو التقليب ، والطحن أو مساحة السطح ، ودرجة الحرارة ، والضغط (للغازات) ، وكلّها ترجع إلى زيادة ملامسة المذيب بالمذاب .
ارتفاع درجة الحرارة يزيد ذوبانية أغلب الموادّ الصلبة (شكل 38) ، ويقلّل ذوبانية الغازات (شكل 39 وجدول 6) ، ولهذا يحدث التلوّث الحراري للأنهار .
«قانون هنري»: عند ثبوت درجة الحرارة تتناسب ذوبانية الغاز (S) تناسبًا طرديًّا مع الضغط (P) فوق سطح السائل ، ويُكتب S₁/P₁ = S₂/P₂ .
«المحلول غير المُشبَّع» لا يزال يستطيع إذابة مذاب ، و«المحلول المُشبَّع» بقي فيه مذاب غير ذائب بعد التحريك ، و«المحلول فوق المشبّع» يحتوي على كمّية من المذاب زائدة على الكمّية المسموح بها نظريًّا عند درجة معيّنة .
من تطبيقات المحلول فوق المُشبَّع: إنتاج سكّر النبات ، والأمطار الاصطناعية المخلَّقة ببذر السحب ببلّورات يوديد الفضّة (AgI) .

الزبدة: التشبّع ليس توقّفًا عن الذوبان ، بل اتّزان ديناميكي يتساوى فيه معدّل الذوبان مع معدّل التبلور ، فتبقى كتلة البلّورات غير الذائبة ثابتة . · كلّ عامل يسرّع الذوبان (التحريك ، الطحن ، التسخين) إنّما يعمل بزيادة ملامسة المذيب بالمذاب أو بزيادة طاقة حركة جزيئاته . · الحرارة والغازات علاقتهما عكسية: كلّما ارتفعت درجة الحرارة قلّت ذوبانية الغاز ؛ أمّا الضغط فعلاقته بالغاز طردية كما ينصّ قانون هنري .

الأسئلة المهمة (8)

عرّف المحلول المُشبَّع كما ورد في الكتاب.: المحلول المُشبَّع Saturated Solution هو المحلول الذي يحتوي على أكبر كمّية من المذاب في كمّية معيّنة من المذيب عند درجة حرارة ثابتة .
عرّف ذوبانية مادّة ما.: ذوبانية مادّة ما Solubility هي «كتلة تلك المادّة التي تذوب في كمّية معيّنة من المذيب عند درجة حرارة معيّنة لتكوِّن محلولًا مُشبعًا» .
علّل: لا تذوب الكمّية الزائدة من كلوريد الصوديوم في محلول مُشبَّع مهما طال التحريك.: لحدوث عملية تبادلية (اتّزان ديناميكي) ؛ فحين تذوب جزيئات جديدة من الملح الصلب وتذهب إلى المحلول ، يترسّب من المحلول عدد مساوٍ من جزيئات الملح التي سبق تذويبها ، فتبقى كتلة البلّورات غير الذائبة ثابتة من دون حدوث تغيّر في النظام ككلّ .
علّل: يذوب المذاب المطحون أسرع من المذاب على شكل أحجار كبيرة.: لأنّ الطحن يحوِّل المذاب إلى جسيمات صغيرة ، ما يوسِّع مساحة السطح المشترَكة بين المذيب والمذاب ، وبذلك تُسرَّع عملية الإذابة .
علّل: يزداد ذوبان المذاب في المذيب عند التسخين.: لأنّ طاقة حركة جزيئات الماء تزداد عند درجة الحرارة المرتفعة ، ما يزيد من احتمالات قوّة تصادم جزيئات الماء بسطح البلّورات ، فيساعد على سرعة ذوبانه .
علّل: إعادة المصانع الماء ساخنًا إلى النهر تلوّث حراري يضرّ بالكائنات المائية.: لأنّ ارتفاع درجة حرارة مياه النهر يؤدّي إلى تقليل تركيز الأكسجين المذاب ، ما يؤثِّر سلبًا على الحياة النباتية والحيوانية المائية .
علّل: تتصاعد فقّاعات ثاني أكسيد الكربون عند فتح زجاجة المشروب الغازي.: لأنّه عند الفتح يقلّ الضغط الجزيئي لغاز ثاني أكسيد الكربون على سطح المشروب مباشرة ، فيقلّ تركيز الغاز الذائب وتتسرّب فقّاعاته من فوّهة الزجاجة ؛ وذلك تطبيق لقانون هنري لأنّ قلّة الضغط تقلّل الذوبانية .
قارن بين المحلول غير المُشبَّع والمحلول المُشبَّع والمحلول فوق المُشبَّع.: المحلول غير المُشبَّع: لا يزال يستطيع إذابة مذاب . والمحلول المُشبَّع: أُضيف إليه مذاب وحُرِّك وبقي بعد التحريك قسم من المذاب غير ذائب ، أي يحتوي على أكبر كمّية من المذاب عند درجة حرارة ثابتة . والمحلول فوق المُشبَّع: يحتوي على كمّية من المذاب زائدة على الكمّية المسموح بها نظريًّا والتي تكفي لتشبعه عند درجة معيّنة .

الدرس 3: تركيب المحاليل

النسبة المئوية الكتلية = كتلة المذاب ⁄ كتلة المحلول × 100 ، وكتلة المحلول = كتلة المذاب + كتلة المذيب.
النسبة المئوية الحجمية = حجم المذاب ⁄ حجم المحلول × 100 ، وتُستخدَم عندما يكون المذاب والمذيب سائلين.
تركيز المحلول مقياس لكمّية المذاب في كمّية معيّنة من المذيب أو المحلول؛ والمحلول المخفَّف تركيزه منخفض والمحلول المركَّز تركيزه مرتفع.
المولارية (M) هي عدد مولات المذاب في 1 L من المحلول ، ووحدتها mol/L ، وتُكتب M or C = n (mol) ⁄ V (L) ، وحجم المحلول هو الحجم الكلّي (المذاب + المذيب).
المولالية (m) هي عدد مولات المذاب في 1 kg من المذيب ، ووحدتها mol/kg ، وتُكتب m = n ⁄ kg solvent ، ومنها mₛ = m × M.wt. × kg solvent.
الكسر المولي بلا وحدات: X_A = n_A ⁄ (n_A + n_B) للمذاب ، وX_B = n_B ⁄ (n_A + n_B) للمذيب ، ومجموعهما يساوي 1.
في التخفيف يبقى عدد مولات المذاب ثابتًا، فيكون C₀×V₀ = C₁×V₁ (وفي مثال الكتاب C₁ × V₁ = C₂ × V₂).

الزبدة: المصطلحات الوصفية «مركَّز» و«مخفَّف» نسبية ولا تكفي في الحساب؛ التركيز يُقاس بأرقام: نسبة مئوية، أو مولارية، أو مولالية، أو كسر مولي. · الفرق الجوهري بين المولارية والمولالية هو المقام: لتر من المحلول في الأولى، وكيلوجرام من المذيب في الثانية. · التخفيف يغيّر الحجم والتركيز ولا يغيّر عدد مولات المذاب، وهذه هي الفكرة التي يقوم عليها قانون التخفيف كلّه.

الأسئلة المهمة (7)

عرّف النسبة المئوية الكتلية للمحلول، واكتب المعادلة التي تُقاس بها.: قياس النسبة المئوية الكتلية Mass Percentage هو تحديد كمّية المذاب (g) الموجودة في مئة جرام من المحلول، وتُقاس من خلال المعادلة: النسبة المئوية الكتلية = كتلة المذاب ⁄ كتلة المحلول × 100 ، مع ملاحظة أنّ كتلة المحلول = كتلة المذاب + كتلة المذيب.
ميِّز بين المولارية والمولالية.: المولالية تشير إلى عدد مولات المذاب المذابة في 1 kg من المذيب، بينما تشير المولارية إلى عدد مولات المذاب المذابة في 1 L من المحلول. ووحدة المولارية mol/L ووحدة المولالية mol/kg. وفي حال استخدام الماء كمذيب فإنّ 1000 g أو 1 kg من الماء تساوي حجم 1000 mL أو 1 L.
علّل: استخدام المصطلحات الوصفية مثل المركَّز والمخفَّف غير دقيق في المسائل الحسابية المتعلِّقة بالمحاليل المائية.: لأنّها مصطلحات وصفية نسبية لكمّيات المادّة المذابة في المحلول؛ فمحلول يحتوي على 1 g من NaCl في 100 g ماء يُوصَف بالمخفَّف بالمقارنة مع محلول فيه 30 g، ويُوصَف بالمركَّز بالمقارنة مع محلول فيه 0.1 g. ولذلك توجد طرائق للتعبير عن التركيز كمّيًّا.
ما المقصود بالكسر المولي؟ وكيف تتحقّق من صحّة قيمتَي الكسر المولي للمذاب والمذيب؟: الكسر المولي Mole Fraction هو نسبة عدد مولات المذاب أو المذيب في المحلول إلى عدد المولات الكلّي لكلّ من المذيب والمذاب: X_A = n_A ⁄ (n_A + n_B) وX_B = n_B ⁄ (n_A + n_B). ويُتحقَّق من النتيجة بأنّ مجموع الكسر المولي X_A + X_B يساوي 1.
علّل: عدد مولات المذاب قبل التخفيف يساوي عدد مولات المذاب بعد التخفيف.: لأنّ التخفيف يقلِّل عدد مولات المذاب في وحدة الحجم فقط بسبب إضافة المذيب، لكنّ العدد الكلّي لمولات المذاب في المحلول تبقى كما هي؛ فلا يُضاف مذاب ولا يُنقَص منه. ومن هذه القاعدة نكتب C₀×V₀ = C₁×V₁.
صف كيفية تحضير المحاليل القياسية في مختبر المدرسة.: بوزن كمّية من المذاب النقي ونقله إلى كأس زجاجي يحتوي على ماء، وتحريكه حتّى يذوب، ثمّ نقله إلى الدورق المستدير مسطَّح القاعدة. بعدها يُغسَل الكأس الزجاجي فوق الدورق، ثمّ يُضاف المذيب إلى الدورق المستدير مسطَّح القاعدة حتّى يصل مستوى المذيب إلى العلامة على عنق الدورق.
لماذا يجب ذكر الوحدات (m)/(m) أو (V)/(V) عند التعبير عن التركيز بالنسبة المئوية؟: لوجود نوعين من النسب المئوية للمحاليل: النسبة المئوية الكتلية والنسبة المئوية الحجمية. لذلك يجب أن توضِّح الملصقات التي توضَع على المنتجات المختلِفة، مثل ملصقات الموادّ الغذائية، الوحدات التي تعبِّر عن النسب المئوية، وعند استخدامك النسب المئوية للتعبير عن التركيز تأكّد من ذكر الوحدات المُستخدَمة.

الدرس 4: الحسابات المتعلِّقة بالخواصّ المجمّعة للمحاليل

«الخواصّ المُجمَّعة» Colligative Properties هي التغيّرات التي تحدث للمذيب عند إضافة مذاب غير إلكتروليتي وغير متطاير: انخفاض الضغط البخاري ، وارتفاع درجة الغليان ، وانخفاض درجة التجمّد ، وهي تتأثّر بعدد جزيئات المذاب بالنسبة إلى عدد جزيئات المذيب .
الماء المقطَّر مذيب درجة تجمّده الثابتة 0 °C ودرجة غليانه الثابتة 100 °C ، فإذا أُضيف إليه مذاب ارتفعت درجة الغليان عن 100 °C وانخفضت درجة التجمّد عن 0 °C .
يقلّ الضغط البخاري للمحلول عن الضغط البخاري للسائل النقي عند الدرجة نفسها ؛ لأنّ بعض جسيمات المذاب تحلّ محلّ جزيئات المذيب على سطح المحلول فيقلّ عدد الجزيئات التي تنطلق إلى الحالة الغازية .
معادلة الارتفاع في درجة الغليان: ΔT_bp = K_bp × m ، وΔT_bp هو الفرق بين درجة غليان المحلول ودرجة غليان المذيب النقي ، وm هو التركيز المولالي .
معادلة الانخفاض في درجة التجمّد: ΔT_fp = K_fp × m ، وΔT_fp هو الفرق بين درجة تجمّد المحلول ودرجة تجمّد المذيب ، وm هو التركيز المولالي .
K_bp ثابت الغليان المولالي وK_fp ثابت التجمّد المولالي ، وكلاهما يساوي التغيّر في الدرجة لمحلول تركيزه المولالي واحد لمذاب جزيئي غير متطاير ، وقيمته تعتمد على نوعية المذيب ووحدته °C/m . للماء: K_bp = 0.512 °C/m و K_fp = 1.86 °C/m .
درجة غليان المحلول = 100 °C + ΔT_bp ، ودرجة تجمّد المحلول = درجة تجمّد المذيب − ΔT_fp ؛ وغالبًا ما تكون هذه التغيّرات قيمًا صغيرة للغاية .
لإيجاد الكتلة المولية لمذاب جزيئي: نحسب m من ΔT ÷ K ، ثم عدد المولات = m × كتلة المذيب بالكيلوجرام ، ثم الكتلة المولية = كتلة المذاب ÷ عدد المولات .

الزبدة: الخواصّ المُجمَّعة تتعلّق بعدد جسيمات المذاب لا بنوعها ؛ ولهذا يكفي معرفة التركيز المولالي وحده لحساب مقدار التغيّر في درجتي الغليان والتجمّد . · المعادلتان الأساسيتان في الدرس صورة واحدة بثابتين مختلفين: ΔT_bp = K_bp × m للغليان ، وΔT_fp = K_fp × m للتجمّد ؛ فمن أتقن إحداهما أتقن الأخرى . · هاتان المعادلتان طريق ذو اتجاهين: منهما نحسب درجة الغليان أو التجمّد إذا عرفنا التركيز ، ومنهما نحسب الكتلة المولية للمذاب إذا عرفنا التغيّر في الدرجة . · رشّ الملح على الطرقات ووضع مضادّ التجمّد في المبرّد تطبيقان عمليان لانخفاض درجة التجمّد ؛ فالمذاب يخفض درجة تجمّد الماء فيمنع تكوّن الجليد .

الأسئلة المهمة (8)

عرِّف الخواصّ المُجمَّعة (التجمّعية) Colligative Properties كما وردت في الكتاب .: هي التغيّرات التي تظهر في الخواصّ الفيزيائية للمذيب عند إضافة مذاب إليه ، وهي انخفاض الضغط البخاري وارتفاع درجة الغليان وانخفاض درجة التجمّد ، في محلول يحتوي على موادّ غير إلكتروليتية وغير متطايرة ، وهي تتأثّر بعدد جزيئات المذاب بالنسبة إلى عدد جزيئات المذيب .
عرِّف الضغط البخاري .: الضغط البخاري هو ضغط البخار على السائل عند حدوث حالة اتزان بين السائل وبخاره عند درجة حرارة معيّنة .
علِّل: يقلّ الضغط البخاري للمحلول عن الضغط البخاري للسائل النقي عند درجة الحرارة نفسها .: لأنّ بعض جسيمات المذاب تحلّ محلّ بعض جزيئات المذيب الموجودة على سطح المحلول ، وبالتالي يقلّ عدد جزيئات المذيب التي يمكنها الانطلاق إلى الحالة الغازية ، فيقلّ الضغط البخاري للمحلول عن الضغط البخاري للسائل النقي .
ما المقصود بالتغيّر في درجة الغليان (ΔT_bp) ؟ وبماذا يتناسب؟: هو الارتفاع في درجة غليان المذيب ، ويساوي الفرق بين درجة غليان المحلول ودرجة غليان المذيب النقي . ويتناسب تناسبًا طرديًّا مع التركيز المولالي للمحلول (m) باعتبار أنّ المذاب مركَّب جزيئي وغير أيونيّ ، أي ΔT_bp = K_bp × m .
ما المقصود بثابت الغليان المولالي (الجزيئي) K_bp ؟ وما وحدته؟ وعلامَ تعتمد قيمته؟: هو المقدار الثابت في معادلة الارتفاع في درجة الغليان ، ويساوي التغيّر في درجة غليان محلول تركيزه المولالي واحد لمذاب جزيئي وغير متطاير . ووحدته °C/m ، وتعتمد قيمته على نوعية المذيب .
ما المقصود بثابت التجمّد المولالي (الجزيئي) K_fp ؟ وما وحدته؟: هو المقدار الثابت في معادلة الانخفاض في درجة التجمّد ، ويساوي التغيّر في درجة تجمّد محلول تركيزه مولالي واحد لمذاب جزيئي وغير متطاير ، ووحدته °C/m .
وضِّح كيف يرتبط كلّ من الارتفاع في درجة الغليان والانخفاض في درجة التجمّد بالمولالية .: يرتبط كلّ منهما بالمولالية ارتباط تناسب طردي: كلّما زاد التركيز المولالي للمحلول زاد الارتفاع في درجة الغليان وزاد الانخفاض في درجة التجمّد ، وفق المعادلتين ΔT_bp = K_bp × m و ΔT_fp = K_fp × m .
علِّل: تُرشّ الطرقات بالملح الصلب في المناطق التي تنخفض فيها درجات الحرارة إلى ما دون الصفر .: لأنّ إضافة المذاب (الملح) إلى الماء تخفض درجة تجمّده عن 0 °C ، فيمنع ذلك تكوّن الجليد على الطرقات ويحدّ من حوادث الانزلاق .

الوحدة 5الوحدة الثالثة: الكيمياء الحرارية — الفصل الأوّل: الكيمياء الحرارية

الدرس 1: التغيّرات الحرارية

«الكيمياء الحرارية» Thermochemistry من أهمّ فروع الكيمياء الفيزيائية، وهي تهتمّ بدراسة التغيّرات الحرارية التي ترافق التفاعلات الكيميائية.
«النظام» هو الجزء المعيّن من المحيط الفيزيائي الذي هو موضوع الدراسة، و«المحيط» ما تبقّى من الفضاء الذي يحيط بالنظام، والفضاء = النظام + المحيط.
«الحرارة» هي الطاقة التي تتدفّق داخل النظام أو خارجه بسبب وجود اختلاف في درجة الحرارة بين النظام ومحيطه.
تُقسَم التفاعلات بحسب التغيّر الحراري إلى ثلاثة: طاردة للحرارة (قيمة سالبة، يطرد النظام الحرارة إلى محيطه)، وماصّة للحرارة (قيمة موجبة، يمتصّ النظام الحرارة من محيطه)، ولاحرارية (لا تغيير حراري).
يساوي التغيّر في الإنثالبي ΔH كمّية الحرارة المُمتصّة أو المنطلِقة خلال تفاعل كيميائي تحت ضغط ثابت، ويُحسب: ΔH(Reaction) = ΔH(Products) − ΔH(Reactants).
«حرارة التكوين القياسية» ΔH°f لمركَّب هي التغيّر في الإنثالبي المصاحب لتكوين مول واحد منه انطلاقًا من عناصره الأوّلية، وجميع الموادّ في حالتها القياسية عند 25 ºC = 298 K وضغط 1 atm = 101.3 kPa ، وتُعتبر مساوية لصفر في الحالة العنصرية.
«حرارة الاحتراق القياسية» هي كمّية الحرارة المنطلقة عند احتراق مول واحد من المادّة احتراقًا تامًا في وفرة من الأكسجين عند 25 °C و 1 atm ، وتُعتبر منطلقة وتأخذ إشارة سالبة دائمًا.
ينصّ «قانون هس» على أنّ حرارة تفاعل كيميائي ما تساوي قيمة ثابتة سواء حدث في خطوة واحدة أو في عدّة خطوات، وقاعدته العملية: جمع المعادلات يقابله جمع قيم الحرارة، وعكس المعادلة يعكس إشارة ΔH.

الزبدة: المحتوى الحراري H لا يُقاس بذاته، والذي يُقاس هو التغيّر فيه ΔH ؛ ولهذا كُتب الرمز دلتا قبل الحرف في كلّ معادلات هذا الدرس. · لأنّ الإنثالبي خاصّية للحالة، فإنّ التغيّر فيه يعتمد على حالة البداية والنهاية فقط لا على الطريق بينهما، وهذه هي الفكرة التي يقوم عليها قانون «هس» كلّه. · قاعدة الحساب واحدة في كلّ مسائل الدرس: اضرب حرارة تكوين كلّ مادّة في عدد مولاتها في المعادلة الموزونة، ثمّ اطرح مجموع المتفاعلات من مجموع النواتج. · حرارة تكوين العنصر في حالته الحرّة تساوي صفرًا، وهذه القاعدة تختصر عليك خطوة كاملة في أغلب المسائل.

الأسئلة المهمة (8)

عرّف الكيمياء الحرارية Thermochemistry.: هي من أهمّ فروع الكيمياء الفيزيائية، وتهتمّ بدراسة التغيّرات الحرارية التي ترافق التفاعلات الكيميائية، وتهدف إلى تقدير كمّيات الطاقة المتبادَلة (طاردة أو ماصّة) خلال التفاعل، وإلى إيجاد طرائق مناسبة لحساب كمّيات الطاقة أو الحرارة من دون اللجوء إلى تجارب عملية أو مخبرية.
قارن بين النظام والمحيط، واكتب العلاقة التي تربطهما.: النظام System جزء معيّن من المحيط الفيزيائي هو موضوع الدراسة، وهو مجموعة أجسام مادّية تتفاعل في ما بينها؛ والمحيط Surroundings ما تبقّى من الفضاء الذي يحيط بالنظام. والعلاقة بينهما: الفضاء = النظام + المحيط.
علّل: تُقرأ ΔH على أنّها «التغيّر في الإنثالبي» ولا يُتكلَّم عن الإنثالبي H وحده.: لأنّه يتعذّر علينا قياس المحتوى الحراري لنظام ما قياسًا مطلقًا، والذي يمكن قياسه هو التغيّر في الإنثالبي ΔH ؛ ولذلك يُكتب الرمز بدلتا وتُقرأ «التغيّر في الإنثالبي».
عرّف حرارة التكوين القياسية ΔH°f ، واذكر شروطها.: هي التغيّر في المحتوى الحراري (الإنثالبي) المصاحب لتكوين مول واحد من المركَّب انطلاقًا من عناصره الأوّلية، وأن تكون جميع الموادّ في حالتها القياسية عند 25 ºC (T = 298 K و P = 1 atm = 101.3 kPa). ويُشترط لها: أن تُحتسب لكلّ مول من المركّب الناتج من اتحاد عناصره الأوّلية في حالته القياسية، وأن تُعتبر مساوية للمحتوى الحراري للمركّب في الظروف القياسية، وأن تُعتبر مساوية لصفر في الحالة العنصرية.
علّل: قيمة ΔH°f للجرافيت تساوي صفرًا بينما قيمتها للألماس 1.90 kJ/mol رغم أنّ كليهما كربون.: لأنّ الحالة الحرّة (الطبيعية) المرجعية للكربون عند 25 ºC وضغط 101.3 kPa هي الجرافيت، وحرارة التكوين القياسية للعنصر في حالته الحرّة تساوي صفرًا؛ أمّا الألماس فليس الصورة المرجعية للكربون، فله قيمة موجبة في الجدول (11)، ولذلك يتوقّع الكتاب تحوّل الألماس إلى جرافيت لأنّ الجرافيت أكثر ثباتًا.
علّل: لا يمكن قياس حرارة تكوين أوّل أكسيد الكربون CO من عناصره قياسًا مباشرًا في المختبر.: لأنّه عند إجراء التفاعل يتكوّن مركّب ثاني أكسيد الكربون CO₂ (ناتج ثانوي) إلى جانب أوّل أكسيد الكربون (الناتج المراد)، فتكون حرارة التفاعل المقيسة محصِّلة تكوّن كلّ من CO و CO₂ وليس CO بمفرده؛ ولذلك نلجأ إلى قانون «هس».
ماذا يحدث لإشارة ΔH عند عكس التفاعل؟ ولماذا؟: تنقلب الإشارة مع بقاء المقدار نفسه؛ لأنّ الموادّ المتفاعِلة تصير ناتجة والناتجة تصير متفاعِلة، والتغيّر في الإنثالبي فرقٌ بين النواتج والمتفاعلات فينعكس. ومثاله: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g) ΔH = −483.6 kJ ، وعكسها 2H₂O(g) → 2H₂(g) + O₂(g) ΔH = 483.6 kJ.
اذكر نصّ قانون «هس» للجمع الحراري، ووضّح أهمّيته.: عندما نجمع المعادلات الكيميائية الحرارية لتفاعل ما لنحصل على المعادلة النهائية، فإنّنا نقوم أيضًا بجمع الحرارة الناتجة عن كلّ تفاعل لنحصل على حرارة التفاعل النهائية؛ فحرارة التفاعل قيمة ثابتة سواء تمّ في خطوة واحدة أو عدّة خطوات بثبوت الضغط ودرجة الحرارة وبقاء الموادّ نفسها. وأهمّيته أنّه يمكّننا من تعيين حرارة تفاعل يتعذّر قياسها مباشرة، كتفاعل بطيء للغاية (تحوّل الألماس إلى جرافيت) أو تفاعل يعطي ناتجًا ثانويًّا (تكوّن CO مع CO₂).