 محمود عبد القادر
 الاداره
 عدد المساهمات : 7217
نقاط : 95416
السٌّمعَة : 68
تاريخ التسجيل : 20/04/2009
الموقع : layaly2052717@yahoo
|  موضوع: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى  الأحد ديسمبر 20, 2009 9:46 am |
|
موضوع الكتاب المدرسى الجديد
هو عمل متواضع قمت بعمله خدمة لاعضاء المنتدى الكرام وكذلك الزوار
وقد ادمجت فيه بعض المعلومات الاضافية وميزتها باللون الاسود وكذلك الموضوعات الموجودة فى الكتاب
المدرسى وميزتها باللون الازرق حتى يمكن الاستعانه بالمعلومات الاضافية فى ملف الانجاز للطالب
اذا اراد عمل نشاط مصاحب للدرس
وحتى يقدر جهود العلماء فى خدمة العلم والبشرية
والله اسئل ان يكون هذا الموضوع مصدر وثائقى ينتفع به الطلاب والمعلمين على السوء
فاذا اعجبك موضوعى هذا ايها الزائر الكريم
فلا تحرمنا من دعائك
لنا بالخير
نبذه تاريخية عن العناصر
كان
أرسطو عام 330 ق م يعتبر العناصر
أربعة عناصر .هي
اوالنار والماء والهواء والتربة. وفي عام 1770صنف
لافوازييه 33 عنصر.وفرق بين الفلزات (المعادن ) واللافلزات . وفي عام 1828
صنع جدولا للعناصر وأوزانها الذرية ووضع للعناصر رموزها الكيماوية . وفي
عام 1829 وضع دوبرينر ثلاثة جداول بها ثلاثة مجموعات كل مجموعة تضم 3
عناصر متشابهة الخواص . المجموعة الأولي تضم الليثيوم والصوديوم
والبوتاسيوم والثانية تضم الكالسيوم والإسترونشيوم والباريوم . والثالثة
تضم الكلورين والبرومين واليود. وفي عام 1864 رتب جون نيولاندز John Newlands 60 عنصرا حسب الأوزان الذرية ووجد
تشابها
ما بين العنصر الأول والعنصر التاسع والعنصر الثاني والعنصر العاشر إلي
آخره من الترتيب . فاقترح قانون أوكتاف the 'Law of Octaves' .وكان ديمتري
مندليف Dmitri Mendeleev - عالم كيميائي روسي ولد بمدينة توبوليسك
بسيبيريا عام 1834 - عرف بانه أبو الجدول
الدوري للعناصر the
periodic table of the elements .وهذا الجدول له أهميته لدراسة الكيمياء وفهم وتبسيط التفاعلات الكيميائية حتي المعقدة منها . ولم
يكن مندليف قد رتب الجدول الدوري للعناصر فقط ، بل
كتب مجلدين بعنوان مباديء الكيمياء Principles
of Chemistry. مات 20
يناير 1907 .
تم اقتراح الجدول الدوري الأصلي بدون
معرفة التركيب الداخلى للذرات ، فلو تم ترتيب العناصر طبقا للكتلة الذرية ، ثم تم وضع الخواص الأخرى
فيمكن ملاحظة التكرارية التي تحدث للخواص عند تمثيلها
مقابل الكتلة الذرية . أول من أدرك تلك التكرارية هو الكيميائي الألماني جوهان فولف جانج دوبرينير والذي لاحظ عام 1829 وجود ثلاثيات من العناصر تتقارب في
صفاتها .
بعض الثلاثيات
|
العنصر
|
الكتلة الذرية
|
الكثافة
|
كلور
|
35.5
|
0.00156 g/cm3
|
بروم
|
79.9
|
0.00312 g/cm3
|
يود
|
126.9
|
0.00495 g/cm3
|
|
|
|
|
|
|
كالسيوم
|
40.1
|
1.55 g/cm3
|
سترانشيوم
|
87.6
|
2.6 g/cm3
|
باريوم
|
137
|
3.5 g/cm3
|
وبعد ذلك لاحظ الكيميائي الإنجليزى جون أليكساندر ريينا
نيولاندز عام 1865 ، أن العناصر ذات الخواص
المتشابهة تتكرر بدورية مقدارها 8 عناصر ، مثل ثمانيات السلم الموسيقي ، وقد لاقى
هذا الاقتراح ثمانيات نيولاند سخرية من معاصريه . وأخيرا في عام 1869 ، قام الألماني يوليوس لوثر ماير والكيميائي
الروسي ديمتري إيفانوفيتش
ميندليف تقريبا في نفس الوقت بتطوير أول جدول
دوري ، بترتيب العناصر طبقا للكتلة . وقد قام مندليف بتغيير وضع مكان بعض
العناصر نظرا لأان مكانها الجديد يتماشى بصورة أفضل مع العناصر
الجديدة المجاورة لها, وقد تم تصحيح بعض الاخطاء
في وضع بعض العناصر طبقا لقيم الكتل الذرية ، وتوقع أماكن وجود بعض العاصر التي لم تكتشف بعد . وقد تم إثبات صحة جدول
مندليف لاحقا بعد اكتشاف التركيب الإلكتروني في القرن 19 ، القرن 20 .
في عام 1940 قام جلين تى سيبورج بتوضيح بعد-يورانيوم اللانثينيدات
والأكتينيدات والتي يمكن أن توضع ضمن الجدول أو أسفله
واصل الإنسان اكتشافه للعناصر منذ القدم و حتى يومنا هذا، في العصور
القديمة كانت حوالي تسعة عناصر معروفة للإنسان منها الذهب، الفضة، النحاس و الحديد.
حتى عام 1700 أصبح عدد العناصر المعروفة لدى الإنسان 14 عنصر. في حوالي 1850 أصبح
عدد العناصر المعروفة أكثر من 60 عنصر.
مع ازدياد أعداد العناصر المكتشفة، عكف الإنسان على دراسة صفاتها و أوجه
التشابه و الاختلاف بينها، و تولدت الحاجة إلى تنظيمها و تصنيفها و بيان العلاقات
بينها، كل ذلك كان بناء على صفاتها الظاهرة ؛ كنشاطها و تفاعلاتها مع الماء و
الهواء و الحموض. من أهم العلماء الذين صنفوا العناصر في مجموعات هو دوبراينر عام
1817. صنف العناصر حسب كتلتها الذرية والتشابه في خصائصها الكيميائية و الفيزيائية
في مجموعات بحيث كانت كل مجموعة تحتوي على 3 عناصر متشابهه. من أمثلة هذه
المجموعات: (كالسيوم، سترونشيوم، باريوم) (كبريت، سيلينيوم، تلوريوم) (كلور، بروم،
يود).جاء بعد ذلك العالم نيولاندز سنة 1864. فقد نظم العناصر في مجموعات (أعمدة)
بناء على كتلتها الذرية المتزايدة، فاكتشف أن العناصر ذات الخواص المتشابهة تتكرر
بشكل دوري بعد كل 7 عناصر؛ أي أن الأول يشبه الثامن، و الثاني يشبه السابع، و هكذا.
فسمى هذه المجموعات بالثمانيات، كما في هذا الجدول
العالم الروسي مندليف يعود إلية الفضل الأكبر في تصنيف العناصر ضمن
مجموعات و ترتيبها في جدول سنة 1872. فقد اعتمد في تصنيفه على ربط الكتلة الذرية
بالذرية. الذرية كانت تعني آنذاك بقدرة الذرات على الارتباط بالهيدروجين. فقد لاحظ
مندليف أن ذريات العناصر المعروفة لديه تتغير بشكل دوري في القائمة التي يظهر فيها
تسلسل الكتل الذرية؛ فهي تبدأ من 1 و تصل إلى 4 و تنقص لتصل 1 مرة أخرى، ثم تأتي
بداية جديدة من 1. كانت العناصر النبيلة غير معروفة لدى مندليف. فيما يلي جدول
مندليف
كان لاكتشاف مكونات الذرة الدور الكبير في تصنيف العناصر من خلال
الجدول الدوري الحديث.فقد ساهم العالم موزلي باكتشاف البروتونات، حيث أطلق على عدد
البروتونات؛ العدد الذري. لقد تم التوصل إلى أن الدورية في صفات العناصر تظهر بشكل
صحيح إذا رتبت حسب أعدادها الذرية. بعد ذلك تمكن العالم الدنمركي بور سنة 1913 من
وضع نظرية لتفسير سلوك العناصر و الدورية فيها اعتمادا على توزيع الإلكترونات في
الذرات. فلاحظ ارتباط موقع العنصر في الجدول الدوري بعدد الإلكترونات التي تقع في
الطبقة الأخيرة و التي هي أيضا تحدد ذرية العنصر، سلوكه و صفاته. ساعد هذا التصور
عن الذرات على فهم بعض سلوك العناصر، إلا أنها واجهت صعوبات في تفسير خواص العناصر
و سلوكها، مثل عدم امتلاء الطبقة الأخيرة عند توزيع الإلكترونات في ذرة البوتاسيوم
مثلا. هذه المشكلة تم حلها بعد اكتشاف علم الفيزياء الكمية (النظرية الميكانيكية
الموجية للذدرة) في الثلاثينات من القرن العشرين عندما حل العالم إروين شرودنجر
المعادلة الموجية و توصل إلى أن الطبقات الرئيسية (المدارات) تحتوي على أفلاك تختلف
في أشكالها و طاقتها في كل مدار. الدورة الأولى تحتوي على نوع واحد فقط من الأفلاك
كروية الشكل و يرمز لها بأفلاك S (أول حرف من كلمة كرة بالإنجليزية). الدورة
الثانية تحتوي على نوعين من الأفلاك هي S,P. أفلاك P يوجد منها 3 أنواع؛ هذه
الأنواع تتشابه في الشكل و الطاقة و تختلف في الاتجاه الفراغي. كل فلك يستوعب
إلكترونين فقط بحسب مبدأ باولي. الدورة الثالثة تحتوي على 3 أنواع من الأفلاك هي
S,P,d . ويوجد من أفلاك d خمسة أنواع. الدورة الرابعة تحتوي على 4 أنواع من الأفلاك
هي S,P,d,F. ويوجد من أفلاك F سبعة أنواع. لم يكتشف حتى الآن غير هذه الأنواع من
الأفلاك. ترتب الإلكترونات في أفلاك المدرات حسب زيادة طاقة الفلك في كل مدار؛ من
الطاقة الأقل إلى الطاقة الأعلى
محاولات تصنيف العناصر
المقصودi بتصنيف العناصر :
هو ترتيبها لسهولة دراستها وايجاد علاقة بين العناصر وخواصها الفيزيائية والكيميائية .
ا ( الجدول الدوري لمندليف
وضع هذا الجدول العالمe الروسي (دمترى مند ليف) (63 عنصر)
أول الجداولg الدورية لتصنيف العناصر.
رتبت العناصر تصاعديا حسبg الزيادة في أوزانها الذرية في الدورات .
اكتشافg الخاصية الدورية للعناصر .
خواص العناصر تتكرر بشكلg دوري في المجموعة مع بداية كل دورة جديدة.
مميزات جدول مندليف
تنبأ مندليف بامكانية اكتشاف عناصر جديدة .g وكذلك حدد قيم اوزانها الذرية وترك لها خانات فارغة في جدوله الدوري .
صحح الأوزان الذرية المقدرة خطأ لبعض العناصرg .
عيوب جدول مندليف
اضطرg إلى الإخلال بالترتيب التصاعدي للاوزان الذرية لبعض العناصر لوضعها في المجموعات
التي تتناسب مع خواصها .
وضع اكثر من عنصر في خانة واحدة مثل : النيكل والكوبلتg .
معلومات اضافية
ولد
مندليف في توبولسك, سيبيريا, وكان أصغر إخوته البالغ عددهم 14, للأب إيفان
بافلوفيتش مندليف " Ivan Pavlovich Mendeleyev" والأم ماريا ديمتريفنا
كندليفا (ني كورنيليفيا) " Maria Dmitrievna Mendeleeva (nee
Kornilieva)". وفى سن الرابعة عشر, بعد موت والده, إلتحق مندليف
بالجيمانيزيوم في توبولسك.
وفى
عام 1849, إستقرت عائلة مندلييف الفقيرة في سان بطرسبرج, حيث إلتحق
بالمعهد التربوي العالي في عام 1850. وبعد التخرج, أصيب بالسل مما جعله
ينتقل إلى شبه جزيرة القرم بالقرب من البحر الأسود في عام 1855, حيث أصبح
الرئيس العام للعلوم في المدرسة الثانوية المحلية. ثم إستعاد صحته ورجع
إلى سان بطرسبرج عام 1856.
وفى
الفترة من 1859 إلى 1861 عمل في كثافة الغازات في باريس., وأعمال المطياف
مع جوستاف كيرشوف " Gustav Kirchhoff" في هايدلبيرج. وفى عام 1863, وبعد
رجوعه إلى روسيا, أصبح مدرس الكيمياء في المعهد التقني وفى جامعة سان بطرس
برج. وفى نفس العام, تزوج من فيوزفا نيكيتشنا ليشتفا " Feozva Nikitichna
Leshcheva", وإنتهى الزواج بالطلاق. ثم تزوج بعدها أنا إيفانوفا بوبوفا "
Anna Ivanovna Popova", وتزوجت إبنتهم ليوبوف "Lyubov" الشاعر الروسي
المشهور ألكسندر بلوك " Alexander Blok".
وبالرغم
من أن مندليف تم تكريمه من كل المؤسسات العلمية في أوروبا, بما فيها حصوله
على ميدالية كوبلي من المجتمع الملكي في لندن, فإن نشاطه السياسي كان يقلق
الحكومة الروسية, مما أدى لإقالته من جامعة سان بطرسبرج في 17 أغسطس عام
1890. وفى عام 1893, تم تعيينه مدير لديوان الأوزان والقياسات.
وفى
سنواته الأخيرة, عمل خارجه وإخترع المواصفات القياسية للفودكا " vodka"
الروسية. وأكثر أهمية من ذلك قام بالتحققق من حقول وتركيب النفط. وساعد في
عمل أول مصفاة زيت في روسيا. وقد مات في سان بطرسبرج بسبب الإنفلونزا. وتم
تسمية العنصر رقم 101, مندليفيوم بإسمه.
2 ) الجدول الدورى لموزلى
  
نبذه تاريخية عن موزلىهنري
غوين جيفريس موزلي (بالإنجليزية: Henry Gwyn Jeffreys Moseley) (عاش 23
نوفمبر 1887 - 10 أغسطس 1915 م) هو فيزيائي إنجليزي قام بتعليل مفهوم
الرقم الذري للمواد مما أسهم في تقدّم علم الكيمياء.
ولد
موزلي في وايمث في إنجلترا. وفي عام 1906 م انتسب إلى كلية الثالوث في
جامعة أوكسفورد ثم ذهب بعدها إلى جامعة مانشيستر حيث عمل مع إرنست
رذرفورد. انشغل خلال عامه الأول في جامعة مانشيستر بالتدريس ثم تفرغ بعد
ذلك للبحث العلمي.
في
عام 1913 م وجد موزلي، باستخدام طيف أشعة إكس الناتج عن الانعطاف
(Diffraction) في البلورات، علاقةً بين الطول الموجي والعدد الذري للمواد
والتي أصبحت تعرف فيما بعد بقانون موزلي. قبيل هذا الاكتشاف كان الاعتقاد
السائد أن الأعداد الذرية هي أعداد اختيارية ناتجة عن تسلسل الأوزان
الجزيئية للمواد والتي كانت تعدل عند اللزوم (كما فعل ديميترى مندليف)
لوضع مادة ما في مكانها الصحيح في الجدول الدوري. وباكتشافه هذا فقد برهن
موزلي على أن الأعداد الذرية ليست اختيارية بل هي كميات يمكن قياسها
مخبرياً. كما وجد موزلي أن هنالك انقطاع في تسلسل المواد بناء على أعدادها
الذرية عند الأعداد 43 و 61 و 75 (ويعرف الآن أن هذه الأعداد هي، على
الترتيب، لمادة مشعة، ولمواد غير متكونة طبيعيا، ولمادة حديثة الاكتشاف).
في
عام 1914 م استقال موزلي من جامعة مانشيستر وعاد إلى جامعة أكسفورد ليكمل
أبحاثه هناك، ولكنه انضم إلى فريق المهندسين الملكي عند اندلاع الحرب
العالمية الأولى حيث قتل في معركة جاليبولي وكان عمره حينها 27 عامًا
اكتشافات غيرت مجرى التاريخ العلمى
اكتشف العالم رذرفورد أن نواة الذرة تحتوي على بروتونات موجبة الشحنة
e .
اكتشف موزلي أن الخواص تتكرر دوريا وهذا مرتبطe بالعدد الذرى وليس الوزن الذرى .
e أعاد موزلي ترتيب العناصر تصاعديا حسب أعدادها الذرية .
بحيث يزيد العدد الذري لكل عنصر عن العنصر الذي يسبقه في نفس الدورة بمقدار واحد صحيح .
e أضاف مجموعة الغازات الخاملة في المجموعة الصفرية .
e قسم عناصر كل دورة إلى مجموعتين فرعيتين هما A,B حيث وجد فروقا بين خواصهما .
e خصص مكانا أسفل الجدول لمجموعتي اللانثانيدات والأكتينيدات .
3 ) الجدول الدورى الحديث
اكتشف العالم بور مستويات الطاقة
e الرئيسية وعددها سبعة في أثقل الذرات.
بعد ذلك تم اكتشاف مستويات الطاقة الفرعية.
تمت عملية إعادة تصنيفe العناصر تبعا لـ :
1 – التدرج التصاعدي في أعدادها الذرية .
2 - طريقة ملء مستويات الطاقة الفرعية بالالكترونات.
معلومات عن العالم بور
حصلت هذه القصة في جامعة كوبنهاجن بالدنمارك، في امتحان الفيزياء كان أحد الاسئلة كالتالي:
كيف تحدد ارتفاع ناطحة سحاب باستخدام البارومتر( جهاز قياس الضغط الجوي) ؟
الاجابة
الصحيحة كانت بديهية وهي قياس الفرق بين الضغط الجوي على الأرض و على
ناطحة السحاب. كانت اجابة أحد الطلبة مستفزة لأستاذ الفيزياء لدرجة أنه
أعطاه صفرا دون اتمام اصلاح بقية الاجوبة واوصى برسوبه لعدم قدرته المطلقة
على النجاح، وكانت إجابة الطالب كالتالي: أربط البارومتر بحبل طويل وأدليه
من أعلى الناطحة حتى يمس الأرض ثم أقيس طول الخيط".
قدم
الطالب تظلما لإدارة الجامعة مؤكدا أن إجابته صحيحة مائة في المائة وحسب
قانون الجامعة عين خبير للبت في القضية، وأفاد تقرير الخبير أن إجابة
الطالب صحيحة لكنها لا تدل على معرفته بمادة الفيزياء وقرر إعطاء الطالب
فرصة أخرى وإعادة الامتحان شفاهيا وطرح عليه الحكم نفس السؤال، فكر الطالب
قليلا ثم قال: لدي إجابات كثيرة لقياس ارتفاع الناطحة ولا أدري أيها
أختار، فقال له الحكم: هات كل ما عندك، فاجاب الطالب: يمكن إلقاء
البارومتر من أعلى الناطحة و يقاس الوقت الذي يستغرقه حتى يصل إلى الأرض
وبالتالي يمكن معرفة ارتفاع الناطحة إذا كانت الشمس مشرقة، يمكن قياس طول
ظل البارومتر وطول ظل الناطحة فنعرف طول الناطحة من قانون التناسب بين
الطولين وبين الظلين.
إذا
أردنا أسرع الحلول فإن أفضل طريقة هي أن نقدم البارومتر هدية لحارس
الناطحة على أن يعلمنا بطولها. أما إذا أردنا تعقيد الأمور فسنحسب ارتفاع
الناطحة بواسطة الفرق بين الضغط الجوي على سطح الأرض و أعلى الناطحة
باستخدام البارومتر. كان الحكم ينتظر الاجابة الأخيرة التي تدل على فهم
الطالب لمادة الفيزياء, بينما الطالب يعتبرها الاجابة الأسوأ نظرا
لصعوبتها و تعقيدها، بقي أن تعرف أن اسم الطالب هو "نيلز بور" وهو لم ينجح
فقط في مادة الفيزياء بل أنه حاز علي جائزة نوبل للفيزياء.
نيلز (هنريك ديفيد ) بور (بالإنجليزية: Niels Henrik David Bohr)(ويكتب
أحيانا بوهر) (7 أكتوبر 1885 - 18 نوفمبر 1962 ) فيزيائي دانماركي
مسيحي،ولد في كوبنهاجن أسهم بشكل بارز في صياغة نماذج لفهم البنية الذرية
إضافة مإلى ميكانيك الكم وخصوصا تفسيره الذي ينادي بقبول الطبيعة
الاحتمالية التي يطرحها ميكانيك الكم ، يعرف هذا التفسير بتفسير كوبنهاغن،
كان
رئيس لجنة الطاقة الذرية الدنماركية ورئيس معهد كوبنهاغن للعلوم الطبيعية
النظرية، حصل على الدكتوراه في الفيزياء عام 1911، ثم سافر إلى كمبريدج
حيث أكمل دراسته تحت إشراف العالم طومسون الذى اكتشف الإكترون، وبعدها
انتقل إلى مانشستر ليدرس على يد العالم إرنست رذرفورد مكتشف نواة الذرة،
وسرعان ما أهتدى بور إلى نظريته عن بناء الذرة. ففى 1913 نشر بور بحث تحت
عنوان: عن تكوين الذرة والجسيمات في المجلة الفلسفية، ويعتبر هذا البحث من
العلامات في علم الفيزياء. تزوج بور عام 1912 وكان له خمسة اولاد.
وصف الجدول الدوري الحديث
يتكون الجدول الدورى من 116 عنصرا منها 92 عنصرا موجود متوافرا في القشرة الأرضية
أما بقية العناصر فهي تحضر صناعيا تم تقسيمهم إلى :
(أ) 7دورات أفقية (ب) 18 مجموعة رأسية
عناصر المجوعات (A) توجد على يسار ويمين الجدول
عناصر المجموعات ( تقع في وسط الجدول وتبدأ في الظهور من أول الدورة الرابعة .
صورة للجدول الدوري
تحمل
نفس المعلومات التي وضعها مندليف في جدوله . ففي هذه الجداول الحديثة وضعت
العناصر التي تتشابه في خواصها علي شكل أعمدة طولية يطلق عليها مجموعات
groups أو عائلات families. وعددها 18 مجموعة . فالمجموعة 1 بالجدول تضم
معادن لينة كلها تتفاعل مع الماء بشدة لتعطي غاز الهيدروجين . لهذ نجد
العناصر في الجدول الدوري الحديث مرتبة من اليسار لليمين ومن أعلي لأسفل
في نظام تزايد العدد الذري للعناصر ( العدد الذري هو عدد البروتونات في
نواة الذرة ) .و يوجد بالجدول أكثر من 90 عنصرا طبيعيا فوق الأرض و عناصر
صناعية ابتكرت .وهذه العناصر المضافة أعدادها الذرية الأكبر بالجدول .
لأنها حضرت من خلال التجارب والتفاعلات النووية . وأحدث عنصر حضر، به
116بروتون في نواة كل ذرة . هذه العناصر الصناعية لم يطلق عليها أسماء
رسمبة حتي الآن . فالنظام المتبع، الترتيب حسب العدد الذري للعناصر .لكن
الترتيب العمودي الذي يسمي بالمجموعات رتب حسب الخواص الكيماوية والخواص
الطبيعية للعناصر، وعدد الإلكترونات في المدارات الخارجية حول النواة
العنصر . ووضع العناصر في مجموعات بالجدول الدوري لم تكن واضحة المعالم .
فبعض العلماء لم يوافقوا علي اختلافات بسيطة من بينها الهيدروجينHydrogen
والهليوم Helium . فالهيليومHe غاز خامل لايتفاعل مع بقية العناصر . وقد
وضع في المجموعة 18 التي تضم الغازات النبيلة A noble gas. وتضم أيضا
النيون neon والآرجون argon والكريبتون krypton ، وكلها غازات خاملة . لكن
العلماء الذين يرتبون العناصر حسب عدد الإلكترونات في المدار الخارجي
للذرات، يضعون الهليوم مع الماغنيسيوم magnesium والكالسيوم calcium
والباريوم barium في المجموعة 2 التي يطلق عليها المعادن الأرضية القلوية
the alkaline earth metals التي تحوى إلكترونين في مدارها الخارجي . وقد
نشرالجدول الدوري في أشكال وأحجام عدة لكن أكثر الجداول الحديثة المستعملة
تبدأ بالمجموعة (العمود) 1 حيث توجد المعادن علي اليسار ويليها المجموعة 2
معادن الأرض
تحديد مكان عنصر بالجدول الدوري بمعلومية العدد الذري
رقم العنصر يساوي عدد مستويات الطاقة المشغولة بالإلكترونات .
رقم المجموعة يساوي عدد إلكترونات مستوى الطاقة الأخير .
كما أنه يمكن معرفة العدد الذري للعنصر من موقعه في الجدول الدوري بعكس الخطوات السابقة.
لاحظ أن
العدد الذري يساوي عدد الإلكترونات التي تدور حول النواة ويساوي عدد البروتونات داخل النواة
العدد الذري مقدار صحيح ويزداد في الدورة الواحدة من عنصر لعنصر بمقدار واحد صحيح .
س : هل يمكن اكتشاف عنصر بين ( X,Y) علما بأن أعدادهما الذرية 12 و 13
ج : لا . لأن العدد الذري مقدار صحيح لأنه يساوي عدد الإلكترونات ويساوي عدد البروتونات .
* حدد موقع العناصر التالية فى الجدول الدورى الحديثO 8 - Na 11)
الحل:- (1)- توزيع عنصر الأكسجين (2)- توزيع عنصر الصوديوم
*عنصر الأكسجين يقع في:- *عنصر الصوديوم يقع في:-
الدورة :- الثانية الدورة :- الثالثة
المجموعة :- 6 A المجموعة :- 1A
مثال : احسب العدد الذري لكل من:
عنصر x يقع في الدورة الثانية والمجموعة (6A).
تدور الالكترونات في مستويين للطاقة.
العنصر يقع في المجموعة (6A).
مستوى الطاقة الخارجي يدور به 6الكترونات.
- العدد الذري للعنصر=2+6=8
مثال : العنصر Y يقع في الدورة الثالثة والمجموعة الصفرية .
تدور الالكترونات في ثلاثة مستويات للطاقة .
العنصر يقع في المجموعة الصفرية.
مستوى الطاقة الخارجي يدور به8الكترونات.
-العدد الذري للعنصر =2+8+8=18.
تدرج خواص العناصر فى الجدول الدورى الحديث
اولا : خاصية الحجم الذرى
1- الحجم الذرى لعناصر الدورة الواحدة يقل بزيادة العدد الذرى لزيادة قوة جذب النواة الموجبة للالكترونات الموجودة فى مستوى الطاقة الاخير (المستوى الخارجى) .
2- الحجم الذرى لعناصر المجموعة الواحدة يزداد بزيادة العدد الذرى لزيادة عدد مستويات الطاقة فى ذراتها .
ثانيا: خاصية السالبية الكهربية :
السالبية الكهربية : هى مقدرة الذرة فى الجزئ التساهمى على جذب الكترونات الرابطة الكيميائية نحوها .
1- بزيادة العدد الذرى تزداد السالبية الكهربية لعناصر الدورة الواحدة ، وتقل بالنسبة لعناصر المجموعة الواحدة .
2- السالبية الكهربية لعنصر الفلور اكبر ما يمكن وهى تساوى 4 .
ما مقدار الفرق فى السالبية الكهربية بين عنصري مركب كلوريد الصوديوم الايونى ؟
تنشأ بين عنصرين (الكلور والصوديوم ) فرق السالبية الكهربية بينهما كبير ( أكبر من 1,7 ) .
(المركبات القطبية )
هي مركبات تساهمية يكون الفرق في السالبية الكهربية بين عنصري الرابطة كبير نسبيا
(1,7 إلى 0,4) .
وكلما زاد الفارق كلما زادت قطبية المركب .
- جزئ الماء وجزئ النشادر من امثلة المركبات القطبية .
قطبية الماء أعلى من قطبية النشادر (جذب ذرة الأكسجين لإلكترونات الرابطة أكبر من جذب ذرة النشادر ) لأن السالبية الكهربية للأكسجين أكبر من النيتروجين .
إذا كان الفرق في السالبية صغير أقل من 0,4 يكون المركب غير قطبي .
الخاصية الفلزية واللافلزية
تقسم العناصر إلى أربعة أنواع رئيسية
الفلزات – اللافلزات – أشباه الفلزات – الغازات الخاملة
تتميز الفلزات باحتواء غلاف تكافئها على أقل من أربعة إلكترونات وتميل إلى فقد هذه الإلكترونات مكونة أيون موجب حتى تصل للتركيب الإلكتروني لأقرب غاز خامل .
تتميز اللافلزات باحتواء غلاف تكافئها على أكثر من أربعة إلكترونات وتميل إلى اكتساب إلكترونات مكونة أيون سالب حتى تصل للتركيب الالكتروني لأقرب غاز خامل .
هناك عناصر تتشابه خواها مع خواص الفلزات أحيانا ومع اللافلزات أحيانا أخرى تعرف بأشباه الفلزات .
يصعب التعرف على أشباه الفلزات من تركيبها الإلكتروني لاختلاف أعداد إلكترونات المستوى الأخير.
تدرج الصفة الفلزية في الجدول الدوري
الدورة : تبدأ بعنصر فلزي قوي وبزيادة العدد الذري في نفس الدورة تقل الصفة الفلزية تدريجيا حتى نصل إلى أشباه الفلزات ثم يبدأ ظهور اللافلزات وبزيادة العدد الذري تزداد الصفة اللافلزية حتى نصل إلى أقوى اللافلزات في المجموعة 7A .
المجموعة :
تزداد الصفة الفلزية بزيادة العدد الذري كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل المجموعة لكبر الحجم الذري
تقل الصفة اللافلزية لصغر قيم سالبيتها الكهربية .
الخواص الكيميائية للفلزات
1 ) تتفاعل الفلزات مع الأكسجين مكونة أكاسيد فلزية قاعدية .
MgOàMg + O2
2 ) الأكاسيد التي تذوب في الماء تكون قلويات ( بعض الأكاسيد لا تذوب في الماء مثل أكسيد الحديد)
MgO + H2O Mg(OH)2à
2 ) ترتب الفلزات تنازليا حسب درجة نشاطها الكيميائي " متسلسلة النشاط الكيميائي "
ويتضح اختلاف سلوكها مع الماء
الفلزات سلوكها مع الماء
البوتاسيوم
الصوديوم K
Na يتفاعلان مع الماء لحظيا ، ويتصاعد غاز الهيدروجين الذي يشتعل بفرقعة .
الكالسيوم
الماغنسيوم Ca
Mg يتفاعلان ببطء شديد مع الماء البارد
الخارصين
الحديد Zn
Fe يتفاعلان في درجات الحرارة مع بخار الماء الساخن فقط .
النحاس
الفضة Cu
Ag لا يتفاعلان مع الماء .
يتم تنظيف الأواني الفضية بواسطة الماء المغلي دون أن تتأثر الفضة .
3 ) تتفاعل الفلزات النشيطة مع الأحماض المخففة مكونة ملح الحمض وغاز الهيدروجين .
MgCl2 +àMg + 2HCl H2
الخواص الكيميائية للافلزات
1- لا تتفاعل اللافلزات مع الأحماض .
2- تتفاعل اللافلزات مع الأكسجين مكونة أكاسيد لا فلزية
يعرف معظمها بالأكاسيد الحامضية .
àC + O2 CO2
3- تذوب الأكاسيد الحامضية في الماء مكونة أحماضا .
H2CO3àCO2 + H2O
الـمجموعات الرئيسية في الجدول الدوري
1 – مجموعة الأقلاء 1A
تقع في أقصى يسار الجدول الدوري وسميت بهذا الاسم لأنها تتفاعل مع الماء مكونة محاليل قلوية
Na OH + H2àNa + H2O
الصفات العامة
1) فلزات أحادية التكافؤ ( لاحتواء غلاف تكافؤها على إلكترون واحد )
2) تميل إلى فقد الكترون تكافؤها مكونة أيونات موجبة تحمل شحنة موجبة واحدة .
3) عناصر نشطة كيميائيا لذلك تحفظ تحت سطح الكيروسين أو البرافين لمنع تفاعلها مع الهواء الرطب.
4) يزداد نشاطها الكيميائي بزيادة الحجم الذري ويعتبر عنصر السيزيوم Cs هو أنشط الفلزات.
5) جيدة التوصيل للكهرباء والحرارة .
6) معظمها منخفض الكثافة .
2 – مجموعة الأقلاء الأرضية 2A
الصفات العامة
1) عناصر ثنائية التكافؤ لاحتواء غلاف تكافؤها على الكترونين .
2) تميل إلى فقد الكتروني تكافئها مكونة أيونات موجبة الشحنة تحمل شحنتين موجبتين .
3) أقل نشاطا من فلزات الأقلاء .
4) يزداد نشاطها الكيميائي بزيادة أحجامها الذرية لسهولة فقد الكتروني التكافؤ.
5) جيدة التوصيل للحرارة والكهرباء .
6) كثافتها أكبر من كثافة فلزات الأقلاء .
3 – مجموعة الهالوجينات 7A
الهالوجينات تعني مكونات الأملاح ؛ لأنها تتفاعل مع الفلزات مكونة أملاح
KBràBr2 + K
الصفات العامة
1) لا فلزات أحادية التكافؤ لاحتواء غلاف تكافؤها على 7 إلكترونات تميل إلى اكتساب إلكترون واحد مكونة أيون سالب أو تشارك بإلكترون واحد مكونة رابطة تساهمية أحادية .
2) توجد جزيئاتها ثنائية الذرة Cl2 , F2
3) عناصر نشطة كيميائيا ، لذا لا توجد في الطبيعة على صورة عناصر منفردة بل في صورة مركبات كيميائية ( باستثناء عنصر الإستاتين الذي يحضر صناعيا )
4) يحل كل عنصر في المجموعة محل العناصر التي تليه في محاليل أملاحها .
Na Cl + I2àCl2 + Na I
K Br +àBr2 + K I I2
5) تتدرج حالتها الفيزيائية من الصورة الغازية ( الفلور والكلور ) إلى الصورة السائلة ( البروم) إلى الصورة الصلبة ( اليود )
المجموعة الصفرية
تقع المجموعة 18 في اقصى يمين الجدول الدوري وهي آخر مجموعات الفئة P .
تسمى عناصرها بالغازات الخاملة ؛ لانها لا تتفاعل مع باقي عناصر الجدول في الظروف العادية.
[font
 الموضوع الأصلي : موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى المصدر : منتدى ميت عزون www.meetazoon.com | |
|
اميره بكلمتى
 ملكه المنتدي
عدد المساهمات : 2734
نقاط : 86622
السٌّمعَة : 10
تاريخ التسجيل : 07/09/2009
الموقع : كلنا كالقمر كما لنا جانب مضئ لنا جانب مظلم
| | موضوع: رد: موضوعات من المنهج الجديد للصف الثانى الأحد ديسمبر 20, 2009 12:03 pm |
| | |
|
الكلمات الدلالية 
رابط الموضوع 
HTML كود الموضوع