الثالث المتوسط - المرحلة المتوسطة
مادة الكيمياء
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
مراجعة مهمة للامتحان
اختبارات ذكية شاملة لمادة الكيمياء
65 اختبار متاح17. الفصل الثالث،، الفقرة 17،، الكشف عن ايون الالمنيوم يتم الكشف عنه في محاليل مركباته بواسطة محلول قاعدي مثل هيدروكسيد الصوديوم أو الأمونيا. حيث يتكون راسب أبيض جيلاتيني هو هيدروكسيد الألمنيوم Al(OH)_3. هذا الراسب يذوب عند إضافة المزيد من هيدروكسيد الصوديوم (بسبب تكون ألومينات الصوديوم الذائبة) أو بإضافة حامض (بسبب السلوك الأمفوتيري).
ملح مزدوج يتكون من مزج مقدارين متكافئين من محلولي كبريتات الألمنيوم وكبريتات البوتاسيوم المائيين، يعرف بـ "شب البوتاس". يستخدم في تعقيم مياه الشرب، وفي تثبيت الأصباغ على الأقمشة، وكما يستخدم لإيقاف النزيف البسيط في الجروح (بسبب مساعدته على تخثر الدم).
يعرف بالألومينا (Al_2O_3)، وهو مادة صلبة جداً ومستقرة كيميائياً. يوجد في الطبيعة بصورة نقية مثل حجر "الكورندوم"، ويستعمل في قطع وتلميع المعادن لصلادته العالية. كما يدخل في تركيب الأحجار الكريمة الملونة عند اختلاطه بشوائب من معادن أخرى ليعطي ألواناً جذابة.
مادة جيلاتينية بيضاء لا تذوب في الماء، صيغتها الكيميائية Al(OH)_3. يُحضر من تفاعل أحد أملاح الألمنيوم مع قاعدة قوية. يمتلك صفة أمفوتيرية، ويدخل في صناعات عديدة منها تنقية المياه، وفي المستحضرات الطبية كعلاج لمعادلة حموضة المعدة الزائدة.
سبيكة تتكون من نسبة قليلة من الألمنيوم ونسبة عالية من النحاس (وأحياناً فلزات أخرى). أهم مميزاتها أنها تقاوم التآكل بشكل جيد ويتغير لونها بتغير نسب مكوناتها من لون النحاس إلى لون الذهب. تُستخدم في صناعة أدوات الزينة والمجوهرات التقليدية لجمال مظهرها.
سبيكة تتكون من نسبة عالية من الألمنيوم ونسبة قليلة من النحاس والمغنيسيوم. تمتاز بخفتها وصلابتها العالية في آن واحد. تُستخدم بشكل رئيسي في بناء بعض أجزاء الطائرات والهياكل الإنشائية التي تتطلب مقاومة ومتانة مع وزن خفيف.
يستخدم في صناعة هياكل الطائرات والقطارات لخفته ومتانته، وفي صناعة أواني الطبخ لتوصيله الجيد للحرارة. كما يستخدم في خطوط نقل الطاقة الكهربائية (أسلاك الضغط العالي)، وفي صناعة المرايا للتلسكوبات، وفي تعليب الأغذية والأدوية (رقائق الألمنيوم) لأنه غير سام ويعزل الضوء والهواء.
يقصد به أن الألمنيوم يسلك سلوكاً مزدوجاً، حيث يتفاعل مع الحوامض مكوناً أملاح الألمنيوم ومحرراً غاز الهيدروجين، ويتفاعل أيضاً مع القواعد القوية (مثل هيدروكسيد الصوديوم) مكوناً أملاح الألومينات ومحرراً الهيدروجين أيضاً. هذه الخاصية تميزه عن الكثير من الفلزات الأخرى وتثبت طبيعته المترددة.
يتميز بفعالية كيميائية واضحة، حيث يتأكسد سطحه في الهواء مكوناً طبقة رقيقة من أكسيده تقيه من التآكل (مانع للصدأ). يحترق بشدة بلهب ساطع محرراً طاقة عالية، ويسلك سلوكاً عاملاً مختزلاً قوياً كما في تفاعل الثرميت. يتفاعل مع الحوامض والقواعد محرراً غاز الهيدروجين في كلتا الحالتين.
فلز ذو مظهر فضي، يتميز بكونه خفيف الوزن (قليل الكثافة) وجيد التوصيل للحرارة والكهرباء. قابل للطرق والسحب مما يسهل تشكيله إلى صفائح رقيقة أو أسلاك. تنصهر بلوراته عند درجة حرارة 660 درجة سيليزية، مما يجعله مناسباً للعديد من التطبيقات الصناعية التي تتطلب خفة ومتانة.
هي الطريقة الصناعية المعتمدة عالمياً لاستخلاص الألمنيوم، وتتم عبر التحليل الكهربائي للألومينا (البوكسيت المنقى) المذاب في مصهور الكريوليت. تستخدم أقطاب من الكاربون في خلايا كهربائية ضخمة، حيث يترسب الألمنيوم المنصهر في قاع الخلية ويسحب دورياً. تستهلك هذه العملية طاقة كهربائية عالية جداً.
أهم خاماته هو "البوكسيت" (Al_2O_3.2H_2O) وهو أكسيد الألمنيوم المائي ويعتبر الخام الرئيسي المستعمل استخلاصاً. يليه خام "الكريوليت" (Na_3AlF_6) وهو فلوريد مزدوج للصوديوم والألمنيوم. يُعد الكريوليت مصدراً مهماً يُستخدم لإذابة البوكسيت وتقليل درجات الانصهار أثناء عملية الاستخلاص الصناعي.
يُعد الألمنيوم أكثر الفلزات وفرة في القشرة الأرضية، حيث يأتي بالمرتبة الثالثة من حيث سعة الانتشار بعد الأوكسجين والسيليكون. تشكل نسبته حوالي 8% من صخور القشرة الأرضية، وهي نسبة مرتفعة جداً مقارنة بمعادن أخرى. هذا الانتشار الواسع يجعله عنصراً حيوياً واستراتيجياً في الصناعات العالمية.
لا يوجد الألمنيوم حراً في الطبيعة لشدة فعاليته الكيميائية، بل يوجد متحداً مع عناصر أخرى ضمن مركبات متنوعة. ينتشر في الصخور والطين، وهو من العناصر واسعة الانتشار، حيث يؤلف جزءاً كبيراً من صخور القشرة الأرضية. وعلى الرغم من كثرة مركباته (كالطين)، إلا أنها لا تصلح جميعها لاستخلاص المعدن اقتصادياً.
تمرين منهجي يهدف إلى اختبار فهم الطالب للفروقات الجوهرية بين عناصر الزمرة الثالثة وعناصر الزمرتين الأولى والثانية. يركز غالباً على مقارنة طاقة التأين التي تكون في هذه الزمرة أقل من طاقة تأين عناصر الزمرة الثانية بسبب وجود الإلكترون الأخير في غلاف ثانوي مشبع جزئياً أو كلياً، مما يسهل انتزاعه.
تضم هذه الزمرة عناصر البورون والألمنيوم والكاليوم والانديوم والثاليوم، وتتميز باحتواء غلافها الخارجي على ثلاثة إلكترونات. تميل هذه العناصر إلى فقدان إلكترونات التكافؤ لتكوين أيونات موجبة ثلاثية الشحنة، وتتدرج خواصها من شبه فلز (البورون) إلى فلزات حقيقية بزيادة العدد الذري. كما تزداد الصفات القاعدية لأكاسيدها كلما اتجهنا من أعلى الزمرة إلى أسفلها.
يحضر جبس باريس بتسخين الجبس الاعتيادي، حيث يفقد جزءاً من ماء التبلور ويتحول إلى الصيغة (CaSO4)2.H2O. يتميز بقدرته على التجمد والعودة لحالته الصلبة عند خلطه بالماء، مما يجعله مثالياً للاستخدام في التجبير الطبي، وصناعة التماثيل، والبناء.
الجبس الاعتيادي هو كبريتات الكالسيوم المائية التي ترتبط بجزيئتي ماء تبلور (CaSO4.2H2O). يوجد في الطبيعة كترسبات ملحية، ويمكن تحضيره بالتفاعلات الكيميائية، ويستخدم كمادة بناء أساسية بعد تحويله، ويدخل في صناعة الإسمنت.
عند إمرار غاز ثنائي أكسيد الكربون على محلول هيدروكسيد الكالسيوم الصافي (ماء الكلس)، يتعكر المحلول. يعود سبب التعكر إلى تكون راسب أبيض من كربونات الكالسيوم غير الذائبة في الماء، وتعتبر هذه الطريقة الكشف الأساسي عن غاز CO2.
يحضر بإضافة الماء إلى أوكسيد الكالسيوم (النورة أو الجير الحي) في عملية تسمى "إطفاء الجير". ينتج عن ذلك هيدروكسيد الكالسيوم الذي يعرف بالجير المطفأ، ويستخدم محلوله الصافي المعروف بماء الكلس الصافي في الكشف عن غاز ثنائي أكسيد الكربون.
لا يوجد الكالسيوم حراً في الطبيعة لشدة فعاليته، بل يوجد متحداً على شكل كربونات (مثل المرمر وحجر الكلس) أو كبريتات (مثل الجبس) أو فوسفات. كما يدخل في تركيب بعض الأغذية مثل الحليب والأسماك، وهو ضروري لبناء العظام والأسنان في جسم الإنسان.
تستخدم هذه المادة بشكل واسع في صناعة الصابون والمنظفات ومساحيق الغسيل. كما تدخل كعنصر أساسي في صناعة الأنسجة والورق، وتستخدم أيضاً كمادة أولية في تحضير العديد من المركبات الكيميائية وفي تكرير النفط الخام.
مادة صلبة بيضاء تتميز بأنها متميئة بشدة (تمتص الرطوبة من الهواء الجوي). وتتفاعل الطبقة المتميئة منها مع غاز ثنائي أكسيد الكربون في الجو لتشكل قشرة جافة من كربونات الصوديوم، وهي قاعدة قوية كثيرة الذوبان في الماء.
يعد كلوريد الصوديوم مركباً أيونياً يذوب في الماء ويتفكك إلى أيونات موصلة للكهرباء وله درجة انصهار عالية. في المقابل، السكر مركب تساهمي عضوي يذوب في الماء كجزيئات ولا يوصل الكهرباء، ودرجة انصهاره منخفضة حيث يتفحم عند تعرضه للحرارة المباشرة.
تتضمن التجربة مقارنة بين ملح الطعام النقي وملح الطعام العادي بوضعهما في زجاجتي ساعة وتعريضهما للهواء الرطب. يلاحظ أن الملح العادي يتميئ (يبتل) بسبب الشوائب، بينما يبقى الملح النقي جافاً، مما يثبت أن خاصية التميؤ تعود للشوائب وليس لكلوريد الصوديوم نفسه.
هو ملح بلوري أبيض اللون، مستقر ولا يتفكك بالحرارة العادية، وسريع الذوبان في الماء. الملح النقي منه مادة غير متميئة (لا تمتص الرطوبة من الجو)، بينما الملح العادي يتميئ بسبب وجود شوائب من أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم.
يعتبر مادة أولية أساسية في الصناعات الكيميائية، حيث يستخدم لتحضير الصوديوم الفلزي وغاز الكلور. كما يدخل في صناعة الصودا الكاوية (هيدروكسيد الصوديوم) وكربونات الصوديوم، ويستخدم في حفظ الأغذية ودباغة الجلود وصناعة الثلج للتبريد.
هو الملح الأكثر انتشاراً في الطبيعة ويعرف بملح الطعام، ويوجد بشكل صخور ملحية أو ذائباً في مياه البحار والمحيطات. يعتبر المادة الرئيسية التي يعتمد عليها في تحضير العديد من مركبات الصوديوم المهمة صناعياً مثل الكربونات والهيدروكسيد.
يشير هذا العنوان إلى العمليات الجيولوجية والصناعية التي تتعلق بترسبات الملح الصخري (الهاليت). يتم استخراج هذه الصخور الملحية إما عن طريق حفر الآبار وضخ الماء وسحب المحلول الملحي، أو عن طريق التعدين واستخراج الملح بشكله الصلب من باطن الأرض.
يستخدم هذا الكشف للتعرف على وجود الصوديوم في مركباته، حيث يتم تعريض عينة من المركب للهب مصباح بنسن. يلون الصوديوم اللهب بلون أصفر ذهبي براق ومميز، مما يعد دليلاً قاطعاً على وجود عنصر الصوديوم في العينة.
يستخدم الصوديوم كعامل مختزل قوي في التفاعلات العضوية ولتحضير بعض الفلزات مثل التيتانيوم. كما يستخدم في إنتاج مصابيح الصوديوم (الإنارة الصفراء) لإزالة الضباب، ويستعمل في صناعة مركب سيانيد الصوديوم المستخدم في تنقية الذهب.
يتحد الصوديوم مباشرة مع أكسجين الجو فيزول بريقه ويكتسي بطبقة بيضاء، ويتفاعل بشدة مع الماء مكوناً هيدروكسيد الصوديوم ومحرراً غاز الهيدروجين. كما يتفاعل بشدة مع الحوامض المخففة، ويتحد مع اللافلزات مثل الكلور لتكوين أملاح أيونية مستقرة.
الصوديوم فلز لين يمكن قطعه بالسكين، وله بريق فضي إذا قطع حديثاً قبل تعرضه للهواء. كثافته أقل من كثافة الماء (يطفو فوقه)، وينصهر عند درجة حرارة (97.81) درجة سيليزية، ويغلي عند درجة (882.9) سيليزية.
لا يوجد الصوديوم حراً في الطبيعة لشدة فعاليته الكيميائية وارتباطه السريع بالعناصر الأخرى ومكونات الهواء الجوي. يوجد متحداً في مركبات كثيرة ومنتشرة مثل كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) وسيليكات الصوديوم، ويحفظ في سوائل لا يتفاعل معها مثل البنزين النقي.
تتفاعل هذه العناصر بشدة مع اللافلزات وتعتبر عوامل مختزلة قوية لسهولة فقدانها إلكترونات التكافؤ. الزمرة الأولى تكون أكثر نشاطاً من الثانية، وتتحد مع الماء محررة غاز الهيدروجين ومكونة هيدروكسيدات قلوية قوية الذوبان في الماء.
تتناقص درجات انصهار وغليان هذه العناصر كلما اتجهنا للأسفل في الجدول الدوري ضمن الزمرة الواحدة. كما أن مركبات هذه الفلزات تلون لهب المصباح بألوان مميزة (مثل الأصفر للصوديوم والقرمزي للكالسيوم)، وتمتاز بكثافة غير منتظمة الزيادة أو النقصان مع العدد الذري.
تمتاز عناصر هاتين الزمرتين بكونها فلزات نشطة جداً، وتزداد فعاليتها بزيادة العدد الذري نزولاً في المجموعة. تحتوي الزمرة الأولى على إلكترون واحد في غلافها الخارجي، بينما تحتوي الثانية على إلكترونين، وتميل جميعها لفقدان هذه الإلكترونات وتكوين أيونات موجبة.
تضم هذه العناصر مجموعتين رئيسيتين هما الفلزات القلوية (الزمرة الأولى) والفلزات القلوية الترابية (الزمرة الثانية). تشترك هذه العناصر في كونها ذات كهروسلبية وطاقة تأين واطئة، ولها بريق معدني، وتعتبر من أكثر الفلزات نشاطاً كيميائياً لذا لا توجد حرة في الطبيعة.
ختتم الفقرات بتوضيح تدرج الصفات الفلزية (ميل للفقد) واللافلزية (ميل للاكتساب) في الجدول. تربط هذه الفقرة بين جميع الخواص السابقة (حجم، تأين، كهروسلبية) لتفسير سلوك العنصر كفلز أو لافلز. تعطي نظرة شمولية لكيفية تغير طبيعة العناصر عبر الجدول.
تشرح مفهوم "الكهروسلبية"، وهي قدرة الذرة على جذب إلكترونات التاصر نحوها في المركبات. تعتبر هذه الخاصية الأهم في تحديد نوع الروابط الكيميائية (أيونية أو تساهمية) وقطبية الجزيئات. يتم توضيح تزايدها وتناقصها عبر الجدول الدوري.
تتناول الفقرة "الألفة الإلكترونية"، وهي قابلية الذرة لاكتساب إلكترون وإطلاق طاقة. توضح تدرج هذه الخاصية في الدورات والزمر وعلاقتها بحجم الذرة وجذب النواة. تعتبر المفهوم المقابل لطاقة التأين وتكمل فهم تفاعلات اللافلزات.
تعرف الفقرة "طاقة التأين" بأنها الطاقة اللازمة لانتزاع إلكترون من ذرة متعادلة في الحالة الغازية. تشرح سلوك هذه الخاصية في الجدول الدوري (عكس الحجم الذري عادة). هذا المفهوم مهم جداً لفهم النشاط الكيميائي وقدرة العنصر على فقدان الإلكترونات.
مثال يطبق قواعد نصف القطر الذري لترتيب مجموعة من العناصر حسب زيادة أو نقصان حجمها. يشرح كيفية تحديد هل العناصر في دورة واحدة أم زمرة واحدة ثم تطبيق القاعدة المناسبة. التطبيق العملي هنا ضروري لأن القواعد قد تبدو متناقضة نظرياً بدون أمثلة.
تشرح الفقرة أولى الخواص الدورية وهي "الحجم الذري"، وكيف يتغير عبر الدورات والزمر. توضح القواعد: يزداد الحجم في الزمرة بزيادة العدد الذري، ويقل في الدورة بزيادة العدد الذري. فهم هذه الخاصية هو الأساس لفهم باقي الخواص الدورية لأنها تعتمد عليها.
تشرح القواعد العملية لمعرفة رقم "الدورة" (الأفقي) ورقم "الزمرة" (العمودي) لأي عنصر من خلال ترتيبه الإلكتروني. توضح أن رقم الدورة هو رقم الغلاف الرئيسي، ورقم الزمرة هو عدد إلكترونات الغلاف الخارجي. هذه المهارة أساسية جداً وتتكرر كثيراً في الأسئلة الامتحانية.
تفصل هذه الفقرة الحديث عن المناطق الأربعة الرئيسية في الجدول الدوري (يسار، يمين، وسط، وأسفل). تشرح خصائص كل منطقة والعناصر التي تحتويها (مثل العناصر الممثلة، العناصر الانتقالية). تساعد الطالب على تكوين خريطة ذهنية لمواقع العناصر المختلفة.
توضح الفقرة العلاقة المباشرة بين الترتيب الإلكتروني وموقع العنصر في الجدول الدوري. تشرح تقسيم العناصر إلى "بلوكات" أو تجمعات (s, p, d, f) بناءً على المستوى الثانوي الذي ينتهي به التوزيع. هذا التصنيف هو المفتاح لفهم بنية الجدول الدوري الحديث.
مقدمة تعريفية للجدول الدوري للعناصر، أهميته، وكيفية تنظيمه للعناصر الكيميائية المعروفة. تشرح الفقرة المبدأ الذي رُتبت عليه العناصر (الزيادة في العدد الذري) وكيف يسهل دراسة الكيمياء. تمثل هذه الفقرة الانتقال من دراسة الذرة المنفردة إلى دراسة خصائص المجموعات.
تشرح الفقرة مفهوم "رمز لويس"، وهو طريقة لتمثيل إلكترونات الغلاف الخارجي (التكافؤ) كنقاط حول رمز العنصر. توضح أهمية هذا الرمز في معرفة عدد الإلكترونات المتاحة للتفاعل الكيميائي. تعلم رسم رمز لويس هو خطوة أساسية لفهم الروابط الكيميائية لاحقاً.
تتناول الفقرة قاعدة هوند التي تنص على أن الإلكترونات تملأ الأوربيتالات فرادى أولاً قبل أن تزدوج في المستويات الثانوية. يرافق الشرح مثال توضيحي (1-1) يبين كيفية توزيع الإلكترونات في الأوربيتالات (المربعات) بشكل صحيح. هذه القاعدة ضرورية لتحديد الحالة المغناطيسية واستقرار الذرة.
هذه فقرة تطبيقية تشرح الخطوات العملية لكتابة التوزيع الإلكتروني للعناصر بناءً على عددها الذري. يتم دمج المعلومات السابقة (المستويات، السعة، مبدأ أوفباو) لتشكيل الصيغة النهائية للترتيب الإلكتروني. تعتبر هذه المهارة هي المهارة الأهم في هذا الفصل الدراسي.
تشرح الفقرة قاعدة البناء التصاعدي (أوفباو) التي تنص على أن مستويات الطاقة الثانوية تمتلئ بالإلكترونات حسب تسلسل طاقتها من الأقل إلى الأعلى. يتم توضيح الترتيب الصحيح (1s ثم 2s ثم 2p وهكذا) الذي يجب اتباعه. هذا المبدأ هو القانون الأساسي لكتابة الترتيب الإلكتروني لأي عنصر.
تفسر الفقرة ظاهرة فيزيائية مهمة: كيف يوجد إلكترونان سالبان في نفس الحيز الضيق (الأوربيتال) دون تنافر قوي. تشرح مفهوم "البرم" (Spin) المتعاكس للإلكترونات، مما يولد مجالين مغناطيسيين متعاكسين يلغيان التنافر. هذا التفسير يبرر استقرار الإلكترونات المزدوجة داخل الذرة.
توضح هذه الفقرة السعة القصوى لكل مستوى ثانوي من الإلكترونات وعدد الأوربيتالات فيه (مثلاً s أوربيتال واحد، p ثلاثة). يتم شرح القاعدة التي تحدد عدد الإلكترونات بناءً على عدد الأوربيتالات المتاحة. هذه الأرقام هي أساسيات حفظية وفهمية لا غنى عنها في الكيمياء.
تنتقل الفقرة للتفصيل بداخل المستويات الرئيسية، حيث توضح وجود مستويات فرعية (s, p, d, f). تشرح هذه الفقرة أشكال هذه المستويات وعددها وعلاقتها بمستويات الطاقة الرئيسية. فهم هذه المستويات ضروري جداً لتعلم كيفية كتابة الترتيب الإلكتروني الصحيح.
تشرح هذه الفقرة مفهوم "أعداد الكم الرئيسية" (n)، وهي مستويات الطاقة التي تعبر عن بعد الإلكترون عن النواة. يتم توضيح أن الطاقة تزداد كلما ابتعدنا عن النواة، ويرمز لها بأرقام صحيحة موجبة. تعتبر هذه المستويات بمثابة "الأغلفة" الكبرى التي تحتوي الإلكترونات.
تركز هذه الفقرة على تعريف "الأوربيتال" (أو المدار الذري) كحيز في الفراغ المحيط بالنواة يحتمل وجود الإلكترون فيه. يتم توضيح الفرق بينه وبين "المدار" المحدد في النماذج القديمة، وكيفية تصوره كسحابة إلكترونية. هذا المفهوم ضروري جداً لفهم الترتيب الإلكتروني لاحقاً.
تناول هذه الفقرة التفسير الحالي والأكثر دقة للذرة، والمعروفة أيضاً بنظرية الكم، التي تعتمد على مبدأ الاحتمالية (السحابة الإلكترونية). توضح أن الإلكترون لا يدور في مسار محدد بل يوجد في حيز محتمل حول النواة (الأوربيتال). تمثل هذه النظرية قمة الفهم العلمي الحالي لسلوك الإلكترونات وطاقتها.
شرح الفقرة الاقتراح الذي قدمه نيلز بور لحل مشاكل نموذج رذرفورد، حيث اقترح أن الإلكترونات تدور في مستويات طاقة محددة وثابتة. يمنع هذا النموذج فكرة سقوط الإلكترون في النواة ويفسر انبعاث الأطياف الذرية. يعتبر نموذج بور حجر الزاوية الذي مهد الطريق للنظرية الذرية الحديثة.
تطور مفهوم البناء الذري (سؤال وزاري) تعتبر الذرة حسب تصور العالمان ثومسون ورذرفورد متعادلة الشحنة (عديمة الشحنة) • لأن ثومسون تصور أن الذرة كرة موجبة الشحنة تلتصق عليها الإلكترونات السالبة الشحنة والتي تعادل الشحنة الموجبة للبروتونات الموجودة في النواة.
اجه نموذج رذرفورد تحديين أساسيين أديا إلى اعتباره غير مكتمل وفقاً لقوانين الفيزياء الكلاسيكية في ذلك الوقت: 1. مشكلة الاستقرار الذري • الإشعاع الكهرومغناطيسي: حسب قوانين الفيزياء التقليدية، فإن أي جسيم مشحون (مثل الإلكترون) يتحرك في مسار دائرى يجب أن يبعث طاقة بشكل مستمر على شكل إشعاع كهرومغناطيسي. • الانهيار الحلزوني: فقدان الطاقة هذا يعني أن الإلكترون سيفقد سرعته تدريجياً، مما يجعله يتحرك في مسار حلزوني يقترب أكثر فأكثر من النواة حتى يصطدم بها في النهاية، مما يؤدي لانهيار الذرة، وهذا لا يحدث في الواقع.
عرف نموذج رذرفورد للذرة باسم "النموذج النووي" أو "النموذج الكوكبي"، وقد اقترحه عام 1911 بناءً على نتائج تجربته الشهيرة. إليك الوصف الدقيق لهذا النموذج: 1. النواة المركزية • المركز الكثيف: استنتج رذرفورد أن معظم كتلة الذرة تتركز في منطقة صغيرة جداً وكثيفة في المركز تسمى "النواة".
نموذج ثومسون (المعروف بنموذج فطيرة الزبيب) يصور الذرة ككرة متجانسة من الشحنات الموجبة، تغرس بداخلها إلكترونات سالبة الشحنة بانتظام تماماً كحبيبات الزبيب في الفطيرة.
فهم نظرية دالتون ودورها
فهم الذرة ،مكوناتها ، ومم تتألف
يوجد 53 اختبار إضافي في هذه المادة
دروس الكيمياء مرتبة ومنظمة
الذرة هي أصغر وحدة بنائية للمادة، وتتكون من نواة مركزية تحتوي على البروتينات والنيوترونات، تدور حولها سحابة من الإلكترونات في مستويات طاقة محددة. هي اللبنة الأساسية التي تحدد الخصائص الكيميائية لكل عنصر، حيث ترتبط الذرات ببعضها لتكوين كل ما نراه في الكون.
/ تعتبر نظرية دالتون أول محاولة علمية لوصف المادة، حيث تنص على أن كل العناصر تتكون من جسيمات صغيرة غير قابلة للتجزئة تسمى ذرات، وأن ذرات العنصر الواحد متطابقة تماماً في الكتلة والخصائص. كما توضح أن التفاعلات الكيميائية ما هي إلا إعادة ترتيب لهذه الذرات بنسب عدديّة ثابتة لتكوين مركبات جديدة، دون أن تفنى الذرات أو تُستحدث.
نموذج ثومسون (المعروف بنموذج فطيرة الزبيب) يصور الذرة ككرة متجانسة من الشحنات الموجبة، تغرس بداخلها إلكترونات سالبة الشحنة بانتظام تماماً كحبيبات الزبيب في الفطيرة.
ُعرف نموذج رذرفورد للذرة باسم "النموذج النووي" أو "النموذج الكوكبي"، وقد اقترحه عام 1911 بناءً على نتائج تجربته الشهيرة. إليك الوصف الدقيق لهذا النموذج: 1. النواة المركزية • المركز الكثيف: استنتج رذرفورد أن معظم كتلة الذرة تتركز في منطقة صغيرة جداً وكثيفة في المركز تسمى "النواة".
واجه نموذج رذرفورد تحديين أساسيين أديا إلى اعتباره غير مكتمل وفقاً لقوانين الفيزياء الكلاسيكية في ذلك الوقت: 1. مشكلة الاستقرار الذري • الإشعاع الكهرومغناطيسي: حسب قوانين الفيزياء التقليدية، فإن أي جسيم مشحون (مثل الإلكترون) يتحرك في مسار دائرى يجب أن يبعث طاقة بشكل مستمر على شكل إشعاع كهرومغناطيسي. • الانهيار الحلزوني: فقدان الطاقة هذا يعني أن الإلكترون سيفقد سرعته تدريجياً، مما يجعله يتحرك في مسار حلزوني يقترب أكثر فأكثر من النواة حتى يصطدم بها في النهاية، مما يؤدي لانهيار الذرة، وهذا لا يحدث في الواقع.
تطور مفهوم البناء الذري (سؤال وزاري) تعتبر الذرة حسب تصور العالمان ثومسون ورذرفورد متعادلة الشحنة (عديمة الشحنة) • لأن ثومسون تصور أن الذرة كرة موجبة الشحنة تلتصق عليها الإلكترونات السالبة الشحنة والتي تعادل الشحنة الموجبة للبروتونات الموجودة في النواة.
تشرح الفقرة الاقتراح الذي قدمه نيلز بور لحل مشاكل نموذج رذرفورد، حيث اقترح أن الإلكترونات تدور في مستويات طاقة محددة وثابتة. يمنع هذا النموذج فكرة سقوط الإلكترون في النواة ويفسر انبعاث الأطياف الذرية. يعتبر نموذج بور حجر الزاوية الذي مهد الطريق للنظرية الذرية الحديثة.
تتناول هذه الفقرة التفسير الحالي والأكثر دقة للذرة، والمعروفة أيضاً بنظرية الكم، التي تعتمد على مبدأ الاحتمالية (السحابة الإلكترونية). توضح أن الإلكترون لا يدور في مسار محدد بل يوجد في حيز محتمل حول النواة (الأوربيتال). تمثل هذه النظرية قمة الفهم العلمي الحالي لسلوك الإلكترونات وطاقتها.
فهم الذرة ،مكوناتها ، ومم تتألف
فهم نظرية دالتون ودورها
نموذج ثومسون (المعروف بنموذج فطيرة الزبيب) يصور الذرة ككرة متجانسة من الشحنات الموجبة، تغرس بداخلها إلكترونات سالبة الشحنة بانتظام تماماً كحبيبات الزبيب في الفطيرة.
عرف نموذج رذرفورد للذرة باسم "النموذج النووي" أو "النموذج الكوكبي"، وقد اقترحه عام 1911 بناءً على نتائج تجربته الشهيرة. إليك الوصف الدقيق لهذا النموذج: 1. النواة المركزية • المركز الكثيف: استنتج رذرفورد أن معظم كتلة الذرة تتركز في منطقة صغيرة جداً وكثيفة في المركز تسمى "النواة".
اجه نموذج رذرفورد تحديين أساسيين أديا إلى اعتباره غير مكتمل وفقاً لقوانين الفيزياء الكلاسيكية في ذلك الوقت: 1. مشكلة الاستقرار الذري • الإشعاع الكهرومغناطيسي: حسب قوانين الفيزياء التقليدية، فإن أي جسيم مشحون (مثل الإلكترون) يتحرك في مسار دائرى يجب أن يبعث طاقة بشكل مستمر على شكل إشعاع كهرومغناطيسي. • الانهيار الحلزوني: فقدان الطاقة هذا يعني أن الإلكترون سيفقد سرعته تدريجياً، مما يجعله يتحرك في مسار حلزوني يقترب أكثر فأكثر من النواة حتى يصطدم بها في النهاية، مما يؤدي لانهيار الذرة، وهذا لا يحدث في الواقع.
تطور مفهوم البناء الذري (سؤال وزاري) تعتبر الذرة حسب تصور العالمان ثومسون ورذرفورد متعادلة الشحنة (عديمة الشحنة) • لأن ثومسون تصور أن الذرة كرة موجبة الشحنة تلتصق عليها الإلكترونات السالبة الشحنة والتي تعادل الشحنة الموجبة للبروتونات الموجودة في النواة.
يوجد 2 اختبار إضافي في هذا الدرس
هذا الدرس متاح للمشتركين فقط. الدرس الأول في كل مادة مجاني كمعاينة.
تركز هذه الفقرة على تعريف "الأوربيتال" (أو المدار الذري) كحيز في الفراغ المحيط بالنواة يحتمل وجود الإلكترون فيه. يتم توضيح الفرق بينه وبين "المدار" المحدد في النماذج القديمة، وكيفية تصوره كسحابة إلكترونية. هذا المفهوم ضروري جداً لفهم الترتيب الإلكتروني لاحقاً.
هذا التمرين هو تطبيق عملي أولي يختبر فهم الطالب للمفاهيم النظرية التي تم شرحها في الفقرات السابقة. يهدف إلى ترسيخ المعلومات المتعلقة بتطور النماذج الذرية أو تعريفاتها الأساسية. يساعد حل التمارين في هذه المرحلة على التأكد من استيعاب الطالب للفروقات بين النظريات.
تشرح هذه الفقرة مفهوم "أعداد الكم الرئيسية" (n)، وهي مستويات الطاقة التي تعبر عن بعد الإلكترون عن النواة. يتم توضيح أن الطاقة تزداد كلما ابتعدنا عن النواة، ويرمز لها بأرقام صحيحة موجبة. تعتبر هذه المستويات بمثابة "الأغلفة" الكبرى التي تحتوي الإلكترونات.
تنتقل الفقرة للتفصيل بداخل المستويات الرئيسية، حيث توضح وجود مستويات فرعية (s, p, d, f). تشرح هذه الفقرة أشكال هذه المستويات وعددها وعلاقتها بمستويات الطاقة الرئيسية. فهم هذه المستويات ضروري جداً لتعلم كيفية كتابة الترتيب الإلكتروني الصحيح.
يقدم هذا التمرين مسألة تطبيقية تتعلق بمستويات الطاقة (الرئيسية أو الثانوية) لتعزيز الفهم. يطلب من الطالب عادةً تحديد المستويات أو التمييز بينها بناءً على المعلومات المعطاة. يعد هذا التدريب مهماً للربط بين رقم الغلاف ونوع الأغلفة الثانوية التي يحتويها.
توضح هذه الفقرة السعة القصوى لكل مستوى ثانوي من الإلكترونات وعدد الأوربيتالات فيه (مثلاً s أوربيتال واحد، p ثلاثة). يتم شرح القاعدة التي تحدد عدد الإلكترونات بناءً على عدد الأوربيتالات المتاحة. هذه الأرقام هي أساسيات حفظية وفهمية لا غنى عنها في الكيمياء.
لفصل الأول / الفقرة 15 / تمرين 3-1 يركز هذا التمرين على حساب عدد الإلكترونات أو الأوربيتالات في مستوى معين لضمان حفظ الطالب للسعات القصوى. يساعد التمرين في تدريب الطالب على الاستذكار السريع لسعة كل غلاف (s, p, d, f). يعتبر هذا النوع من التمارين مقدمة ضرورية لمسائل الترتيب الإلكتروني.
تفسر الفقرة ظاهرة فيزيائية مهمة: كيف يوجد إلكترونان سالبان في نفس الحيز الضيق (الأوربيتال) دون تنافر قوي. تشرح مفهوم "البرم" (Spin) المتعاكس للإلكترونات، مما يولد مجالين مغناطيسيين متعاكسين يلغيان التنافر. هذا التفسير يبرر استقرار الإلكترونات المزدوجة داخل الذرة.
تشرح الفقرة قاعدة البناء التصاعدي (أوفباو) التي تنص على أن مستويات الطاقة الثانوية تمتلئ بالإلكترونات حسب تسلسل طاقتها من الأقل إلى الأعلى. يتم توضيح الترتيب الصحيح (1s ثم 2s ثم 2p وهكذا) الذي يجب اتباعه. هذا المبدأ هو القانون الأساسي لكتابة الترتيب الإلكتروني لأي عنصر.
هذه فقرة تطبيقية تشرح الخطوات العملية لكتابة التوزيع الإلكتروني للعناصر بناءً على عددها الذري. يتم دمج المعلومات السابقة (المستويات، السعة، مبدأ أوفباو) لتشكيل الصيغة النهائية للترتيب الإلكتروني. تعتبر هذه المهارة هي المهارة الأهم في هذا الفصل الدراسي.
تتناول الفقرة قاعدة هوند التي تنص على أن الإلكترونات تملأ الأوربيتالات فرادى أولاً قبل أن تزدوج في المستويات الثانوية. يرافق الشرح مثال توضيحي (1-1) يبين كيفية توزيع الإلكترونات في الأوربيتالات (المربعات) بشكل صحيح. هذه القاعدة ضرورية لتحديد الحالة المغناطيسية واستقرار الذرة.
تركز هذه الفقرة على تعريف "الأوربيتال" (أو المدار الذري) كحيز في الفراغ المحيط بالنواة يحتمل وجود الإلكترون فيه. يتم توضيح الفرق بينه وبين "المدار" المحدد في النماذج القديمة، وكيفية تصوره كسحابة إلكترونية. هذا المفهوم ضروري جداً لفهم الترتيب الإلكتروني لاحقاً.
تشرح هذه الفقرة مفهوم "أعداد الكم الرئيسية" (n)، وهي مستويات الطاقة التي تعبر عن بعد الإلكترون عن النواة. يتم توضيح أن الطاقة تزداد كلما ابتعدنا عن النواة، ويرمز لها بأرقام صحيحة موجبة. تعتبر هذه المستويات بمثابة "الأغلفة" الكبرى التي تحتوي الإلكترونات.
تنتقل الفقرة للتفصيل بداخل المستويات الرئيسية، حيث توضح وجود مستويات فرعية (s, p, d, f). تشرح هذه الفقرة أشكال هذه المستويات وعددها وعلاقتها بمستويات الطاقة الرئيسية. فهم هذه المستويات ضروري جداً لتعلم كيفية كتابة الترتيب الإلكتروني الصحيح.
توضح هذه الفقرة السعة القصوى لكل مستوى ثانوي من الإلكترونات وعدد الأوربيتالات فيه (مثلاً s أوربيتال واحد، p ثلاثة). يتم شرح القاعدة التي تحدد عدد الإلكترونات بناءً على عدد الأوربيتالات المتاحة. هذه الأرقام هي أساسيات حفظية وفهمية لا غنى عنها في الكيمياء.
تفسر الفقرة ظاهرة فيزيائية مهمة: كيف يوجد إلكترونان سالبان في نفس الحيز الضيق (الأوربيتال) دون تنافر قوي. تشرح مفهوم "البرم" (Spin) المتعاكس للإلكترونات، مما يولد مجالين مغناطيسيين متعاكسين يلغيان التنافر. هذا التفسير يبرر استقرار الإلكترونات المزدوجة داخل الذرة.
تشرح الفقرة قاعدة البناء التصاعدي (أوفباو) التي تنص على أن مستويات الطاقة الثانوية تمتلئ بالإلكترونات حسب تسلسل طاقتها من الأقل إلى الأعلى. يتم توضيح الترتيب الصحيح (1s ثم 2s ثم 2p وهكذا) الذي يجب اتباعه. هذا المبدأ هو القانون الأساسي لكتابة الترتيب الإلكتروني لأي عنصر.
يوجد 2 اختبار إضافي في هذا الدرس
هذا الدرس متاح للمشتركين فقط. الدرس الأول في كل مادة مجاني كمعاينة.
الفصل الأول / الفقرة 20 / تمرين 4-1 تمرين تطبيقي يطلب من الطالب كتابة الترتيب الإلكتروني لعناصر محددة مع تطبيق قاعدة هوند ومبدأ أوفباو. يهدف التمرين إلى كشف الأخطاء الشائعة في توزيع الإلكترونات وازدواجها. الممارسة هنا ضرورية لتثبيت قواعد التوزيع في ذهن الطالب.
الفصل الأول / الفقرة 21 / تمرين 2-1 يتضمن هذا التمرين مسألة إضافية لتعزيز مهارات الطالب في المفاهيم الذرية الأساسية أو الترتيب الإلكتروني. تكرار التمارين بأرقام ذرية مختلفة يساعد الطالب على التعود على الأنماط المختلفة للعناصر. يركز عادة على تفاصيل دقيقة قد يغفل عنها الطالب في الشرح النظري.
تمرين مخصص لممارسة كتابة الترتيب الإلكتروني لعناصر ذات أعداد ذرية أكبر قليلاً أو ذات حالات خاصة. يتطلب من الطالب استرجاع تسلسل مستويات الطاقة بدقة (مثل تداخل 4s و 3d إن وجد في المرحلة). الهدف هو الوصول لمرحلة الإتقان التام في التوزيع الإلكتروني.
مثال محلول يوضح خطوة بخطوة كيفية التعامل مع سؤال مركب يجمع بين الترتيب الإلكتروني وتحديد مستويات الطاقة. يعرض المثال الطريقة النموذجية للإجابة في الامتحانات وكيفية تنظيم الحل. دراسة الأمثلة المحلولة تساعد الطالب على فهم المنهجية الصحيحة للتفكير.
يأتي هذا التمرين لترسيخ ما تم شرحه في المثال السابق، حيث يُطلب من الطالب حل مسألة مشابهة بنفسه. يركز على التطبيق المباشر لقواعد التوزيع الإلكتروني وقاعدة هوند. يعتبر هذا التكرار الممنهج (مثال ثم تمرين) وسيلة تعليمية فعالة لتثبيت المعلومة.
تمرين إضافي يوسع دائرة التطبيق، ربما بطلب معلومات إضافية مثل عدد الإلكترونات في المستوى الأخير. يساعد الطالب على تحليل الترتيب الإلكتروني واستخراج معلومات دقيقة منه وليس مجرد كتابته. ينمي مهارة الربط بين الترتيب الإلكتروني وخصائص الذرة.
يستكمل هذا التمرين سلسلة التدريبات المكثفة على الترتيب الإلكتروني ومستويات الطاقة. قد يتناول عناصر من مجموعات مختلفة في الجدول الدوري لإظهار التنوع في التوزيع. الحل المستمر لهذه التمارين يبني ثقة الطالب في التعامل مع أي عنصر يواجهه.
تمرين متقدم قد يطلب من الطالب استنتاج العدد الذري من الترتيب الإلكتروني أو العكس. يختبر قدرة الطالب على التفكير العكسي وفهم العلاقة المتبادلة بين العدد الذري وتوزيع الإلكترونات. يعزز هذا النوع من التمارين الفهم العميق للبنية الذرية.
مثال توضيحي يشرح كيفية استخراج معلومات محددة من الترتيب الإلكتروني، مثل عدد المستويات المملوءة. يقدم نموذجاً لطريقة الحل والخطوات اللازمة للوصول للإجابة الصحيحة دون التباس. الأمثلة المحلولة هي المرجع الأساسي للطالب عند المذاكرة والمراجعة.
تمرين يتبع المثال السابق مباشرة ليقوم الطالب بتطبيق ما تعلمه حول استخراج بيانات من الترتيب الإلكتروني. يهدف إلى التأكد من قدرة الطالب على تحديد مستويات الطاقة الرئيسية والثانوية المملوءة وغير المملوءة. يعتبر تدريباً مهماً للأسئلة التي تتطلب دقة ملاحظة.
تشرح الفقرة مفهوم "رمز لويس"، وهو طريقة لتمثيل إلكترونات الغلاف الخارجي (التكافؤ) كنقاط حول رمز العنصر. توضح أهمية هذا الرمز في معرفة عدد الإلكترونات المتاحة للتفاعل الكيميائي. تعلم رسم رمز لويس هو خطوة أساسية لفهم الروابط الكيميائية لاحقاً.
مثال عملي يوضح كيفية رسم رمز لويس لعناصر مختلفة بناءً على ترتيبها الإلكتروني. يبين الخطوات: كتابة الترتيب، تحديد الغلاف الأخير، عد الإلكترونات، ثم رسم النقاط. يزيل هذا المثال أي غموض حول كيفية اختيار الإلكترونات التي تُرسم كنقاط.
تمرين يطلب من الطالب رسم رمز لويس لمجموعة من العناصر المختلفة لتعزيز المهارة. يساعد الطالب على التمييز بين الغلاف الأخير (التكافؤ) والأغلفة الداخلية التي لا تظهر في رمز لويس. التدريب اليدوي هنا ضروري لأن أماكن النقاط وترتيبها له قواعد محددة.
يقدم هذا المثال تطبيقاً أكثر شمولية، ربما يجمع بين الترتيب الإلكتروني ورمز لويس وعدد المستويات في سؤال واحد. يوضح كيف يمكن لسؤال واحد أن يغطي عدة مفاهيم مترابطة في الفصل. يساعد الطالب على تنظيم إجابته عند وجود مطالب متعددة في السؤال.
تمرين شامل يختبر الطالب في مجمل المفاهيم السابقة (ترتيب، مستويات، رمز لويس). يعتبر نقطة تحقق من الفهم قبل الانتقال لموضوع الجدول الدوري. حل هذا التمرين بنجاح يعني أن الطالب قد أتقن الجزء الأول والأساسي من الفصل.
تشرح الفقرة مفهوم "رمز لويس"، وهو طريقة لتمثيل إلكترونات الغلاف الخارجي (التكافؤ) كنقاط حول رمز العنصر. توضح أهمية هذا الرمز في معرفة عدد الإلكترونات المتاحة للتفاعل الكيميائي. تعلم رسم رمز لويس هو خطوة أساسية لفهم الروابط الكيميائية لاحقاً.
هذا الدرس متاح للمشتركين فقط. الدرس الأول في كل مادة مجاني كمعاينة.
مقدمة تعريفية للجدول الدوري للعناصر، أهميته، وكيفية تنظيمه للعناصر الكيميائية المعروفة. تشرح الفقرة المبدأ الذي رُتبت عليه العناصر (الزيادة في العدد الذري) وكيف يسهل دراسة الكيمياء. تمثل هذه الفقرة الانتقال من دراسة الذرة المنفردة إلى دراسة خصائص المجموعات.
توضح الفقرة العلاقة المباشرة بين الترتيب الإلكتروني وموقع العنصر في الجدول الدوري. تشرح تقسيم العناصر إلى "بلوكات" أو تجمعات (s, p, d, f) بناءً على المستوى الثانوي الذي ينتهي به التوزيع. هذا التصنيف هو المفتاح لفهم بنية الجدول الدوري الحديث.
تفصل هذه الفقرة الحديث عن المناطق الأربعة الرئيسية في الجدول الدوري (يسار، يمين، وسط، وأسفل). تشرح خصائص كل منطقة والعناصر التي تحتويها (مثل العناصر الممثلة، العناصر الانتقالية). تساعد الطالب على تكوين خريطة ذهنية لمواقع العناصر المختلفة.
تشرح القواعد العملية لمعرفة رقم "الدورة" (الأفقي) ورقم "الزمرة" (العمودي) لأي عنصر من خلال ترتيبه الإلكتروني. توضح أن رقم الدورة هو رقم الغلاف الرئيسي، ورقم الزمرة هو عدد إلكترونات الغلاف الخارجي. هذه المهارة أساسية جداً وتتكرر كثيراً في الأسئلة الامتحانية.
مثال تطبيقي يوضح كيفية استخراج الدورة والزمرة لعناصر محددة خطوة بخطوة. يبين الطريقة الصحيحة لجمع إلكترونات الغلاف الأخير (خاصة إذا انتهى بـ s و p) لتحديد الزمرة بدقة. الأمثلة هنا تزيل اللبس الذي قد يحدث عند تحديد الزمرة.
تمرين يطلب من الطالب تحديد موقع (دورة وزمرة) عدة عناصر كيميائية لضمان إتقان المهارة. يساعد في ترسيخ القواعد الخاصة بجمع الإلكترونات وتحديد أعلى رقم كم رئيسي. يعد هذا التمرين تدريباً مهماً للسرعة والدقة في تحديد مواقع العناصر.
مثال يطرح فكرة المقارنة بين عنصرين أو أكثر، وايجاد الشيء المشترك بينهما (نفس الدورة أو نفس الزمرة). يعلم الطالب كيفية تحليل الترتيب الإلكتروني لعدة عناصر لاكتشاف الروابط بينها. هذه المهارة ضرورية لفهم الخواص الدورية لاحقاً.
مثال إضافي يعزز فكرة إيجاد المشتركات بين العناصر وربما يركز على حالات مختلفة. يوضح أهمية معرفة الزمرة والدورة في توقع خصائص العنصر الكيميائية. التنوع في الأمثلة يغطي كافة الاحتمالات التي قد تواجه الطالب.
تمرين يطلب من الطالب إيجاد المشترك بين مجموعة من العناصر (هل هي في زمرة واحدة أم دورة واحدة؟). يتطلب الحل كتابة الترتيب الإلكتروني لكل عنصر ثم المقارنة. يدرب هذا التمرين الطالب على الصبر والدقة في الخطوات المتسلسلة.
تشرح الفقرة أولى الخواص الدورية وهي "الحجم الذري"، وكيف يتغير عبر الدورات والزمر. توضح القواعد: يزداد الحجم في الزمرة بزيادة العدد الذري، ويقل في الدورة بزيادة العدد الذري. فهم هذه الخاصية هو الأساس لفهم باقي الخواص الدورية لأنها تعتمد عليها.
مثال يطبق قواعد نصف القطر الذري لترتيب مجموعة من العناصر حسب زيادة أو نقصان حجمها. يشرح كيفية تحديد هل العناصر في دورة واحدة أم زمرة واحدة ثم تطبيق القاعدة المناسبة. التطبيق العملي هنا ضروري لأن القواعد قد تبدو متناقضة نظرياً بدون أمثلة.
تمرين يطلب ترتيب عناصر حسب نصف القطر الذري، مما يختبر فهم الطالب للعلاقة العكسية والطردية في الجدول الدوري. يساعد الطالب على التمييز السريع بين تأثير الدورة وتأثير الزمرة على الحجم. حل مسائل الترتيب يعد جزءاً ثابتاً في اختبارات الكيمياء.
تعرف الفقرة "طاقة التأين" بأنها الطاقة اللازمة لانتزاع إلكترون من ذرة متعادلة في الحالة الغازية. تشرح سلوك هذه الخاصية في الجدول الدوري (عكس الحجم الذري عادة). هذا المفهوم مهم جداً لفهم النشاط الكيميائي وقدرة العنصر على فقدان الإلكترونات.
تتناول الفقرة "الألفة الإلكترونية"، وهي قابلية الذرة لاكتساب إلكترون وإطلاق طاقة. توضح تدرج هذه الخاصية في الدورات والزمر وعلاقتها بحجم الذرة وجذب النواة. تعتبر المفهوم المقابل لطاقة التأين وتكمل فهم تفاعلات اللافلزات.
تشرح مفهوم "الكهروسلبية"، وهي قدرة الذرة على جذب إلكترونات التاصر نحوها في المركبات. تعتبر هذه الخاصية الأهم في تحديد نوع الروابط الكيميائية (أيونية أو تساهمية) وقطبية الجزيئات. يتم توضيح تزايدها وتناقصها عبر الجدول الدوري.
تختتم الفقرات بتوضيح تدرج الصفات الفلزية (ميل للفقد) واللافلزية (ميل للاكتساب) في الجدول. تربط هذه الفقرة بين جميع الخواص السابقة (حجم، تأين، كهروسلبية) لتفسير سلوك العنصر كفلز أو لافلز. تعطي نظرة شمولية لكيفية تغير طبيعة العناصر عبر الجدول.
مقدمة تعريفية للجدول الدوري للعناصر، أهميته، وكيفية تنظيمه للعناصر الكيميائية المعروفة. تشرح الفقرة المبدأ الذي رُتبت عليه العناصر (الزيادة في العدد الذري) وكيف يسهل دراسة الكيمياء. تمثل هذه الفقرة الانتقال من دراسة الذرة المنفردة إلى دراسة خصائص المجموعات.
توضح الفقرة العلاقة المباشرة بين الترتيب الإلكتروني وموقع العنصر في الجدول الدوري. تشرح تقسيم العناصر إلى "بلوكات" أو تجمعات (s, p, d, f) بناءً على المستوى الثانوي الذي ينتهي به التوزيع. هذا التصنيف هو المفتاح لفهم بنية الجدول الدوري الحديث.
تفصل هذه الفقرة الحديث عن المناطق الأربعة الرئيسية في الجدول الدوري (يسار، يمين، وسط، وأسفل). تشرح خصائص كل منطقة والعناصر التي تحتويها (مثل العناصر الممثلة، العناصر الانتقالية). تساعد الطالب على تكوين خريطة ذهنية لمواقع العناصر المختلفة.
تشرح القواعد العملية لمعرفة رقم "الدورة" (الأفقي) ورقم "الزمرة" (العمودي) لأي عنصر من خلال ترتيبه الإلكتروني. توضح أن رقم الدورة هو رقم الغلاف الرئيسي، ورقم الزمرة هو عدد إلكترونات الغلاف الخارجي. هذه المهارة أساسية جداً وتتكرر كثيراً في الأسئلة الامتحانية.
تشرح الفقرة أولى الخواص الدورية وهي "الحجم الذري"، وكيف يتغير عبر الدورات والزمر. توضح القواعد: يزداد الحجم في الزمرة بزيادة العدد الذري، ويقل في الدورة بزيادة العدد الذري. فهم هذه الخاصية هو الأساس لفهم باقي الخواص الدورية لأنها تعتمد عليها.
مثال يطبق قواعد نصف القطر الذري لترتيب مجموعة من العناصر حسب زيادة أو نقصان حجمها. يشرح كيفية تحديد هل العناصر في دورة واحدة أم زمرة واحدة ثم تطبيق القاعدة المناسبة. التطبيق العملي هنا ضروري لأن القواعد قد تبدو متناقضة نظرياً بدون أمثلة.
يوجد 4 اختبار إضافي في هذا الدرس
هذا الدرس متاح للمشتركين فقط. الدرس الأول في كل مادة مجاني كمعاينة.
تضم هذه العناصر مجموعتين رئيسيتين هما الفلزات القلوية (الزمرة الأولى) والفلزات القلوية الترابية (الزمرة الثانية). تشترك هذه العناصر في كونها ذات كهروسلبية وطاقة تأين واطئة، ولها بريق معدني، وتعتبر من أكثر الفلزات نشاطاً كيميائياً لذا لا توجد حرة في الطبيعة.
تمتاز عناصر هاتين الزمرتين بكونها فلزات نشطة جداً، وتزداد فعاليتها بزيادة العدد الذري نزولاً في المجموعة. تحتوي الزمرة الأولى على إلكترون واحد في غلافها الخارجي، بينما تحتوي الثانية على إلكترونين، وتميل جميعها لفقدان هذه الإلكترونات وتكوين أيونات موجبة.
تتناقص درجات انصهار وغليان هذه العناصر كلما اتجهنا للأسفل في الجدول الدوري ضمن الزمرة الواحدة. كما أن مركبات هذه الفلزات تلون لهب المصباح بألوان مميزة (مثل الأصفر للصوديوم والقرمزي للكالسيوم)، وتمتاز بكثافة غير منتظمة الزيادة أو النقصان مع العدد الذري.
تتفاعل هذه العناصر بشدة مع اللافلزات وتعتبر عوامل مختزلة قوية لسهولة فقدانها إلكترونات التكافؤ. الزمرة الأولى تكون أكثر نشاطاً من الثانية، وتتحد مع الماء محررة غاز الهيدروجين ومكونة هيدروكسيدات قلوية قوية الذوبان في الماء.
تضم هذه العناصر مجموعتين رئيسيتين هما الفلزات القلوية (الزمرة الأولى) والفلزات القلوية الترابية (الزمرة الثانية). تشترك هذه العناصر في كونها ذات كهروسلبية وطاقة تأين واطئة، ولها بريق معدني، وتعتبر من أكثر الفلزات نشاطاً كيميائياً لذا لا توجد حرة في الطبيعة.
تمتاز عناصر هاتين الزمرتين بكونها فلزات نشطة جداً، وتزداد فعاليتها بزيادة العدد الذري نزولاً في المجموعة. تحتوي الزمرة الأولى على إلكترون واحد في غلافها الخارجي، بينما تحتوي الثانية على إلكترونين، وتميل جميعها لفقدان هذه الإلكترونات وتكوين أيونات موجبة.
تتناقص درجات انصهار وغليان هذه العناصر كلما اتجهنا للأسفل في الجدول الدوري ضمن الزمرة الواحدة. كما أن مركبات هذه الفلزات تلون لهب المصباح بألوان مميزة (مثل الأصفر للصوديوم والقرمزي للكالسيوم)، وتمتاز بكثافة غير منتظمة الزيادة أو النقصان مع العدد الذري.
تتفاعل هذه العناصر بشدة مع اللافلزات وتعتبر عوامل مختزلة قوية لسهولة فقدانها إلكترونات التكافؤ. الزمرة الأولى تكون أكثر نشاطاً من الثانية، وتتحد مع الماء محررة غاز الهيدروجين ومكونة هيدروكسيدات قلوية قوية الذوبان في الماء.
هذا الدرس متاح للمشتركين فقط. الدرس الأول في كل مادة مجاني كمعاينة.
يشير هذا العنوان إلى العمليات الجيولوجية والصناعية التي تتعلق بترسبات الملح الصخري (الهاليت). يتم استخراج هذه الصخور الملحية إما عن طريق حفر الآبار وضخ الماء وسحب المحلول الملحي، أو عن طريق التعدين واستخراج الملح بشكله الصلب من باطن الأرض.
هو الملح الأكثر انتشاراً في الطبيعة ويعرف بملح الطعام، ويوجد بشكل صخور ملحية أو ذائباً في مياه البحار والمحيطات. يعتبر المادة الرئيسية التي يعتمد عليها في تحضير العديد من مركبات الصوديوم المهمة صناعياً مثل الكربونات والهيدروكسيد.
يعتبر مادة أولية أساسية في الصناعات الكيميائية، حيث يستخدم لتحضير الصوديوم الفلزي وغاز الكلور. كما يدخل في صناعة الصودا الكاوية (هيدروكسيد الصوديوم) وكربونات الصوديوم، ويستخدم في حفظ الأغذية ودباغة الجلود وصناعة الثلج للتبريد.
هو ملح بلوري أبيض اللون، مستقر ولا يتفكك بالحرارة العادية، وسريع الذوبان في الماء. الملح النقي منه مادة غير متميئة (لا تمتص الرطوبة من الجو)، بينما الملح العادي يتميئ بسبب وجود شوائب من أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم.
تتضمن التجربة مقارنة بين ملح الطعام النقي وملح الطعام العادي بوضعهما في زجاجتي ساعة وتعريضهما للهواء الرطب. يلاحظ أن الملح العادي يتميئ (يبتل) بسبب الشوائب، بينما يبقى الملح النقي جافاً، مما يثبت أن خاصية التميؤ تعود للشوائب وليس لكلوريد الصوديوم نفسه.
يعد كلوريد الصوديوم مركباً أيونياً يذوب في الماء ويتفكك إلى أيونات موصلة للكهرباء وله درجة انصهار عالية. في المقابل، السكر مركب تساهمي عضوي يذوب في الماء كجزيئات ولا يوصل الكهرباء، ودرجة انصهاره منخفضة حيث يتفحم عند تعرضه للحرارة المباشرة.
مادة صلبة بيضاء تتميز بأنها متميئة بشدة (تمتص الرطوبة من الهواء الجوي). وتتفاعل الطبقة المتميئة منها مع غاز ثنائي أكسيد الكربون في الجو لتشكل قشرة جافة من كربونات الصوديوم، وهي قاعدة قوية كثيرة الذوبان في الماء.
تستخدم هذه المادة بشكل واسع في صناعة الصابون والمنظفات ومساحيق الغسيل. كما تدخل كعنصر أساسي في صناعة الأنسجة والورق، وتستخدم أيضاً كمادة أولية في تحضير العديد من المركبات الكيميائية وفي تكرير النفط الخام.
لا يوجد الصوديوم حراً في الطبيعة لشدة فعاليته الكيميائية وارتباطه السريع بالعناصر الأخرى ومكونات الهواء الجوي. يوجد متحداً في مركبات كثيرة ومنتشرة مثل كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) وسيليكات الصوديوم، ويحفظ في سوائل لا يتفاعل معها مثل البنزين النقي.
الصوديوم فلز لين يمكن قطعه بالسكين، وله بريق فضي إذا قطع حديثاً قبل تعرضه للهواء. كثافته أقل من كثافة الماء (يطفو فوقه)، وينصهر عند درجة حرارة (97.81) درجة سيليزية، ويغلي عند درجة (882.9) سيليزية.
يتحد الصوديوم مباشرة مع أكسجين الجو فيزول بريقه ويكتسي بطبقة بيضاء، ويتفاعل بشدة مع الماء مكوناً هيدروكسيد الصوديوم ومحرراً غاز الهيدروجين. كما يتفاعل بشدة مع الحوامض المخففة، ويتحد مع اللافلزات مثل الكلور لتكوين أملاح أيونية مستقرة.
يستخدم الصوديوم كعامل مختزل قوي في التفاعلات العضوية ولتحضير بعض الفلزات مثل التيتانيوم. كما يستخدم في إنتاج مصابيح الصوديوم (الإنارة الصفراء) لإزالة الضباب، ويستعمل في صناعة مركب سيانيد الصوديوم المستخدم في تنقية الذهب.
يستخدم هذا الكشف للتعرف على وجود الصوديوم في مركباته، حيث يتم تعريض عينة من المركب للهب مصباح بنسن. يلون الصوديوم اللهب بلون أصفر ذهبي براق ومميز، مما يعد دليلاً قاطعاً على وجود عنصر الصوديوم في العينة.
يشير هذا العنوان إلى العمليات الجيولوجية والصناعية التي تتعلق بترسبات الملح الصخري (الهاليت). يتم استخراج هذه الصخور الملحية إما عن طريق حفر الآبار وضخ الماء وسحب المحلول الملحي، أو عن طريق التعدين واستخراج الملح بشكله الصلب من باطن الأرض.
هو الملح الأكثر انتشاراً في الطبيعة ويعرف بملح الطعام، ويوجد بشكل صخور ملحية أو ذائباً في مياه البحار والمحيطات. يعتبر المادة الرئيسية التي يعتمد عليها في تحضير العديد من مركبات الصوديوم المهمة صناعياً مثل الكربونات والهيدروكسيد.
يعتبر مادة أولية أساسية في الصناعات الكيميائية، حيث يستخدم لتحضير الصوديوم الفلزي وغاز الكلور. كما يدخل في صناعة الصودا الكاوية (هيدروكسيد الصوديوم) وكربونات الصوديوم، ويستخدم في حفظ الأغذية ودباغة الجلود وصناعة الثلج للتبريد.
هو ملح بلوري أبيض اللون، مستقر ولا يتفكك بالحرارة العادية، وسريع الذوبان في الماء. الملح النقي منه مادة غير متميئة (لا تمتص الرطوبة من الجو)، بينما الملح العادي يتميئ بسبب وجود شوائب من أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم.
تتضمن التجربة مقارنة بين ملح الطعام النقي وملح الطعام العادي بوضعهما في زجاجتي ساعة وتعريضهما للهواء الرطب. يلاحظ أن الملح العادي يتميئ (يبتل) بسبب الشوائب، بينما يبقى الملح النقي جافاً، مما يثبت أن خاصية التميؤ تعود للشوائب وليس لكلوريد الصوديوم نفسه.
يعد كلوريد الصوديوم مركباً أيونياً يذوب في الماء ويتفكك إلى أيونات موصلة للكهرباء وله درجة انصهار عالية. في المقابل، السكر مركب تساهمي عضوي يذوب في الماء كجزيئات ولا يوصل الكهرباء، ودرجة انصهاره منخفضة حيث يتفحم عند تعرضه للحرارة المباشرة.
يوجد 7 اختبار إضافي في هذا الدرس
هذا الدرس متاح للمشتركين فقط. الدرس الأول في كل مادة مجاني كمعاينة.
لا يوجد الكالسيوم حراً في الطبيعة لشدة فعاليته، بل يوجد متحداً على شكل كربونات (مثل المرمر وحجر الكلس) أو كبريتات (مثل الجبس) أو فوسفات. كما يدخل في تركيب بعض الأغذية مثل الحليب والأسماك، وهو ضروري لبناء العظام والأسنان في جسم الإنسان.
يحضر بإضافة الماء إلى أوكسيد الكالسيوم (النورة أو الجير الحي) في عملية تسمى "إطفاء الجير". ينتج عن ذلك هيدروكسيد الكالسيوم الذي يعرف بالجير المطفأ، ويستخدم محلوله الصافي المعروف بماء الكلس الصافي في الكشف عن غاز ثنائي أكسيد الكربون.
عند إمرار غاز ثنائي أكسيد الكربون على محلول هيدروكسيد الكالسيوم الصافي (ماء الكلس)، يتعكر المحلول. يعود سبب التعكر إلى تكون راسب أبيض من كربونات الكالسيوم غير الذائبة في الماء، وتعتبر هذه الطريقة الكشف الأساسي عن غاز CO2.
الجبس الاعتيادي هو كبريتات الكالسيوم المائية التي ترتبط بجزيئتي ماء تبلور (CaSO4.2H2O). يوجد في الطبيعة كترسبات ملحية، ويمكن تحضيره بالتفاعلات الكيميائية، ويستخدم كمادة بناء أساسية بعد تحويله، ويدخل في صناعة الإسمنت.
يحضر جبس باريس بتسخين الجبس الاعتيادي، حيث يفقد جزءاً من ماء التبلور ويتحول إلى الصيغة (CaSO4)2.H2O. يتميز بقدرته على التجمد والعودة لحالته الصلبة عند خلطه بالماء، مما يجعله مثالياً للاستخدام في التجبير الطبي، وصناعة التماثيل، والبناء.
لا يوجد الكالسيوم حراً في الطبيعة لشدة فعاليته، بل يوجد متحداً على شكل كربونات (مثل المرمر وحجر الكلس) أو كبريتات (مثل الجبس) أو فوسفات. كما يدخل في تركيب بعض الأغذية مثل الحليب والأسماك، وهو ضروري لبناء العظام والأسنان في جسم الإنسان.
يحضر بإضافة الماء إلى أوكسيد الكالسيوم (النورة أو الجير الحي) في عملية تسمى "إطفاء الجير". ينتج عن ذلك هيدروكسيد الكالسيوم الذي يعرف بالجير المطفأ، ويستخدم محلوله الصافي المعروف بماء الكلس الصافي في الكشف عن غاز ثنائي أكسيد الكربون.
عند إمرار غاز ثنائي أكسيد الكربون على محلول هيدروكسيد الكالسيوم الصافي (ماء الكلس)، يتعكر المحلول. يعود سبب التعكر إلى تكون راسب أبيض من كربونات الكالسيوم غير الذائبة في الماء، وتعتبر هذه الطريقة الكشف الأساسي عن غاز CO2.
الجبس الاعتيادي هو كبريتات الكالسيوم المائية التي ترتبط بجزيئتي ماء تبلور (CaSO4.2H2O). يوجد في الطبيعة كترسبات ملحية، ويمكن تحضيره بالتفاعلات الكيميائية، ويستخدم كمادة بناء أساسية بعد تحويله، ويدخل في صناعة الإسمنت.
يحضر جبس باريس بتسخين الجبس الاعتيادي، حيث يفقد جزءاً من ماء التبلور ويتحول إلى الصيغة (CaSO4)2.H2O. يتميز بقدرته على التجمد والعودة لحالته الصلبة عند خلطه بالماء، مما يجعله مثالياً للاستخدام في التجبير الطبي، وصناعة التماثيل، والبناء.
هذا الدرس متاح للمشتركين فقط. الدرس الأول في كل مادة مجاني كمعاينة.
تضم هذه الزمرة عناصر البورون والألمنيوم والكاليوم والانديوم والثاليوم، وتتميز باحتواء غلافها الخارجي على ثلاثة إلكترونات. تميل هذه العناصر إلى فقدان إلكترونات التكافؤ لتكوين أيونات موجبة ثلاثية الشحنة، وتتدرج خواصها من شبه فلز (البورون) إلى فلزات حقيقية بزيادة العدد الذري. كما تزداد الصفات القاعدية لأكاسيدها كلما اتجهنا من أعلى الزمرة إلى أسفلها.
تمرين منهجي يهدف إلى اختبار فهم الطالب للفروقات الجوهرية بين عناصر الزمرة الثالثة وعناصر الزمرتين الأولى والثانية. يركز غالباً على مقارنة طاقة التأين التي تكون في هذه الزمرة أقل من طاقة تأين عناصر الزمرة الثانية بسبب وجود الإلكترون الأخير في غلاف ثانوي مشبع جزئياً أو كلياً، مما يسهل انتزاعه.
لا يوجد الألمنيوم حراً في الطبيعة لشدة فعاليته الكيميائية، بل يوجد متحداً مع عناصر أخرى ضمن مركبات متنوعة. ينتشر في الصخور والطين، وهو من العناصر واسعة الانتشار، حيث يؤلف جزءاً كبيراً من صخور القشرة الأرضية. وعلى الرغم من كثرة مركباته (كالطين)، إلا أنها لا تصلح جميعها لاستخلاص المعدن اقتصادياً.
يُعد الألمنيوم أكثر الفلزات وفرة في القشرة الأرضية، حيث يأتي بالمرتبة الثالثة من حيث سعة الانتشار بعد الأوكسجين والسيليكون. تشكل نسبته حوالي 8% من صخور القشرة الأرضية، وهي نسبة مرتفعة جداً مقارنة بمعادن أخرى. هذا الانتشار الواسع يجعله عنصراً حيوياً واستراتيجياً في الصناعات العالمية.
أهم خاماته هو "البوكسيت" (Al_2O_3.2H_2O) وهو أكسيد الألمنيوم المائي ويعتبر الخام الرئيسي المستعمل استخلاصاً. يليه خام "الكريوليت" (Na_3AlF_6) وهو فلوريد مزدوج للصوديوم والألمنيوم. يُعد الكريوليت مصدراً مهماً يُستخدم لإذابة البوكسيت وتقليل درجات الانصهار أثناء عملية الاستخلاص الصناعي.
هي الطريقة الصناعية المعتمدة عالمياً لاستخلاص الألمنيوم، وتتم عبر التحليل الكهربائي للألومينا (البوكسيت المنقى) المذاب في مصهور الكريوليت. تستخدم أقطاب من الكاربون في خلايا كهربائية ضخمة، حيث يترسب الألمنيوم المنصهر في قاع الخلية ويسحب دورياً. تستهلك هذه العملية طاقة كهربائية عالية جداً.
فلز ذو مظهر فضي، يتميز بكونه خفيف الوزن (قليل الكثافة) وجيد التوصيل للحرارة والكهرباء. قابل للطرق والسحب مما يسهل تشكيله إلى صفائح رقيقة أو أسلاك. تنصهر بلوراته عند درجة حرارة 660 درجة سيليزية، مما يجعله مناسباً للعديد من التطبيقات الصناعية التي تتطلب خفة ومتانة.
يتميز بفعالية كيميائية واضحة، حيث يتأكسد سطحه في الهواء مكوناً طبقة رقيقة من أكسيده تقيه من التآكل (مانع للصدأ). يحترق بشدة بلهب ساطع محرراً طاقة عالية، ويسلك سلوكاً عاملاً مختزلاً قوياً كما في تفاعل الثرميت. يتفاعل مع الحوامض والقواعد محرراً غاز الهيدروجين في كلتا الحالتين.
تمرين تطبيقي يُطلب فيه من الطالب عادة كتابة معادلات كيميائية موزونة تمثل تفاعلات الألمنيوم. قد يشمل التفاعل مع الأوكسجين (الاحتراق) أو تفاعل الثرميت مع أكسيد الحديد. الهدف منه ترسيخ مهارة موازنة المعادلات وفهم نواتج التفاعل الكيميائي للعناصر الفعالة.
يقصد به أن الألمنيوم يسلك سلوكاً مزدوجاً، حيث يتفاعل مع الحوامض مكوناً أملاح الألمنيوم ومحرراً غاز الهيدروجين، ويتفاعل أيضاً مع القواعد القوية (مثل هيدروكسيد الصوديوم) مكوناً أملاح الألومينات ومحرراً الهيدروجين أيضاً. هذه الخاصية تميزه عن الكثير من الفلزات الأخرى وتثبت طبيعته المترددة.
يستخدم في صناعة هياكل الطائرات والقطارات لخفته ومتانته، وفي صناعة أواني الطبخ لتوصيله الجيد للحرارة. كما يستخدم في خطوط نقل الطاقة الكهربائية (أسلاك الضغط العالي)، وفي صناعة المرايا للتلسكوبات، وفي تعليب الأغذية والأدوية (رقائق الألمنيوم) لأنه غير سام ويعزل الضوء والهواء.
سبيكة تتكون من نسبة عالية من الألمنيوم ونسبة قليلة من النحاس والمغنيسيوم. تمتاز بخفتها وصلابتها العالية في آن واحد. تُستخدم بشكل رئيسي في بناء بعض أجزاء الطائرات والهياكل الإنشائية التي تتطلب مقاومة ومتانة مع وزن خفيف.
سبيكة تتكون من نسبة قليلة من الألمنيوم ونسبة عالية من النحاس (وأحياناً فلزات أخرى). أهم مميزاتها أنها تقاوم التآكل بشكل جيد ويتغير لونها بتغير نسب مكوناتها من لون النحاس إلى لون الذهب. تُستخدم في صناعة أدوات الزينة والمجوهرات التقليدية لجمال مظهرها.
مادة جيلاتينية بيضاء لا تذوب في الماء، صيغتها الكيميائية Al(OH)_3. يُحضر من تفاعل أحد أملاح الألمنيوم مع قاعدة قوية. يمتلك صفة أمفوتيرية، ويدخل في صناعات عديدة منها تنقية المياه، وفي المستحضرات الطبية كعلاج لمعادلة حموضة المعدة الزائدة.
يعرف بالألومينا (Al_2O_3)، وهو مادة صلبة جداً ومستقرة كيميائياً. يوجد في الطبيعة بصورة نقية مثل حجر "الكورندوم"، ويستعمل في قطع وتلميع المعادن لصلادته العالية. كما يدخل في تركيب الأحجار الكريمة الملونة عند اختلاطه بشوائب من معادن أخرى ليعطي ألواناً جذابة.
ملح مزدوج يتكون من مزج مقدارين متكافئين من محلولي كبريتات الألمنيوم وكبريتات البوتاسيوم المائيين، يعرف بـ "شب البوتاس". يستخدم في تعقيم مياه الشرب، وفي تثبيت الأصباغ على الأقمشة، وكما يستخدم لإيقاف النزيف البسيط في الجروح (بسبب مساعدته على تخثر الدم).
17. الفصل الثالث،، الفقرة 17،، الكشف عن ايون الالمنيوم يتم الكشف عنه في محاليل مركباته بواسطة محلول قاعدي مثل هيدروكسيد الصوديوم أو الأمونيا. حيث يتكون راسب أبيض جيلاتيني هو هيدروكسيد الألمنيوم Al(OH)_3. هذا الراسب يذوب عند إضافة المزيد من هيدروكسيد الصوديوم (بسبب تكون ألومينات الصوديوم الذائبة) أو بإضافة حامض (بسبب السلوك الأمفوتيري).
تضم هذه الزمرة عناصر البورون والألمنيوم والكاليوم والانديوم والثاليوم، وتتميز باحتواء غلافها الخارجي على ثلاثة إلكترونات. تميل هذه العناصر إلى فقدان إلكترونات التكافؤ لتكوين أيونات موجبة ثلاثية الشحنة، وتتدرج خواصها من شبه فلز (البورون) إلى فلزات حقيقية بزيادة العدد الذري. كما تزداد الصفات القاعدية لأكاسيدها كلما اتجهنا من أعلى الزمرة إلى أسفلها.
تمرين منهجي يهدف إلى اختبار فهم الطالب للفروقات الجوهرية بين عناصر الزمرة الثالثة وعناصر الزمرتين الأولى والثانية. يركز غالباً على مقارنة طاقة التأين التي تكون في هذه الزمرة أقل من طاقة تأين عناصر الزمرة الثانية بسبب وجود الإلكترون الأخير في غلاف ثانوي مشبع جزئياً أو كلياً، مما يسهل انتزاعه.
لا يوجد الألمنيوم حراً في الطبيعة لشدة فعاليته الكيميائية، بل يوجد متحداً مع عناصر أخرى ضمن مركبات متنوعة. ينتشر في الصخور والطين، وهو من العناصر واسعة الانتشار، حيث يؤلف جزءاً كبيراً من صخور القشرة الأرضية. وعلى الرغم من كثرة مركباته (كالطين)، إلا أنها لا تصلح جميعها لاستخلاص المعدن اقتصادياً.
يُعد الألمنيوم أكثر الفلزات وفرة في القشرة الأرضية، حيث يأتي بالمرتبة الثالثة من حيث سعة الانتشار بعد الأوكسجين والسيليكون. تشكل نسبته حوالي 8% من صخور القشرة الأرضية، وهي نسبة مرتفعة جداً مقارنة بمعادن أخرى. هذا الانتشار الواسع يجعله عنصراً حيوياً واستراتيجياً في الصناعات العالمية.
أهم خاماته هو "البوكسيت" (Al_2O_3.2H_2O) وهو أكسيد الألمنيوم المائي ويعتبر الخام الرئيسي المستعمل استخلاصاً. يليه خام "الكريوليت" (Na_3AlF_6) وهو فلوريد مزدوج للصوديوم والألمنيوم. يُعد الكريوليت مصدراً مهماً يُستخدم لإذابة البوكسيت وتقليل درجات الانصهار أثناء عملية الاستخلاص الصناعي.
هي الطريقة الصناعية المعتمدة عالمياً لاستخلاص الألمنيوم، وتتم عبر التحليل الكهربائي للألومينا (البوكسيت المنقى) المذاب في مصهور الكريوليت. تستخدم أقطاب من الكاربون في خلايا كهربائية ضخمة، حيث يترسب الألمنيوم المنصهر في قاع الخلية ويسحب دورياً. تستهلك هذه العملية طاقة كهربائية عالية جداً.
يوجد 10 اختبار إضافي في هذا الدرس
هذا الدرس متاح للمشتركين فقط. الدرس الأول في كل مادة مجاني كمعاينة.
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
هذا الدرس متاح للمشتركين فقط. الدرس الأول في كل مادة مجاني كمعاينة.
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
هذا الدرس متاح للمشتركين فقط. الدرس الأول في كل مادة مجاني كمعاينة.
المحلول هو خليط متجانس يتكون من مادتين أو أكثر لا يحدث بينهما تفاعل كيميائي، حيث تسمى المادة الموجودة بفرة (الكمية الأكبر) بـ "المذيب"، والمادة الموجودة بكمية أقل بـ "المذاب". تعتبر دراسة المحاليل حجر الزاوية في الكيمياء لفهم التفاعلات في الأوساط المختلفة.
لا تقتصر المحاليل على السوائل فقط، بل توجد أنواع متعددة تعتمد على حالة المذيب والمذاب. من أشهر الأمثلة: محلول صلب في سائل (مثل الملح في الماء)، ومحلول غاز في غاز (مثل الهواء الجوي)، ومحلول سائل في سائل (مثل الكحول في الماء)، مما يوضح تنوع الأوساط الكيميائية.
تختلف المحاليل حسب كمية المذاب فيها، فمنها "المحلول المشبع" الذي يحتوي أقصى كمية من المذاب، و"غير المشبع" الذي يستوعب كمية إضافية، و"فوق المشبع" الذي تفوق كمية المذاب فيه حد الإشباع. هذا التصنيف يساعد في فهم استقرار المحلول وقابليته للترسيب.
تنقسم المحاليل بناءً على التوصيل الكهربائي؛ فالمحاليل الإلكتروليتية تتأين فيها جزيئات المذاب لتعطي أيونات حرة موصلة للكهرباء (إلكتروليت قوي أو ضعيف)، بينما المحاليل غير الإلكتروليتية (مثل السكر في الماء) لا تتأين جزيئاتها مطلقاً ولا توصل التيار الكهربائي.
تعرف قابلية الذوبان بأنها أكبر كمية من المادة المذابة يمكن أن تذوب في حجم معين من المذيب عند درجة حرارة وضغط محددين للحصول على محلول مشبع. وتعتمد هذه القابلية بشكل رئيسي على طبيعة كل من المذاب والمذيب والقوى الرابطة بينهما.
تتأثر عملية الذوبان بثلاثة عوامل رئيسية تحكم سرعة وكمية الذوبان: أولاً طبيعة المذاب والمذيب (قاعدة "الشبيه يذيب شبيهه")، وثانياً درجة الحرارة وتأثيرها على حركة الجزيئات، وثالثاً الضغط الذي يؤثر بشكل خاص على ذوبانية الغازات.
تزداد قابلية ذوبان معظم المواد الصلبة في السوائل بارتفاع درجة الحرارة نتيجة زيادة الطاقة الحركية للجزيئات مما يسهل تفككها. وعلى العكس تماماً، تقل قابلية ذوبان الغازات في السوائل عند ارتفاع درجة الحرارة، مما يفسر تصاعد فقاعات الغاز من السوائل الساخنة.
يلعب الضغط دوراً حاسماً في ذوبان الغازات فقط؛ حيث تزداد ذوبانية الغاز في السائل بزيادة الضغط المسلط عليه (قانون هنري). ولهذا السبب نلاحظ فوران المشروبات الغازية عند فتح الغطاء، حيث يقل الضغط فجأة وتقل ذوبانية غاز ثنائي أكسيد الكربون.
التركيز هو مقياس يعبر عن كمية المادة المذابة في كمية معينة من المذيب أو المحلول. يمكن التعبير عنه وصفياً (مخفف ومركز)، أو كمياً باستخدام القوانين الرياضية الدقيقة، وهو أمر ضروري في الحسابات الكيميائية لضمان دقة التفاعلات وتحضير المواد.
هي طريقة لحساب التركيز بقسمة كتلة المذاب على كتلة المحلول الكلية (مذاب + مذيب) وضرب الناتج في 100%. تستخدم هذه الطريقة عادة عندما تكون المواد المكونة للمحلول صلبة أو عندما يتم التعامل بوزن المواد بدلاً من حجومها.
تستخدم هذه الطريقة عندما تكون مكونات المحلول سوائل، ويتم حسابها بقسمة حجم المذاب على حجم المحلول الكلي وضرب الناتج في 100%. هذه الطريقة شائعة جداً في الصناعات الدوائية والغذائية لتحديد نسب المكونات السائلة في الخليط.
يعبر هذا القانون عن التركيز بوحدة (غرام/لتر)، ويمثل كتلة المذاب (بالغرام) المذابة في حجم معين من المحلول (باللتر). هذا التعبير يكافئ مفهوم "الكثافة" أحياناً، وهو مفيد جداً في المختبرات لتحضير المحاليل القياسية بدقة عالية.
تطبيق رياضي نموذجي يهدف لترسيخ فهم الطالب لكيفية حساب النسبة المئوية الكتلية. يتم فيه عرض معطيات محددة لكتل المذاب والمذيب، ويُطلب تطبيق القانون بشكل مباشر لاستخراج نسبة كل مكون، مما يعزز مهارة التعويض في القانون.
تدريب عملي للطالب يتطلب حلاً ذاتياً لقياس مدى استيعاب مفهوم النسبة الكتلية. يركز هذا التمرين غالباً على الانتباه لضرورة جمع كتل المكونات للحصول على (كتلة المحلول الكلية) قبل إجراء القسمة، وهي خطوة جوهرية في الحل.
مسألة حسابية إضافية تتناول جانباً مختلفاً من التطبيق، مثل إعطاء النسبة المئوية وكتلة المحلول لإيجاد كتلة المذاب (المجهول). يهدف هذا التمرين لتنمية مهارة الطالب في التعامل المرن مع القوانين الرياضية واستخراج المتغيرات المختلفة.
مثال محلول يوضح خطوات التعامل مع الحجوم أو الكثافة، أو التطبيق على قانون (الكتلة/الحجم). الغرض منه تعليم الطالب كيفية توحيد الوحدات (مثل تحويل المليلتر إلى لتر) وتسلسل الخطوات المنطقي للوصول إلى النتيجة النهائية الصحيحة.
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس
جزء من الدرس