“سبحانك لاعلم لنا إلا ما علمتنا “

عرض تقديمي عن الموضوع: "“سبحانك لاعلم لنا إلا ما علمتنا “"— نسخة العرض التّقديمي:

1 “سبحانك لاعلم لنا إلا ما علمتنا “
بسم الله الرحمن الرحيم “سبحانك لاعلم لنا إلا ما علمتنا “ صدق الله العظيم

2 أنواع الروابط الكيميائية
الخواص العامة للمركبات الأيونية والتساهمية . الأكسدة والإختزال . المول وعدد أفوجادرو أنواع التفاعلات الكيميائية ( عنصر الكربون ) . ( عنصر الأكسجين ) .

3 أولا : أنواع الروابط الكيميائية

4 لفهم الروابط الكيمائية لابد من تذكر المفاهيم التالية:
1- الذرة مكونة من نواة موجبة في مركز الذرة وتدور حولها الكترونات سالبة الشحنة. 2- الذرة متعادلة كهربائيا وذلك لأن عدد البروتونات ( الجسيمات الموجبة ) تساوي عدد الإلكترونات ( الجسيمات السالبة ) 3- تدور الالكترونات حول النواة في مستويات رئيسية للطاقة . 4-في كل مستوى رئيسي يوجد مستوى فرعي ( تحت المستويات )

5 أنواع الروابط الكيميائية
الرابطة الفلزية الهيدروجينية التناسقية التساهمية الأيونية

6 لا تنسى ان الفقد والاكتساب و المشاركة في الذرة يتم في آخر مستوى رئيسي ( مستوى التكافؤ )

7 نبذة عن التركيب الإلكتروني للغازات النبيلة وطرق الارتباط الكيميائي

8 الرابطة الأيونية

9 الرابطة الأيونية تتكون الرابطة الأيونية بين ذرة فلز وذرة لافلز يوجد بينهما فرق كبير في السالبية الكهربائية . تفقد ذرة الفلز إلكترون ( أو أكثر) . تكتسب ذرة اللافلز إلكترون ( أو أكثر) .. تتحول ذرة الفلز إلى كاتيون ( أيون موجب الشحنة ) وتتحول ذرة اللافلز إلى أنيون ( أيون سالب الشحنة ) يحدث تجاذب بين الكاتيون والأنيون وتتكون الرابطة الأيونية

10 أولا : الرابطة الأيونية

11 الرابطة الأيونية Na Cl NaCl

12 + - F Na

13 التجاذب الذي حدث هو الرابطة الايونية
- + F Na التجاذب الذي حدث هو الرابطة الايونية

14 تكون بين أيون موجب و أيون سالب
الرابطة الأيونية تكون بين أيون موجب و أيون سالب - + Cl Na

15

16 يكون فيها عملية انتقال للإلكترونات
الرابطة الأيونية يكون فيها عملية انتقال للإلكترونات

17 خواص المركبات الأيونية

18 ملاحظات هامة حول خواص المركبات الأيونية :
علل لما يلي : 1- تتواجد معظم المركبات الأيونية في الحالة الصلبة . ج) بسبب قوة الإرتباط بين الأيونات في المركب الأيوني . 2- تمتاز المركبات الأيونية بدرجات انصهار وغليان مرتفعة. ج)بسبب كبر قوة الإرتباط بين الأيونات في المركب الأيوني حيث يزيد طريقة ترتيب الأيونات مع بعضها من قوة التجاذب

19 3- تذوب معظم المركبات الأيونية في الماء
ج) بسبب قطبية جزيئات الماء التي تعمل على عزل الأيونات عن بعضها . 4- مصاهير ومحاليل المركبات الأيونية توصل التيار الكهربائي . ج) لأن المركب الأيوني بالصهر أو الذوبان في الماء تتفكك أيوناته عن بعضها لتصبح حرة الحركة فتتجه نحو الأقطاب المخالفة لها في الشحنه الكهربائية وتصبح حاملات للشحنات الكهربائية .

20 الرابطة التساهمية

21 ثانيا الرابطة التساهمية

22 الرابطة التساهمية : هي رابطة حقيقية تحدث بين ذرات متماثلة أو مختلفة يوجد بينها فرق صغير في السالبية الكهربائية ، بحيث تساهم كل ذرة مع الأخرى بالعدد نفسه من الإلكترونات للوصول إلى حالة الإستقرار .

23 تنقسم الرابطة التساهمية إلى :
رابطة تساهمية قطبية رابطة تساهمية غير قطبية

24 أ- الرابطة التساهميةغير القطبية
ذرة هيدروجين الرابطة التساهمية تتكون نتيجة اشتراك ذرتين بزوج من الالكترونات أو أكثر ذرة هيدروجين جزيء هيدروجين لبدء العرض

25 أمثلة Cl Cl

26 الرابطة التساهميةغير القطبية
الروابط بين الذرات

27 أمثلة جزيء الأكسجين O=O

28 اتحاد ذرة هيدروجين مع ذرة هيدروجين اخرى,, لتكوين غاز الهيدروجين
اتحاد ذرة هيدروجين مع ذرة هيدروجين اخرى,, لتكوين غاز الهيدروجين

29 جزيء الهيدروجين H2

30 الارتباط الثنائي للهالوجينات

31 التجاذب الذي حدث هو الرابطة التساهمية القطبية
ب- الرابطة التساهمية القطبية F H التجاذب الذي حدث هو الرابطة التساهمية القطبية

32 +

33 جزيء فلوريد الهيدروجين جزيء كلوريد الهيدروجين

34 ذرة أكسجين في هذه الحالة نلاحظ أن ذرة الأكسجين وصلت إلى حالة الاستقرار بإشراك اثنين من إلكتروناتها مع إلكترونين من ذرتي الهيدروجين جزيء مـــاء ذرة هيدروجين ذرة هيدروجين ذرة هيدروجين ذرة هيدروجين لبدء العرض

35 قطبية الرابطة التساهمية

36 يقصد بالقطبية احتواء جزيء المركب التساهمي الواحد على شحنتين مختلفتين بحيث يكون هناك طرف موجب ( جزء تتركز فيه الشحنة الموجبة الصغيرة) وطرف سالب ( جزء تتركز فيه الشحنة السالبة الصغيرة) بمعنى أن يكون في الجزيء قطبين مختلفين في الشحنة . مركب تساهمي قطبي مركب تساهمي غير قطبي

37 السالبية الكهربائية للعناصر

38 مركبات تساهمية قطبية وغير قطبة

39 خواص المركبات التساهمية

40 خواص المركبات التساهمية

41 ملاحظات هامة حول خواص المركبات التساهمة
علل لما يلي : 1- تتواجد المركبات التساهمية في الحالة الصلبة أو السائلة أو الغازية . ج) بسبب ضعف الرابطة بين جزيئات المركبات التساهمية 2- درجة انصهار وغليان المركبات التساهمية منخفضة ج) بسبب ضعف قوى التجاذب بين الجزيئات فيسهل فصلها عن بعضها بمقدار قليل نسبيا من الطاقة .

42 3- لا تذوب المركبات التساهمية في الماء بينما تذوب في مذيبات غير القطبية مثل البنزين .
ج) بسبب قوى الترابط بين جزيئات الماء كبيرة نسبا فيصعب على جزيئات المركب التساهمي أن تتخللها . بينما يستطيع أن يتخلل الروابط بين جزيئات المذيبات غير القطبية لضعفها وتماثل خواص كل منهما

43 4- مصاهير ومحاليل المركبات التساهمية غير القطبية لا توصل التيار الكهربائي .
ج) لأنها تتكون من جزيئات وليس الأيونات ( حاملات الشحنة الكهربائية ). 5- غاز كلوريد الهيدروجين الجاف أو المسال لا يوصل التيار الكهربائي وكن محلوله في الماء يوصل التيار الكهربائي . ج) لأنه يتفاعل مع الماء منتجا أيونات حرة الحركة تنقل التيار الكهربائي كالتالي : HCl + H2O H3O+ + Cl-

44 الرابطة التناسقية

45 الرابطة التناسقية تنشأ بين مركب يحتوي على ذرة تحمل زوج ( أو أكثر ) من الإلكترونات وذرة أو مركب به ذرة مركزية تحتاج الى الإلكترونات حتى تستقر ذرة مركب مركب مركب

46 تكوين أيون الأمونيوم . H+ + امونيا NH3 امونيوم NH4

47 في تفاعل النشادر مع كلوريد الهيدروجين لانتاج ملح كلوريد الأمونيوم تتكون رابطة تناسقية بين ذرة النيتروجين في النشادر وذرة الهيدروجين في كلوريد الهيدروجين .

48 فالرابطة التناسقية تتكون بين ( ذرة مانحة ) تكون عليها شحنة موجبة و ( ذرة مستقبلة ) تتكون عليها شحنة سالبة ويشار إلى الرابطة التناسقية عادةً بسهم يتجه من الذرة المانحة إلى الذرة المستقبلة .

49 وحقيقة ما حدث في التفاعل السابق هو ارتباط جزيء الأمونيا بالبروتون ليتكون أيون الأمونيوم .

50 طريقة تكوين جزيء الهيدرونيوم H3O+ من اتحاد الماء مع ايون هيدروجين موجب.

51 عند إذابة غاز كلوريد الهيدروجين في الماء لتكوين حمض هيدروكلوريك تتكون رابطة تناسقية بين ذرة الأكسجين في الماء وذرة الهيدروجين في كلوريد الهيدروجين .

52 تفاعل الامونيا مع ثالث فلوريد البورون

53 في تفاعل جزئ الأمونيا مع ثالث فلوريد البورون تتكون رابطة تناسقية بين ذرة النيتروجين ( المانحة ) وذرة البورون ( المستقبلة )

54

55 الرابطة الهيدروجينية

56

57 الرابطة الهيدروجينية تكون بين الجزيئات القطبية التي تحتوي على ذرة اكسجين او نيتروجين او فلور مرتبطة بذرة هيدروجين H2O H2O HF HF NH3 NH3

58 ترابط جزيئات الماء

59

60 التغيير المستمر لموقع الرابطة الهيدروجينية

61 تاثير الرابطة الهيدوجينية على الخواص الفيزيائية للماء
ارتفاع درجة الغليان . 2.القيمة العالية للتوتر السطحي . 3.انخفاض كثافة الثلج عن كثافة الماء .

62 صورة توضيحية لترابط جزيئات الماء وجزيئات الثلج

63 تؤثر الروابط الهيدروجينية على الخواص الطبيعية للمادة
فدرجات غليان وانصهار المواد المحتوية على روابط هيدروجينية أعلى من درجات غليان وانصهار مثيلاتها من المواد ويبرز هذا الأثر بشكلٍ واضح في خواص الماء ،فللماء صفات خاصة ترجع إلى الروابط الهيدروجينية المميزة التي تربط بين جزيئاته فدرجة غليان الماء 100) درجة م ) مرتفعة جداً إذا ما قورنت بدرجات غليان مركبات عناصر المجموعة السادسة مع الهيدروجين بالرغم من أن الوزن الجزيء للماء أقل من الوزن الجزيء لهذه المركبات .

64 علاقات بيانية توضح درجة الغليان لمواد يوجد بين جزيئاتها روابط هيدروجينية

65 كما أن للروابط الهيدروجينية التي تربط بين جزيئات الماء تأثير مباشر في القيمة العليا للكثافة التي يتخذها الماء والتي تساوي 1 جم / سم3 مكعب عند 4 درجة مئوي بينما تكون كثافة الماء أقل من ( 1جم/سم3 ) عند أعلى وأقل من ( 4 درجة م ) وهذا ما يجعل الجليد يطفوعلى سطح التجمعات المائية عند تجمد الماء . وأيضاً ترجع خاصية التوتر السطحي المميزة في الماء إلى ارتباط جزيئات الماء بروابط هيدروجينية .

66 مقارنة بين الماء وغاز الميثان لتوضيح أثر الرابطة الهيدروجينية على السلوك الفيزيائي للماء
CH4 16 Relative molecular mass -182 Melting point /°C -164 Boiling point /°C H2O 18 Relative molecular mass 0 Melting point /°C 100 Boiling point /°C

67 الرابطة الفلزية

68 الرابطة الفلزية ( METALLIC BONDING )
جميع الفلزات ( ماعدا الزئبق ) توجد في الحالة العنصرية في الحالة الصلبة ولعل سبب ذلك هو تلك الروابط القوية التي تربط بين ذرات الفلز فيمكن النظر إلى الفلز في الحالة الصلبة كبحرٍ من الشحنات الموجبة ) الأنوية ) تتحرك بينها الالكترونات بحرية وتنتقل من ذرة إلى أخرى .

69

70 وترجع الكثير من خصائص الفلزات الطبيعية إلى طبيعة هذه الرابطة فالتوصيل الكهربي والتوصيل الحراري للفلزات سببه هو حركة الالكترونات الحرة بين الذرات .

71 أثر الرابطة الفلزية على الخواص الفيزيائية للفلزات

72 ثانيا : الأكسدة والاختزال

73 ما أنواع التفاعلات الكيميائية ؟
يمكن التمييز بين نوعين اساسين من التفاعلات تفاعلات التبادل المزدوج وتفاعلات الأكسدة والاختزال

74 تفاعلات التبادل المزدوج
تفاعلات التبادل المزدوج يتم فيها تبادل بين الايونات المختلفة الشحنة ولا يصحب ذلك تغير في التركيب الالكتروني -مثال : تفاعل محلول كلوريد الصوديوم مع محلول نيترات الفضة مثال Na+ Na+Cl Ag+NO  NO3- Cl- + Ag+ Cl- NO3- + + - - Ag Na Cl NO3 ومن أمثلة تفاعلات التبادل المزدوج _ تفاعلات التعادل – تفاعلات الترسيب – تميؤ الاملاح

75 Fe + HNO3  Fe(NO3)2 + NH4NO3 +H2O
تفاعلات الأكسدة والاختزال يتم فيها فقد واكتساب للالكترونات وبالتالي يصحبها تغير في التركيب الالكتروني أمثلة : C(S) O2(g)  CO2(g) Fe + HNO3  Fe(NO3)2 + NH4NO3 +H2O لكن ما معنى الاكسدة والاختزال ؟ لتوضيح ذلك لندرس تفاعل فلز المغنيسيوم مع الاكسجين

76 Mg Mg2+ O2- O - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - اضغط للعرض

77 فقد الكترونات زيادة في عدد التأكسد اكتساب الكترونات نقص في عدد التأكسد
لنلاحظ :أنه عند تفاعل المغنيسيوم مع الأكسجين وتكون أكسيد المغنيسيوم 2Mg(S) O2(g)  2MgO (s) ما التركيب الالكتروني للمواد الداخلة والمواد الناتجة ؟ وما التغيرات التي حدثت ؟ 2 Mg + O  2Mg O2- 2:8: : : :8 2+ فقد الكترونات زيادة في عدد التأكسد اكتساب الكترونات نقص في عدد التأكسد 2 -

78 اختزال اكتساب الكترونات
من السابق نلاحظ - ان المغنيسيوم قد فقد الكترونين أي انه تأكسد Mg Mg2+ + 2e- وان الأكسجين قد اكتسب الكترونين أي أنه اختزل O + 2e O2- وان المغنيسيوم العامل المختزل والأكسجين العامل المؤكسد وان الأكسدة والاختزال عمليتان متلازمان وتحدثان في آن واحد . وان عدد الألكترونات المكتسبة يساوي عدد الألكترونات المفقودة أكسدة فقد الكترونات اختزال اكتساب الكترونات

79 وبذلك نستطيع القول بأنه:- شحنة ذرة الماغنسيوم (أي قبل التفاعل) تساوى صفر. وشحنة أيون الماغنسيوم في المركب يساوي + 2. وأيضاً عدد تأكسد ذرة الماغنسيوم أى شحنتها يساوي صفر. أو شحنة أيون الأكسيد -2 أى عدد تأكسد الأكسجين في المركب يساوي -2.

80 الاختزال الأكسدة عامل مؤكسد عامل مختزل
نقص عدد التأكسد اكتساب الكترونات زيادة عدد التأكسد فقد الكترونات عامل مؤكسد عامل مختزل

81 اذاً ما المقصود بالأكسدة والاختزال ؟
والعامل المؤكسد والعامل المختزل ؟ الأكسدة : عملية يتم فيها فقد الالكترونات وزيادة في عدد التأكسد . الاختزال : عملية يتم فيها اكتساب الالكترونات ونقص في عدد التأكسد العامل المؤكسد : مادة احد عناصرها يكتسب الالكترونات العامل المختزل : مادة احد عناصرها يفقد الالكترونات ولكي يتم تحديد التغير في التركيب الالكتروني بين المواد المتفاعلة والمواد الناتجة وبالتالي تحديد العامل المؤكسد والعامل المختزل تم ادخال مفهوم عدد التأكسد . عدد التأكسد عدد يمثل الشحنة الكهربائية (السالبة أو الموجبة ) التي تبدو على ذرة العنصر في المركب سواء كان أيونيا أو تساهميا

82 أعداد التأكسد في المركبات الأيونية و التساهمية
أعداد التأكسد في المركبات الأيونية و التساهمية

83 قواعد حساب عدد التأكسد H O المادة عدد التأكسد امثلة ملاحظات عنصر
, Cu , H , H2 , O , O2 , O3 H +1 H2O , NH3 , CH3OH, NaOH ماعدا في هيدريد الفلز يكون -1 O -2 H2O , CO2 KMnO4 , HNO3 ماعدا في OF2 = +2 وفي فوق الاكسيد = -1 ايون بسيط شحنته Na+ , Fe2+ , Fe3+ , Cu2+ ايون مركب NO3- . SO42-. Cr2O72- . MnO4 مجموع اعداد تأكسد ذراته = شحنته مركب CH3OH, NaOH, H2O , CO2 مجموع اعداد تأكسد ذراته = صفر

84

85 المول وعدد أفوجادرو

86 عددأفوجادرو المول الواحد = عدد أفوجادرو من الذرات تذكّر بأن
المول : مصطلح لاتيني يعني ( كوم من ) أو( كمية من ) ، يحتوي على كمية من المادة تساوي 6 سكستليون ذرة أو جزيء ×10²³ ( عدد أفوجادرو) تعريف المول : هو عدد الذرات الحقيقية الموجودة في الكتلة الذرية الجرامية للعنصر 6.022×10²³ ذرة ) .أو هو عدد الجزيئات الحقيقية الموجودة في الكتلة الجزيئية الجرامية للمركب .( ×10²³جزيء) مثال : الكتلة الذرية الجرامية للأكسجين = 16 جم . 16 جرام لا يمكن أن تكون كتلة ذرة واحدة من الأكسجين . ( لأنها كتلة محسوسة ، بينما ذرة الأكسجين لا ترى بالعين المجردة ) تذكّر بأن 16 جرام من الأكسجين = مول واحد من ذرات الأكسجين عدد الذرات في الـ 16 جرام من الأكسجين = ×10²³ ذرة ( 6 سكستليون ذرة ) المول الواحد = عدد أفوجادرو من الذرات

87 الكتلة الذرية الجرامية لأي عنصر = عدد أفوجادرو من الذرات من ذلك العنصر
الكتلة الذرية للكلور = 35.5 جم تحتوي على 6.022×10²³ الكتلة الذرية للصوديوم = 23جم تحتوي على 6.022×10²³ذرة الكتلة الذرية للكربون = 12 جم تحتوي على 6.022×10²³ذرة الكتلة الذرية الجرامية لأي عنصر = عدد أفوجادرو من الذرات من ذلك العنصر

88 الكتلة الجزيئية الجرامية للمركب: هي مجموع الكتل الذرية الجرامية للعناصر المكونة لذلك المركب
مثال : غاز الأمونياNH3 الكتلة الجزيئية للأمونيا = ( عدد ذرات النيتروجين × الكتلة الذرية للنيتروجين ) + ( عدد ذرات الهيدروجين × الكتلة الذرية للهيدروجين) الكتلة الجزيئية للأمونيا = (1×14)جم + (3×1) جم = 17 جم من غير المعقول أن تكون كتلة جزيء واحد فقط من غاز الأمونيا = 17 جرام ، لأن 17 جم كتلة كبيرة بالنسبة لجزيء لا يرى بالعين المجردة .

89 الكتلة الجزيئية الجرامية لأي مركب =عدد أفوجادرو من الجزيئات .
17 جرام من غاز الأمونيا تحتوي على عدد افوجادرو من جزيئات الأمونيا تذكر بأن المول الواحد = عدد افوجادرو من الجزيئات الكتلة الجزيئية الجرامية لغاز ثاني اكسيد الكربون = 44 جم تحتوي على . عدد أفوجادرو من الجزيئات(6.022×10²³ جزيء) الكتلة الجزيئية الجرامية لكلوريد الصوديوم = 58.5 جم تحتوي على . عدد أفوجادرو من الجزيئات(6.022×10²³ جزيء) الكتلة الجزيئية الجرامية لأي مركب =عدد أفوجادرو من الجزيئات .

90 أنواع التفاعلات الكيميائية

91 أنواع التفاعلات الكيميائية
التفاعلات الكيميائية تصنف وفقا للعمليات الكيميائية وأهمها : 1- تفاعلات الاتحاد المباشر 2- تفاعلات التفكك ( الانحلال ) 3- تفاعلات الإزاحة ( الإحلال )

92 أولا: تفاعلات الإتحاد المباشر
ثانيا: تفاعلات التفكك ( الانحلال ) ثالثا: تفاعلات الإزاحة ( الإحلال ) التقويم خروج

93 أولا: تفاعلات الإتحاد المباشر
” تفاعل يحدث بين مادتين ( A , B ) أو أكثر لتكوين مركب جديد ( AB ) ” التفاعل الرمزي: A + B → AB AB + C → ABC AB + CD → ABCD

94 أولا: تفاعلات الإتحاد المباشر
تنقسم إلى ثلاثة أنواع حسب المواد المتفاعلة: 1- إتحاد عنصر مع عنصر: A + B → AB مثال1: حرق شريط المغنسيوم في الهواء. 2Mg + O2 → 2MgO مثال2: حرق الكربون في كمية قليلة و وافرة من الأكسجين. 2C + O CO↑ C + O CO2↑ كمية قليلة من الأكسجين كمية وافرة من الأكسجين

95 أولا: تفاعلات الإتحاد المباشر
2- إتحاد عنصر مع مركب : AB + C → ABC مثال1: إتحاد أكسيد النيتريك مع أكسجين الهواء . 2NO + O2 → 2NO2

96 أولا: تفاعلات الإتحاد المباشر
3- إتحاد مركب مع مركب : AB + CD → ABCD مثال1: ذوبان ثالث أكسيد الكبريت في الماء . SO3 + H2O → H2SO4 الأكاسيد الحمضية: هي أكاسيد اللافلزات و التي تذوب في الماء مكونه أحماض .

97 CaO + H2O → Ca(OH)2 Na2O + H2O → 2NaOH
3- إتحاد مركب مع مركب : AB + CD → ABCD مثال1: ذوبان أكسيد الكالسيوم في الماء . CaO + H2O → Ca(OH)2 مثال2: ذوبان أكسيد الصوديوم في الماء . Na2O + H2O → 2NaOH الأكاسيد القاعدية: هي أكاسيد الفلزات و التي تذوب في الماء مكونه قلويات .

98 ثانيا: تفاعلات التفكك ( الانحلال )
” هي التفاعلات التي يتفكك فيها المركب الواحد إلى مواد أبسط منه ” التفاعل الرمزي: AB → A + B ABC → AB + C ABCD → AB + CD

99 عنصر + عنصر مركب AB A B مثال: انحلال أكسيد الزئبق II . 2HgO Hg + O2↑

100 ب عنصر + مركب مركب ABC AB + C مثال: تفكك كلورات البوتاسيوم . 2KClO KCl + 3O2↑

101 ثانيا: تفاعلات التفكك ( الانحلال )
أولا : التفكك( الانحلال ) بالحرارة : ج- مركب + مركب مركب ABCD AB + CD مثال: تفكك هيدروكسيد النحاس II . Cu(OH) CuO + H2O

102 ثانيا: التفكك بالطاقة الكهربائية :
2H2O H2 ↑ + O2↑ تيار كهربائي

103 ثالثا: تفاعلات الإزاحة ( الإحلال )
تنقسم إلى أولا: تفاعلات الإحلال البسيط . ثانيا: تفاعلات الإحلال المزدوج .

104 أولا: تفاعلات الإحلال البسيط . كيف نعرف نشاط العناصر ؟؟؟
هي التفاعلات التي يتم فيها إحلال عنصر نشط كيميائيا محل عنصر آخر أقل نشاطا . كيف نعرف نشاط العناصر ؟؟؟ لمعرفة ذلك أضغط هنا

105 يتم التعرف على نشاط العناصر من خلال السلسلة الكهروكيميائية .
ماهي السلسلة الكهروكيميائية ؟ هي ترتيب تنازلي لجميع العناصر حسب نشاطها بالنسبة للهيدروجين .

106 السلسلة الكهروكيميائية عناصر أقل نشاطا من الهيدروجين
K Ba Na Ca Mg Zn Cr Fe Co Ni Pb السلسلة الكهروكيميائية عناصر أكثر نشاطا من الهيدروجين و تحل محله ملاحظة جميع العناصر تستطيع أن تحل محل الهيدروجين ماعدا ( النحاسCu,الزئبق Hg,الفضة Ag,البلاتين Pt,الذهب Au ) H عناصر أقل نشاطا من الهيدروجين ولا تحل محله Cu Hg Ag Pt Au

107 ثالثا: تفاعلات الإزاحة ( الإحلال ) أولا: تفاعلات الإحلال البسيط .
أ- إحلال الفلز محل هيدروجين الماء : مثال: تفاعل الصوديوم مع الماء. 2Na + H2O NaOH + H2↑

108 ثالثا: تفاعلات الإزاحة ( الإحلال ) أولا: تفاعلات الإحلال البسيط .
ب- إحلال الفلز محل هيدروجين الحمض : مثال: تفاعل المغنسيوم مع حمض الكبريتيك. Mg + H2SO MgSO4 + H2 ↑

109 ثالثا: تفاعلات الإزاحة ( الإحلال ) أولا: تفاعلات الإحلال البسيط .
ج- إحلال الفلز محل فلز آخر في محلول أحد أملاحه : مثال: تفاعل الخارصين مع كبريتات النحاس. Zn + CuSO ZnSO4 + Cu↓

110 ثالثا: تفاعلات الإزاحة ( الإحلال ) ثانيا: تفاعلات الإحلال المزدوج .
أ- تفاعلات التعادل. ب- تفاعلات الترسيب.

111 ثالثا: تفاعلات الإزاحة ( الإحلال ) ثانيا: تفاعلات الإحلال المزدوج .
أ- تفاعلات التعادل. هي تفاعلات الأحماض و القواعد لتكوين ملح و ماء . HCl + NaOH NaCl + H2O ماء ملح قلوي + حمض

112 ثالثا: تفاعلات الإزاحة ( الإحلال ) ثانيا: تفاعلات الإحلال المزدوج .
هي تفاعلات تحدث في المحاليل المائية عن طريق التبادل الأيوني و يصاحبها تكوين راسب . ب- تفاعلات الترسيب. نيترات الفضة + كلوريد الصوديوم كلوريد الفضة + نيترات الصوديوم AgNO3 + NaCl AgCl↓ + NaNO3 راسب كلوريد الفضة

113 الأكسجين

114 الأكسجين 8O 8O = 1s2 \ 2s2 , 2p4 يقع عنصر الأكسجين في الدورة الثانية ضمن عناصر المجموعة السادسة الأكسجين عنصر لا فلزي الرابطة في جزئ الأكسجين O = O تساهمية ثنائية

115 تحضير الأكسجين يحضر غاز الأكسجين في المختبر بتسخين ملح برمنجنات البوتاسيوم أو كلورات البوتاسيوم . ويجمع غاز الأكسجين فوق سطح الماء بإزاحة الماء إلى اسفل لأنه شحيح الذوبان في الماء . 2KMnO K2MnO4 + MnO2 + O2

116 يمكن تحضير الأكسجين بعدة طرق أخرى مثل :
التحلليل الكهربائي للماء تحليل كهربائي 2H2O H O2

117 إضافة فوق اكسيد الهيدروجين إلى ثاني أكسيد المنجنيز 2H2O2 2H2O + O2
MnO2

118 الخواص الكيميائية لغاز الأكسجين
الأستقرار النسبي لغاز الأكسجين وذلك بسبب قوة الرابطة التساهمية الثنائية بين ذرتي الأكسجين في الجزيئ يزداد نشاط الأكسجين في درجات الحرارة المرتفعة وذلك لأنه في درجات الحرارة المرتفعة تتفكك جزيئات الأكسجين إلى ذرات اكسجين نشطة O KJ O , ∆H = 498KJ

119 مع الصوديوم 2Na + O 2Na+ + O-2 Na2O
نظرا للسالبية الكهربائية العالية للأكسجين فإنه يتفاعل مع الفلزات ويكون معها رابطة أيونية ومع اللافلزات ويكون معها رابطة تساهمية مع الصوديوم 2Na O Na O Na2O 2\8\1 2\6 2\8 2\8

120 مع اللافلزات O O O = O O2 2H O H - O - H H2O

121 الأكاسيد وأنواعها يتفاعل الأكسجين مع العناصر مكونا ما يعرف بالأكاسيد

122 أنواع الأكاسيد الأكاسيد المتعادلة الأكاسيد المترددة الأكاسيد القاعدية الأكاسيد الحمضية

123 أولا : الأكاسيد الحمضية :
هي الأكاسيد التي تتفاعل مع القواعد لتكون املاحا . وهي أكاسيد اللافلزات ومن امثلتها : CO2 ثاني اكسيد الكربون SO2 ثاني اكسيد الكبريت P2O5 خامس اكسيد الفسفور N2O5خامس اكسيد النيتروجين SiO2 ثاني اكسيد السيلكون SO3 ثالث اكسيدالكبريت

124 خواصها : 1- معظمها يذوب في الماء مكونا محاليل حمضية تحمر تباع الشمس مثل: SO2+H2O H2SO3 2- تتفاعل مع القواعد مكونة املاح BaO+SO BaSO4 3- تتفاعل مع القلويات مكونة ملح وماء 2NaOH+CO Na2CO3 + H2O

125 ثانيا : الأكاسيد القاعدية :
هي الأكاسيد التي تتقاعل مع الأحماض لتكون ملح وماء .وهي اكاسيد الفلزات ومن امثلتها : Na2Oاكسيد الصوديوم K2Oاكسيد البوتاسيوم BaOاكسي الباريوم MgOاكسيد المعنسيوم CaOاكسيد الكالسيوم CuOاسيد النحاس FeOاكسيد الحديد الثنائي Fe2O3اكسيد الحديد الثلاثي

126 خواصها : 1- معظمها يذوب في الماء ويكون محاليل قلوية تزرق تباع الشمس Na2O+H2O NaOH 2- تتفاعل مع الأحماض وتكون ملح وماء CuO+H2SO CuSO4+H2O 3- تسمى بالأكاسيد القاعدية القلوية 4- الأكاسيد القاعدية التي لا تذوب في الماء تسمى بالأكاسيد القاعدية غير القلوية

127 ثالثا :الأكاسيد المترددة
هي الأكاسيد التي تفاعل مع كل من الأحماض والقواعد مكونة ملح وماء ومن امثلتها : AL2O3 اكسيد الكالسيوم ZnO اكسيد الخارصين SnO اكسيد القصدير PbO اكسيد الرصاص

128 خواصها : 1- تتفاعل مع الأحماض مكونة ملح وماء AL2O3+3H2SO AL2(SO4)3+3H2O 2- تتفاعل مع القلويات وتكون ملح وماء AL2O3+2NaOH NaALO2+H2O

129 ثالثا : الأكاسيد المتعادلة
هي اكاسيد اللافلزات التي لا تتفاعل مع الأحماض أو القلويات من أمثلتها : NO اكسيد النيتريك CO أول اكسيد الكربون

130 الكربون

131 الكربون يوجد الكربون في صورة منفردة مثل الماس والجرافيت يوجد الكربون في كثير من المعادن الطبيعية على صورة كربونات كالسيوم أو كربونات حديد أو كربونات منجنيز و كربونات صوديوم يحتوي الكربون الطبيعي على نسبة ضئيلة من الكربون المشع C14

132 صور الكربون : يوجد الكربون في صورتين هما: متبلرة مثل : الماس والجرافيت غير متبلرة مثل: الفحم الحجري والفحم النباتي التأصل : وجود العنصر الواحد في الطبيعة في أكثر من صورة تختلف في خواصها الفيزيائية وتتشابه في الخواص الكيميائية . من صور الكربون : الماس - الجرافيت - الفوليرين

133 الفوليرين : جزئ كروي نحصل عليه بتأثير أشعة الليزر على الجرافيت ويستخدم كأشباه موصلات فائقة القوى التوصيلية ( فائقة التوصيل )

134 ما الفرق بين الماس والجرافيت؟

135 نبذة مختصرة عن عنصر الكربون :
العدد الذري : 6 التوزيع الإلكتروني في المستويات الرئيسية : \ 4 التوزيع الإلكتروني في تحت المستويات : 1s2 \ 2s2 , 2p2 يقع في الدورة الثانية المجموعة الرابعة

136 عند اتحاد الكربون مع ذرات عناصر أخرى يحدث تهجين للأفلاك يحدث اندماج افلاك تحت المستويين s,p لتكوين اربعة افلاك متشابه تماما ومتساوية في الطاقة تسمى بالأفلاك المهجنة SP3 فلك S وثلاث افلاك P . ومثال ذلك التهجين في جزيئ الميثان

137 علل لما يأتي معظم مركبات الكربون بروابط تساهمية جـ - لأن جهد تأين الكربون مرتفع فلا يستطيع أن يفقد الكترونات لتكوين كاتيون وسالبيته الكهربائية وسط فلا يستطيع اكتساب الكترونات لتكوين انيون قدرة الكربون على تكوين عدد كبير من المركبات المختلفة جـ - لقدرة الكربون على الإتحاد مع نفسه ومع غيره من العناصر لتكوين سلاسل طويله بروابط تساهمية

138 الخواص الكيميائية للكربون
صور الكربون المتبلور مثل الماس والجرافيت خاملة كيميائياً صور الكربون الغير بلوريه مثل الفحم أكثر نشاطا مركبات الكربون : عضوية : تنتج من اتحاد الكربون مع الهيدروجين بالأضافة الى بعض العناصر الأخرى مثل الأكسجين والنيتروجين والكبريت غير عضوية : تنتج من اتحاد الكربون مع عناصر غير الهيدروجين مثل اكاسيد الكربون والكربونات والكبريتيدات

139 غاز ثاني اكسيد الكربون CO2 وصيغته التركيبية ( البنائية ) هي : O=C=O
من أمثلة مركبات الكربون غير العضوية : غاز ثاني اكسيد الكربون CO2 وصيغته التركيبية ( البنائية ) هي : O=C=O

140 التحضير في المختبر يحضر غاز ثاني اكسيد الكربون بتفاعل حمض الهيدروكلوريك المخفف مع كربونات الكالسيوم ( الرخام أو الحجر الجيري ) 2HCL + CaCO CaCL2 + H2O + CO2 و يجمع الغاز بإزاحة الهواء إلى أعلى لأنه أثقل من الهواء بإستخدام جهاز كب .

141 جهاز كب أ‌- قمع أمان : يستخدم لتسهيل عملية وضع المحاليل داخل الجهاز ، ويعمل الانحناء الموجود في هذا القمع على منع خروج الغازات عند تحضيرها من داخل الجهاز ، إذ يبقى فيه بعض السائل مما يعيق عملية خروج الغازات .. ب‌- الحجرة العلوية : وتنتهي هذه الحجرة بأنبوب طويل يصل إلى الحجرة السفلى مروراً بالحجرة الوسطى ، وتستخدم هذه الحجرة كمستودع للمواد السائلة الداخلة في التفاعل .. جـ - الحجرة الوسطى : توضع فيها المواد الصلبة الداخلة في التفاعل ، كما أن صمام الجهاز يتصل بها ، وفيها تجمع الغازات الناتجة من التفاعل .. د- الصمام : مفتاح يستخدم لإخراج الهواء والغازات الناتجة عن التفاعل من داخل الجهاز ، ويمكن بواسطته التحكم في سير التفاعل أو إيقافه .. هـ - الحجرة السفلى : تنزل إليها المادة السائلة في التفاعل من الحجرة العلوية عبر الأنبوب الطويل ، وغالباً ما تتصل هذه الحجرة بالحجرة الوسطى ، في حين يمكن فصل الحجرة العلوية عنهما .. كما أن لهذه الحجرة فتحة تستخدم عند تفريغ الجهاز من محتوياته وتنظيفه ..

142 خواص غاز ثاني اكسيد الكربون :
الثلج الجاف : عند زيادة الضغط على غاز CO2 يتحول إلى سائل وعند تخفيف الضغط فجأة يتبخر الغاز السائل وتنخفض درجة الحرارة بشدة ويتجمد السائل مكونا الثلج الجاف

143 يذوب في الماء ويتكون حمض الكربونيك وهوحمض غير ثابت
الذوبان في الماء : يذوب في الماء ويتكون حمض الكربونيك وهوحمض غير ثابت H2O + CO H2CO3 ولهذا فإن محلول غاز ثاني اكسيد الكربون في الماء يحمر تباع الشمس الأزرق

144 يؤكسد المغنسيوم إلى أكسيد المغنسيوم
عامل مؤكسد : يؤكسد المغنسيوم إلى أكسيد المغنسيوم 2Mg + CO MgO + C ولهذا يستمر شريط من المغنسيوم في الإشتعال عند ادخاله في مخبار به غاز ثاني اكسيد الكربون مع الكربون : يتأكسد إلى غاز أول اكسيد الكربون C + CO CO ولهذا ينصح بعدم إستخدام مواقد الفحم في الأماكن المغلقة

145 مثل ماء الجير ( هيدروكسيد الكالسيوم )
مع القلويات مثل ماء الجير ( هيدروكسيد الكالسيوم ) Ca(OH)2 + CO CaCO3 + H2O ولهذا يتعكر ماء الجير عند إمرار غاز ثاني أكسيد الكربون فيه لفترة قصيرة . CaCO3 +H2O +CO فترة طويلة Ca(HCO)3 ولهذا يزول التعكير عند إمرار غاز ثاني اكسيد الكربون في ماء الجير لفترة طويلة . Ca(HCO) تسخين CaCO3 + H2O + CO2 ولهذا يعود التعكير مرة أخرى عند تسخين كربونات الكالسيوم الهيدروجينية فترة قصيرة

146 مع محلول هيدروكسيد الصوديوم
2NaOH + CO Na2CO3 + H2O Na2CO3 + H2O + CO NaHCO3 إستخدامات غاز ثاني اكسيد الكربون صناعة المياه الغازية إطفاء الحرائق صناعة الثلج الجاف الذي يستخدم في التبريد