إقبلني يارب
20-04-2011, 07:27 PM
السلام عليكم ورحمة الله وبركاته
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ـ
مقدمة عن الجدول الدوري الحديث
السحابة الإلكترونية :احتمال تواجد الإلكترون في منطقة ما من الفراغ المحيط بالنواة .
الأوربتال : المنطقة أو الحيز من الفراغ يكون احتمال تواجد الإلكترون فيه كبيراً .
أمكن وصف حركة الإلكترون بأربعة أعداد كم
1. عدد الكم الرئيسي (n) :
أ. كل إلكترون يمتلك كمية من الطاقة تختلف بإختلاف مستوى الطاقة الذي يتحرك فيه .
ب. تتحرك الإلكترونات حول النواة في مستويات طاقة رئيسية سبعة هي :
K – L – M – N – O – P – Q
1 2 3 4 5 6 7
ج. يمكن حساب العدد الأقصى للإلكترونات في مستوى طاقة معين من العلاقة 2n2
مستوى الطاقة الأول n=1 = 2 × 1 2 = 2 إلكترون
مستوى الطاقة الثاني n=2 = 2 × 2 2 = 8 إلكترون
مستوى الطاقة الثالث n=3 = 2 × 3 2 = 18 إلكترون
مستوى الطاقة الرابع n=4 = 2 × 4 2 = 32 إلكترون
يمكن تطبيق العلاقة 2n2 حتى المستوى الرابع فقط لأن الذرة تصبح غير مستقرة .
2. عدد الكم الثانوي :
استخدم العالم سمرفيلد مطياف قوى فإتضح أن كل مستوى طاقة رئيسي يتكون من مستويات فرعية
يرمز لمستويات الطاقة الفرعية بالرموز s , p , d , f
يمكن التمييز بين المستويات الفرعية برقم المستوى الرئيسي
( 2S ) ( 3P ) ( 4P )
3. عدد الكم المغناطيسي :
كل مستوى طاقة فرعي يتكون من عدد من الأوريتالات
المستوى الفرعي s يتكون من أوريتال واحد ويشبع ب 2 الكترون
المستوى الفرعي p يتكون من ثلاث أوريتالات ويشبع ب 6 الكترون
المستوى الفرعي d يتكون من خمس أوريتالات ويشبع ب 10 الكترون
المستوى الفرعي f يتكون من سبع أوريتالات ويشبع ب 14 الكترون
4. عدد الكم المغزلي :
دوران الإلكترون حول نفسه
من الممكن تواجد إلكترونين في نفس الأوريتال على الرغم من تشابه شحنتهما السالبة وذلك لأن دوران الإلكترون حول نفسه ينتج عنه مجال مغناطيسي ولأن دوران الإلكترونين يكون عكسيا فإن المجالين يكونا متعاكسين فيتجاذب الإلكترونان .
التوزيع الإلكتروني :
يعتمد التوزيع الإلكتروني على عدد الإلكترونات في كل ذرة .
مبدأ البناء التصاعدي :
تملأ الإلكترونات الأوريتالات ذات الطاقة الأقل ثم الأعلى
1s , 2s , 2p , 3s , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s
أمثلة : أكتب التوزيع الإلكتروني لذرات العناصر الآتية :
40Ca – 23Na – 32S – 14N – 12C
20 11 16 7 6
6C : 1S2 , 2S2 , 2P2
7N : 1S2 , 2S2 , 2P3
16S : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P4
11Na : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S1
Ca20 : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P6 , 4S2
قاعدة هوند :
لا يحدث اذدواج بين إلكترونين في مستوى فرعي واحد غلا بعد أن تشغل جميع أوريتالاته فرادى أولاً .
مثال : أكتبي التوزيع الإلكتروني لذرة الأكسجين بإستخدام قاعدة هوند Ne10 , O8
2P
2S
1S
O8
2P
2S
1S
Ne10
الجدول الدوري الحديث
يعتمد الجدول الدوري على ترتيب العناصر طبقاً لأعدادها الذرية
· يتكون الجدول الدوري من (7) دورات أفقية وتنتهي كل دورة بغاز خامل .
· يتكون الجدول الدوري من (18) مجموعة رأسية .
· عناصر المجموعة الواحدة تتشابه في التركيب الإلكتروني لمستوى الطاقة الأخير .
· تعتمد الخواص الكيميائية للعناصر على عدد الإلكترونات في الأوريتالات البعيدة عن النواة .
الدورات الأفقية :
1. الدورة الأولى تتكون من عنصرين هما الهيدروجين والهيليوم .
2. الدورة الثانية تتكون من (8) عناصر تبدأ بعنصر الليثيوم وتنتهي بغاز خامل (النيون) .
3. الدورة الثالثة تتكون من (8) عناصر تبدأ بعنصر الصوديوم وتنتهي بغاز خامل (الأرجون) .
4. الدورة الرابعة تتكون من (18) عنصر تبدأ بعنصر البوتاسيوم وتنتهي بغاز خامل (الكريبتون) .
5. الدورة الخامسة تتكون من (18)عنصر تبدأ بالروبيديوم وتنتهي بالزينون .
6. الدورة السادسة تتكون من (32) عنصر تبدأ بالسيزيوم وتنتهي بالرادون .
ملاحظة هامة :
توضع أسفل الجدول 14 عنصر (عناصر المستوى الفرعي (4f) ) وتسمى (اللانثانيدات ) أو عناصر الأرض النادرة .
7. الدورة السابعة هي دورة غير مكتملة :و يوجد بها 14 عنصر أسفل الجدول أيضاً (عناصر المستوى الفرعي 5f ) تسمى الأكتينيدات .
المجموعة الرأسية :
عدد الإلكترونات ونوع المستوى الفرعي في مستوى الطاقة الخارجي
العناصر المجموعة الواحدة هما نفس العدد والنوع لذلك تتشابه عناصر المجموعة الواحدة في الخواص الفيزيائية والكيميائية .
لعناصر بعض المجموعات أسماء مميزة :
المجموعة الأولى تسمى الأقلاء – الفلزات القلوية
المجموعة الثانية تسمى الأقلاء الأرضية المجموعة السابعة A تسمى : الهالوجينات
المجموعة الصفرية تسمى : العناصر الخاملة أو النبيلة .
عناصر المجموعة الأولى – الصوديوم
1H – 3Li – 11Na – 19K – 37Rb – 55Cs – 78F
التركيب الإلكتروني لفلزات الأقلاء :
3Li : 1S2 , 2S2 , 2S2
11Na : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S1
19K : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P6 , 4S1
37Rb : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P6 , 4S2 , 3d10 , 4P6 , 5S1
55Cs : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P6 , 4S2 , 3d10 , 4P6 , 5S2, 4d10 , 5P6 , 6S1
استخلاص فلز الصوديوم من مركباته (طريقة دونز)
يتم بالتحليل الكهربي لمصهور كلوريد الصوديوم أو مصهور هيدروكسيد الصوديوم .
NaCl Na+ + Cl-
Na+ + e- Na عند المهبط ( يتكون فلز الصوديوم )
Cl- Cl + e- عند المصعد (يتكون غاز الكلور )
Cl + Cl Cl2
الخواص الفيزيائية والكيميائية لفلز الصوديوم :
1. الصوديوم شديد التفاعل مع الهواء لذلك يحفظ أسفل الكيروسين .
2. فلز فضي لامع – يغطى بطبقة بيضاء من كربونات الصوديوم .
3. يتفاعل مع الماء ويتصاعد غاز الهيدورجين ويتكون مادة هيدروكسيد الصوديوم التي تزرق عباد الشمس .
2Na + 2 H2O 2 NaOH + H2
4. جيد التوصيل للكهرباء .
5. لين قابل للطرق والسحب .
6. جيد التوصيل للحرارة (لذلك يستخدم لنقل الحرارة في المفاعل النووي) .
7. يتفاعل مع الأكسجين ويكون أكسيد صوديوم .
4Na + O2 2 Na2O
8. يتفاعل مع الكلور ويكون كلوريد الصوديوم .
2Na + Cl2 2 NaCl
هيدروكسيد الصوديوم NaOH :
تحضير هيدروكسيد الصوديوم في الصناعة :
تحضر في الصناعة بالتحليل الكهربي لمحلول كلوريد الصوديوم
2NaCl + 2 H2O تحليل كهربي 2 NaOH + H2 + Cl2
أهم استخدامات الصودا الكاوية :
1. يدخل في كثير من الصناعات الهامة مثل :
1) صناعة الورق
2) صناعة الصابون
3) صناعة الحرير الصناعي
2. في تنقية البترول من الشوائب الحامضية .
3. الكشف عن الشقوق القاعدية (الكاتيونات) .
محلول الملح + محلول هيدروكسيد الصوديوم
أ. كاتيون النحاس Cu2+
يتكون راسب أزرق من هيدروكسيد النحاس الذي يسود بالتسخين
ب. كاتيون الحديد Fe2+
يتكون راسب أبيض يتحول إلى أبيض مخضر من هيدروكسيد الحديد Fe(OH)2
ج. الكشف عن كاتيون الحديد Ш (Fe3+)
يتكون راسب بني محمر من هيدروكسيد الحديد Fe(OH)3
د. الكشف عن كاتيون الألومنيوم (Al+3)
يتكون راسب أبيض من هيدروكسيد الألومنيوم Al(OH)3 يذوب في وفرة من هيدروكسيد الصوديوم لتكون ميتا ألومنيات الصوديوم Na Al O2
عناصر المجموعة الثانية – الكالسيوم
4Be – 12Mg – 20Ca – 38Sr – 56Ba – 88Ra القلويات الأرضية
التركيب الإلكتروني :
4Be : 1S2 , 2S2
12Mg : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2
20Ca : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P6 , 4S2
الخواص الفيزيائية والكيميائية لفلز الكالسيوم :
1. جيد التوصيل للكهرباء .
2. يتفاعل مع الماء ويتكون هيدروكسيد الكالسيوم ويتصاعد غاز الهيدروجين.
Ca + 2 H2O Ca(OH)2 + H2
3. يتفاعل مع الأكسجين ويتكون أكسيد كالسيوم .
2Ca + O2 ∆ 2CaO
4. يتفاعل مع الكلور ويتكون كلوريد الكالسيوم .
Ca + Cl2 CaCl2
أهم مركبات الكالسيوم واستخداماتها :
أولا : كربونات الكالسيوم CaCo3 :
صور كربونات الكالسيوم
1- الحجر الجيري 2- الطباشير 3- الرخام
4- الكالسيت 5- الطباشير المرسب
الخواص الفيزيائية والكيميائية لفلز الكالسيوم :
1. تنحل كربونات الكالسيوم بالحرارة إلى أكسيد كالسيوم وثاني أكسيد الكربون .
CaCO3 ∆ CaO + CO2
2. يتفاعل أكسيد الكالسيوم (الجير الحي ) مع الماء في تفاعل طارد للحرارة ويتكون هيدروكسيد كالسيوم .
CaO + H2O Ca(OH)2
أهم استخدامات الحجر الجيري :
1. تحضير الجير الحي CaO
2. تحضير الجير المطفأ Ca(OH)2
3. للتخلص من الشوائب عند اختزال الحديد
4. تحضير الأسمنت صناعياً . (البورتلاندي)
5. تحضير الأسمنت يقاوم الكبريتات
ثانيا : الجير المطفأ :
Ca(OH)2 شحيح الذوبان في الماء والرشح الناتج يسمى ماء الجير الذي يستخدم للكشف عن CO2
أهم استخدامات الحجر المطفأ :
1. يدخل في صناعة المونة و الملاط
2. يستخدم في معالجة الأراضي الزراعية الحامضة
3. يستخدم في تحضير الصودا الكاوية
Na2CO3 + Ca(OH)2 2NaOH + CaCO3
ثالثا : كبريتات الكالسيوم CaSO4 :
o الجبس هو كبريتات الكالسيوم المتبلرة CaSO4 . 2H2O
o عند تسخين الجبس تتكون عجينة باريس
2CaSO4 . 2H2O 2CaSO4 . H2O + 3H2O
تستخدم عجينة باريس في تجبير العظام وصناعة التماثيل
الكشف الجاف عن أملاح الكالسيوم
عند تعريض أملاح الكالسيوم للهب يتوهج بلون أحمر طوبي .
عناصر المجموعة الخامسة ( A ) – النيتروجين
N7 – P15 – As33 – Sb51 – Bi83
التركيب الالكتروني:-
N7 : 1S2 - 2S2 - 2P3
P15 : 1S2 - 2S2 - 2P6 -3S2 -3P3
As33: 1S2 - 2S2 - 2P6 -3S2 -3P6 -2S2 -3d10 -4P3
النيتروجين :
الخواص الفيزيقية و الكيميائية:-
1. غاز عديم اللون و الرائحة
2. لا يشتعل ولا يساعد على الاشتعال
3. يتفاعل مع الهيدروجين N2 + O2 2NH3
4. يتفاعل مع الاكسجين N7 + O2 2NO
2NO + O2 2NO2
5. يتفاعل مع الفلزات النشطة و يتكون نيتريد الفلز
3Mg + N2 Mg3N2
تتحلل النيتريدات في الماء و يتصاعد النشادر
Mg3N2 + 6 H2O 3 Mg(OH)2 + 2 NH3
6. يتفاعل كربيد الكالسيوم ويتكون سياناميد الكالسيوم الذي يستخدم كسماد زراعي
CaC2 + N2 CaCN2 + C
يعتبر سياناميد الكالسيوم مصدرالامونيا في التربة الزراعية
CaCN2 + 3 H2O CaCO3 + 2NH3
اهم مركبات النيتروجين :
الامونيا ( النشادر)
التحضير في المعمل
بتسخين خليط من الجير المطفأ و كلوريد الامونيوم و امرار الغاز على جير حي ( للتجفيف) و يجمع الغاز بإزاحة الهواء لااسفل .
2 NH4Cl + Ca(OH)2 2 NH3 + H2O + CaCl2
التحضير في الصناعة (طريقة هابر)
من عنصري الهيدروجين و النيتروجين :
N2 + H2عوامل حفازة/ 500 ºم 2NH3
اهم استخدامات غاز الامونيا :ـ
1 – صناعة الأسمدة النيتروجينية
يمكن صناعة الأسمدة النيتروجينية بواسطة تفاعلات بين الأمونيا والحمض المناسب .
NH3 + HNO3NH4NO3 نترات الأمونيوم
2NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4 كبريتات الأمونيوم وسلفات النشادر
- نترات الأمونيوم تحتوي على نسبة عالية من النيتروجين وهي سريعة الذوبان في الماء والزيادة منها تسبب حمضية التربة .
- كبريتات الأمونيوم على زيادة حامضية التربة لذلك يجب معادلة التربة التي تعالج بهذه الأسمدة .
2 – تستخدم الأمونيا في صناعة حمض النيتريك
حمض النيتريك HNO3
تحضير الحمض في المعامل
بتسخين نترات البوتاسيوم مع حمض كبريتيك المركز .
2KNO3 + H2SO4 K2SO4 + 2HNO3
تحضير حمض النيتريك في الصناعة :
1 – بواسطة أكسدة الأمونيا ( هابر )
2 – بواسطة القوس الكهربي ( بركلاند + آيد )
افراز خليط من الأكسجين والنيتروجين على شرارة كهربية يتكون اكسيد نيتريك ثم ثاني اكسيد النيتروجين الذي يذوب في الماء .
2NO2 + H2O HNO2 + HNO3
3HNO2 HNO3 + H2O + 2NO
أهم استخدامات حمض النيتريك :
1 – صناعة سماد نترات الأمونيوم
2- عامل مؤكسد قوي
3- تحضير املاح النترات مثل نترات الحديد
Fe + 4HNO3 Fe(NO3)3 + 2 H2O + NO
4- تحضير حمض الفوسفوريك H3PO4
P + 5 HNO3 H3PO4 + H2O + 5 NO2
أجب عن الأسئلة الآتية :
س - اشرح تجربة عملية توضح بها تفاعل الصوديوم مع الماء لتكوين محلول قلوي التأثير
جـ - التجـربة : ضع قطعة صوديوم صغيرة في كأس به ماء .
المشاهدة: تتحرك قطعة الصوديوم بشدة فوق سطح الماء المحلول الناتج من ذوبان الصوديوم يزرق عباد
الشمس الأحمر ، المادة الناتجة هي هيدروكسيد الصوديوم .
2Na + 2H2O 2NaOH + H2
س- كيف تميز عملياً بين كلوريد الحديد Ш وكلوريد الألمونيوم
جـ - بإضافة هيدروكسيد الصوديوم :
1 – اذا تكون راسب احمر طوبي كان كلوريد الحديدШ
2- تكون راسب ابيض يذوب في الزيادة من هيدروكسيد الصوديوم كان كلوريد الألمونيوم .
نسألكم الدعاء لمن قام بإعداد هذا العمل المُبارك
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ـ
مقدمة عن الجدول الدوري الحديث
السحابة الإلكترونية :احتمال تواجد الإلكترون في منطقة ما من الفراغ المحيط بالنواة .
الأوربتال : المنطقة أو الحيز من الفراغ يكون احتمال تواجد الإلكترون فيه كبيراً .
أمكن وصف حركة الإلكترون بأربعة أعداد كم
1. عدد الكم الرئيسي (n) :
أ. كل إلكترون يمتلك كمية من الطاقة تختلف بإختلاف مستوى الطاقة الذي يتحرك فيه .
ب. تتحرك الإلكترونات حول النواة في مستويات طاقة رئيسية سبعة هي :
K – L – M – N – O – P – Q
1 2 3 4 5 6 7
ج. يمكن حساب العدد الأقصى للإلكترونات في مستوى طاقة معين من العلاقة 2n2
مستوى الطاقة الأول n=1 = 2 × 1 2 = 2 إلكترون
مستوى الطاقة الثاني n=2 = 2 × 2 2 = 8 إلكترون
مستوى الطاقة الثالث n=3 = 2 × 3 2 = 18 إلكترون
مستوى الطاقة الرابع n=4 = 2 × 4 2 = 32 إلكترون
يمكن تطبيق العلاقة 2n2 حتى المستوى الرابع فقط لأن الذرة تصبح غير مستقرة .
2. عدد الكم الثانوي :
استخدم العالم سمرفيلد مطياف قوى فإتضح أن كل مستوى طاقة رئيسي يتكون من مستويات فرعية
يرمز لمستويات الطاقة الفرعية بالرموز s , p , d , f
يمكن التمييز بين المستويات الفرعية برقم المستوى الرئيسي
( 2S ) ( 3P ) ( 4P )
3. عدد الكم المغناطيسي :
كل مستوى طاقة فرعي يتكون من عدد من الأوريتالات
المستوى الفرعي s يتكون من أوريتال واحد ويشبع ب 2 الكترون
المستوى الفرعي p يتكون من ثلاث أوريتالات ويشبع ب 6 الكترون
المستوى الفرعي d يتكون من خمس أوريتالات ويشبع ب 10 الكترون
المستوى الفرعي f يتكون من سبع أوريتالات ويشبع ب 14 الكترون
4. عدد الكم المغزلي :
دوران الإلكترون حول نفسه
من الممكن تواجد إلكترونين في نفس الأوريتال على الرغم من تشابه شحنتهما السالبة وذلك لأن دوران الإلكترون حول نفسه ينتج عنه مجال مغناطيسي ولأن دوران الإلكترونين يكون عكسيا فإن المجالين يكونا متعاكسين فيتجاذب الإلكترونان .
التوزيع الإلكتروني :
يعتمد التوزيع الإلكتروني على عدد الإلكترونات في كل ذرة .
مبدأ البناء التصاعدي :
تملأ الإلكترونات الأوريتالات ذات الطاقة الأقل ثم الأعلى
1s , 2s , 2p , 3s , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s
أمثلة : أكتب التوزيع الإلكتروني لذرات العناصر الآتية :
40Ca – 23Na – 32S – 14N – 12C
20 11 16 7 6
6C : 1S2 , 2S2 , 2P2
7N : 1S2 , 2S2 , 2P3
16S : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P4
11Na : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S1
Ca20 : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P6 , 4S2
قاعدة هوند :
لا يحدث اذدواج بين إلكترونين في مستوى فرعي واحد غلا بعد أن تشغل جميع أوريتالاته فرادى أولاً .
مثال : أكتبي التوزيع الإلكتروني لذرة الأكسجين بإستخدام قاعدة هوند Ne10 , O8
2P
2S
1S
O8
2P
2S
1S
Ne10
الجدول الدوري الحديث
يعتمد الجدول الدوري على ترتيب العناصر طبقاً لأعدادها الذرية
· يتكون الجدول الدوري من (7) دورات أفقية وتنتهي كل دورة بغاز خامل .
· يتكون الجدول الدوري من (18) مجموعة رأسية .
· عناصر المجموعة الواحدة تتشابه في التركيب الإلكتروني لمستوى الطاقة الأخير .
· تعتمد الخواص الكيميائية للعناصر على عدد الإلكترونات في الأوريتالات البعيدة عن النواة .
الدورات الأفقية :
1. الدورة الأولى تتكون من عنصرين هما الهيدروجين والهيليوم .
2. الدورة الثانية تتكون من (8) عناصر تبدأ بعنصر الليثيوم وتنتهي بغاز خامل (النيون) .
3. الدورة الثالثة تتكون من (8) عناصر تبدأ بعنصر الصوديوم وتنتهي بغاز خامل (الأرجون) .
4. الدورة الرابعة تتكون من (18) عنصر تبدأ بعنصر البوتاسيوم وتنتهي بغاز خامل (الكريبتون) .
5. الدورة الخامسة تتكون من (18)عنصر تبدأ بالروبيديوم وتنتهي بالزينون .
6. الدورة السادسة تتكون من (32) عنصر تبدأ بالسيزيوم وتنتهي بالرادون .
ملاحظة هامة :
توضع أسفل الجدول 14 عنصر (عناصر المستوى الفرعي (4f) ) وتسمى (اللانثانيدات ) أو عناصر الأرض النادرة .
7. الدورة السابعة هي دورة غير مكتملة :و يوجد بها 14 عنصر أسفل الجدول أيضاً (عناصر المستوى الفرعي 5f ) تسمى الأكتينيدات .
المجموعة الرأسية :
عدد الإلكترونات ونوع المستوى الفرعي في مستوى الطاقة الخارجي
العناصر المجموعة الواحدة هما نفس العدد والنوع لذلك تتشابه عناصر المجموعة الواحدة في الخواص الفيزيائية والكيميائية .
لعناصر بعض المجموعات أسماء مميزة :
المجموعة الأولى تسمى الأقلاء – الفلزات القلوية
المجموعة الثانية تسمى الأقلاء الأرضية المجموعة السابعة A تسمى : الهالوجينات
المجموعة الصفرية تسمى : العناصر الخاملة أو النبيلة .
عناصر المجموعة الأولى – الصوديوم
1H – 3Li – 11Na – 19K – 37Rb – 55Cs – 78F
التركيب الإلكتروني لفلزات الأقلاء :
3Li : 1S2 , 2S2 , 2S2
11Na : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S1
19K : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P6 , 4S1
37Rb : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P6 , 4S2 , 3d10 , 4P6 , 5S1
55Cs : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P6 , 4S2 , 3d10 , 4P6 , 5S2, 4d10 , 5P6 , 6S1
استخلاص فلز الصوديوم من مركباته (طريقة دونز)
يتم بالتحليل الكهربي لمصهور كلوريد الصوديوم أو مصهور هيدروكسيد الصوديوم .
NaCl Na+ + Cl-
Na+ + e- Na عند المهبط ( يتكون فلز الصوديوم )
Cl- Cl + e- عند المصعد (يتكون غاز الكلور )
Cl + Cl Cl2
الخواص الفيزيائية والكيميائية لفلز الصوديوم :
1. الصوديوم شديد التفاعل مع الهواء لذلك يحفظ أسفل الكيروسين .
2. فلز فضي لامع – يغطى بطبقة بيضاء من كربونات الصوديوم .
3. يتفاعل مع الماء ويتصاعد غاز الهيدورجين ويتكون مادة هيدروكسيد الصوديوم التي تزرق عباد الشمس .
2Na + 2 H2O 2 NaOH + H2
4. جيد التوصيل للكهرباء .
5. لين قابل للطرق والسحب .
6. جيد التوصيل للحرارة (لذلك يستخدم لنقل الحرارة في المفاعل النووي) .
7. يتفاعل مع الأكسجين ويكون أكسيد صوديوم .
4Na + O2 2 Na2O
8. يتفاعل مع الكلور ويكون كلوريد الصوديوم .
2Na + Cl2 2 NaCl
هيدروكسيد الصوديوم NaOH :
تحضير هيدروكسيد الصوديوم في الصناعة :
تحضر في الصناعة بالتحليل الكهربي لمحلول كلوريد الصوديوم
2NaCl + 2 H2O تحليل كهربي 2 NaOH + H2 + Cl2
أهم استخدامات الصودا الكاوية :
1. يدخل في كثير من الصناعات الهامة مثل :
1) صناعة الورق
2) صناعة الصابون
3) صناعة الحرير الصناعي
2. في تنقية البترول من الشوائب الحامضية .
3. الكشف عن الشقوق القاعدية (الكاتيونات) .
محلول الملح + محلول هيدروكسيد الصوديوم
أ. كاتيون النحاس Cu2+
يتكون راسب أزرق من هيدروكسيد النحاس الذي يسود بالتسخين
ب. كاتيون الحديد Fe2+
يتكون راسب أبيض يتحول إلى أبيض مخضر من هيدروكسيد الحديد Fe(OH)2
ج. الكشف عن كاتيون الحديد Ш (Fe3+)
يتكون راسب بني محمر من هيدروكسيد الحديد Fe(OH)3
د. الكشف عن كاتيون الألومنيوم (Al+3)
يتكون راسب أبيض من هيدروكسيد الألومنيوم Al(OH)3 يذوب في وفرة من هيدروكسيد الصوديوم لتكون ميتا ألومنيات الصوديوم Na Al O2
عناصر المجموعة الثانية – الكالسيوم
4Be – 12Mg – 20Ca – 38Sr – 56Ba – 88Ra القلويات الأرضية
التركيب الإلكتروني :
4Be : 1S2 , 2S2
12Mg : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2
20Ca : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P6 , 4S2
الخواص الفيزيائية والكيميائية لفلز الكالسيوم :
1. جيد التوصيل للكهرباء .
2. يتفاعل مع الماء ويتكون هيدروكسيد الكالسيوم ويتصاعد غاز الهيدروجين.
Ca + 2 H2O Ca(OH)2 + H2
3. يتفاعل مع الأكسجين ويتكون أكسيد كالسيوم .
2Ca + O2 ∆ 2CaO
4. يتفاعل مع الكلور ويتكون كلوريد الكالسيوم .
Ca + Cl2 CaCl2
أهم مركبات الكالسيوم واستخداماتها :
أولا : كربونات الكالسيوم CaCo3 :
صور كربونات الكالسيوم
1- الحجر الجيري 2- الطباشير 3- الرخام
4- الكالسيت 5- الطباشير المرسب
الخواص الفيزيائية والكيميائية لفلز الكالسيوم :
1. تنحل كربونات الكالسيوم بالحرارة إلى أكسيد كالسيوم وثاني أكسيد الكربون .
CaCO3 ∆ CaO + CO2
2. يتفاعل أكسيد الكالسيوم (الجير الحي ) مع الماء في تفاعل طارد للحرارة ويتكون هيدروكسيد كالسيوم .
CaO + H2O Ca(OH)2
أهم استخدامات الحجر الجيري :
1. تحضير الجير الحي CaO
2. تحضير الجير المطفأ Ca(OH)2
3. للتخلص من الشوائب عند اختزال الحديد
4. تحضير الأسمنت صناعياً . (البورتلاندي)
5. تحضير الأسمنت يقاوم الكبريتات
ثانيا : الجير المطفأ :
Ca(OH)2 شحيح الذوبان في الماء والرشح الناتج يسمى ماء الجير الذي يستخدم للكشف عن CO2
أهم استخدامات الحجر المطفأ :
1. يدخل في صناعة المونة و الملاط
2. يستخدم في معالجة الأراضي الزراعية الحامضة
3. يستخدم في تحضير الصودا الكاوية
Na2CO3 + Ca(OH)2 2NaOH + CaCO3
ثالثا : كبريتات الكالسيوم CaSO4 :
o الجبس هو كبريتات الكالسيوم المتبلرة CaSO4 . 2H2O
o عند تسخين الجبس تتكون عجينة باريس
2CaSO4 . 2H2O 2CaSO4 . H2O + 3H2O
تستخدم عجينة باريس في تجبير العظام وصناعة التماثيل
الكشف الجاف عن أملاح الكالسيوم
عند تعريض أملاح الكالسيوم للهب يتوهج بلون أحمر طوبي .
عناصر المجموعة الخامسة ( A ) – النيتروجين
N7 – P15 – As33 – Sb51 – Bi83
التركيب الالكتروني:-
N7 : 1S2 - 2S2 - 2P3
P15 : 1S2 - 2S2 - 2P6 -3S2 -3P3
As33: 1S2 - 2S2 - 2P6 -3S2 -3P6 -2S2 -3d10 -4P3
النيتروجين :
الخواص الفيزيقية و الكيميائية:-
1. غاز عديم اللون و الرائحة
2. لا يشتعل ولا يساعد على الاشتعال
3. يتفاعل مع الهيدروجين N2 + O2 2NH3
4. يتفاعل مع الاكسجين N7 + O2 2NO
2NO + O2 2NO2
5. يتفاعل مع الفلزات النشطة و يتكون نيتريد الفلز
3Mg + N2 Mg3N2
تتحلل النيتريدات في الماء و يتصاعد النشادر
Mg3N2 + 6 H2O 3 Mg(OH)2 + 2 NH3
6. يتفاعل كربيد الكالسيوم ويتكون سياناميد الكالسيوم الذي يستخدم كسماد زراعي
CaC2 + N2 CaCN2 + C
يعتبر سياناميد الكالسيوم مصدرالامونيا في التربة الزراعية
CaCN2 + 3 H2O CaCO3 + 2NH3
اهم مركبات النيتروجين :
الامونيا ( النشادر)
التحضير في المعمل
بتسخين خليط من الجير المطفأ و كلوريد الامونيوم و امرار الغاز على جير حي ( للتجفيف) و يجمع الغاز بإزاحة الهواء لااسفل .
2 NH4Cl + Ca(OH)2 2 NH3 + H2O + CaCl2
التحضير في الصناعة (طريقة هابر)
من عنصري الهيدروجين و النيتروجين :
N2 + H2عوامل حفازة/ 500 ºم 2NH3
اهم استخدامات غاز الامونيا :ـ
1 – صناعة الأسمدة النيتروجينية
يمكن صناعة الأسمدة النيتروجينية بواسطة تفاعلات بين الأمونيا والحمض المناسب .
NH3 + HNO3NH4NO3 نترات الأمونيوم
2NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4 كبريتات الأمونيوم وسلفات النشادر
- نترات الأمونيوم تحتوي على نسبة عالية من النيتروجين وهي سريعة الذوبان في الماء والزيادة منها تسبب حمضية التربة .
- كبريتات الأمونيوم على زيادة حامضية التربة لذلك يجب معادلة التربة التي تعالج بهذه الأسمدة .
2 – تستخدم الأمونيا في صناعة حمض النيتريك
حمض النيتريك HNO3
تحضير الحمض في المعامل
بتسخين نترات البوتاسيوم مع حمض كبريتيك المركز .
2KNO3 + H2SO4 K2SO4 + 2HNO3
تحضير حمض النيتريك في الصناعة :
1 – بواسطة أكسدة الأمونيا ( هابر )
2 – بواسطة القوس الكهربي ( بركلاند + آيد )
افراز خليط من الأكسجين والنيتروجين على شرارة كهربية يتكون اكسيد نيتريك ثم ثاني اكسيد النيتروجين الذي يذوب في الماء .
2NO2 + H2O HNO2 + HNO3
3HNO2 HNO3 + H2O + 2NO
أهم استخدامات حمض النيتريك :
1 – صناعة سماد نترات الأمونيوم
2- عامل مؤكسد قوي
3- تحضير املاح النترات مثل نترات الحديد
Fe + 4HNO3 Fe(NO3)3 + 2 H2O + NO
4- تحضير حمض الفوسفوريك H3PO4
P + 5 HNO3 H3PO4 + H2O + 5 NO2
أجب عن الأسئلة الآتية :
س - اشرح تجربة عملية توضح بها تفاعل الصوديوم مع الماء لتكوين محلول قلوي التأثير
جـ - التجـربة : ضع قطعة صوديوم صغيرة في كأس به ماء .
المشاهدة: تتحرك قطعة الصوديوم بشدة فوق سطح الماء المحلول الناتج من ذوبان الصوديوم يزرق عباد
الشمس الأحمر ، المادة الناتجة هي هيدروكسيد الصوديوم .
2Na + 2H2O 2NaOH + H2
س- كيف تميز عملياً بين كلوريد الحديد Ш وكلوريد الألمونيوم
جـ - بإضافة هيدروكسيد الصوديوم :
1 – اذا تكون راسب احمر طوبي كان كلوريد الحديدШ
2- تكون راسب ابيض يذوب في الزيادة من هيدروكسيد الصوديوم كان كلوريد الألمونيوم .
نسألكم الدعاء لمن قام بإعداد هذا العمل المُبارك