تربية وتعليم

1. تربية وتعليم Chemistry

2. التصنيف الدوري للعناصر التفاعل الكيميائي المعادلة الكيميائية الروابط الكيميائية .

3. مفردات العرض 1- التصنيف الدوري للعناصر . 2- الفلزات واللافلزات . 3- الجدول الدوري الحديث . 4- مناطق الجدول الدوري الحديث . 5- التكافؤ . 6- التفاعل الكيميائي. 7- المعادلة الكيميائية . 8-أسس كتابة المعادلة الكيميائية الموزونة .

4. 9- أنواع التفاعلات الكيميائية . 10- التفاعلات الأيونية . 11- تفاعلات الأكسدة والاختزال . 12- الروابط الكيميائية . 13- الرابطة الأيونية . 14- الرابطة التساهمية .

5. تصنيف العناصر لما كثر عدد العناصر المكتشفة حاول العلماء تصنيف العناصر وترتيبها حتى تسهل دراستها ، فكانت هناك الكثير من المحاولات من أهمها : 1- تصنيف العناصر إلى فلزات ولا فلزات . 2- الجدول الدوري الحديث .

6. الفلزات واللافلزات من المحاولات الأول التي تمت لغرض تصنيف العناصر وترتيبها في مجموعات ، محاولة تصنيف العناصر في مجموعتين ، الفلزات واللافلزات ، حيث تحمل عناصر كل مجموعة خواصاً معاكسة لعناصر المجموعة الأخرى .

7. خواص الفلزات 1- مواد صلبة ذات مظهر لامع براق . 2- قابلة للسحب والطرق . 3- موصلة جيدة للحرارة والكهرباء . 4- ذات كثافة عالية . 5- درجة غليانها وانصهارها مرتفعة .

8. خواص اللافلزات اللافلزات لا تتوفر فيها كل أو معظم خواص الفلزات السابقة .

10. الجدول الدوري الحديث آخر محاولة وضعت لتصنيف العناصر وترتيبها في جدول ، هي ترتيب العناصر في جدول عرف بالجدول الدوري الحديث وقد تم ترتيب العناصر في هذا الجدول استناداً إلى ثلاث أسس :

11. 1- رتبت العناصر حسب ازدياد العدد الذري . 2- وضعت العناصر في دورات (سطور أفقية ) اعتماداً على عدد مستويات الطاقة الالكترونية المشغولة بالإلكترونات ، هذا ويحتوي الجدول على سبعة دورات . 3- وضعت العناصر في مجموعات ( أعمدة رأسية ) اعتماداً على التساوي في عدد إلكترونات مستوى الطاقة الأخير ( مستوى التكافؤ ) ويتألف الجدول من ثمان مجموعات رئيسية أ ، وثمان فرعية ب.

13. مناطق الجدول الدوري الحديث يمكن تمييز خمسة مناطق في الجدول الدوري الحديث . 1- المنطقة اليسرى : وتضم عناصر المجموعتين الرئيسيتين (1 , 2 أ )الفلزات القلوية والقلوية الأرضية ، وتتميز عناصر هذه المنطقة بملء المجال S في مستوى الطاقة الأخير ( مستوى التكافؤ ) .

14. 2- المنطقة اليمنى : وتضم بقية المجموعات الرئيسية الست ، وتتميز عناصر هذه المنطقة بملء المجالين ( S,P ) في مستوى الطاقة الأخير ( مستوى التكافؤ ) . هذا وتعرف العناصر في المجموعات الرئيسية الثمانى بالعناصر التمثيلية غير الانتقالية .

15. 3- المنطقة الوسطى : وتضم العناصر في المجموعات الفرعية الثماني ، وتتميز عناصر هذه المنطقة بملء المجال d في مستوى الطاقة الأخير ( مستوى التكافؤ ) .وتعرف عناصر هذه المنطقة بالعناصر الانتقالية ، وتتألف من ثلاث متسلسلات ، تحوي كل متسلسلة على عشرة عناصر فيكون عدد العناصر الانتقالية 30 عنصراً .

16. 1- المنطقة السفلى : وتضم عناصر السلسلتين ، سلسلة اللانثانيدات ( العناصر الأرضية النادرة) وسلسلة الأكتينيدات ( العناصر المشعة )وتتميز عناصر هذه المنطقة بملء المجال f في مستوى الطاقة الأخير ( مستوى التكافؤ ) .

17. التكافؤ التكافؤ هو : عدد الإلكترونات التي تفقدها الذرة أو تكتسبها أو تمنحها للمشاركة ذرة العنصر في التفاعل الكيميائي للوصول للتركيب الإلكتروني الخاص بالغازات الخاملة .

19. التفاعل الكيميائي والمعادلة الكيميائية

20. التفاعل الكيميائي : تغير يطرأ على مادة أو مجموعة من المواد فتنتج مواد جديدة مختلفة الخواص . وكل التفاعلات الكيميائية تشتمل على مايلي :

21. 1- كسر روابط وتكوين روابط جديدة . 2- انتاج مواد جديدة مختلفة في خواصها . 3- تغير في ترتيب وتوزيع الذرات . 4- انتاج أو امتصاص حرارة . 5- كتل المواد الناتجة تساوي كتل المواد المتفاعلة .

22. N + H NH 3 2 2 المعادلة الكيميائية المعادلة الكيميائية : وصف موجز ودقيق للتفاعل الكيميائي . فتفاعل غاز النيتروجين مع غاز الهيدروجين لانتاج غاز النشادر يمكن وصفه بالمعادلة التالية :

23. 3 2 N + H NH 3 2 2 والمعادلة الكيميائية الموزونة هي : المعادلة التي ينطبق عليها قانون حفظ الكتلة . بمعنى تساوي كتلة المواد الناتجة وكتلة المواد المتفاعلة ، ويمكن تحقيق ذلك بمساواة عدد ذرات كل عنصر في طرفي المعادلة .

24. أسس كتابة المعادلة الكيميائية الموزونة 1- معرفة المواد المتفاعلة والمواد الناتجة . 2- معرفة رموز العناصر وصيغ المركبات . 3- معرفة كيفية وزن المعادلة ( مساواة عدد ذرات كل عنصر في طرفي المعادلة ) .

25. ولكتابة صيغ المركبات بطريقة صحيحة يجب معرفة الأيونات المكونة للمركب ، فكل مركب كيميائي غير عضوي يتألف من أيونين ، أيون موجب وأخر سالب ، بحيث تكون الشحنة الكلية على المركب تساوي صفر ، وعند نطق اسم المركب يذكر اسم الأيون السالب أولاً ، وعند كتابة الصيغة يكتب الأيون الموجب أولاً .

27. NH SO 4 4 ( ) 2 ولكتابة صيغة المركب يراعى أن ترتبط الأيونات بعدد مناسب لتكون الشحنة الكلية على المركب تساوي صفر . ولنفرض أننا نريد كتابة صيغة مركب كبريتات الأمونيوم فإننا نقوم بالتالي :

28. + NH NH SO SO 4 4 4 4 = ( ) 2 1- نكتب رموز أو صيغ الأيونات . +1 -2 2- نكتب التكافؤات . 3- نبادل عدد التكافؤات . 2 1 4- نكتب الصيغة النهائية .

29. ومن المفيد عند كتابة المعادلة الكيميائية الإشارة إلى حالة المواد الموجودة في التفاعل ، ويستخدم لذلك الحروف التالية : الحرف g يدل على الحالة الغازية . الحرف s يدل على الحالة الصلبة . الحرف l يدل على الحالة السائلة النقية . الحرفين aq للدلالة على المحاليل المائية .

30. أمثلة على كتابة المعادلات الكيميائية اكتب معادلات كيميائية موزونة تمثل التفاعلات التالية : 1- تفاعل غاز الهيدروجين مع غاز الأكسجين لانتاج بخار الماء . 2- تفاعل غاز الهيدروجين مع غاز النيتروجين لانتاج غاز النشادر .

31. 3- تفاعل الكربون مع غاز الأكسجين لانتاج غاز أول أكسيد الكربون . 4- تفاعل محلول هيدروكسيد الصوديوم مع غاز ثاني أكسيد الكربون لانتاج كربونات الصوديوم والماء . 5- تفاعل محلول هيدروكسيد الكالسيوم مع حمض الكبريت لانتاج كبريتات الكالسيوم والماء .

33. HCl + NaOH NaCl + H O 2 أنواع التفاعلات الكيميائية يمكن تمييز نوعين من التفاعلات الكيميائية : 1- تفاعلات أيونية وهي تفاعلات لا يحدث فيها انتقال للإلكترونات وكل ما يحدث هو نوع من التبادل في أماكن الذرات مثال :

34. C + O CO 2 2 1- تفاعلات أكسدة واختزال وهي تفاعلات يحدث فيها انتقال للإلكترونات من ذرة إلى أخرى . مثال :

35. الروابط الكيميائية هناك العديد من الروابط الكيميائية التي تربط بين الذرات والجزيئات في المواد المختلفة ، وتعتبر الرابطة الأيونية والرابطة التساهمية من أشهر هذه الروابط .

36. وقبل التعرف على هذين النوعين من الروابط من اللازم طرح هذا السؤال : لماذا تميل العناصر للاتحاد مع بعضها وترتبط معاً لتكون المركبات ؟ الجواب : لان العناصر بفقدانها أو اكتسابها عدد من الإلكترونات أو حتى المساهمة والمشاركة تصل إلى التركيب الإلكتروني الثابت ( الخامل ) فتكون طاقة وضع المركب أقل من مجموع طاقة العناصر المكونة له .

37. أولاً : الرابطة الأيونية الرابطة الأيونية عبارة عن تجاذب كهربي يربط بين أيونين ، أيون موجب تكون نتيجة فقدان ذرة العنصر لإلكترون أو أكثر وأيون سالب تكون نتيجة لاكتساب ذرة العنصر لإلكترون أو أكثر .

38. 2 6 2 1 1S 2S 2P 3S 2 2 6 5 2 1S 2S 2P 3S 3P مثال للرابطة الأيونية الرابطة الأيونية في ملح كلوريد الصوديوم التوزيع الإلكتروني لعنصر الصوديوم التوزيع الإلكتروني لعنصر الكلور

40. ثانياً : الرابطة التساهمية الرابطة التساهمية عبارة عن زوج من الإلكترونات يربط بين ذرتين تكون نتيجة مساهمة كلٍ من الذرتين بالكترون من مستوى التكافؤ .

41. مثال .. . . . . . H + F H F . ..

42. تحياتي للجميع .