الأحد، 27 مارس 2016

الحسابات الكيميائية

مقدمة في الحسابات الكيميائية

الحسابات الكيميائية: هي دراسة العلاقات الكمية بين المواد المتفاعلة والمواد الناتجة في التفاعلات الكيميائية. وتندرج تحت قانون حفظ الكتلة. و من أهم مميزات تلك الحسابات أنها تفيد في التنبؤ وبدقة بكتل المواد اللازمة للتفاعل وكتل المواد الناتجة عنه. مما يجعلها تسهم وبشكل كبير في أغلب الصناعات. مثل:

صناعات الأدوية.
صناعة الغذاء.

وغيرها من الصناعات التي تجعلها من أهم أبواب علم الكيمياء التي تطرق وبقوة الحياة العملية.

الأوزان الذرية

بـعد أن استقر مفهوم الذرة على أنها هي وحدة البناء الرئيسة في المادة وأن الجزيء هو أصغر جزيء من المادة يمكن أن يوجد في الطبيعة بشكل حر وعلى أنه يتكون من اتحاد ذرتين أو أكثر من عنصر أو أكثر بنسب وزنية ثابتة. كان العلماء في حاجة لمعرفة الكتل الذرية والجزيئة لكل مادة من المواد، ولكن ذلك لم يكن شيئا سهل المنال في القرن التاسع عشر حتى أنه كان يقال أن كل عالم كيمياء كان يعتمد جدولا يختلف عن قرنائه مما جعل مهمة توحيد الكتل الجزيئة من الأمور صعبة المنال.

اسهامات العالم كانيزارو

جاء بعد ذلك العالم الإيطالي كانيزارو ليحسم الجدل القائم حول تلك المسألة، وذلك عن طريق إثبات ما جاء به العالم أفوجادرو. وذلك بما استنتجه أن الكتل المختلفة للحجوم المتساوية من الغازات يجب أن تكون موجودة بنسب إلى بعضها البعض تساوي نسب جزيئات تلك الغازات.

$GAS A: GAS B: GAS C$
$1:1:1$
$N:N:N$
N = عدد الجزيئات
وهذا يعني إمكانية معرفة كتلة الجزيء الواحد لغاز ما بالنسبة لكتلة الجزيء الواحد من غاز آخر، وعلى سبيل المثال توصل كانيزارو إلى انه عند نفس الظروف تكون كتلة حجم معين من غاز الأوكسجين دائماً أعلى من كتلة نفس الحجم من غاز الهيدروجين بستة عشر مرة، وقد طبق ذلك أيضاً على غاز النيتروجين فوجد أن جزيء غاز الأوكسجين يساوي 1.14285 من كتلة جزيء غاز النيتروجين.
كتلة جزيء الأوكسجين: كتلة جزيء الهيدروجين
$1:16$
كتلة جزيء الأوكسجين: كتلة جزيء النيتروجين
$1:1.14285$
وبالتالي فلمعرفة نسبة جزيء الهيدروجين بالنسبة للنيتروجين:
$1(O)/16(H) = (1.14285(N))/(1(O))$
كتلة جزي النتروجين: كتلة جزئ هيدروجين
$1:14$
و عليه فإن النسبة بين جزيئات N,O,H هي:
$1(H):14 (N):16 (O)$
واستنتج من تجارب هذا العالم أن كتل جزيئات المواد المختلفة يمكن قياسها ولكن بشكل نسبي، ما يعني أنه:

كتل الذرات (الأوزان الذرية) هي أوزان نسبية وليست مطلقة.
بما أن الأوزان الذرية نسبية، فإن الأمر يستدعي أخذ ذرة عنصر معين، واعتبار كتلتها تساوي الوحدة ومن ثم تنسب أوزان ذرات العناصر الأخرى لها.
بما أن الهيدروجين H هو أخف العناصر على الإطلاق، فقد اعتبر وزنه الذري يساوي وزن الوحدة.

اعتماد ذرة الكربون

نرى مما سبق أن قياس الأوزان الذرية وعلى الرغم من أنه بدأ بنسبتها إلى الوحدة على أنها هي الوزن المحدد لذرة الهيدروجين لا يستدعي كأمر حتمي استمرارية اعتماد الهيدروجين كمقياس للوحدة لأن النسبية لذرات العناصر المختلفة تظل باستمرار صحيحة. وقد كان في بادئ الأمر بعدما ارتأى العلماء استخدام ذرة الأكسجين كأساس بحيث يعتبر وزنها النسبي يساوي 16 تقريبا. وقد اعتمد الأوكسجين لأن بعمل نسبته مقارنة بالعناصر الأخرى فإن النسب تكون أقرب للأعداد الصحيحة منها في الهيدروجين.
غير أن الأوكسجين نفسه طرح أخيراً. وجاء بدلاً منه الكربون 12 لأنه ذو وزن يساوي 12 تقريبا، وقد جعلت هذه النسبة هي المعتمدة إلى يومنا الحاضر.

النظائر

النظير هو عنصر يوجد في الطبيعة وذو ثبات في العدد الذري ولكن باختلاف عدد النيترونات بين النظائر.
لكن العلماء تنبأوا أنه في المسائل الرياضية فقط يمكننا التقريب لأقرب عدد صحيح ولكن في الحقيقة لا يمكن الاستغناء عن أي رقم عشري لأن في ذلك دلالة على وزن الذي. وهي يدل بوجه خاص على ما تحويه الذرة تماما من البروتونات والنيترونات والالكترونات. ذلك حين التطبيق العملي في صناعات كالدواء مثلاً فإنه لا يستعاض عن القيم العشرية بالتقريب لأنه لا بد من الدقة المتناهية لإتقان النسب تماماً في ذلك المركب أو الدواء. لكن العدد ذو الكسور العشرية لا يعبر عن الموجود فعلياً، بل هو متوسط نسبة وجود جميع النظائر لذلك العنصر في الطبيعة ونسبة وجود كل نظير.

المول

من المعادلة السابقة، فإنه من الممكن أن نستنتج أن الجزيئات اللازمة لإتمام التفاعل هي 1 جزيء من CL₂ و1 جزيء من H₂ ولكن ذلك القدر ضئيل جداً. فمثلا ما نحتاجه من الهيدروجين لإتمام المعادلة هو 134 ×10⁻²³ وهذا القدر ضئيل جداً. ولا يمكن الحصول عليه في الوقت الحالي. من هنا نبعت أهمية وجود كتل بدقة متناهية وذات حجم ممكن القياس. وقد جاء المحامي الإيطالي وعالم الكيمياء أفوجادرو بعدد ثابت من الجسيمات (سواء أكانت من الذرات المفردة أم الجزيئات المعقدة)، وهذا العدد هو 6.02 × 10²³ جسيم يوجد داخل مول واحد. والمول هو وحدة قياس دولية تعني: "كمية المادة التي يوجد بها عدد أفوجادرو من الجسيمات (A)"، لذا فإن المول يرمز له بـ(N_A) واختصارا بـ (N). وكان ذلك الاكتشاف الذي بدأه العالم النمساوي لوشمدت ولكن اسم هذا العالم أصبح أكثر اندثاراً بعدما قام به أفوجادرو من تجارب في هذا المجال ومن تحديد أكثر دقة لهذا الثابت الذي سمي فيما بعدد أفوجادرو تتويجاً لما قام به في هذا المجال. ومع أنه كان من المطورين في هذا المجال إلا أنه لم يتفق على تسمية ثابت عدد الجسيمات باسم عدد أفوجادرو إلا بعد موته بتسع سنوات تخليداً لذكرى هذا العالم الجليل في مجال الكتل ونسبها الذرية في علم الكيمياء.

وحدة الكتل الذرية و.ك.ذ.

نظراً لتطور العلوم ولصعوبة التعامل مع الأرقام العشرية المطولة، طور العلماء وحدة الكتلة الذرية التي يرمز لها بالرمز و. ك. ذ. ووزن الوحدة الواحدة من تلك الوحدة تساوي كتلة بروتون واحد أو نيوترون واحد. مما يعني أنه مثلاً كتلة الكربون 12 تساوي == 12 و. ك. ذ. مما سهل على العلماء التعامل مع الوحدات الكتلية على المستوى الذري. مع العلم أن كل عدد أفوجادرو من الوحدات يساوي 1 جرام.

الجزيء والوزن الجزيئي والكتلة المولية

العنصر هو أبسط أشكال المادة، والذرة هي الوحدة الأساسية له ولكن هذا لا يعني أن ذرات العنصر الواحد سمكن أن توجد في تجمعاتها الكبيرة بشكل حر مستقل مهما كان العنصر، ومن الجدير بالذكر إلى أنه في الوقت الذي توجد فيه ذرات مادة ما مثل النيون بشكل حر أي أحادية الذرة (Ne) فإن ذرات أخرى مثل الأكسجين لا توجد إلا في شكل ثنائي (O₂) وذرات مادة الثالثة مثل الكبريت إلا بشكل سداسي (S₆) أو شكل ثماني أحياناً (S₈) وحينما لا يوجد العنصر إلا على هيئة تجمع لعدد من ذراته يساوي على الأقل ذرتين فيقال بأنه موجود بشكل جزيئي، مما يعني أن الجزيء هو الوحدة الأساسية للمادة التي تتكون من ذرتين أو أكثر والتي من الممكن أن توجد ذراتها في الطبيعة بشكل منفرد. ولكن هذا الشرح ما هو إلا بداية في التفصيل في أمر الجزيئات. ومن المعلوم تكون المركبات الكيميائية ولكن أصغر جزء منها والذي يظل محتفظا بخواصها الطبيعية هو الجزيء. وبذلك فقد قسم العلماء الجزيئات إلى قسمين:

الجزيئات المتجانسة الذرات (HOMEATOMIC MOLECULE)، مثل: (S₈),(O₃),(F₂).
الجزيئات الغير متجانسة الذرات (HETROATOMIC MOLECULE) مثل: (H₂O)و(NH₃)و(HF).

و سواء أكان الجزيء من هذا النوع أو ذاك فهو بناء على عدد الذرات إما ثنائي الذرات (O₂) أو ثلاثي، مثل: (CaF₂) أو رباعي أو خماسي أو سداسي الذرات... إلخ.

مثال على الكتلة الجزيئية

$2 x 2 x1g + 16 x2 g = 2(1x2 +16)g$
$36 g = 36 g$
إن كتلة الجزيء الواحد تعتمد على مجموع كتل الذرات المكونة له. فهي تساوي مجموع الكتل الذرية المكونة لهذا الجزي. وبالمثل فإن الكتلة الجرامية لمركب ذلك الجزيء تساوي الكتل الجرامية للمواد المكونة له، وهناك شيء أخر يجب معرفته وهو الكتلة المولية "الذرية أو الجزيئية " وهي الكتلة الجرامية من مادة التي بها 1 mol أي أن بها عدد أفوجادرو من الذرات.
عدد المولات(n) = الكتلة بالجرام(m) \ الكتلة المولية(M)
مثال ذلك:احسب عدد المولات الموجودة في (64g) من O2 ؟
عدد المولات = الكتلة الجرامية / الكتلة المولية
n=m/M
x mol O₂ = 64 / 32
mol of O₂ = 2 mol

الصيغ الكيمائية

يقصد بالصيغة الكيميائية الطريقة التي يعبر بها عن تركيب جزيئات المادة، أما الذرات فقد فإن صيغها الكيميائية ماهي إلا رموز العناصر التي تمثلها تلك الذرة. ولمعرفة صيغة جزيء مركب فإننا بحاجة لمعرفة عدة عناصر:

النسبة المئوية الوزنية لكل عنصر مكون لهذا المركب:

و يتم ذلك ببساطة بواسطة عملية التحليل الكيميائي.

بمعرفة الكتلة الذرية لكل عنصر من العناصر:

و ذلك يتم بالرجوع إلى الجدول الدوري.
وباستخدام التحليل الكيميائي على كتلة من الماء فإنه سينتج نسبة ثابتة لكتل الهيدروجين والأوكسجين المكونة له. وتلك النسبة هي واحد من الهيدروجين لثمانية من الأوكسجين، أي أن تسع كتلة الماء دائما من الهيدروجين وأن كتلة الأوكسجين تساوي 8 أضعاف كتلة الهيدروجين في جزيء الماء، وعليه فإن الماء الذي كتلته المولية =18 غرام فإن تسع كتلتها من الهيدروجين والثمان أتساع المتبقية من الأوكسجين، ومن ثم فإن كتلة الهيدروجين المكونة لمركب الماء تساوي 2 غرام وكتلة الأوكسجين تساوي 16 غرام، بالرجوع للجدول الدوري نجد أن كتلة الهيدروجين تساوي 1 غرام وذلك يعني وجود 2 mol من الهيدروجين في مركب الماء، وبالنسبة للأوكسجين فإنها تساوي 16 غرام وذلك يعني وجود 1 mol منه داخل مركب الماء. وبالاعتماد على قانون النسب الثابتة المكونة للمركب الواحد، فإنه:
$1 mol O: 2 mol H$
وذلك يعني أنه يلزم لتكون الماء عدد أفوجادرو من ذرات الأوكسجين وضعفها من الهيدروجين. وبالتبسيط نجد أنه لكل جزيء من الماء يلزم وجود ذرتان من الهيدروجين وذرة من الأوكسجين لتكون ذلك الجزيء. ومن الجدير بالذكر فإنه لا يمكن للنسب بين الذرات أن تكون أعداد كسرية وذلك حسب نظرية دالتون الذرية.

الصيغة الوضعية

كما ذكرنا سابقاً، فإنه لا يمكن استعمال الكسور في النسب بين الذرات المكونة للجزيء. وذلك ما يتفق مع نظرية دالتون الذرية. ولكن هل يمكن عمل الصيغة بهذا الشكل (H₈O₄ , H₆O₃
الإجابة هي لا يمكن ذلك؛ إذجرت العادة على استخدام أبسط نسبة بين الذرات في كتابة الصيغ الوضعية وعليه فإن صيغة الماء الصحيحة هي H₂O لأنها أبسط نسبة بين ذرات الهيدروجين والماء في المركب. وتجدر الإشارة أن معظم المركبات تختلف صيغتها الجزئية عن صيغتها الوضعية.
و عليه فإن تعريف الصيغة الوضعية هي: النسبة الصحيحة بين الذرات المكونة للجزيء في مركب من المركبات وتلك النسبة تتفق من قانون النسب الثابتة في المركبات. والذي ينص على: أنه المركب يتكون دائما من العناصر نفسها بنسب وزنية ثابتة مهما اختلفت كمياتها.و على أن كتلة المركب تساوي مجموع كتل العناصر المكونة له.

الصيغة الجزيئية

تعرف بأنها: الصيغة الكيميائية التي تبين العدد الفعلي لكل عنصر في المركب. من خلا ل معرفتنا بالصيغة الجزيئية للمركب فإنه لا يمكننا معرفة التركيب الحقيقي للجزيء ولكننا نكون حددنا فقط نسب كل عنصر إلى الآخر داخل هذا المركب. فلنأخذ جزيء مادة الأستيلين، ومن المعلوم أن الأستيلين مكون من الكربون والهيدروجين وذلك بنسبة 12g من الكربون إلى 1g من الهيدروجين. ولكن تلك النسب لا تعبر تماما عن عدد ذرات الكربون والهيدروجين ؛ فمن خلال معرفتنا بالصيغة الوضعية نستطيع ان تكتب الصيغ (CH, C₂H₂,C₃H₃) فحسب الصيغة الوضعية فإن الصيغة الجزيئية ممكن أن تكون هي الصيغة الوضعية أو أحد مضاعفتها الصحيحة. ولكن هناك عامل أخر يحدد الصيغة الجزيئية وهو كتلة هذا الجزيء نفسه. فعند حساب كتلة الأستيلين نجد أن كتله المولية تساوي 26g مما يعني أنه عند ضرب كتلتي الكربون والهيدروجين في 2 لنجد أنه:
$12g(C) x2+ 1g(H) x 2$ =الكتلة المولية للأستيلين (26g)
مما يعني أنه حين ضرب الكتلة الوضعية في 2 فإننا نكون قد حصلنا على الكتلة المولية الحقيقة لمركب الأستيلين:
(C₂H₂ = 2 (CH
مما سبق نستنتج أن الصيغة الجزيئية للأستيلين هي C₂H₂.
و هكذا نجد أن معرفة الصيغة الجزيئة يعطي معلومات إضافية عن تلك التي تعطيها الصيغة الوضعية وهي معلومات هامة عن تركيب جزيء ذلك المركب. أيضا فإن الصيغة الوضعية من الممكن أن تأخذ أكثر من صورة أما الصيغة الجزيئة فإن لها صورة واحدة فقط.

الصيغة التركيبية

لو أخذنا مادة أخرى، مثل الإيثانول، وأجرينا عليها تحليلا كيميائيا لوجدنا أن الإيثانول يتكون من الهيدروجين والأوكسجين والكربون وبرجوعنا للجدول الدوري نجد نسب الذرات في هذا المركب للجزيء الواحد هي (1O: 2C: 6:H) ومن خلال معرفتنا بكتلة الجزيء الواحد منه (46g) لعلمنا أن صيغته الجزيئية هي C₂H₆O لأصبح السؤال التالي وجيها للغاية: إذا رأيت زجاجة كتب تحوي سائلا كتب عليها C₂H₆O فماذا تكون تلك المادة ؟
بالطبع ستكون الإجابة بأن تلك المادة هي ثنائي ميثيل الإيثر أو مادة الإيثانول. هذه الإجابة هي أبلغ دليل على أن الصيغة الجزيئية وعلى الأقل في الحالات المشابهة لهذه الحالة غير كافية للدلالة على هذا المركب. فهل نحن في هذه الحالة في حاجة إلى صيغة كيميائية جديدة تخبرنا عن ماهية المركب ؟. الإجابة الحتمية لهذا السؤال هي نعم. ولعل المثال السابق ما هو إلا دليل على الحاجة لصيغة تركيبية جديدة، وفي بعض الحالات مثل غاز الميثان CH₄ فإننا لسنا بحاجة لغير الصيغة الجزيئية للتعبير عنه لوجود مادة واحدة تحمل تلك الصيغة الجزيئية. أما في الحالة التي أمامنا فإن الصيغة الجزيئية لثنائي مثيل الإيثر ومادة الايثانول واحدة. وعلى الرغم من ذلك فإن هناك فروقا بين الخواص الطبيعية لكل منها مما يعني وجود اختلاف في ترتيب الذرات في أحدهما عن الآخر. وبمعرفة تراكيب لويس أو الصيغة البنائية لكيفية تكون الروابط نجد أن رسم الإيثانول:

الصيغة البنائية للإيثانول

لذا فحسب رسمه فإنه صياغته التركيبية هي CH₃CH₂OH .
أما ثنائي مثيل الإيثر فإن تركيب لويس أو الصيغة البنائية له نجد أن رسمه كما يلي:

الصيغة البنائية لثنائي مثيل الإيثر

ومن خلال رسمه فإن صيغته التركيبية فهي CH₃OCH₃.
و من هذا المثل يتضح أن الالتزام بالصيغة التركيبية في المركبات ذات التشابه في الصيغ الجزيئية مهم حتى نستطيع التفريق بينها.
» قواعد كتابة الصيغ الجزيئية وأهميتها:===
من المهم معرفة أن الصيغة التركيبية ما هي إلا صيغة جزيئية ولكنها تضيف معلومات عن كيفية بناء الجزيء لما في ذلك من زيادة توضيح لتلك المركبات التي تتشابه في الصيغ الجزيئية. ولكن الصيغ الجزيئية تبقى مهمة أكثر مما دونها من الصيغ نظرا لأنها تعطي العدد الفعلي للذرات داخل جزيء المركب الواحد مما يتيح لنا معرفة المعلومات الكمية عن الكتل المتفاعلة والكتل الناتجة. وذلك ما نريده خلال إجراء عمليات الحسابات الكيميائية. ولكتابة الصيغ الجزيئية عدة قواعد حتى تكون الصيغ المكتوبة صحيحة وهي كالتالي:

تكتب مكونات الجزيء باستخدام رموز العناصر المكونة لجزيء المركب.
يكتب عدد الذرات كل مكون في الجزيء على شكل رقم سفلي صغير يكتب على يمين رمز العنصر، مع ملاحظة عدم كتابة الرقم (1) إذا كان عدد الذرات يساوي واحد.
حين الكتابة مركب مكون من فلز ولا فلز فإننا نكتب الفلز على اليسار واللافلز على اليمين في الصيغة الجزيئية للمركب.
حين كتابة الجذور فإننا نضعها في أقواس للدلالة على أعدادها في المركب Mg (OH)₂

المعادلات الكيميائية

كأي علم من العلوم، فإن علم الكيمياء له مواضيع وفروع كثيرة جدا منها ما يختص بتغيرات الطاقة المصاحبة للتفاعلات الكيميائية، ومنها ما يهتم بدراسة الطرق الكفيلة لمعرفة نواتج هذه التغيرات كميا وكيفيا وآخر يهتم بدراسة الطرق التي تتم بها هذه التغيرات، وبما أن التغيرات الكيميائية لا تعدو عن أن تكون حدوث تغيرات في طبيعة المادة فإن هذا يعني ببساطة دراسة المادة من فبل أن يحدث التفاعل والتغيرات التي تطرأ عليها بعد حدوث التفاعل. لذا قد وجد الكيميائيون ضرورة لاستخدام لغة غير لغة البشر للتعبير عن التفاعلات الكيميائية. بأن تكون تلك اللغة قادرة على التعبير عن حالة المادة وكتلتها الداخلة للتفاعل وما يصاحب ذلك من امتصاص أو انبعاث طاقة أو غيرها من الدلالات على حدوث تغير كيميائي وما ينتج عن التفاعل. فكان الحل في ابتكار طريقة المعادلات الكيميائية لصياغة تلك التفاعلات وذلك باستخدام الرموز الكيميائية والصيغ الجزيئية لكل من العناصر والمركبات و
لعل تعريفها باختصار: هي وصف موجز ودقيق للتفاعلات الكيميائية.

كتابة المعادلات الكيميائية

لنأخذ مثالا معينا لنرى كيف نكتب المعادلة الكيميائية.
التغير الكيميائي لفظيا: يتحد الهيدروجين والأكسيجين لتكوين أكسيد ثنائي الهيدروجين (الماء).
من خلال المعادلة الكيميائية اللفظية السابقة. نستطيع كتابة المعادلة الكيميائية باستخدام الرموز:

نلاحظ أنه تكتب رموز (صيغ) المواد المتفاعلة إلى اليسار مع ملاحظة وجود علامة (+) حينما يوجد أكثر من مادة واحدة لتدل على اتحاد هذه المواد مع بعضها البعض،أما المواد الناتجة فتكتب إلى اليمين مع ملاحظة وجود علامة (+) بين المواد الناتجة إذا وجد أكثر من ناتج. ويوضع سهم من اليسار إلى اليمين للدلالة على المواد الناتجة والمواد المتفاعلة. والجدير بالذكر أن المعادلة الكيمائية أعلاه ما هي إلا ترجمة للفظ التغير الكيميائي. ولكن هذه المعادلة ينقصها معلومات ضرورية وغير ضرورية إلا في بعض الحالات الخاصة.

وزن المعادلات الكيميائية

يلزم لتكون المعادلة الكيميائية صحيحة أن تكون موافقة لقانون حفظ الكتلة والذي ينص على أن الكتلة لا تفنى ولا تستحدث من العدم. لذا فإنه يجب علينا وضع معاملات (عدد صحيح يكتب قبل المادة المتفاعلة أو الناتجة). ويطلق على هذه المعادلات بالمعادلات الكيميائية الموزونة لأن كتل المواد المتفاعلة تساوي كتل المواد الناتجة. ولعل المثال التالي يوضح المفهوم بالمعادلة الكيميائية الموزونة:

من المعادلة السابقة نجد أن المواد المتفاعلة هي جزيء أوكسيجين (ذرتان) جزيء هيدروجين (ذرتان) والمواد الناتجة اتحاد ذرتا هيدروجين وذرة أوكسجين لتكون الماء. وينتج عن ذلك أن هناك ذرة أوكسجين غير داخلة في التفاعل. مما يعني أن تلك المعادلة لا تتفق بتلك الصورة مع قوانين الطبيعة المتعلقة بحفظ الكتلة. لذا فإننا نضع المعاملات التي تحقق التساوي في الكتل المتفاعلة والكتل الناتجة. ومن الجدير بالذكر أن تلك المعاملات إنما تعبر عن عدد المولات لكل مادة من المواد المشاركة في التفاعل أو الناتجة عنه. فيصبح شكل المعادلة الموزونة هو:

رسم توضيحي لتفاعل الماء والأوكسيجين لتكون الماء حسب قانون حفظ الكتلة

من خلال رؤية المعادلة الموزونة السابقة فإننا نجد أنها تحقق قانون حفظ الكتلة فبالنسبة للهدروجين فإن عدد الذرات قبل التفاعل == 4 atoms وبعد التفاعل = 4 atoms داخل جزيآن من جزيئات الماء. وأن عدد ذرات الأوكسيجين قبل التفاعل = 2 atoms وبعد التفاعل == 2 atoms داخل جزيآن من جزيئات الماء. ومن الجدير بالذكر أنه حين وزن المعادلات الكيميائية فإنه لا يتم تغيير الصيغ الجزيئية للمواد وإنما تغيير المعاملات العددية الصحيحة لها للتوافق معها . ويجب أن تكون النسبة بين المعاملات في أبسط صورة ممكنة.

معلومات إضافية داخل المعادلة الكيميائية

يلزمنا في بعض الأحيان العمل برموز تدل على الحالة الفيزيائية التي تكون فيها المادة قبل وبعد التفاعل. ومثال ذلك ما يلي:

من خلال الرموز المكتوبة أسفل المواد الداخلة في التفاعل والمواد الناتجة عن التفاعل نستطيع أن نحدد من غير إجراء التجربة حالة المادة الفيزيائية. ومن المعروف أن المادة الغازية يرمز لها بالرمز (g) أما المادة السائلة فيرمز لها بــ(l) والحالة الصلبة يرمز لها بالرمز (S) أما المحلول المائي فيرمز له بـ(aq).مع العلم أنها توضع بين قوسين.
و هناك بعض الرموز التي تدل على أن التفاعل لا يحدث إلا في حالات معينة كمستوى معين من الاثارة (الطاقة) أو عن وجود مادة مساعدة (محفزة) لحدوث ذلك التفاعل.و يرمز لاستلزام وجود الطاقة الحرارية برمز Δ بوضعه فوق سهم التفاعل.

حسابات المعادلات الكيميائية

كما سبق، يستفاد من المعادلات الكيميائية الموزونة في تحديد عدد مولات أي مادة من المواد الناتجة أو المتفاعلة. على الرغم أن الكميات التي تستخدم في أي تفاعل كيميائي – سواء أجري التفاعل في مختبر أو في مصنع – لا يستوجب أن تكون بنفس عدد المولات إلا أن نسبتها لبعضها البعض يجب أن تكون كما يظهر في المعادلة الكيميائية الموزونة.

المادة المحددة للتفاعل

يحدث في العديد من الحالات والمناسبات ولأسباب عديدة أن تكون الكميات المستخدمة من المواد المتفاعلة ليست بنفس النسب التي تظهر في المعادلة الموزونة، ومن الأمثلة على ذلك: تكوين الأمونيا من غازي الهيدروجين والنيتروجين، التي معادلته الكيميائية هي:

إذا افترضنا أنه تم مزج 5 mol من الهيدروجين مع مول من النتروجين فإنه لن يتفاعل إلا 3 mol هيدروجين معه مما يعني أن النيتروجين في هذه الحالة هو المتفاعل المحدد لأنه سيستهلك بالكامل ولن يتبقى منه شيء. أما لو افترضنا أنه مزج بين 3 mol هيدروجين و3 mol نيتروجين فإن المادة المحددة للتفاعل هو الهيدروجين لأنه سيستنفذ كاملاً خلال عملية التفاعل.

المحصول النظري والمحصول المئوي

عند إجراء تفاعل كيميائي للحصول على مادة كيميائية معينة فإن معادلة التفاعل تحدد كمياً مقدار ما يمكن الحصول عليه من المادة الناتجة بوحدة المولات أو بوحدة الغرامات.
و لكن – عمليا - وبعد إتمام عملية التفاعل فإن الكمية المحصول عليها تكون عادة أقل من الكمية المحسوبة والمتوقعة نظريا. وأسباب ذلك كثيرة مثل أن تكون المادة الناتجة متطايرة فلا يبقى منها كل ما أمكن إنتاجه. وكذلك ما قد يلتصق منها بجدران آنية التفاعل. إضافة إلى أسباب أخرى مثل حدوث تفاعلات جانبية منافسة تستهلك المادة الناتجة نفسها. تسمى الكمية المحسوبة أو المتوقعة اعتماداً على معادلة التفاعل بالمحصول النظري.
أما المحصول المئوي فهو نسبة المحصول الفعلي إلى المحصول النظري مضروباً في 100.

تفيد تلك الحسابات في معرفة مدى اتقان التجربة وكذلك حساب التكلفة والربح وغيرها.

النسبة المئوية بالكتلة لعنصر داخل المركب

لعله من المفيد معرفة تركيز عنصر معين داخل مركب من المركبات. خصوصاً حينما يتعلق الأمر بصناعة الدواء والغذاء: ولمعرفة نسبة تركيز العنصر داخل أي مركب. فإننا نستخدم القانون التالي:
النسبة المئوية لعنصر ما داخل المركب = كتلة العنصر × 100 \ كتلة المركب.

نظرية الكم (quantum)

طرحت هذه النظرية عام 1900 م و مؤسسها هو عالم الفيزياء الالماني ماكس بلانك , و تعتبر هذه النظرية اهم نظرية في الفيزياء الحديثة و واحدة من بين نظريتين اساسيتين تاسست اعتمادا عليها الفيزياء الحديثة و هي نظرية الكم و النظرية النسبية , و لهذه النظرية الكثير من الانجازات الملموسة و التطبيقات مثل اختراع الدايود و الترانسيستور و الدوائر المتكاملة و ظهور اجهزة التلفزيون و الهاتف و الكومبيوتر و غيرها.

طرحت هذه النظرية بعد ظهور الاشكاليات في فيزياء القرن التاسع عشر التي كانت تعتمد على مبدا الحتمية لعالم الرياضيات الفرنسي بيير سيمون دي لابلاس و ايضا كانت تعتمد على نظرية الحقل الكلاسيكية, و هذه الاشكاليات متمثلة بشكل اساسي في اشكاليتين رئيسيتين هما :

حالة عدم التناسق بين درجة حرية الجسيمات و درجة حرية الحقول في قانون توزيع الطاقة في حالة الاتزان التي تطرحه نظرية الحقل الكلاسيكية , و قد ظهرت هذه الاشكالية عندما قام عالما فيزياء من علماء الفيزياء في القرن التاسع عشر و هم وليم ستروت رايلي و حيمس جينز باجراء حسابات على الطاقة المنبعثة من الجسم الحار اعتمادا على قانون توزيع الطاقة في حالة الاتزان الذي هو من اهم قوانين نظرية الحقل الكلاسيكية و ايضا اعتمادا على مبدا الحتمية الذي كان معتمد رياضيا و فيزيائيا في القرن التاسع عشر و الذي طرحه لابلاس عالم الرياضيات الفرنسي , وكانت نتيجة هذه الحسابات كارثية حيث انه بموجب هذه الحسابات كان لابد للطاقة المنبعثة من الجسم الحار ان تكون لا نهائية و هذه نتيجة غير مقبولة لا رياضيا و لا فيزيائيا لذلك اعاد هاذين العالمين الحسابات على ضوء قانون وضعوه وسمي باسميهما و هو قانون رايلي-جينز الذي اعادا من خلالهما حساباتهم على الطاقة المنبعثة من الجسم الحار و كانت نتيجة هذه الحسابات مقبولة و قد تزامن طرح هذا القانون مع طرح نظرية الكم و كانت النتائج و الحسابات التي اجريت على ضوء هذا القانون متوافقة مع فرضيات و اسس نظرية الكم.
و الاشكالية الثانية هي اشكالية الفيزياء في الجسم الاسود و التي عرفت بكارثة الاشعة فوق البنفسجية حيث انه و بموجب الحسابات التي اجريت على قوانين نظرية الحقل الكلاسيكية التي كانت مسيطرة على فيزياء القرن التاسع عشر كان لابد للجسم الاسود الذي اذا ما تعرض للاشعة ذات الطاقة و الترددات العالية فانه سيبعثها بعد ان تحجب عنه بنسبة كبيرة , و لكن عندما اجريت التجربة باستخدام الاشعة فوق البنفسجية و التي كانت تمثل الاشعة ذات الطاقة و الترددات العالية كانت نسبة انبعاثها من الجسم الاسود ضئيلة و ان النسبة الاكبر من الموجات الكهرومغناطيسية لالمنبعثة كانت ذات الترددات و الطاقة الاقل لذلك سميت بكارثة الاشعة فوق البنفسجية.
و بعد ذلك طرحت نظرية الكم على ضوء مبدا الكم لماكس بلانك الذي كان ينص على ان الطاقة موجودة على شكل وحدات سماها بالكم (quantuam) و هو جسيم افتراضي ليس له كتلة لكن يمتلك مستوى طاقة كما ان هذه النظرية طرحت على ضوء صيغة بلانك الرياضية و التي تنص على ان الطاقة تساوي التردد مضروب في ثابت بلانك الذي قيمته (6.626068 × 10-34جول .الثانية) و على ضوء ذلك واصل العديد من علماء الفيزياء من امثال اروين شرودنغر صاحب الميكانيك الموجي و الذي يمثل الصيغة الموجية لنظرية الكم و التي تتناول تطور دالة موجة الطاقة مع الزمن وايضا فرنر هيزينبيرغ صاحب ميكانيك المصفوفات و الذي يمثل الصيغة الكمومية في نظرية الكم والذي تمكن من خلال مصفوفاته من التوصل الى اهم اسس و مفاهيم الفيزياء الحديثة و الذي يمثل اهم صيغ و مباديء نظرية الكم و هو مبدأ اللادقة (اللايقين) (uncertinaty principle) و قد توصل الى هذا المبدا كنتيجة لاحدى مصفوفاته و كانت صيغته الجزئية تنطبق على الالكترون و تنص على انه من غير الممكن رصد و تحديد موقع و زخم الاكترون في ان واحد فكلما زادت الدقة في رصدزخم الالكترون قلة الدقة في تحديد موقعه و كلما زادت الدقة في تحديد موقع الالكترون قلة الدقة في تحديد زخمه ثم اصبح بعد ذلك صيغة عامة تنطبق على كل الظواهر التي تفسرها الفيزياء و نظرية الكم و اصبحت الصيغة العامة تنص على انه كلما زادت الدقة في تحديد حالة قلة الدقة في تحديد الحالة الاخرى و كلما زادت المعرفة بكمية قلت المعرفة بالكمية الاخرى و كما ان لاينشتين مساهمةى في نظرية الكم متمثلة بالنظرية الكهروضوئية التي طرحها عام 1905 م و التي افترض فيها ان الضوء عبارة عن وحدات تمتلك مجالا كهرومغناطيسيا سمها غلبرت نيوتن لويس بالفوتونات و لويس هو مؤسس الكيمياء الضوئية و قد منح اينشتين جائزة نوبل في الفيزياء لطرحه هذه النظرية عام 1923 م بالاضافة الى ابحاث علماء اخرين مثل ديراك و رذرفورد و بوهر وغيرهم .
و قد فسر النموذج الذري و الطاقة و المادة على اساس هذه االنظرية .

الرابطة التساهمية هي أحد أشكال الترابط الكيميائي وتتميز بمساهمة زوج أو أكثر من الإلكترونات بين الذرات، مما ينتج عنه تجاذب جانبي يعمل على تماسك الجزيء الناتج. تميل الذرات للمساهمة أو المشاركة بإلكتروناتها بالطريقة التي تجعل غلافها الإلكتروني ممتليء. وهذه الرابطة دائما أقوى من القوى بين الجزيئية مثل الرابطة الهيدروجينية.
تحدث الرابطة التساهمية غالبا بين الذرات التي لها سالبية كهربية متماثلة (عالية)، حيث أنه تلزم طاقة كبيرة لتحريك إلكترون من الذرة. الرابطة التساهمية غالبا ما تحدث بين اللا فلزات، حيث تكون الرابطة الأيونية أكثر شيوعا بين الذرات الفلزية والذرات اللافلزية.
تميل الرابطة التساهمية لأن تكون أقوى من أنواع الروابط الأخرى، مثل الرابطة الأيونية. وبعكس الرابطة الأيونية، حيث ترتبط الأيونات بقوى كهرساكنة غير موجهة، فإن الرابطة التساهمية تكون عالية التوجيه. وكنتيجة، الجزيئات المرتبطة تساهميا تميل لأن تتكون في أشكال مميزة.

تاريخ الرابطة التساهمية

فكرة الترابط التساهمي يمكن أن ترجع إلى جيلبرت إن لويس, والذي قام في عام 1916 بوصف مساهمة أزواج الإلكترونات بين الذرات. وقد قام باقتراح ما يسمى ببناء لويس أو الشكل الإلكتروني النقطي والذي يكون فيه إلكترونات التكافؤ (الموجودة في غلاف التكافؤ) ممثلة بنقط حول الرمز الذري. وتكون ازواج الإلكترونات الموجودة بين الذرات ممثلة للروابط التساهمية. كما أن الأزواج العديدة تمثل روابط عديدة, مثل الرابطة الثنائية أو الثلاثية. وبعض الأشكال الإلكترونية النقطية ممثلة في الشكل المجاور. وطريقة أخرى لتمثيل الرابطة هي تمثيلها كخط, موضحة بالأزرق.
بينما أن فكرة تمثيل أزواج الإلكترونات تعطى طريقة مؤثرة لتصور الرابطة التساهمية, فإن دراسات ميكانيكا الكم تحتاج لفهم طبيعة تلك الرابطة وتوقع تركيب وخواص الجزيئات البسيطة. وقد قام كل من والتر هتلر وفريتز لندن بعمل أول توضيح ناجح من وجهة نظر ميكانيكا الكم للترابط الكيميائي, وخاصة للهيدروجين الجزيئي، في عام 1927. وقد كان عملهم مبنيا على أساس تصور رابطة التكافؤ, والذي افترض أن الرابطة الكيميائية تتكون عندما يكون هناك تداخل جيد بين المدارات الذرية للذرات المساهمة. وهذه المدارات الذرية تعرف بأن بينها وبين بعضها زاوية محددة, وعلى هذا فإن تصور رابطة التكافؤ يمكن أن تتوقع زوايا الروابط بنجاح في الجزيئات البسيطة. عادة ما تكون هذه الرابطة بين الافلزات فقط.

ترتيب الرابطة

ترتيب الرابطة هو مصطلح علمي لوصف عدد أزواج الإلكترونات المتشاركة بين الذرات المكونة للرابطة التساهمية. وأكثر أنواع الرابطة التساهمية شيوعا هو الرابطة الأحادية, والتي فيها يتم المشاركة بزوج واحد فقط من الإلكترونات. كل الروابط التي بها أكثر من زوج من الإلكترونات تسمي روابط تساهمية متعددة. المشاركة بزوجين من الإلكترونات تسمى رابطة ثنائية, والمشاركة بثلاثة أزواج تسمى رابطة ثلاثية. ومثال للرابطة الثنائية في حمض النيتروس (بين N و O), ومثال للرابطة الثلاثية سيانيد الهيدروجين (بين C و H).
الرابطة الأحادية يكون نوعها رابطة سيجما, والرابطة الثنائية تكون واحدة سيجما وواحدةباي, والرابطة الثلاثية تكون واحدة سيجما وإثنين باي.
الروابط الرباعية, رغم ندرتها, فإنها موجودة. فكل من الكربون والسيليكون يمكن أن يكونا مثل هذه الرابطة نظريا. ولكن الجزيء الناتج يكون غير مستقر تماما. وتلاحظ الروابط الرباعية الثابتة في الروابط فلزات انتقالية-فلزات انتقالية, وغالبا ما تكون بين ذرتين من الفلزات الانتقالية في المركبات العضوية الفلزية.
الروابط السداسية تم ملاحظتها أيضا في الفلزات الانتقالية في الحالة الغازية ولكنها نادرة أكثر من الرباعية.
كما أنه توجد حالة خاصة من الرابطة التساهمية تسمى رابطة تساهمية تناسقية.

صلابة الرابطة

بصفة عامة, يمكن للذرات المرتبطة برابطة أحادية تساهمية ان يحدث لهما دوران بسهولة نسبيا. ولكن, في الرابطة الثنائية والثلاثية يكون الأمر بالغ الصعوبة حيث أنه لابد من حدوث تداخل بين مدارات باي، وهذه المدارات تكون في حالة توازي.

الرنين

يمكن لبعض أنواع الروابط أن يكون لها أكثر من شكل نقطي (مثلا الأوزون O₃). ففى الشكل النقطي. تكون الذرة المركزية لها رابطة أحادية مع أحد الذرات الأخرى ورابطة ثنائية مع الأخرى. ولا يمكن للشكل النقطي إخبارنا أي من الذرات لها رابطة ثنائية, فكل من الذرتين لهما نفس الفرصة لحدوث الرابطة الثنائية. وهذان التركيبان المحتملان يسميا البناء الرنيني. وفى الحقيقة, فإن تركيب الأوزون رنيني مهجن بين تركيبيه الرنينين

تصنيف العناصر

تصنيف العناصر وتدرج الخواص في الجدول الدوري قامت محاولات تصنيف العناصر لسهولة دراستها 1- محاولة برزيليوس. قسم برزيليوس العناصر إلي فلزات ولا فلزات 2- ثمانيات نيولاندز.اكتشاف الخاصية الدورية. 3- جدول مندليف والقانون الدوري عندما رتب مندليف العناصر ترتيبا تصاعدياً حسب أوزانها الذرية وجدان الخواص الفيزيائية والكيميائية تتكرر دورياً 4- جدول موزلي (1913) أ) رتب موزلي العناصر ترتيباً تصاعدياً حسب أعدادها الذرية ب) عدل القانون الدوري ليصبح " إذا رتبت العناصر ترتيباً تصاعدياً حسب أعدادها الذرية فإن خواصها الفيزيائية والكيميائية تتكرر دورياً
5- الجدول الدوري الطويل ترتيب العناصر في الجدول يتفق مع مبدأ البناء التصاعدي (أي ملء مستويات الطاقة الفرعية)

وصف الجدول

1- يتكون الجدول من سبع دورات أفقية توجد 8 مجموعات رأسية تمثل عناصر المجموعة A توجد 10 مجموعات رأسية تمثل العناصر الانتقالية توجد مجموعة اللانثانيدات والاكتينيدات أسفل الجدول 2-تقسم عناصر الجدول الدوري إلي أربع فئات
أ)عناصر الفئة (S) وتشمل المجموعات A, 1A2 وتوزيعها الإلكتروني في مستوى الطاقة الأخير ns2, ns1 وتشغل يسار الجدول ب)عناصر الفئة(p) وتشمل المجموعات من A3 حتى A7 وأيضاً المجموعة صفر (الغازات الخاملة) وهي تشغل يمين الجدول وتوزيعها الإلكتروني في مستوى الطاقة الأخير من np1 حتى np6 ج) عناصر الفئة (d) وتشمل العناصر الانتقالية وتوزيعها الإلكتروني الأخير n-1d1 حتى n-1d10 د) عناصر الفئة f وتشمل اللانثانيدات وتوزيعها الأخير 4f1 حتى 4f14 والاكتينيدات وتوزيعها f1 5 حتىf14 5

أنواع العناصر

1-العناصر النبيلة (الغازات الخاملة) وهي عناصر المجموعة صفر -وتركيبها الإلكتروني الأخيرnp6 ns2 عدا الهيليوم s21 وهي تتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة في كل منها 2-العناصر المثالية وهي عناصر الفئة S والفئة P ماعدا الغازات الخاملة وتتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة ما عدا المستوي الأخير 3-العناصر الانتقالية الرئيسية وهي عناصر الفئة d وتتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة ما عدا المستويين الآخرين 4-العناصر الانتقالية الداخلية وهي عناصر الفئة f وتتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة ما عدا المستويات الثلاثة الأخيرة. وهي تنقسم إلي اللانثانيدات ويتتابع فيها امتلاء المستوي الفرعي 4f والاكتينيدات ويتتابع فيها امتلاء المستوي الفرعي 5 f
تدرج الصفة في الجدول الدورى

نصف قطر الذرة

" هو نصف المسافة بين مركزي ذرتين متماثلين في جزئ ثنائي الذرة طول الرابطة هو المسافة بين نواتي ذرتين متحدتين في الرابطة التساهمية (نصف القطر التساهمي أو هو المسافة بين مركزي الإيونين في الرابطة الأيونية ،ويسمي نصف القطر الأيونى. تدرج صفة نصف القطر في الجدول 1-في الدورات الأفقية : يقل نصف القطر كلما زاد العدد الذري (كلما اتجهنا يميناً) السبب كلما زادت شحنة النواة الموجبة زادت قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ ؛مما يسبب نقص قطر الذرة 2- في المجموعات الرأسية : يزداد نصف قطر الذرة كلما زاد العدد الذري السبب 1- إضافة مستوي طاقة جديد 2- تعمل المستويات الممتلئة على حجب تأثير النواة على الإلكترونات الخارجية فيقل التجاذب بينهما 3-زيادة قوة التنافر بين الإلكترونات ملاحظات 1- تقاس طول الرابطة بحيود الإلكترونات أو الأشعة السينية ووحدة القياس إنجستروم. 2- نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر الذرة (في الفلزات) السبب زيادة الشحنة الموجبة وبالتالي زيادة جذب النواة للإلكترونات. 3-نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر الذرة (في اللافلزات) السبب زيادة قوة التنافر بزيادة عدد الإلكترونات مثال محلول إذا كان طول الرابطة في جزئ الهيدروجين يساوي 0.6 إنجستروم وطول الرابطة في جزئ كلوريد الهيدروجين تساوي 1.29 إنجستروم أحسب نصف ذرة الكلور. الحـل نصف قطر ذرة الهيدروجين = طول الرابطة ÷2 == 0.6 ÷ 2 == 0.3 إنجستروم طول الرابطة = H- Cl 1.29 إنجستروم
طول الرابطة = نصف قطر الهيدروجين + نصف قطر الكلور نصف قطر ذرة الكلور == 1.29 - 0.3 == 0.99 إنجستروم
جهد التأين (طاقة التأين)
1- هو مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة ،وهي في الحالة الغازية X+ + è >------ طاقة تأين X + (إلكترون)(أيون موجب) (ذرة) 2- يعين جهد التأين بالقياسات الطيفية.
تدرج الخاصية في الجدول الدوري في الدورات الأفقية : تزداد قيم جهد التأين بزيادة العدد الذري. السبب نقص قطر الذرة وزيادة الشحنة الموجبة فتزداد قوي الجذب ،ويصعب فصل الإلكترون. في المجموعات الرأسية : يقل جهد التأين بزيادة العدد الذري السبب زيادة نصف قطر الذرة لزيادة عدد الأغلفة. · المستويات الممتلئة تعمل على حجب قوي جذب النواة للإلكترونات الخارجية فيسهل إزالتها. · زيادة التنافر بين الإلكترونات. ملاحظات 1- هناك جهد تأين أول وجهد تأين ثاني وثالث وهكذا ……. 2- جهد التأين الأول للغازات الخاملة كبير جداً إذ يصعب إزالة إلكترون من مستوي طاقة مكتمل 3- جهد التأين الثاني أعلي من جهد التأين الأول وذلك لزيادة شحنة النواة الموجبة أو قد يتسبب في كسر مستوي طاقة مكتمل.
السالبية الكهربية
1-وهي متوسط الميل الإلكتروني وجهد التأين للذرة 2-وتعرف السالبية الكهربية بأنها " قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية إليها " 3-تلعب السالبية الكهربية دوراً في تحديد نوع الرابطة بين ذرتين
4- تدرج الخاصية في الجدول الدوري أ) في الدورات الأفقية : تزداد السالبية الكهربية بزيادة العدد الذري والسبب نقص نصف الذرة وزيادة شحنة النواة وزيادة قوي الجذب
ب) في المجموعات الرأسية : تقل السالبية الكهربية بزيادة العدد الذري (أي كلما اتجهنا لأسفل) بسبب : - زيادة نصف قطر الذرة - تأثير حجب المستويات الممتلئة لقوي جذب النواة - زيادة التنافر بين الإلكترونات الميل الإلكتروني (القابلية الإلكترونية)

تعريف الميل الإلكتروني

1-هو مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكتروناً طاقة X` + X + è ------>
2- تدرج الخواص في الجدول الدوري (أ) في الدورات الأفقية : يزيد الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذري السبب : صغر قطر الذرة وزيادة الشحنة الموجبة مما يزيد من قوة جذب الإلكترون فتزداد الطاقة المنطلقة شواذ بعض العناصر عن هذه القاعدة تكون الذرة أكثر استقراراً إذا كان مستوي الطاقة الفرعي ممتلئاً أو نصف ممتلئ. لذلك يشذ عن هذه القاعدة كل من العناصر الآتية البريليوم Be4 (1S2,2S2)لامتلاء مستوياته الفرعية النتروجين N7 (,P3 1S2,2S2) المستوي الفرعي 2P نصف ممتلئ النيون N10 (P6 1S2,2S2,) جميع المستويات الفرعية ممتلئة

(ب) في المجموعات الرأسية :

يقل الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذري (كلما اتجهنا لأسفل) ،والسبب : - زيادة مستويات الطاقة وزيادة نصف قطر الذرة -حجب المستويات الممتلئة لقوي جذب النواة - زيادة قوي التنافر بين الإلكترونات
شواذ عن هذه القاعدة رغم أن الكلور أسفل الفلور إلا أن ميله الإلكتروني أكبر والسبب في صغر الميل الإلكتروني للفلور هو صغر نصف قطر الفلور واحتوائه على 9 إلكترونات لذلك إضافة إلكترون جديد سوف يعاني من تنافر كبير ويصعب إضافة الإلكترون للذرة.
الخاصية الفلزية واللافلزية

الفلزات :

هي عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها(الغلاف الأخير)بأقل من نصف سعته بالإلكترونات(أقل من 4 إلكترونات) مثل الصوديوم(2-8-1)والماغنسيوم(2-8-2)والألومنيوم(2-8-3) وهي عناصر تميل إلي فقد إلكترونات التكافؤ وتكون أيونات موجبة وهي تتميز بكبر نصف قطر الذرة وصغر ميلها الإلكتروني وجهد تأينها

اللافلزات :

- هي عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته بالإلكترونات مثل الفوسفور (2-8-5) - الأكسجين (2-6) - الكلور (2-8-7) -هي عناصر تتميز بصغر نصف قطر الذرة وكبر جهد التأين والسالبية الكهربية والميل الإلكتروني -ولذلك فهي عناصر كهروسالبة تميل إلي اكتساب إلكترونات وتكون أيونات سالبة -نظراً لصعوبة فصل إلكترونات التكافؤ فهي لا توصل التيار الكهربي

أشباه الفلزات :

هي عناصر غلاف تكافؤها ممتلئ بحوالي نصف سعته هي عناصر له مظهر الفلزات ومعظم خواص اللافلزات وخواصها وسط بين الفلزات واللافلزات ،وتستخدم في موصلات الترانزستور والأجهزة الكهربائية

تدرج الخواص :

أ) في الدورات الأفقية بزيادة العدد الذري تقل الصفة الفلزية وتزداد الصفة اللافلزية ب) في المجموعة الرأسية تزداد الصفة الفلزية ،وتقل الصفة اللافلزية كلما هبطنا لأسفل

الخواص الحامضية والقاعدية
أ) الأكاسيد الحامضية : تذوب أكاسيد اللافلزات في الماء وتكون أحماضاً حمض كبريتوز SO2 + H2O ---> H2SO3 حمض كربونيك CO2 + H2O ------> H2CO3 حمض إرثوفوسفوريك P2O5 + 3H2O-----> 2H3PO4 لذلك تسمي الأكاسيد اللافلزية أكاسيد حامضية تتفاعل الأكاسيد الحامضية مع القلويات ،وتكون ملحاً وماء CO2 + 2NaOH ------> Na2CO3 + H2O
ب) الأكاسيد القاعدية : هي أكاسيد فلزات وهي تذوب في الماء وتكون القلويات Na2O + H2O -----> 2NaOH MgO + H2O ----> Mg(OH)2 تتفاعل الأكاسيد القاعدية مع الأحماض وتكون ملح وماء MgO + H2 SO4 ----> MgSO4+ H2O Na2O + 2HCl ---> 2NaCl + H2O
ج) الأكاسيد المترددة : هي أكاسيد تتفاعل مع الأحماض أو القلويات لتعطي ملحاً وماء مثل أكسيد الألومنيوم Sb2O3- ZnO - Al2O3 مثال : Al2O3 + 6HCl ----> 2AlCl3 + 3H2O ملح كلوريد الألومنيوم Al2O3 + 2NaOH ----> 2NaAlO2 + H2O ملح ميتاألومنيات الصوديوم

تدرج الصفة في الجدول الدوري

أ) في الدورات الأفقية : بزيادة العدد الذري تقل الصفة القاعدية وتزداد الصفة الحامضية ،وتقع الأكاسيد المترددة في وسط الدورات.
2- في المجموعات الرأسية : تزداد كل من الصفة الحامضية والصفة القاعدية بزيادة العدد الذري (أي كلما هبطنا لاسفل) السبب : زيادة نصف قطر الذرة مع ثبات الشحنة يزيد من الخاصية القاعدية بينما تقل قوي جذب النواة ،فيسهل ترك الهيدروجين ،فتزيد الخاصية الحامضية.
أعداد التأكسد
1- التكافؤ : هو عدد ذرات الهيدروجين التي تتحد مع أو تحل محل ذرة واحدة من العنصر. أو هو عدد الإلكترونات المفردة الموجودة في غلاف التكافؤ. لاحظ أن الإلكترونات المفردة هي وحدها التي تدخل في تكوين الرابطة التساهميه
2-عدد التأكسد : هو عدد يمثل الشحنة الكهربية (موجبة أو سالبة) التي تبدو على الأيون أو الذرة في المركب ،سواء كان مركباً إيونياً أو تساهمياً.
3- عند حساب عدد التأكسد : أ) عدد تأكسد العنصر يساوي صفر ب) عدد تأكسد المجموعة الذرية يساوي الشحنة التي تحملها المجموعة جـ) مجموع أعداد التأكسد لعناصر المركب المتعادل تساوي صفراً
1.في المركبات الأيونية: - يكون عدد التأكسد مساوياً تكافؤ الأيون - وتكون إشارته موجبة للأيون الموجب - وتكون إشارته سالبة للأيون السالب
2.في المركبات التساهمية : في الجزئ المكون من ذرتين متشابهتين عدد التأكسد لكل منهما = صفر في الجزئ المكون من ذرتين مختلفتين يكون عدد التأكسد سالب للعنصر الأكثر سالبية كهربية والآخر موجب
د) التأكسد يعني زيادة الشحنة الموجبة؛أي زيادة عدد التأكسد الاختزال يعني نقص الشحنة الموجبة أي نقص عدد التأكسد أمثلة : الهيدروجين : عدد التأكسد دائماً موجب 1 ما عدا هيدريدات الفلزات النشطة يكون سالب 1 (CaH2 - NaH) (الهيدريدات هي مركبات الهيدروجين مع عناصر المجموعة الأولي أو الثانية) مثال : عدد تأكسد الهيدروجين في HCl = +1 عدد تأكسد الهيدروجين في NaH = -1 لأن سالبية الهيدروجين أعلي من سالبيه الصوديوم
الأكسجين : عدد التأكسد للأكسجين دائماً تساوي سالب 2 ما عدا الحالات الآتية : 1- مع الفلور Of2 = +2 لأن سالبية الفلور أكبر من سالبية الأكسجين 2-مع البيروكسيدات تكون - 1 Na2O2 -H2O2 3-مع السوبرأكسيد تكون -1/2 مثل KO2

تدرج إعداد التأكسد في الجدول الدوري

1- عدد التأكسد يساوي رقم المجموعة في العناصر من المجموعة A1 حتى 3A ،ويساوي رقم المجموعة -8 في المجموعات 4A حتى 7A مثال : اعداد تأكسد عناصر الدورة الثانية
نلاحظ أن أعلي عدد تأكسد لعنصر يساوي رقم مجموعته عدد تأكسد عناصر المجموعة صفر (الغازات الخاملة) يساوي صفر مثال : أوجد أعداد التأكسد للعناصر التي تحتها خط في المركبات الآتية : H2S - Na2O2 -HClO4 *- KH الإجابة: 2- = H2S الكبريت -1=Na2O2 الأكسجين 7+ = HClO4 الكلور 1- = KH الهيدروجين اذكر نوع التفاعل الآتي (أكسدة أم اختزال) 1)FeCl2 ----> FeCl3 التفاعل أكسدة Fe == +2 ---> Fe == +3 2) Cr2O72- ----> Cr2O3 التفاعل اختزال Cr == +6 ---> Cr == +3

الفريونات:

1- هي مركبات الكربون والفلور والكلور مثل CF4- CCl2F2 2-اكتشف الفريونات الكيميائي توماس ميدجلي 3- تستخدم الفريونات في المبردات مثل الثلاجات وأجهزة التكييف 4- تسبب الفريونات تآكل طبقة الأوزون ،التي تحمي الأرض من الأشعة الضارة
← ملخــص :
1- تصنف العناصر لسهولة دراستها 2- من طرق التصنيف أ) جدول مند ليف وبني على تدريج الأوزان الذرية ب) جدول موزلي وبني على تدريج الأعداد الذرية
3-القانون الدوري (موزلي) : " إذا رتبت العناصر ترتيباً تصاعدياً حسب إعدادها الذرية فإن خواصها الفيزيائية والكيميائية تتكرر دورياً "
4- وصف الجدول الدوري الطويل : أ) بني الجدول على قاعدة البناء التدريجي ب) يتكون الجدول من سبع دورات أفقية و18 مجموعة رأسية جـ) يتكون الجدول من أربع فئات f - d - p - s د) تقسم العناصر إلي أربعة أنواع العناصر النبيلة - العناصر المثالية - العناصر الانتقالية الرئيسية والعناصر الانتقالية الداخلية
5- تدرج خواص العناصر في الجدول (1) نصف قطر الذرة : " هو نصف المسافة بين مركزي ذرتين متماثلتين في جزئ ثنائي الذرة " -طول الرابطة : هو المسافة بين نواتي ذرتين متحدتين -تدرج الصفة : أ- في الدورات الأفقية : يقل نصف القطر بزيادة العدد الذري والسبب زيادة قوي الجذب بسبب زيادة الشحنة الموجبة. ب- في المجموعات الرأسية : يزيد نصف القطر الذري بزيادة العدد الذري والسبب زيادة مستويات الطاقة - وتأثير الأغلفة المكتملة التي تقلل قوي الجذب للإلكترونات فيزيد التنافر. نلاحظ أن : أ- نصف قطر الأيون الموجب أصغر من نصف قطر الذرة بسبب زيادة الشحنة الموجبة وزيادة التجاذب. ب- نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر الذرة بسبب زيادة قوة التنافر بزيادة الشحنة السالبة.

(2) جهد التأين :

" هو مقدار الطاقة اللازمة لفصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة في الحالة الغازية " نلاحظ أن: أ) جهد التأين الثاني أكبر من جهد التأين الأول. ب) جهد تأين الغازات الخاملة كبير جداً لأنه يحتاج لكسر مستوي طاقة مكتمل. تدرج الصفة : في الدورات الأفقية : يزداد جهد التأين بزيادة العدد الذري. في المجموعات الرأسية : يقل جهد التأين بزيادة العدد الذري.

(3)الميل الإلكتروني :

" هو مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكترون" تدرج الصفة: أ) في الدورات الأفقية : يزيد الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذري لزيادة البرتونات ويشذ عن ذلك - البريليوم لأن مستوياته الفرعية ممتلئة فهو مستقر والنيتروجين لأن مستوياته الفرعية نصف ممتلئة فهو مستقر. -الغازات الخاملة لها ميل إلكتروني منخفض بسبب ملء مستويات الطاقة. ب) في المجموعات الرأسية : يقل الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذري ،ويشذ عن ذلك الفلوروالكلور - فالفلور له ميل إلكتروني اقل من الكلور بسبب صغر نصف قطره لذلك فإن إضافة إلكترون جديد يعاني من تنافر كبير.

(4)السالبية الكهربية :

" هي قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية نحوها" تدرج الصفة : أ)في الدورات الأفقية : تزداد السالبية الكهربية بزيادة العدد الذري بسبب زيادة البرتونات وزيادة قوي الجذب ب) في المجموعات الرأسية : تقل الصفة بزيادة العدد الذري بسبب زيادة نصف القطر وتأثير المستويات الممتلئة مما يقلل الجذب ويزيد التنافر

(5)الصفة الفلزية واللافلزية :

الفلزات : - وهي عناصر كهروموجبة - تفقد إلكترونات وتكون أيونات موجبة - جيده التوصيل للكهرباء والحرارة ولها درجات انصهار وغليان مرتفعة. اللافلزات : وهي عناصر تحتوي على أكثر من 4 إلكترونات في مستويات التكافؤ وهي عناصر كهروسالبة ،تكتسب إلكترونات وتكون أيونات سالبة رديئة التوصيل للكهرباء والحرارة لها درجات انصهار وغليان منخفضة أشباه الفلزات : وهي عناصر يمتلئ مستوي التكافؤ بنصف سعته تقريباً وخواصها وسط بين الفلزات واللافلزات وتستخدم في عمل أشباه الموصلات كما في الراديو والترانزستور ……… تدرج الصفة في الدورات: (أ)الأفقية تزداد الصفة اللافلزية وتقل الصفة الفلزية (ب)الرأسية : تقل الصفة اللافلزية وتزداد الصفة الفلزية أشباه الفلزات في منتصف الدورات تقريباً

(6)الخواص الحامضية والقاعدية :

الأكاسيد الحامضية : هي أكاسيد لافلزية - تذوب في الماء وتكون أحماض > H*2CO3 --- CO2 + H2*O SO3 + H2O ----> H2SO4 الأكاسيد القاعدية : هي أكاسيد فلزية - تذوب في الماء وتكون قلويات Na2O + H2O ----> 2 NaOH M*gO + H2O ----> Mg(OH)2 الأكاسيد المترددة : هي أكاسيد تتفاعل مع الأحماض أو مع القلويات ،وتعطي ملحاً وماء في كل حالة - مثل SnO - Sb2O3 - Al2O3 Al2O3 + 6 HCl ----> 2AlCl3 + 3 H2O Al2O3 + 2NaOH ----> 2NaAlO2 + H2O تدرج الصفة : (أ) في الدورات الأفقية : بزيادة العدد الذري تقل القاعدية وتزيد الصفة الحامضة (ب) في المجموعات الرأسية: تزداد كل من الصفة القاعدية والصفة الحامضية كلما هبطنا لأسفل (بزيادة العدد الذري).

(7)أعداد التأكسد :

عدد التأكسد " هو عدد يمثل الشحنة الكهربية، التي تبدو على الأيون أو الذرة في المركب " تدرج اعداد التأكسد عدد التأكسد يساوي رقم المجموعة حتى عناصر المجموعة3A ويساوي رقم المجموعة أو رقم المجموعة -8 في المجموعات من 4A حتى 7A عدد التأكسد للعنصر يساوي صفراً. مجموع أعداد التأكسد للمركب المتعادل يساوي صفراً. عدد التأكسد للأيون يساوي عدد شحناته التأكسد هي عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة الشحنة الموجبة (عدد التأكسد) الاختزال هي عملية اكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص عدد التأكسد
الفريونات : هي مركبات الكربون مع الفلور والكلور ،مثل CF4 - CCl2F2 اكتشف الفريونات العالم توماس ميدجلي. تستخدم الفريونات في أجهزة التبريد مثل الثلاجات وأجهزة التكييف. تسبب الفريونات تآكل طبقة الأوزون ،التي تحمي الأرض من الأشعة الضارة.

تكون الأيونات

تتكون الأيونات من ذرات عندما تفقد إلكترونات أو تكتسب إلكترونات. ورغم أن تفكك الجزيئ يحتاج إلى طاقة من الخارج إلا أن تكوّن الأيونات قد تكون أنسب من وجهة اكتمال الغلاف الإلكتروني الخارجي للذرة أو الأيون. تحاول الأيونات بصفة عامة الوصول إلى ما يسمى قاعدة الثمانيات.

كاتيون

الأيونات الموجبة الشحنة تسمى كاتيونات. ويتكون الكاتيون عندما تفقد ذرة إلكترونات. ونظرا لأن النواة الذرية تحتفظ بعدد البروتونات فيها (في الذرة المتعادلة تتساوى فيها عدد البروتونات وعدد الإلكترونات) ، ولذلك يظهر الأيون بأن له شحنة موجبة.
أمثلة:
تكون أيون الصوديوم: Na → Na⁺ + e
تكون أيون المغنسيوم: Mg → Mg²⁺ + 2e
تكون أيون ألمونيوم: Al → Al³⁺ + 3e
تكون أيون قصدير: Sn → Sn⁴⁺ + 4e
بصفة عامة تكوّن الفلزات كاتيونات (أيونات موجبة).

أنيون

تسمى الأيونات سالبة الشحنة أنيونات ، ويتكون الأنيون عندما تكتسب الذرة إلكترونا. بذلك يصبح للذرة شحنة زائدة من الإلكترونات ، فتكون سالبة الشحنة.
مثال : اللافلزات-تكون أيونات سالبة الشحنة.
معادلة تكوّن أيون الكلور: Cl + e⁻ → Cl
معادلة تكوّن أيون السلفيد : S + 2e⁻ → S²⁻
ملحوظة: نظرا لتعثر نقل الصيغة الإنجليزية (من اليسار إلى اليمين) إلى الصيغة العربية (من اليمين إلى اليسار) فقد تعذر وضع العلامة السالبة على أيون الكلور ، في المعادلة إلى اليمين. ولكن مثال السلفيد يوضح ذلك ، وقد اكتسب شحنتين سالبتين (أي اكتسب إلكترونين).
تتكون الايونات عند إذابة أملاح في سوائل مثل الماء ، فعي تتفكك.
مثال تفكك كلوريد الصوديوم (ملح الطعام):

$\mathrm{{NaCl_{(s)}} {\longrightarrow} {Na^+_{(aq)}} + {Cl^-_{(aq)}}}$

جزيئ كلوريد الصوديوم يكون متعادلا كهربائيا في العادة ، ولكن عند إذابته في الماء يتفكك بحيث يأخذ الكلور إلكترونا من الصوديوم ويصبح سالبا الشحنة ، ونظرا لأن ذرة الصوديوم فقدت إلكترونا فتصبح موجبة الشحنة (أي تصبح كاتيون).
الرمز „aq“ يعني "في سائل" aqua ، وأما الرمز „s“ المكتوب بجانب كلوريد الصوديوم فمعناه "صلب" solid.

الصيغة الكيميائية

تعطي شحنة الأيون عدد الشحنات السالبة أو الموجبة التي يمتلكها الأيون. وتـُكتب الشحنة فوق رمز العنصر.
يكتب أيون مركب معقد بين قوسين قائمين وتكتب الشحنة على القوس ، كالشكل المبين لأيون تترافلوروبورات :

خواص الأيونات

يعتمد قطر الأيون على قطر الذرة الناشئ منها أو يعتمد كذلك على جزيئ المركب المتعادل كهربائيا. أصفوعلى وجه العموم تكون الكاتيونات أصغر من الأنيونات حيث يفقد الكاتيون إلكترونا أو إلكترونات المدار الخارجي للذرة. هذا يجعل الأنيونات أكبر حيث تتكون لها مدارات فوقية جديدة.

شكل توضيحي لجهد كهروستاتيكي لأيون النيترات (N O₃⁻). المناطق الملونة بالأحمر أقل طاقة من الملونة بالأصفر

كما تختلف استقطابية شحنة الجزيء (أي توزيع الشحنة عليه) بحسب قطر الأيون وشكله ، فقد يكون بيضيا أو مستطيلا أو كرويا.
تكوّن الأيونات ذات الشحنة المتضادة رابطات أيونية مكونة أملاحا. وتوصل محاليل الأملاح الأيونية التيار الكهربائي وهي لذلك تسمى تلك المحاليل كهارل electrolyte . ويعود السبب في توصيل التيار الكهربائي إلى الحركة الانتقالية للأيونات في وجود مجال كهربائية أو مجال مغناطيسي في محلول الكهرل أو خارجه. يرمز إلى حركية الأيونات أو قدرتها على الحركة في مجال كهربائي بالرمز $\mu$ . ويمكن قياسها بطرق عديدة.^[12]

وجودها واستخداماتها

الأيونات هي أساس عمل البطاريات وبطارية السيارة والخلية الضوئية. كما تلعب الكهارل دورا أساسيا في التمثيل الغذائي في جسم الإنسان وجميع الكائنات الحية ومن ضمنها النباتات.
وتستخدم في طلاء المعادن بالجلفنة وتنقية المعادن من الشوائب واستخراج الألمونيوم.

خلية جلفانية (خلية دانيال) ويلاحظ وجود الأيونات في المحلولين وانتقالهم عبر القنطرة وبذلك تتم الدورة الكهربائية بين لوح الخارصين Zn ولوح النحاس Cu.

وتستخدم الأيونات في الفيزياء لإجراء بعض التجارب مثلما في مصدر أيوني ، ونجدها طبيعيا في ريح شمسية التي تأتي إلى الأرض ، وفي الأضواء القطبية وفي البرق ، وعندما تتحد الأيونات المختلفة الشحنة ببعضها البعض تصدر أحيانا ضوءا مثلما عند احتكاك الشهب في الغلاف لتقاء .
كذلك يتم اصدار الضوء في لمبات الخلخلة الكهربائية. ويسمى الغاز المحتوي على أغلبية من الأيونات بلازما.
يمكن لأيونات الغازات الخاملة الترابط مع بعضها وتكوين رابطة أيونية. أمثال تلك الغازات الهيليوم والنيون والكريبتون. كما تستخدم مركبات الهالوجينيات في توليد وصناعة الليزر ، مثلما في ليزر إكسيمر وهو يشبه في عمله ليزر ثاني أكسيد الكربون.

الأيونات الشائعة

**الايونات الموجبة الشائعة**
الاسم الشائع	الصيغة الكيميائية	الاسم التاريخي
الايونات الموجبة البسيطة
الألومنيوم	Al³⁺
الكالسيوم	Ca²⁺
نحاس(II)	Cu²⁺	النحاس
الهايدروجين	H⁺
حديدوز(II)	Fe²⁺	حديد
حديديك(III)	Fe³⁺	حديد
المغنسيوم	Mg²⁺
زئبق(II)	Hg²⁺	الزئبق
البوتاسيوم	K⁺	kalic
الفضة	Ag⁺
الصوديوم	Na⁺	natric
الكاتيونات متعددة الذرات
الأمونيوم	NH+4
الهيدرونيوم	H₃O⁺
زئبق(I)	Hg2+2	زئبقوز

**الايونات السالبة الشائعة**
الاسم الرسمي	الصيغة الكيميائية	الاسم البديل
الايونات السالبة البسيطة
الكلوريد	Cl⁻
الفلوريد	F⁻
البروميد	Br⁻
الاوكسيد	O²⁻
الايونات الاكسجينية
كربونات	CO2−3
كربونات هيدروجنية	HCO−3	البيكربونات
الهايدروكسيد	OH⁻
النترات	NO−3
الفوسفات	PO3−4
الكبريتات	SO2−4
الأنيونات من الأحماض العضوية
خلات	CH₃COO⁻	ethanoate
فورمات	HCOO_-	methanoate
اكسلات	C₂O₄2-	ethandioate
السيانيد	CN_-