# data[].attributes.headline
الفصل الرابع

# data[].attributes.subject
الفصل الرابع

# data[].attributes.body
الأفكار الرئيسية:

١-٤ تستقر ذرات بعض العناصر عندما تتشارك في إلكترونات تكافؤها لتكوين رابطة تساهمية

٢-٤ تستعمل قواعد محددة في تسمية المركبات الجزيئية الثنائية والأحماض الثنائية، والأحماض الأكسجينية

٣-٤ تبين الصبغ البنائية المواقع النسبية للذرات في الجزيء وطرائق ارتباطها معًا داخل الجزيء

٤-٤ يستعمل نموذج التنافر بين أزواج إلكترونات التكافؤ VSEPR لتحديد شكل الجزيء

٥-٤ يعتمد نوع الرابطة الكيميائية على مقدار جذب كل ذرة للإلكترونات في الرابطة

أروى اليوسف

المفردات:

الرابطه التساهميه:الرابطه الكيميائيه التي تتنتج عن مشاركه كلا من للذرتين الداخليتين في تكوين الرابطه بزوج إكتروني واحد او اكثر من الازواج الإلكترونية

الجزيء: عندما ترتبط ذرتان او اكثر برابطه تساهميه

تركيب لويس: ترتيب إكترونات التكافؤ في الجزيء حيث يمثل كل خط او زوج من النقط العاموديه رابطه تساهميه واحده

روابط سيجما:الروابط التساهميه الاحاديه

التفاعل الماص للطاقة:عندما يكون مقدار الطاقه المطلوبه لتفكيك الروابط الموجوده في المواد المتفاعله اكبر من مقدار الطاقه الناتجه عن تكون الرواطب الجديدة في المواد الناتجة

التفاعل الطاقه للطاقة: فيحدث عندما تكون الطاقة المنبثه في اثناء تكوُّن روابط المواد الناتجه اكبر من الطاقه المطلوبه لتفكيك روابط المواد المتفاعله

الحمض الاكسجيني: الحمض يتألف من الهيدروجين وأيون اكسجيني

النوار السماعيل

الصيغة البنائية: يستعمل نموذج الصيغه البنائية الرموز والرابط لبيان مواقع الذرات ويمكن توقعه من خلال رسم تركيب لويس.

الرنين: حاله تحدث عندما يكون هناك احتمال لرسم اكثر من تركيب لويس لشكل الجزيء او الايون.

الرابطه التساهمية التناسقية: تتكون عندما تقدم إحدى الذرات إلكترونية لتشارك بهما ذره أخرى او ايونًا آخر بحاجة إلى إلكترونين ليكوّنا ترتيبًا إلكترونيًّا مستقرًّا بأقل طاقة وضع.

نموذج (VSEPR) : النموذج المستخدم في تحديد شكل الجزيء.

التهجين: اختلاط المستويات الفرعية لتكوّن مستويات مهجّنه جديدة متماثلة.

رابطة تساهمية غير قطبية: توزيع الالكترونات بالتساوي بين الذرتين.

رابطة تساهمية قطبية: توزيع الالكترونات بشكل غير متساوي.

ريماس الرقيعي

تسمية المركبات الجزيئية الثنائية:

هناك العديد من الاسماء الشائعة للمركبات الجزيئيه ، إضافه الى اسمائها العلميه التي تبين تركيبها .

فعند كتابة الصيغه الجزيئيه وتسمية الجزيئات نستعمل خطوات شبيهه بتلك التي استخدمت في المركبات الايونيه .

لنبدأ اولاً بالمركبات الجزيئيه الثنائيه الذرات . لاحظ ان المركبات الجزيئيه الثنائيه الذرات تتكون من لافلزين فقط. فعلى سبيل المثال ، توضح القواعد الاتيه خطوات تسمية الغاز N2O، وهو غاز اكسيد ثنائي النيتروجين ويستخدم في التخدير ، واسمه الاكثر شيوعا الغاز المضحك .

1. يظهر اسم العنصر الثاني في الصيفه الجزيئيه اولاً ، ويظهر اسم العنصر الاول كاملاً N وهو رمز النيتروجين

2. يسمى العنصر الثاني في الصيغه الجزيئيه باستخدام جذر الاسم مع اضافة مقطع (يد)                        O رمز الاكسجين ويظهر باسم اكسيد

3. تستخدم البادئات في التسميه لتحديد عدد ذرات كل عنصر في الصيغه الجزيئيه

اسماء شائعه لبعض المركبات الجزيئيه :

الاسم الشائع لأكسيد ثنائي الهيدروجين هو الماء

يوجد الكثير من المركبات الايونيه لها اسماء شائعه بالاضافه الى الاسم العلمي ، مثل: صودا الخبز هي كربونات الصوديوم الهيدروجينيه ، وملح الطعام هو كلوريد الصوديوم

يارا السماعيل

تسمية الأحماض:

تكون المحاليل المائية لبعض الجزيئات حمضية، ويسمى المركب حمضًا إذا أنتج أيونات الهيدروجين H+ في المحلول.

وهناك نوعان من الأحماض هما: الأحماض الثنائية والأحماض الأكسجينية.

الأحماض الثنائية:

وهي التي تتكون من عنصر الهيدروجين وعنصر آخر فقط.

قواعد تسمية الأحماض الثنائية:

1. تكون الكلمة الأولى دائمًا حمض.

2. يستعمل المقطع " هيدرو" في الكلمة الثانية، ويضاف للعنصر الأخر المقطع "يك" مثال: هيدروكلوريك HCL.

الأحماض الأكسجينية:

هي التي تتألف من الهيدروجين وأيون أكسجيني

قواعد تسمية الأحماض الأكسجينية:

1. تكون الكلمة الأولى دائمًا حمض.

2. إذا انتهى اسم الأنيون الأكسجيني بمقطع "ات" فيستبدل بمقطع "يك" أو إذا انتهى بمقطع "يت" فيستبدل بمقطع "وز" مثال: حمض النيتريك HNO³.

شوق اليوسف

الروابط التساهمية الأحادية:

الروابط التساهمية الاحادية  (اشتراك زوج واحد من الإلكترونات في تكوين رابطة تساهمية )  ويسمى (زوج الالكترونات المشترك في تكوين الرابطة التساهمية الاحادية ) " زوج الكترونات الرابطة.

تركيب لويس  يعرف بـأنه  نموذج يتم فيه تمثيل الكترونات التكافؤ على شكل نقط : أو خطوط للإلكترونات المرتبطة .

مثال :

‏  H. + .H → H-H

وتظهر الرابطة التساهمية الاحادية عند تكوين الجزيئات ثنائية الذرة المتشابههة لعنصر الهيدروجين ، وللجزيئات ثنائية الذرة لعناصر المجموعة السابعة عشرة F2,Cl2,Br2,I2  ولعناصر المجموعة السابعة عشرة مع اللافلزات مثل الكربون كما في CCl4

ولعناصر المجموعة 16 مع الهيدروجين كما في الماء  ، ولعناصر المجموعة 15 مع الهيدروجين كما في النشادر ، ولعناصر المجموعة 14 مع الهيدروجين كما في الميثان .

و تسمى الرابطة التساهمية الأحادية رابطة سيجما ويرمز لها بالرمز الإغريقي σ .

ريماز الجربوع

الروابط التساهمية المتعددة:

تكتسب الذرات في بعض الجزيئات التوزيع الالكتروني للغازات النبيله عندما تشترك باكثر من زوج من الالكترونات مع ذره اخرى او اكثر وينتج عن المشاركه باكثر من زوج من الالكترونات الرابطة التساهمية المتعددة . فالروابط التساهمية الثنائيه و الثلاثيه امثله على ذلك .

الروابط الثنائيه :

تتكون عندما تشترك ذرتان بزوج من الالكترونات فيما بينهما ، مثال علو ذلك الاكسجين على شكل جزيئات ثنائيه وان لكل ذرة اكسجين سته إلكترونات تكافؤ وتحتاج الى إلكترونين لتصل الى الاستقرار لذا تكون رابطه ثنائيه عندما تقوم كل ذره بالمشاركه بإلكترونين .

الروابط الثلاثيه :

تتكون عندما تشترك ذرتان قي ثلاثة ازواح من الالكترونات فيما بينهما ، مثال يحتوي النيتروجين الثنائي الذرات على رابطة تساهميه ثلاثيه وان كل ذرة نيتروجين تشترك بثلاثة إلكترونات لتكون رابطة تساهمية ثلاثيه مع ذرة نيتروجين أخرى.

وتتألف الرابطه التساهمية المتعددة من رابطه سيجما واحده ، ورابطه باي واحده على الاقل ، وتتكون هذه الرابطه عندما تتداخل مستويات p الفرعيه المتوازية تداخلًا متوازيًا وتشترك في الالكترونات .

نورة الحندود

استثناءات القاعدة الثمانية:-

عادة ما تحصل الذرات على ثماني إلكترونات عندما تتحد بذرات اخرى. ولكن بعض الأيونات والجزيئات لا تتبع القاعدة الثمانية.وهناك بعض الأسباب لهذه الاستثناءات.

١- العدد الفردي من إلكترونات التكافؤ:يمكن أن يكون لمجموعة صغيرة من الجزيئات أعداد فردية لإلكترونات التكافؤ، ولاتستطيع ان تكون ثمانية الكترونات حول الذرة فمثلاً :النيتروجين NO2 فهي تحتوي على سبع إلكترونات فقط.

٢-حالات الاستقرار بأقل من ثمانية إلكترونات والرابطة التساهمية التناسقية:تُعزى الحالات الاستثنائية الأخرى للقاعدة الثمانية الى وصول بعض المركبات و التركيب المستقر بأقل من ثمانية الكترونات حول الذرة.وهي نادرة الوجود ،مثال على ذلك: BH3.

٣- حالات الاستقرار بأكثر من ثمانية إلكترونات : من المركبات التي لا تتبع القاعدة الثمانية ذرة مركزية تحتوي على أكثر من 8 الكترونات تكافؤ،ويمكن تفسير ذلك بالأخذ بعين الاعتبار المستوى d الذي يوجد في مستويات الطاقة عناصر الدورة الثالثة ومابعدها،وعندما نرسم بناء لويس لهذه المركبات فإما أن نضيف ازواج الالكترونات غير رابطة للذرة المركزية، أو أن يكون هناك اكثر من اربع ذرات ترتبط في الجزيء

أريام المهوس

# data[].attributes.headline
الفصل الثالث

# data[].attributes.subject
الفصل الثالث

# data[].attributes.body
الدرس : الروابط الأيونية والمركبات الأيونية :

السؤال  :

وضح كيف تتكون المركبات الأيونية من العناصر الآتية ؟ 1- الصوديوم والنيتروجين :

2- الليثيوم والأكسجين :

3-الألومنيوم والكبريت :

-الجواب :

1- الصوديوم والنيتروجين : Na3N

2- الليثيوم والأكسجين : Li2O

3-الألومنيوم والكبريت :Al2S3

الدرس : صيغ المركبات الأيونية وأسماؤها :

السؤال الاول :

اكتب الصيغ الكيميائية للمركبات الأيونية التي تتكون من الأيونات الآتية :

1- اليوديد و البوتاسيوم :

2-الكلوريد و الماغنسيوم :

-الجواب :

1- اليوديد و البوتاسيوم :Kl

2-الكلوريد و الماغنسيوم : Mg2Cl2

السؤال الثاني :

سم المركبات الآتية :

‏1-NaBr:

‏2- CaCl2:

-الجواب :

‏1-NaBr: بروميد الصوديوم .

‏2- CaCl2: كلوريد الكالسيوم .

شروق المطيري

*المسائل التدريبيه*

١-كيف يتكون المركب الايوني :

الصوديوم والنيتروجين :

‏NA عدد التأكسد (1)

‏N عدد التأكسد  (3-)

‏NA   N

1   - 3

باستخدام طريقه المقص

‏=  NA3N      نيتريد الصوديوم

٢-سم المركبات الاتيه :

‏NaBr.    بروميد الصوديوم

‏CaCl.    كلوريد الكالسيوم

‏KOH.    هيدروكسيد البوتاسيوم

الايون اللذي يحتوي اكبر عدد من ذرات الأكسجين

يشتق اسم هذا الايون من اللافلز واضافه مقطع (ات)

الايون اللذي يحتوي اقل عدد من ذرات الأكسجين

يشتق اسم هذا الايون من اللافلز واضافه مقطع (يت)

داليا باخريصه

الرابطة الكيميائية : هي عبارة عن قوه تجاذب بين ذرتين أو اكثر من خلال فقد الذرة للإلكترونات أو اكتسابها أو المساهمه فيها .

الكاتيون : الايون الموجب

الأنيون : الايون السالب

الرابطة الأيونية : القوه الكهروستاتيكيه التي تجذب الأيونات ذات الشحنات المختلفة في المركبات الأيونيه

المركبات الأيونية ؛ المركبات التي تحتوي على روابط ايونيه

الشبكة البلورية : ترتيب هندسي للجسيمات ثلاثي الايعاد

الإلكتروريت : المركب الايوني الذي  يوصل محلول التيار الكهربائي

طاقة الشبكة البلورية : الطاقة التي تلزم لفصل ١ mol من المركب الأيوني

وحدة الصيغه الكيميائية : تمثل أبسط نسبة للأيونات في المركب وهي وحدة واحده فقط من الشبكة البلوريه

الايون الاحادي الذري : ذرة واحده مشحونة.

عدد التأكسد: شحنة الايون الاحادي الموجب

أيونات عديدة الذرات : الايونات المكونة من اكثر من ذره واحده .

الايون الاكسجيني السالب: ايون عديد الذرات يتكون غالبا من عنصر لا فلزي يرتبط مع ذرة او كثر من الاكسجين .

الالكترونات الحرة : الاكترونات الحره الحركه .

الرابطه الفزيه: هي قوة الجذب بين الايونات الموجبه للفلزات و الالكترونات الحرة في الشبكه الفزيه

السبيكة : خليط من العناصر ذات الخواص الفلزيه الفريده

ديم الحماد

1- تكون الايون

الفكرة الرئيسيه : تتكون الايونات عندما تفقد الذرات إلكترونات التكافؤ او تكتسبها لتصل الى التوزيع الالكتروني الثماني والاكثر استقرارًا

2-الروابط الايونية والمركبات الايونيه

الفكرة الرئيسيه : تتجاذب الايونات ذات الشحنات المختلفه لتكون مركبات ايونيه متعادله كهربائياً

3-صيغ المركبات الايونيه وأسماؤها

الفكرة الرئيسيه : عند تسميه المركبات الايونيه يذكر الايون السالب اولاً متبوعاً بالايون الموجب اما عند كتابة صيغ المركبات الايونيه فيكتب رمز الايون الموجب اولاً متبوعاً برمز الايون السالب

4- الروابط الفلزيه وخواص الفلزات

الفكرة الرئيسيه : تكون الفلزات شبكات بلوريه يمكن تمثيلها او نمذجتها بأيونات موجبه يحيط بها بحر من الكترونات التكافؤ الحره الحركه

آرام الفضل

‏المركبات الأي يونية وأسماؤها 3-6

‏الفكرة الرئيسية : عند تسمية المركبات الأي يونية يذكر الأيون السالب أولا متبوع في الايون الموجب . ‏اما عندك كتابة صيغة المركبات الأيونية يكتب رمز الايون الموجب أولا متبوعًا برمز الايون السالب

‏واحدة الصيغة الكيميائية : تمثل أبسط نسبة للأيونات في المركب وهي واحدة واحدة فقط.

‏

الايون احادي الذرة :من ذرة عنصر واحدة مشحونة

‏عدد تأكسد: هو شحنة ال ايون الأحادي ذرة

‏الايون الأكسجين السالب : ايون عدد الذرات

‏الإيون الذي يحتوي على أكبر عدد من ذرات الأكسجين يضاف المقطع ات آخره " كلورات "

‏الإيون الذي يحتوي على اقل عدد من ذرات الأكسجين يضاف المقطع يت إلى آخره " كلوريت "

‏يشتق اسم الايون السالب الذي يكتبه يحتوي على أكبر عدد نضيف عليه مقطع بير عند بداية الاسم واضافة مقطع ات إلى نهاية جذر الا فلز " بيركلورات "

‏يشتق اسم الأيون السالم الذي يحتوي على اقل عدد من ذرات الأكسجين اقل من ثلاث ذرات باضافة مقطع هيبو ثم أضافة مقطع يت إلى النهاية جذر الافلز " هيبوكلوريت "

جمانة البازعي

تكوين الايون الموجب :

يتكون الايون الموجب عندما تفقد الذرة الكترون التكافؤ واحدا او اكثر لتحصل على التوزيع  الاكتروني المشابه للتوزيع الالكتروني لاقرب  غاز نبيل. ويسمى الايون الموجب بالكاتيون. ولفهم تكوين الايون الموجب قارن بين التوزيع الالكتروني لغاز النيون النبيل (العدد الذري يسوي 10)

والتوزيع الاكتروني لفلز الصوديوم القلوي (العدد الذري يساوي 11)

لذرة الصوديوم الكترون تكاغؤ واحد في المستوى 3s  ولذا فهي تختلف عن ذرة غاز النيون النبيل

بهذا الالكترون الاضافي. وعندما تفقد ذره الصوديوم هذا الالكترون، تحصل على توزيع

الكتروني مستقر مشابه للتوزيع الالكتروني لذرة النيون.

تكوين الايون السالب

تميل العناصر اللافلزات الموجوده يمين الجدول الدوري الى اكتساب الكترونات بسهولة لتحصل على

توزيع الكتروني خارجي مستقر. للحصول على توزيع الكتروني مشابه للتوزيع الالكتروني للغاز النبيل

تكتسب ذرة الكلور الكترونا لتكوين ايونا شحنته 1-، ويصبح التوزيع الاكتروني لايون الكلوريد بعد اكتساب الاكترون مثل التوزيع الالكتروني للأرجون

ويسمى الايون السالب بالأنيون و لتسمية الايونات السالبه يضاف المقطف (يد) الى نهاية اسم العنصر. فتصبح ذرة الكلور ايون كلوريد.

جنان الزيد

‏الفكرة الرئيسية: تتجاذب الأيونات ذات الشحنات المختلفة لتكون مركبات ايونيه متعادله كهربائيا

‏تكوين الروابط الإيونيه

الرابطة الايونيه:القوة الكهروستاتيكيه ‏التي تجذب الايونات ذات الشحنات المختلفة في المركبات الإيونيه

‏المركبات الايونيه :المركبات التي تحتوي على روابط أيونيه

‏خواص المركبات الايونيه:

الشبكة البلوريية :ترتيب هندسي الجسيمات ثلاثي الأبعاد يحاط فيها الايون الموجب بالايونات السالبة كما يحاط الايون السالب بالايونات الموجب

‏الإلكتروليت:المركب الايوني الذي يوصل محلوله التيار الكهربائي

‏الطاقة والروابط الايونيه:تمتص الطاقة او تنطلق أثناء التفاعل الكيميائي فاذا امتصت الطاقة في أثناء التفاعل وصف التفاعل بأنه ماص الطاقة أما إذا انطلقت في أثناء التفاعل فوصف بأنه طارد الطاقة تكون مركبات الايونيه من الأيونات الموجبة والسالبه يوصف دائما بأنه طارد الطاقة فعندما تجاذب الأيونات الموجبة والسالبه يتقارب  بعضها من بعض ليتكون نظام أكثر استقرارا

‏طاقة الشبكة البلوريية :الطاقة التي تلزم لفصل 1mol من المركب الايوني

‏وفي هذه الحالة ينظر إليها على أنها طاقة ممتصه وتشير إلى قوة تجاذب الايونات التي تعمل على تثبتها في أماكنها حيث تزداد طاقة الشبكة البلوريية بزيادة قوة التجاذب.

ميلان الرجيعي

•تتكون الرابطه الفلزية عندما تقوم ايونات الفلز الموجبة بجذب الالكترونات الحره،وهي الكترونات غير محددة المكان.

الفلزات والروابط الفلزية الفلز

هو ذلك العنصر الكيميائي الّذي يكوّن أيونات موجبة عندما يفقد الإلكترونات، وتوجد رابطة بين ذراته تسمى الرابطة الفلزية، والروابط الفلزية هي عبارة عن روابط كيميائيّة تحدث بين عنصرين من الفلزات ناتجة عن تجاذب الأيونات الموجبة مع الإلكترونات السالبة،

ومن خصائص الفلزات:

- الصلابه و القوة: وذلك بسبب انتقال الالكترونين خارج المدار الاخير

- جيدة التوصيل للكهرباء وللحراره : وذلك لأنّ كل ذرّة تحتوي على عدد من الإلكترونات غير المرتبطة جيّداً في الغلاف الأخير لها

- غير ثابته كيميائياً: وذلك لان كل ذره تحتوي على عدد من الالكترونات غير المرتبطه جيداً

- لها بريق فلزي لامع

- درجة انصهارها عاليه

•انواع الفلزات الفلزات النبيله- الفلزات القلويه- الفلزات الانتقالية

* تتكون السبائك الفلزيه عند خلط الفلز بعنصر واحد او اكثر.

مثال:

الفولاذ- البرونز- الذهب الابيض.

ريماس الغضية

# data[].attributes.headline
الفصل الثاني

# data[].attributes.subject
الفصل الثاني

# data[].attributes.body
"تطور الجدول الدوري الحديث  "

الفكرة الرئيسة : لقد تطّور الجدول الدوري للعناصر تدريجيًا مع الوقت باكتشاف العلماء طرائق أكثر فائدة في تصنيف العناصر ومقارنتها.

المساهمات في تصنيف العناصر :

-جون نيولاندز -

* رتب العناصر تصاعديًا وفق الكتل الذرية.

* لاحظ تكرار خواص العناصر لكل ثمانية عناصر.

-لوثر ماير-

* اثبت وجود علاقة بين الكتل الذرية وخواص العناصر.

* رتب العناصر تصاعديًا وفق الكتل الذرية.

-ديمتري مندليف-

* أثبت وجود علاقة بين الكتل الذرية وخواص العناصر.

* رتب العناصر تصاعديًا وفق الكتل الذرية..

-هنري موزلي-

* اكتشف أن العناصر تحتوي على عدد فريد من البروتونات سمّاه العدد الذري.

المجموعات : الأعمدة الرأسية.

الدورات : الصفوف الأفقية.

العناصر الممثلة : المجموعات 1 و2 و13-18

العناصر الانتقالية: عناصر المجموعات من 3 إلى 12

*تصنف العناصر إلى فلزات ولافلزات وأشباه فلزات.

الفلزات : ملساء ولامعة وصلبة في دوجة حرارة الغرفة وجيده التوصيل للحرارة والكهرباء ، قابلة للطرق والسحب.

الفلزات القلوية : عناصر المجموعة 1

الفلزات القلوية الأرضية : المجموعة 2

الفلزات الانتقالية : في المجموعات 3-12

الفلزات الانتقالية الداخلية : تقع اسفل الجدول الدوري.

اللافلزات:غازات أو مواد صلبة هشة ذات لون داكن، رديئة التوصيل للحرارة والكهرباء.

الهالوجينات: المجموعه 17 عناصر شديدة التفاعل.

الغازات النبيلة : عناصر المجموعة 18 خاملة جدًا.

أشباه الفلزات : خواص فيزيائية وكيميائية مشابهة للفلزات واللافلزات معًا

الفكرة الرئيسية :رتبت العناصر في الجدول الدوري ضمن مجموعات ودورات حسب اعدادها الذريه

ترتيب العناصر وفق التوزيع الألكتروني:

(إلكترونات التكافؤ)

يوجد لكل عنصر في المجموعه الأول الكترون واحد في مستوى طاقته الأخير .

(إلكترونات التكافؤ والدوره)

يحدد رقم مستوى الطاقه الأخير الذي يحتوي إلكترونات التكافؤ رقم الدوره التي يوجد فيها العنصر في الجدول الدوري.

(إلكترونات تكافؤ العناصر الممثله)

عدد إلكترونات تكافؤ عناصر المجموعه الأولى واحد ،ولعناصر المجموعه الثانيه اثنان.

عناصر الفئات :

(عناصر الفئة-s)

تتكون من عناصر المجموعتين الاولى والثانية وعنصر الهيليوم

(عناصر الفئة -p)

يعد امتلاء المستوى الثانوي sبالإكترونات التكافؤ تبدأ في هذه الاكترونات في تعبئة المستوى الثانوي p

(عناصر الفئة - d )تحتوي على الفلزات الانتقالية،وهي أكبر الفئات.

(عناصر الفئة - f)تشتمل على الفلزات الانتقالية الداخلية،وتتميز عناصرها بامتلاء مستوىsالخارجي،وامتلاء أو شبه امتلاء مستويات4fو5f.

تدرج خواص العناصر

يعتمد تدرج خواص العناصر في الجدول الدوري على حجوم الذرات وقابليتها لفقدان إلكترونات او اكتسابها

‏

‏الخواص الدورية التي تؤثر في التوزيع الإلكتروني :

١- ‏الحجم الذري

٢- ‏وقت ‏التأين

٣- ‏السالبيه الكهربائية

‏نصف قطر الفلزات : المسافة نصف ‏ذرتين متجاورتين

‏نصف قطر الافلزات : ‏بنصف المسافة بين نوى ‏الذرتين المتطابقين والمتحده كيميائياً

‏الايون الموجب ( أصغر ) من ذرته

‏الأيون سالب  ( اكبر ) من ذرته

اذا (زادات )عدد الكترونات التكافؤ كلما كانت السلبيات (اعلى)

القاعده الثمانيه (لا) تشمل الدوره الاولى:لانها تحتاج الى الكترونين فقط

لكي تصل الذره الى القاعده الثمانيه عليها ان:تكتسب او تفقد او تشارك

طاقه التاين التي تعطي الايون وذرة الاستقرار(دائما اكبر) من الايون نفسه ويصل الي الاستقرار وذرته لم تصل

حصة الحميد

أنهار الضبيعي

هبة القرشي

نورة البديوي

ليان الزمام

أميرة الحودي

فاطمة العمير

# data[].attributes.headline
الفصل الخامس

# data[].attributes.subject
الفصل الخامس

# data[].attributes.body
الدرس الأول :

*الفكرة الرئيسية*

تحدد كميةُ كل ماده متفاعله عند بدايه التفاعل الكيميائي كميةَ المادة الناتجة.

*المفردات*

الحسابات الكيميائية

النسبه المولية

*المفاهيم الرئيسة*

تُفَسر المعادلة الكيميائية الموزونة على أساس المولات والكتله والجسيمات الممثلة (ذرات، جزيئات، وحدات الصيغة الكيميائية) ٠

• تطبق قانون حفظ الكتلة على التفاعلات الكيميائية.

• تشتق النسب المولية من معاملات المعادلة الكيميائية الموزونة. وترمز كل نسبة مولية إلى نسبة عدد مولات إحدى المواد المتفاعلة أو الناتجة لعدد مولات مادة أخرى متفاعلة أو ناتجة في التفاعل الكيميائي.

الدرس الثاني :

الفكرة الرئيسية:

يتطلب حل مسألة الحسابات الكيميائية كتابة معادلة كيميائية موزونة.

المفاهيم الرئيسة :

تستخدم الحسابات الكيميائية لحساب كميات المواد المتفاعله والناتجه عن تفاعل معين.

• تعد كتابة المعادلة الكيميائية الموزونة الخطوة الاولى في حل مسائل الحسابات الكيميائية .

• تستخدم النسب المولية المشتقة من المعادلة الكيميائية الموزونة في الحسابات الكيميائية .

• تستخدم النسب المولية في مسائل الحسابات الكيميائية للتحويل بين الكتلة وعدد المولات .

الدرس الثالث :

الفكرة الرئيسية: يتوقف التفاعل الكيميائي عندما تستنفذ اي من المواد المتفاعلة تماماً.

المفردات :

• المادة المحددة للتفاعل .

•المواد الفائضة .

المفاهيم الرئيسة :

• المادة المحددة للتفاعل هي المادة التي تستنفذ تماماً في التفاعل والمادة الفائضة هي المادة التي يبقى جزء منها بعد إنتهاء التفاعل .

• ينبغي لتحديد المادة المحددة للتفاعل مقارنة النسبة المولية الفعلية للمواد المتفاعلة المتوافرة بالنسبة المولية لمعاملات المعادلة الموزونة .

• تعتمد الحسابات الكيميائية على المادة المحددة للتفاعل .

الدرس الرابع :

*الفكرة الرئيسية:*

نسبة المردود المئوية قياس لفاعلية التفاعل الكيميائي

*المفردات:*

1-المردود النظري

2-المردود الفعلي

3-نسبة المردود المئويه

*المفاهيم الرئيسة :*

المردود النظري: أكبر كمية من الناتج يمكن الحصول عليها من كمية المادة المتفاعلة المعطاه

- المردود الفعلي هو كمية المادة الناتجة التي يتم الحصول عليها عمليا من التفاعل.

- نسبة المردود المؤية هي نسبة المردود الفعلي إلى المردود النظري معبراً عنها بالنسبة المئوية. إن نسبة المردود المئوية المرتفعة مهمة في تقليل تكلفة كل مادة ناتجة عن العمليات الكيميائية.

نسبة المردود المئوية = ( المردود الفعلي ÷ المردود النظري) * 100

الدرس الأول:

يارا الرجيعي: الفكرة الرئيسية والمفردات +المفهوم الرئيسي الأول.

ريناد الغنام : المفاهيم الرئيسة - بإستثناء المفهوم الأول -.

الدرس الثاني :

أريام الدخيل: الفكرة الرئيسية +المفهوم الأول.

رزان الجارالله : المفاهيم الرئيسة - عدا الأول -.

الدرس الثالث :

نوفه الشمري: الفكرة الرئيسية والمفردات.

رولا العويس: المفاهيم الرئيسة.

الدرس الرابع :

سمر الفهيد : الفكرة الرئيسية والمفردات + المفهوم الأول.

هادية صديقي : المفاهيم الرئيسة.