كيمياء الباب الثانى شرح بالفيديو الخاصية الفلزية واللافلزية 3ث

قسم العالم ”برزيليوس“ العناصر:- إلى فلزات ولافلزات

الفلزات اللافلزات

عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأقل من نصف سعته بالإلكترونات (1، 2، 3)
عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته من الإلكترونات (5، 6، 7)

عناصر كهروموجبة (علل)

لأنها تفقد إلكترونات غلاف التكافؤ وتصبح أيونات موجبة. عناصر كهروسالبة (علل)

لأنها تكتسب إلكترونات لتكمل غلاف التكافؤ وتصبح أيونات سالبة.

جيدة التوصيل للكهربية لسهولة انتقال الإلكترونات الحرة خلالها. لا
توصل الكهربية لشدة ارتباط إلكترونات التكافؤ بالنواة فيصعب انتقال
الإلكترونات.

تتميز بكبر نصف قطرها. تتميز بصغر نصف قطرها

صغر: جهد تأينها - ميلها الإلكترونى - سالبيتها الكهربية كبر: جهد تأينها- ميلها الإلكترونى - سالبيتها الكهربية.

أشباه الفلزات

عناصر لها مظهر الفلزات ولكن خواصها تشبه خواص اللافلزات.

(1) غلاف تكافؤها نصف ممتلئ تقريباً بنصف سعته.

(2) سالبيتها الكهربية متوسطة بين الفلزات واللافلزات.

(3) أقل توصيل للكهرباء من الفلزات وأكثر من اللافلزات {توصل التيار الكهربى بدرجة متوسطة ولذلك تسمى أشباه الموصلات }

استخدامها: تستخدم فى الأجهزة الإلكترونية مثل الترانزستور

أمثلة:-

البورون السليكون الجرمانيوم الزرنيخ أنتيمون

B Si Ge As Sb

تدرج الصفة الفلزية واللافلزية فى الجدول الدورى

[1] فى الدورة الأفقية:-

تقل الصفة الفلزية كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين أى بزيادة
العدد الذرى ونقص نصف القطر حتى تظهر أشباه الفلزات ثم تزداد الصفة
اللافلزية وتنتهى الدورة بغاز خامل. {فى الدورة أقوى الفلزات يقع فى
المجموعة الأولى وأقوى اللافلزات يقع فى المجموعة السابعة}


[2] فى المجموعة الرأسية:-

تزيد الصفة الفلزية وتقل الصفة اللافلزية كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل أى بزيادة العدد الذرى وكبر نصف القطر.

ملاحظات:-

• أقوى الفلزات فى الجدول الدورى يقع أسفل يسار الجدول وهو السيزيوم.

• أقوى اللافلزات فى الجدول يقع أعلى يمين الجدول وهو الفلور.


الخاصية الحامضية والقاعدية



أنواع الأكاسيد:- [1] حامضية. [2] قاعدية. [3] مترددة.

الأكاسيد الحامضية:-

• هى أكاسيد اللافلزات مثل:- CO2, SO2, SO3, P2O5

• تذوب فى الماء وتعطى أحماضاً:- (لذلك تسمى أكاسيد اللافلزات الأكاسيد الحامضية)

CO2 + H2O H2CO3 (حمض الكربونيك)

SO2 + H2O H2SO3 (حمض الكبريتوز)

SO3 + H2O H2SO4 (حمض الكبريتيك)

P2O5 + 3H2O 2H3PO4 (حمض الأرثوفسفوريك)

• تتفاعل مع القلويات وتعطى ملحاً وماءً:-

CO2 + NaOH Na2CO3 + H2O

SO2 + 2NaOH Na2SO3 + H2O

الأكاسيد القاعدية:-

• هى أكاسيد الفلزات مثل:- MgO, Na2O, K2O, CuO

• بعضها يذوب فى الماء ويكون قلويات:- (أكاسيد قلوية)

Na2O + H2O 2NaOH

K2O + H2O 2KOH

CaO + H2O Ca(OH)2

MgO + H2O Mg(OH)2

• بعضها لا يذوب فى الماء مثل:- CuO, Fe2O3, Ag2O, PbO

• تتفاعل الأكاسيد القاعدية مع الأحماض منتجة ملحاً وماءً:-

Na2O + 2HCl 2NaCl + H2O

MgO + H2SO4 MgSO4 + H2O

الأكاسيد المترددة:-

• هى الأكاسيد التى تتفاعل مع الأحماض كأكاسيد قاعدية وتتفاعل مع القلويات كأكاسيد حامضية وينتج فى الحالتين ملح وماء.

Al2O3, ZnO, Sb2O3, SnO

تدرج الخواص الحامضية والقاعدية فى الجدول الدورى

[1] فى الدورة الأفقية:-

بزيادة العدد الذرى تقل الصفة القاعدية للأكاسيد بينما تزداد الصفة
الحامضية للأكاسيد (من يسار إلى يمين الجدول) وذلك لضعف الصفة الفلزية
وزيادة الصفة اللافلزية (لنقص نصف القطر).

لأن ذلك يؤدى إلى زيادة الشحنة النواة وزيادة قوة الرابطة بين
العنصر ومجوعة الهيدروكسيد وبالتالى صعوبة كسر الرابطة بينهما لكى تعطى
أيون الهيدروكسيد.

[2] فى المجموعة الرأسية:-

المجموعة الأولى المجموعة السابعة

تزداد الخاصية القاعدية بزيادة العدد الذرى وذلك بسبب زيادة نصف
القطر الذرى وضعف قوى الترابط بين العنصر ومجموعة الهيدروكسيد مما يؤدى إلى
سهولة انفصال أيون الهيدروكسيد السالب تزداد الخاصية الحامضية بزيادة
العدد الذرى وذلك بسبب زيادة نصف القطر الذرى وضعف قوى الترابط بين العنصر
وأيون الهيدروجين مما يؤدى إلى سهولة انفصال أيون الهيدروجين الموجب.

قلوى ضعيف LiOH

تزداد الخاصية القاعدية حمض ضعيف HF

تزداد الخاصية الحامضية

قلوى قوى NaOH حمض متوسط HCl

قلوى أكثر قوة KOH حمض قوى HBr

قلوى أكثر قوة RbOH أقوى الأحماض HI

أقوى القلويات CsOH

باعتبار أن الأحماض والقواعد مركبات هيدروكسيلية يمكن تمثيلها بالصيغة العامة (MOH)

حيث (M) هى ذرة العنصر فيمكن تأينها بإحدى طريقتين إما أن:-

[1] تعطى أيونات هيدروكسيد وتعتبر قاعدة:

MOH M+ + OH-

[2] تعطى أيونات هيدروجين وتعتبر حامضاً:

MOH MO- + H+

وبافتراض أن الذرات الثلاث مرتبة فى مثلث كما يلى:-

وهناك ثلاثة احتمالات:-

1- إذا كانت قوة الجذب بين (M +, O -) أكبر من قوة الجذب بين (H +, O -) تتأين المادة كحمض.

2- إذا كانت قوة الجذب بين (H +, O -) أكبر من قوة الجذب بين (M +, O -) تتأين المادة كقاعدة.

3- إذا تساوت قوتا الجذب فإن المادة تتأين كحمض أو كقاعدة ويتوقف ذلك على وسط التفاعل.

[أ] فى الوسط الحمضى:- تتفاعل كقاعدة.

[ب] فى الوسط القلوى:- تتفاعل كحامض.

تعتمد قوى الجذب السابقة على ذرة العنصر من حيث:-

1- الحجم. 2- مقدار الشحنة الكهربية.

مثال:-

• فى الفلزات القلوية مثل الصوديوم يكون حجم الذرة كبير ولا تحمل
إلا شحنة واحدة موجبة فتضعف قوة الرابطة بينها وبين (O -) والتى تنجذب أكثر
لأيون الهيدروجين وبذلك تعطى أيون (OH -) أى تتأين كقاعدة.

• كلما اتجهنا ناحية اليمين نجد أن ذرات اللافلزات مثل الكلور حجمها
يقل وتزداد شحنتها وبذلك يزداد انجذابها إلى (O -) وبذلك تعطى أيون (H+)
أى تتأين كحامض.

قوة الأحماض الأكسجينية:-

تعتمد قوة الأحماض الأكسجينية على عدد ذرات الأكسجين غير المرتبطة بذرات الهيدروجين

الصيغة العامة للأحماض الأكسجينية:-

MOn(OH)m

حيث:- (M) : هى ذرة العنصر (On) : عدد ذرات الأكسجين

الحمض الأقوى: هو الذى يحتوى على عدد أكبر من ذرات الأكسجين غير المرتبطة بالهيدروجين.

نوع الحمض عدد ذرات O غير المرتبطة بـ H اسم الحمض صيغة الحمض الأكسجينية

MOn(OH)m

حمض ضعيف -- الأرثوسليكونيك Si(OH)2

حمض متوسط 1 الأرثوفسفوريك PO(OH)3

حمض قوى 2 الكبريتيك SO2(OH)2

حمض قوى جداً 3 البيروكلوريك ClO3(OH)

المصدر كايرو دار