كيمياء الباب الثالث شرح بالفيديو الغازات الخاملة 3ث

الغازات الخاملة:-

لا تتفاعل فى الظروف العادية مع غيرها من العناصر أو مع بعضها وذلك
لاكتمال مستوى الطاقة الخارجى لها بالإلكترونات (ns2, np6) لذا نجد
جزيئاتها أحادية الذرة.

الغاز الرمز التركيب الإلكترونى

هيليوم 2He 1s2 2

نيون 10Ne [2He] 2s2, 2p6 2, 8

أرجون 18Ar [10Ne] 3s2, 3p6 2, 8, 8

كربتون 36Kr [18Ar] 4s2, 3d10, 4p6 2, 8, 18, 8

زينون 54Xe [36Kr] 5s2, 4d10, 5p6 2, 8, 18, 18, 8

رادون 86Rn [54Xe] 6s2, 4f14, 5d10, 6p6 2, 8, 18, 32, 18, 8

• العناصر الأخرى تكون نشطة كيميائياً لعدم اكتمال مستوى الطاقة الخارجى بها.

• وليصبح تركيبها الإلكترونى مشابهاً لأقرب غاز نبيل فى الجدول الدورى.

• فإنها تدخل فى تفاعلات كيميائية ليكتمل مستوى الطاقة الخارجى لها بأن تكتسب أو تفقد أو تشارك بعدد من الإلكترونات

التفاعل الكيميائى:-

عبارة عن كسر للروابط بين الذرات فى المتفاعلات وتكوين روابط جديدة فى النواتج

ملاحظة:- إذا لم يحدث كسر وتكوين روابط فإنه لا يحدث تفاعل كيميائى.

مثال:- عند خلط الحديد مع الكبريت فإنه لا يحدث تفاعل كيميائى.

• عند تسخين هذا الخليط لدرجة تكفى لتكوين روابط كيميائية بينهما نقول: أنه حدث تفاعل كيميائى نتج عنه مركب كبريتيد حديد (II)

Fe + S FeS

الهدف من التفاعل الكيميائى:-

هو أن تصل ذرات العناصر إلى حالة الاستقرار مثل الغازات الخاملة


أنواع الروابط الكيميائية





أيونية تساهمية تناسقية هيدروجينية فلزية


أولاً: الرابطة الأيونية

تعريفها:-

هى رابطة تنشأ بسبب التجاذب الكهربى بين أيونات موجبة وأيونات سالبة
بحيث يكون الفرق فى السالبية الكهربية بين ذرة الفلز وذرة اللافلز لا يقل
عن 1.7

الرابطة الأيونية:-

• تتم غالباً بين الفلزات واللافلزات (عناصر طرفى الجدول الدورى).

• الفلزات كبيرة الحجم تتميز بصغر جهد التأين وصغر الميل الإلكترونى
ولذلك تميل إلى فقد إلكترونات غلاف التكافؤ وتتحول إلى أيون موجب
(كاتيون).

• اللافلزات صغيرة الحجم تتميز بكبر جهد التأين وكبر الميل
الإلكترونى لذلك تميل إلى اكتساب إلكترونات لتكمل غلاف التكافؤ وتتحول إلى
أيون سالب (أنيون).

• ثم يحدث تجاذب كهربى بين الأيون الموجب والأيون السالب ويتكون مركب أيونى

• الرابطة الأيونية ليس لها وجود مادى لأنها تنشأ بسبب تجاذب كهربى بين الأيونين

مثال:- تفاعل الصوديوم مع الكلور

Na Na+ + e- Cl + e- Cl-

2, 8, 1 2, 8 2, 8, 7 2, 8, 8

Na+ + Cl - NaCl كلوريد صوديوم


العنصر Al Mg Na

السالبية الكهربية 1.5 1.2 0.9

كلوريد العنصر AlCl3 MgCl2 NaCl

فرق السالبية 3 – 1.5 = 1.5 3 – 1.2 = 1.8 3 – 0.9 = 2.1

نوع المركب تساهمى أيونى أيونى قوى

التوصيل للكهرباء لا يوصل يوصل موصل جيد جداً

ملاحظات:-

• يكون المركب أيونياً عندما يكون الفرق فى السالبية الكهربية بين أكبر من 1.7

• كلما زاد الفرق فى السالبية الكهربية كلما زادت الخاصية الأيونية.

(كلوريد الصوديوم مركب أيونى - كلوريد الألومنيوم مركب تساهمى)

• تتميز المركبات الأيونية بارتفاع درجتى الانصهار والغليان وجودة التوصيل الكهربى.

ثانياً: الرابطة التساهمية

تعريفها:-

رابطة تتم بالمشاركة الإلكترونية بين ذرات عناصر متشابهة أو متقاربة
فى السالبية الكهربية (غالباً اللافلزات) بحيث يكون الفرق فى السالبية
الكهربية أقل من (1.7)


تنقسم الروابط التساهمية إلى:-

رابطة تساهمية نقية رابطة تساهمية قطبية

تتكون بين ذرتين لعنصر لافلزى واحد. تتكون بين ذرتين لعنصرين لا فلزيين.

الذرتين متساويتين فى السالبية الكهربية. الذرتين مختلفتين فى السالبية الكهربية.

فرق السالبية بين الذرتين = صفر فرق السالبية بين الذرتين أقل من 1.7

كل من الذرتين لها نفس القدرة على جذب الإلكترونات المشتركة. الذرة
الأكثر سالبية تجذب زوج الإلكترونات المشتركة فى اتجاهها أكثر من الأخرى.

يقضى زوج الإلكترونات وقتاً متساوياً بين كل من الذرتين. يقضى زوج الإلكترونات وقتاً أطول حول الذرة الأكثر سالبية.

تكون شحنة كل من الذرتين = صفر تكتسب الذرة الأكثر سالبية شحنة سالبة جزئية والذرة الأخرى شحنة موجبة جزئية.


أمثلة:-

جزئ الفلور – جزئ الهيدروجين – جزئ النيتروجين – جزئ الأكسجين – جزئ الكلور أمثلة:-

جزئ فلوريد الهيدروجين – جزئ الماء – جزئ النشادر – جزئ كلوريد الهيدروجين




جزئ الكلور




جزئ الهيدروجين






جزئ الأكسجين

جزئ النشادر



جزئ الماء





جزئ فلوريد الهيدروجين

النظريات التى وضعت لتفسر الرابطة التساهمية

[1] النظرية الإلكترونية للتكافؤ (الثمانيات):- وضعها العالمان (كوسل) و (لويس)

النظرية:-

أنه بخلاف الهيدروجين والليثيوم والبريليوم تميل جميع ذرات العناصر للوصول إلى التركيب الثمانى



عيوب النظرية الإلكترونية للتكافؤ:-

(1) لم تفسر الشكل الفراغى للجزىء والزوايا بين الروابط فيه.

(2) لم تستطع تفسير شذوذ استقرار بعض الذرات بأقل أو أكثر من ثمانية إلكترونات.

مثل:

[أ] فى جزئ ثالث فلوريد البورون:- تكون ذرة البورون محاطة بستة إلكترونات فقط.

[ب] فى جزئ خامس كلوريد الفوسفور:- تكون ذرة الفوسفور محاطة بعشرة إلكترونات.



BF3 فلوريد البورون PCl5 خامس كلوريد الفوسفور

[2] نظرية رابطة التكافؤ:-

بنيت نظرية رابطة التكافؤ على نتائج ميكانيكا الكم وهى أن الإلكترون
جسيم مادى له خواص موجية يحتمل تواجده فى أية منطقة من الفراغ المحيط
بالنواة.

النظرية:-

تتكون الرابطة التساهمية بتداخل أوربيتال ذرى من أحد الذرتين به إلكترون مفرد مع أوربيتال ذرى من الذرة الأخرى به إلكترون مفرد

مثال [1] تكوين جزئ الهيدروجين:-

يتم عن طريق تداخل أوربيتال 1s لكل من الذرتين حيث يحتوى كل منهما على إلكترون مفرد.


مثال [2] تكوين جزئ فلوريد الهيدروجين:- يتكون بتداخل أحد
أوربيتالات المستوى الفرعى (2p) الذى يحتوى على إلكترون مفرد من الفلور مع
الأوربيتال (1s) الذى يحتوى على إلكترون مفرد من الهيدروجين.




9F 1s2 – 2s2 – 2p5

1H 1s1


التهجين

هو اتحاد أو تداخل بين أوربيتالين مختلفين أو أكثر فى نفس الذرة ينتج عنه أوربيتالات ذرية جديدة تعرف بالأوربيتالات المهجنة

حدوث عملية التهجين:-

(1) تتم عملية التهجين بين أوربيتالات الذرة الواحدة.

(2) التهجين يتم بين الأوربيتالات المتقاربة فى الطاقة مثل: (2s) مع (2p) أو (4s) مع (3d) … الخ

(3) عدد الأوربيتالات المهجنة = عدد الأوربيتالات النقية الداخلة فى التهجين.

(4) الأوربيتالات المهجنة أكثر بروزاً للخارج حتى تكون قدرتها على التداخل أكبر من قدرة الأوربيتالات النقية.



أنواع التهجين:- مثال ذرة الكربون

المقارنة sp3 Sp2 sp

الأوربيتالات الداخلة فى التهجين أوربيتال (2s) مع ثلاثة أوربيتالات
(2p) أوربيتال (s) مع 2 أوربيتال (2p) أوربيتال (2s) مع أوربيتال (2p)

الأوربيتالات المهجنة 4 أوربيتالات (sp3) متكافئة فى الطاقة والشكل
الفراغى 3 أوربيتالات (sp2) بالإضافة إلى أوربيتال (2pz) غير مهجن يكون
عمودى. 2 أوربيتال (sp) بالإضافة إلى 2 أوربيتال (2py, 2pz) غير مهجن
عمودى.

الزوايا بين الأوربيتالات المهجنة 28/ 109 5

لتقليل قوى التنافر

وتصبح أكثر استقراراً 120 5

لتقليل قوى التنافر وتصبح أكثر استقراراً 180 5

لتقليل قوى التنافر وتصبح أكثر استقراراً

الشكل الفراغى هرم رباعى الأوجه مثلث مستوى خطى

مثال الكربون فى الميثان الإيثيلين الأسيتيلين

أولاً: تهجين ذرة الكربون فى جزئ الميثان:-




ذرة مثارة ذرة مستقرة




التهجين sp3





ثانياً: تهجين ذرة الكربون فى جزئ الاثيلين


C2H4

بين ذرتى الكربون رابطة ثنائية: (رابطة واحدة قوية + رابطة واحدة π باى)

بين كل ذرة كربون والهيدروجين أربع روابط

ثالثاً: تهجين ذرة الكربون فى جزئ الأسيتيلين



C2H2


توجد بين ذرتى الكربون رابطة ثلاثية (2 π + )

المصدر كايرو دار