لاعضوية

جامـــــعة الـمـثـنــى Al-Muthana University

كليــــة العـلــــوم College of Science

قســـم الكيـمـــــــيـاء Department of chemistry

The Inorganic Chemistry Of

Hydrogen, s- and p-Block Elements

الكيمياء اللأعضوية

كيمياء المجموعات الرئيسية
قطاع- & S قطاع P-

وصف محتويات الكورس:

مقدمة مختصرة عن تقسيم العناصر في الجدول الدوري الحديث (f, d, p, s)
نبذة مختصرة عن الخواص العامة والدورية للعناصر الرئيسية .
الهيدروجين موقعه وخواصه – أنواع الهيدريدات – فوق أكسيد الهيدروجين.
عناصر (القطاع) S المجموعة الأولى IA والثانيةIIA تركيبها الإلكتروني وخواصها ومركباتها .
نبذة مختصرة عن تميز الليثيوم والبريليوم والعلاقة بين الأول والماغنيسيوم والثاني والألمونيوم .
دراسة تفصيلية عن عنصري الصوديوم ، والماغنيسوم .
عناصر الكتلة (القطاع) P من المجموعة IIA إلى السابعة VIIA تركيبها الإلكتروني وخواصها العامة والكيميائية – التدرج في الخواص الفلزية واللافلزية في المجموعات- ومركباتها.
دراسة تفصيلية من : الهالوجينات – الأكسجين والأوزون – الكبريت – النتروجين – الفوسفور – الكربون – السيليكون – البورون –الألومنيوم .
الغازات الخاملة – تركيبها الإلكتروني ــ خواصها العامة – دراسة لبعض مركباتها واستخدامها
المراجع :
Advanced Inorganic Chemistry.Fourth Edition, John Wiley&Sons,USA . F.AlberCotton and Geoffrey(1980)
1- الكيمياء اللاعضوية (كيمياء العناصر الممثلة) لدكتور مهدي ناجي زكوم .
2- الكيمياء اللاعضوية الموصل ، د ، عصام جرجس .جامعة الموصل ، الموصل ، ط1، 1982م.
3- الكيمياء اللاعضوية المقارنة والتركيبية تأليف موريو ترجمة مهدي ناجي زكوم


تقسيم العناصر في الجدول الدوري الحديث

1– تصنيف مندليف : توصل العالم الروسي ديمتري مندليف في عام 1869 والعالم الألمانـــــي لوثــــر مــايــر كــل على انفراد إلى أن الخواص الطبيعية للعناصر وكذلك الخواص الكيميائية هي تابع دوري لأوزانها الذرية وعليه تمكن كل منهما من ترتيب العناصر المعروفة آنذاك بخطوط أفقية ورأسية تبعاَ لازدياد أوزانها الذرية ووضع مندليف فراغات للعناصر التي لم تكشف بعد وتنبأ بخواصها وببعض خواص مركباتها الكيميائية (Sc , Ga) .
الجدول الدوري الحديث
بعد اكتشاف العناصر الخاملة ( (Inert Gases على يد العالمين رامزي (Ramzy) ورايلي (Rayliegh) خلال الفترة (1900-1890) وهي العناصر التي لم يكن مندليف (Mendeleyev) قد ترك لها فراغاً في جدوله الدوري كان لابد من تحديد مكان مناسب لها في الجدول الدوري.وبعد اكتشاف الأشعة السينية (1912) على يد العالم موزليMoseley)) ودراسته لأطياف الأشعة السينية للعناصر أصبح من الضروري إجراء تعديل على جدول مندليف من أن:
((خواص العناصر الكيميائية والطبيعية تابع دوري لأوزانها الذرية لتكون تابعاً دوريا لأعدادها الذرية)) وبالتالي أصبح الجدول الدوري يتكون من خطوط رأسية تسمى بالمجموعات Groups (الزمر) وأخرى أفقية تعرف بالدورات Periods و هناك تقسم ثالث إلى قطاعات Blocks .
(أ) المجموعات (Groups)(الزمر) :
يقسم الجدول الدوري الحديث إلى مجموعتين هما (A , B) وتضم كل مجموعة عدد من العناصر التي تتشابه في خواصها الكيميائية و الطبيعية و يكون تقسيمها على النحو التالي :
المجموعة (Group A) (A) : وتشمل في داخلها ثمان مجموعات:
1- المجموعة الأولى IA Group :
تضم هذه المجموعة عناصر (Li, Na, K ,Rb, Cs, Fr) وتسمى بالمعادن القلوية Alkali Metals وتمتاز هذه العناصر بحالة الأكسدة الأحادية .

2- المجموعة الثانية Group IIA :

تضم هذه المجموعة العناصر (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) وتعرف بالمعادن القلوية الترابية Metals Alkali Earth وحالة الأكسدة المميزة لها هي الثنائية .

3- المجموعات الثالثة Group III A :

تضم هذه المجموعة (B, Al, Ga, In, Tl) وتمتاز بالحالة التأكسدية الثلاثية .
4- المجموعة الرابعة Group IV A :
تضم المجموعة عناصر : (C, Si, Ge, Sn, Pb) وإحدى حالات الأكسدة المميزة لهذه العناصر الحالة الرباعية .
5- المجموعة الخامسة Group V A :
تشمل هذه المجموعة عناصر : (N, P, As, Sb, Bi) ومن حالات الأكسدة المميزة هي الحالة الثلاثية و الخماسية .
6- المجموعة السادسة Group VI A :
تضم عناصر (O, S, Se, Te, Po ) وتتميز بالحالة الثنائية السالبة و السداسية .
7- المجموعة السابعة Group VII A :
تعرف عناصر هذه المجموعة بالهالوجينات (Halogens) F, Cl, Br, I, At)) .
8- المجموعة الثامنة Group VII A :
تعرف عناصر هذه المجموعة بالغازات الخاملة (Inert Gases) وهي
(He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) ولامتلاء أغلفتها الإلكترونية بالإلكترونات فإن الحالة التأكسدية المميزة لها هي الصفر .


المجموعة (B) :

وهذه تشمل الصفوف الثلاثة للعناصر الانتقالية و مجموعة عناصر اللانثانيدات و الأكتنيدات .
تنقسم عناصر المجموعة (B) أيضاً إلى عدد من المجموعات ( I - VIII) تضم كــل مجموعة منها عناصر تتشابه في خواصها الطبيعية و الكيميائية و تضم المجموعة الفرعية (B) كــل العناصر الواقعة في وسط الجدول الدوري
(ب) الدورات (Periods) :
يقسم الجدول الدوري حسب عدد العناصر التي يضمها كل خط أفقي إلى نوعين من الدورات قصيرة و طويلة و يلاحظ على هذا التقسيم أن بداية كل دورة يمثل غلاف إلكتروني جديد.
(1) الدورات القصيرة :
يظهر في الجدول ثلاث دورات قصيرة على النحو التالي:
الدورة القصيرة الأولى : تضم هذه الدورة عناصر الهيدروجين و الهليوم فقط ويمتلأ الغلاف الإلكتروني الأول (n =1) .
الدورة القصيرة الثانية : تشمل هذه الدورة ثمانية عناصر هي :
(Li , Be, B, C, N, O, F, Ne.) وهي الدورة التي يمتلأ فيها الغلاف الإلكتروني الثاني (n =2) .
الدورة القصيرة الثالثة : هنا يمتلأ الغلاف الإلكتروني الثالث بالإلكترونات وتضم ثمانية عناصر هي (Na, Mg, Al, Si , P, S Cl, Ar) .

(2) الدورات الطويلة : توجد أربع دورات طويلة على النحو التالي :

* الدورة الطويلة الأولى :

تضم هذه الدورة (18) عنصر تبدأ بالبوتاسيوم (K) وتنتهي الكربتون(Kr) وتشمل عناصر الصف الأول للعناصر الانتقالية (Sc - Zn) .
* الدورة الطويلة الثانية :
تضم هذه الدورة أيضاً (18) عنصرا تبد اً من الروبيديوم (Rb) إلى الزينون (Xe) وتشمل الصف الثاني للعناصر الانتقالية (Y - Cd) .
* الدورة الطويلة الثالثة :
تضم هذة الدورة (32) عنصر اً منها مجموعة عناصر الصف الثالث الانتقالية (Hf - Hg)بالإضافة إلى مجموعة عناصر اللانثانيدات (La - Lu) والتي يفرد لها مكاناً خاصاً في أسفل الجدول الدوري .
الدورة الطويلة الرابعة :
تضم هذه الدورة (17) عنصر اً أهمها مجموعة عناصر الأكتينيدات (Ac - Lw) التي تقع أسفل مجموعة عناصر اللانثانيدات مباشرة .


(ج) القطاعات BLOCKS :
هناك تقسيم ثالث لعناصر الجدول الدوري هــو تقسيمها إلى قطاعات حسب توزيعها اللالكتروني في ملء الأغلفة الخارجية (Subshells) هي (s, p, d, f) فعناصر المجموعة الرئيسية (A) تقع في القطاعين (s, p) بينما تقع عناصر المجموعة الفرعية (B) في القطاعين (d,f) .

p-block d -Block

قطاعات الجدول الدوري:
يمكن تحديد موضع العنصر بكتابة ترتيبه الإلكتروني فمثلاً العنصر الذي عدده الذري (19)
ترتيبه الإلكتروني ,4s1 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6
هذا العنصر أحادي التكافؤ حيث يوجد إلكترون واحد في الغلاف الأخير(4s1) لــذا يمكن القول أن العنصر يقع في الدورة الرابعة لأن أعلى رقم غلاف إلكتروني للعنصر هو الرابع كما أنه يقع في المجموعة الأولى (A) لوجود إلكترون واحد في (4s) أما القطاع فهو (S) حيث يوجد إلكترون تكافؤ العنصر في (4s) .

رقم المجموعة 19 ] : Ar , 4s1 [

18

القطاع : رقم الدورة

أمثلة متنوعة لتحديد الدورة والمجموعة والقطاع لعنصر ما :

تحديد الدورة و والمجموعة والقطاع للعنصر الذي عدده الذري : 9

التركيب الإلكتروني :

1s2 , 2s2 ,2p5


هذا العنصر يقع في الدورة الثانية لأن أعلى رقم غلاف إلكتروني للعنصر هو الثاني
كما يقع في الزمرة السابعة A ( VII A) لوجود سبعة إلكترونات في غلاف التكافؤ
كما يقع في القطاع P حيث توجد إلكترونات تكافؤ العنصر.

تحديد الدورة والمجموعة والقطاع للعنصر الذي عدده الذري :11

التركيب الإلكتروني :

1s2 , 2s2, 2p6 ,3s1

هذا العنصر يقع في الدورة الثالثة لأن أعلى رقم غلاف إلكتروني للعنصر هو الثالث
كما يقع في الزمرة الأولى A : ( IA) لوجود إلكترون واحد في 3s
أما القطاع فهو S حيث يوجد إلكترون التكافؤ للعنصر في 3s .

تحديد الدورة والمجموعة والقطاع للعنصر الذي عدده الذري 21 :

التركيب الإلكتروني :

1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6 , 4s2 , 3d1

هذا العنصر يقع في الدورة الرابعة لأن أعلى رقم غلاف إلكتروني للعنصر هو الرابع
وهو ثلاثي التكافؤ حيث يوجد عدد ثلاثة إلكترونات في الغلاف الأخير ( (4s,3d
وهو يوجد في المجموعة الثالثة B (IIIB) لوجود بعض إلكترونات التكافؤ في الغلاف d
أي ينتمي إلى العناصر الانتقالية


الخواص العامة والدورية للعناصر الرئيسية
(أ) الحجم الذري : يلاحظ علي الحجم الذري ما يلي:
1- يزداد في الزمرة الواحدة من الاعلى الى الأسفل حيث تبدأ كل دوره بمستوي طاقي جديد((n ويكون الإلكترون أو الإلكترونات في مدار بعيد اقل ارتباطاً بالنواة مما يزيد الحجم الذري.
2- يقل في الدورة الواحدة من اليسار إلى اليمين لزيادة قوى التجاذب بين النواة والإلكترونات ويجب الإشارة إلى أن الحجم الذرى غير مرتبط بالعدد الذري فمثلاً العدد الذرى لعنصر الصوديوم Na هو (11) وحجمه ( 23.7A) بينما حجم عنصر الكلور الذي عدده الذرى (17) تساوى(18.7A) .

(ب) طاقة التأين Ionization energy

وهي الطاقة اللازمة لنزع الالكترون من الذرة المفردة في الحالة الغازية .
M(g) M(g)+ + e-
ويلاحظ على قيم طاقة التأين ما يلي
(i) للعناصر القلوية (alkali Metals) ادنى قيمة طاقة تأين لأنها تحتوي على إلكترون واحد فقط في مدارها الأخير بالإضافة الى كبر حجمها.
(ii) للغازات النبيلة (inert gases ( اعلي قيم لطاقة التأين حيث يوجد امتلاء تام لأغلفتها بالإلكترونات ولصغر حجمها .
(iii) تزداد قيم طاقة التأين في الدورة الواحدة من اليسار إلى اليمين والسبب صعوبة نزع الإلكترون لزيادة قوى التجاذب بين الإلكترونات والنواة
(iv) تقل قيم طاقات التأين في المجموعة الواحدة من الأعلى إلى الأسفل لسهولة نزع إلكترون المدار الأخير لبعده عن النواة.
(ج) الألفة الالكترونية Electron Affinity
وتعرف بأنها التغير في الطاقة نتيجة اكتساب الذرة (في الحالة الغازية) لإلكترون مكونة الأيون السالب وهذه الطاقة تساوي طاقة تأين الأيون السالب الناتج.
M(g) + e M-(g) + energy
(i) تزداد قيمتها في الدورة الواحدة من اليسار إلى اليمين والسبب لسهولة جذب الإلكترونات نحو النواة وذلك لميل الذرات لملئ مداراتها بالإلكترونات .
( ii) تقل قيم الألفة الإلكترونية في كل زمرة من الأعلى إلى الأسفل لان إلكترونات المدارات الخارجية اقل ارتباطاً بالنواة.
(iii) للهالوجينات أعلي قيم للألفة الإلكترونية والسبب أنه ينقصها إلكترون واحد لكى تصل لوضع العناصر الخاملة.
د) الكهروسالبية Electronectivity
وهي قدرة ذرة العنصر على جذب الالكترونات المشتركة نحوها عندما ترتبط مع ذرة عنصر اخر.
( i) تقل قيم الكهروسالبية في الزمرة الواحدة من الأعلى للأسفل وهناك عدم انتظام لقيم الكهروسالبية للعناصر الانتقالية.
(ii) تزداد الكهروسالبية في الدورة الواحدة من اليسار إلى اليمين.
(iii) تكون أعلى قيم كهروسالبية لعناصر الأكسجين والنيتروجين والكبريت والهالوجينات.
(iv) تكون آدنى قيمه كهروسالبية للعناصر القلوية والعناصر القلوية الأرضية .
الخواص العامة للعناصر المعدنية واللامعدنية:
1- العناصر المعدنية (الفلزية) :
هي العناصر الواقعة على يسار الخط المتعرج jagged line الذي يفصلها عن العناصر اللامعدنية وتضم مجموعة العناصر المعدنية عناصر الزمرتين الأولى والثانية من النوع(A) وجميع عناصر المجاميع (B) التي تنتهي بالغلاف (d) أو (f ) بالإضافة لبعض عناصر الزمر الثالثة والرابعة والخامسة من النوع (A).
وتشترك هذه العناصر بمجموعة من الخواص وهي :
1/ أنها صلبة عند درجات الحرارة الغرفة (عدا عنصر الزئبقHgفهو سائل ) ويعزى ذلك إلى قوة الارتباط بين الأيونات الموجبة والإلكترونات المحيطة بها .
2/ درجة انصهارها وغليانها عالية
3/ جيدة التوصيل الكهربائي والحراري لسهولة حركة الكترونات التكافؤ ضمن البلورة.
4/ ذات بريق ولمعان .
5/ كثافتها عالية
6/ قابلة للطرق والسحب .
7/ أعداد تأكسدها موجبة في المركبات .
8/أكاسيدها ذات تأثير قاعدي.
2- العناصر اللامعدنية(اللافلزية) :
هي العناصر الواقعة على يمين الخط المتعرج jagged line وتضم مجموعة من العناصر الغازية F2/N2/O2/H2) و الغازات النبيلة ) ويوجد عنصر واحد من الصنف السائل وهو عنصر البروم أما بقية عناصر المجموعة ( الكربون – الفوسفور – الكبريت – السيلينيوم )) فهي صلبة عند درجة حرارة الغرفة ويجمع هذه العناصر الصفات التالية :-


1/ ضعيفة التوصيل الكهربائي والحراري
2/ العناصر الصلبة منها هشة .
3/ لها أعداد تأكسد موجبة وسالبة في مركباتها .
4/ ليست ذات بريق معدني أو لمعان
5/غير قابلة للطرق والسحب
6/أكاسيدها ذات تأثير حامضي
(هـ_) الخواص العامة لأشباه المعادن(أشباه الفلزات) :
هي العناصر التي تقع علي جانبي الخط المتعرج وتشمل عناصر
( البورون/ السليكون/ الجرمانيوم/ الزرنيخ/ والانتيمون / التيلوريوم/ البلونيوم/الالمنيوم) . وتجمع بين خواص مجموعة العناصر المعدنية واللامعدنية وتمتاز بأنها أشباه موصلات مما يجعلها ذات أهمية في صناعة الأجهزة الإلكترونية وتتميز أكاسيدها بأنها ذات تأثير أمفوتيري .

أتحاد العناصر مع الأوكسجين

الأكاسيد Oxides هي المركبات التي يتحد فيه الاوكسجين الثنائي مع العناصر الكيميائية وتصنف
1- الأكاسيد الحامضية
2- الأكاسيد القاعدية
3- الأكاسيد الأمفوتيرية
تزداد قابلية إتحاد عناصر الدورة الواحدة مع الأوكسجين لتكوين الأوكسيدات من حالة التأكسد (+1) في عنصر ينتمي للزمرة الأولى أنتهاءا بحالة التأكسد (+7) لعنصر ينتمي الى الزمرة السابعة

Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7الاوكسيد
+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 عدد التأكسد

ويلاحظ في هذه الأوكسيدات انها تبدأ بالقاعدية وتنتهي بالحامضية لكن اوكسيد الألمنيوم يسلك سلوكين أحدهما حامضي بتفاعله مع القواعد والأخر قاعدي بتفاعله مع الحوامض وهو لهذا يصنف ضمن الأكاسيد الأمفوتيرية .
ويفسر هذا التدرج في تغير صفات الاكاسيد من قاعدية او ايونية في بداية الدورة الى حامضية او تساهمية في نهاية الدورة على ضوء فرق كهروسالبية electronegativity بين الأوكسجين والعنصر الذي يرتبط به. حيث كلما أزداد الفرق بين كهروسالبية الذرتين المرتبطتين أزدادت قطبية المركب الناتج فتزداد بذلك صفاته الأيونية. وان تناقص فرق الكهروسالبية من يسار الدورة الى يمينها يشير الى تنامي الصفات التساهمية بنفس الأتجاه.
أذا أستطاع عنصر أن يكون أكثر من أوكسيد واحد فأن الأوكسيد ذو التساهمية الأكبر(الحامضي) هو الذي يكون العنصر فيه بحالة التأكسد الأعلى. مثل سلسلة أوكسيدات الكروم يلاحظ ان:
CrO3 أوكسيد حامضي (Cr+6)
Cr2O3 أوكسيد أمفوتيري(Cr+3)
CrOأوكسيد قاعدي (Cr+2)


الهيدروجين H2
موقعه بالجدول الدورى:
للهيدروجين موقع فريد بين جميع العناصر المشكلة للجدول الدوري وذلك لأنه:
أخف العناصر وذو تركيب بسيط.
ذو بنية إلكترونية 1s1 : H11 وله شكلان أحدهما أيون H+ والثاني أيون هيدريد –H
تقرب بنيته من بنية عناصر المجموعة الأولى ( مجموعة الفلزات القلوية) والتي تحتوي على إلكترون واحد في مدار الطبقة الخارجية 1s . هذا الإلكترون قابل لان تفقده هذه العناصر بسهولة فتتحول بذلك إلى أيون موجب +M والهيدروجين يشبه عناصر الفصيلة ( VII-A) لكونه يحتاج إلى إلكترون واحد لكي يصل إلى تركيب الغاز الخامل الذي يليه وهو الهليوم ويشكل بذلك الهيدريد السالب والذي يعطى الهيدريدات باتحاده مع العناصر الكهربائية الموجبة القوية ويكون أحادى التكافؤ ذو درجة أكسده (-1) لذلك نجد آن الهيدروجين يأخذ مكانه فوق العناصر القلوية أو فوق العناصر الهالوجنية في اغلب جداول الترتيب الدوري للعناصر.

خواص الهيدروجين :

جزيئة الهيدروجين خطية ومتناظرة ويحتوي على آصرة تساهمية وهناك نموذجان من جزيئات الهيدروجين.

دوران متعاكس دوران متوازي

هيدروجين باراهيدروجين آورثو
اللف الذاتي للنواتين في اتجاهين متعاكسين اللف الذاتي للنواتين في اتجاه واحد
( 25% في درجة الحرارة العادية) (75% في درجة الحرارة العادية)

نظائر الهيدروجين :

للهيدروجين ثلاث نظائر مهمة هي :
النظير H11 :وهو هيدروجين خفيف يتكون من بروتون والكترون ويدعى بالهيدروجين الاعتيادي النظير H21 : وهو هيدروجين ثقيل ويتكون من بروتون ونيترون وإلكترون ويدعي بالديوتيريوم D21
النظير H31 : وهو هيدروجين ثقيل يتكون من بروتون ونيترونيين والكترون ويدعي بالتريتيوم T31

الصفات الكيميائية للهيدروجين :

تفاعل الهيدروجين مع العناصر البسيطة :


مع الهالوجينات

H2 + F2 2HF + 128Kcal

مع الأكسجين :
يحترق الهيدروجين مع الأكسجين معطياً الماء

H2+ O2 H2O + 58.K.cal .

ج- مع النتروجين :
عند تفاعل الهيدروجين مع النيتروجين يكون التفاعل متوازناً (انعكاسياً ).

3H2 + N2 2NH3 +22.k.cal .

د- مع الفلزات :
يتفاعل الهيدروجين مع الفلزات القلوية والقلوية الترابية عند درجة حرارة تراوح ما بين 150 و 700م وتحصل بذلك على هيدريدات الفلزات مثل LiH ˛ NaH وهي مركبات أيونية وتتفكك بالحرارة كما أنها تتحلل بالماء مطلقة الهيدروجين .

CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2

ZnH2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2H2

تفاعل الهيدروجين مع العناصر المركبة

يختزل الهيدروجين الاكاسيد مشكلاً الماء :
NiO + H2 Ni + H2O
CoO + H2 Co + H2O
مع المركبات الكاربونية :
CO2 + H2 CO + H2O
CO + 3H2 CH4 + H2O
CH3COOH + 2H2 CH3 CH2 OH + H2O


الهيدريدات:
1- الهيدريدات الأيونية (شبيهة الاملاح) :- وتتكون نتيجة ارتباط الهيدروجين مع العناصر ذات الكهروسلبية الضعيفة وتشمل العناصر القلوية والقلوية الترابية وهذه الهيدريدات لها درجة انصهار عالية ومصهورها يوصل التيار الكهربائي وهي عوامل مختزلة قوية تتفاعل مع الماء ويتصاعد الهيدروجين. ومن أمثلتها SiH4, CaH2 , NaH
LiH + H2O LiOH + H2
2- الهيدريدات التساهمية :
وتتكون نتيجة ارتباط الهيدروجين مع العناصر ذات الكهروسالبية العالية مثل عناصر القطاع P وهي مركبات لينة- لها درجات منخفضة من حيث الانصهار والغليان والتطاير وعدم القدرة علي التوصيل وتركيبها(n) XH حيث(n) رقم المجموعة في الجدول الدوري حيث ينتمي العنصر X (B2 H6 , AlH3) .

3- الهيدريدات الفراغية (البينية ) أو الفلزية :

حيث يحتل الهيدروجين الفراغ البيني في التركيب البلوري للعنصر حيث يتواجد الهيدروجين في الحالة الذرية وتركيبها الكيميائي ليس قياسيا (متغير) وهي تشبه خواص الفلز الأصلي فتكون نتيجة ارتباط الهيدروجين مع عناصر القطاع(d)- وMgو Beمن عناصر القطاع S . من أمثلتها هيدريد النيكل NiH2 وهيدريد البلاديوم PdH2 حيث تختفي جزيئات الهيدروجين في فراغات التركيب البلوري لكل من النيكل أو البلاديوم .

استخدامات الهيدروجين :

في تحضيركلوريد الهيدروجين HClوفي صناعة النشادر NH3 .
في تحويل الكربون الى هيدروكربونات .
تحويل الزيوت الى دهون
تحضير الكحول الميثيلي CH3OH من أول أكسيد الكربون CO
يستخدم في صناعة القنبلة الهيدروجينية
يستخدم لهب الهيدروجين الذري في صهر ولحام المعادن التي تنصهر عند درحات الحرارة العالية
تحضير بعض الفلزات باختزال مركباتها

أولاً : المجموعة الأولى IA ( مجموعة الفلزات القلوية )
ELECTRONIC STRUCTURE
SYMBOL
ELEMENT


(He ) 2S1
Li
LITHIUM

(Ne) 3S1

Na
SODIUM

(Ar) 4S1

K
POTASSIUM

(Kr) 5S1

Rb
RUBIDIUM

(Xe) 6S1

Cs
CESIUM

(Ra) 7S1

Fr
FRANCIUM


التركيب الالكتروني :
تتمتع هذه العناصر بأنها أحادية التكافؤ وهي تفقد إلكترونها الخارجي بسهولة نظرا لبعده عن النواة ، كما أنها لا ترغب اكتساب إلكترونات إضافية وهذا ما يجعلها تتمتع بخواص فلزية مثالية حيث تزداد الخواص الفلزية كلما اتجهنا إلى أسفل الجدول الدوري ذلك بدءاً من الليثيوم Li الى الفرانسيوم Fr أي باتجاه ازدياد الحجم الذري نفسه حيث يسهل فقدان إلكترون التكافؤ ( أي يقل جهد التأين)
الخواص العامة:
إن كثافة هذه العناصر صغيرة بما فيه انخفاض درجة الغليان ويجعلها متطايرة .
هي فعالة كيميائيا وكهربائيتها الموجبة أكبر من الكهربائية الموجبة لأي عنصر من عناصر الجدول الدوري ولا تقوم بتفاعلات تبادل مع العناصر الأخرى لا سيما العناصر الانتقالية .
تشكل روابط أيونية مع أيونات أشباه الفلزات للفصليتين السادسة والسابعة معطيه مركبات بيضاء قابلة للذوبان في المحاليل القطبية ولكنها لا تعطي روابط تساهمية إلا في المركبات العضوية .
لا تشكل هذه العناصر معقدات لأن أنصاف أقطارها كبيرة حيث إن تشكيل المعقد يحتاج إلى كثافة إلكترونية معينة حول ذرة الفلز ونظرا لان حجم أيونات الفلزات القلوية كبير وشحنتها صغيرة فإنها لا تشكل معقدات .
5)تتفاعل المعادن القلوية مع معظم اللامعادن وذلك لسهولة تأكسدها حيث تتفاعل مع جميع الهالوجينات I2 , Br2 , Cl2 , F2 مكونة الأملاح المعروفة كما أن لها قابلية للتفاعل مع الأكسجين
Na (S) + Cl2(g) 2NaCl(S)
Li (S) + O2(g) 2Li2O
Na (S) + O2(g) Na2O2(S)

طرق تحضير الفلزات القلوية

يحضر كل من الليثيوم والصوديوم بطريقة التحلل الكهربائي لمنصهرات املاحها او لمنصهر مزيج ملحي ذي درجة حرارة واطئة. أما البوتاسيوم والربيديوم تحضر بطريقة أختزال كلوريداتها وذلك لان منصهرات هذه العناصر ذات درجة واطئة لا يمكن تحضيرها بطريقة التحلل الكهربائي كما في التفاعلات الاتية:-
KCl + Na NaCl + k
2RbCl + Ca CaCl2 + 2Rb
ويحضر السيزيوم بأختزال الومينات السيزيوم CsAlO2
الهاليداتأن هاليدات العناصر القلوية تعد مثالا للمركبات الأيونية فيما عدا يوديد الليثيوم الذي يكون تساهميا وذلك لان ايون الليثيوم يكون ذو قوة استقطابية عالية لانه أصغر ايون موجب في الفلزات القلوية كما ان ايون اليود هو اكبر ايون بسيط سالب واسهل استقطابا. ان جميع الهاليدات عدا فلوريد الليثيوم تذوب في الماء وذلك يعود الى كبر طاقة الشبكية البلوريةLattice energy الناتجة من اتحاد الايون الصغير الموجب لليثيوم وايونات الفلور الصغيرة .
أكاسيد الفلزات القلوية
أن عنصر الليثيوم هو الوحيد من بين العناصر القلوية الذي يتحد مباشرة مع الأوكسجين ليكون أوكسيد الليثيوم
4Li + O2 2Li2O
وتحضر الاكاسيد المماثلة للصوديوم والبوتاسيوم من تسخين نترات هذه الفلزات او الاكاسيد الفوقية لها
2NaNO3 + 10Na 6Na2O + N2
NaNO3 + 5NaN3 3Na2O + 8N2


وعند تسخين الصوديوم في وفرة من الاوكسجين اوالهواء فأنه يعطي بيروكسيد الصوديومNa2O2 بينما يكوًن في حالة تسخين البوتاسيوم والربيديوم والسيزيوم فوق الأكاسيد Superoxides ذات القانون العام MO2
ان البيروكسيدات Cs2O2 ,Rb2O2 ,K2O2 يمكن الحصول عليها من تجزؤ فوق الاكاسيد للفلزات المذكورة .وعلى سبيل المثال أمكن الحصول على Cs2O2 من تسخين CsO2 الى حوالي 330C . أن فوق الاكاسيد تحرر الاوكسجين عند تفاعلها مع الماء

2MO2 + 2H2O 2MOH + O2 + H2O2

الصوديوم ( المجموعة : IA )

* وجوده في الطبيعة : ينتشر انتشاراً واسعاً في القشرة الأرضية ويشكل ( 2.4%(من القشرة الأرضية وغالباً ما يوجد على كلوريد الصوديوم ذائبا في مياه البحر او نترات الصوديوم

تحضير الصوديوم :

يحضر من هيدروكسيد الصوديوم NaOH المصهور والموجود بالخلية ذات الأقطاب الكهربية عند درجة حرارة C 350
يحضر من مصهور كلوريد الصوديوم NaCl حيث ينصهر عند درجة C 900 .

الصفات الكيميائية للصوديوم :

تأثير الهواء : يتكون أوكسيد الصوديوم Na2O ويتفاعل مع بخار الماء لينتج NaOH
2Na + O2 Na2O
Na2O + H2O 2NaOH
2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O


تأثير الماء : يتفاعل الصوديوم مع الماء تفاعلاً شديداً ومحررا غاز الهيدروجين H2

2Na + 2H2O 2NaOH + H2

تفاعل الامونيا مع الصوديوم :
إذا سحق الصوديوم مع غاز الامونيا يشكل أمين الصوديوم

2Na + 2NH3 2NaNH2 + H2

4)تأثير الحوامض
يتفاعل بشدة مع الحوامض المخففة مكونا ملح الحامض ومحررا غاز الهيدروجين
2Na + 2 HCl 2NaCl + H2
استعمالات الصوديوم :
1- يستعمل الصوديوم كعامل مختزل قوي في بعض التفاعلات العضوية لشدة وسرعة تأكسده
2- يستعمل في أنتاج سيانيد الصوديوم المستخدم في تنقية الذهب وله استعمالات صناعية اخرى
3- يستخدم الصوديم في عمليات التعدين للتخلص من اوكسجين الهواء المتحد مع الفلزات .

مركبات الصوديوم :

اولاً : هيدروكسيد الصوديوم NaOH :
هيدروكسيد الصوديوم مادة صلبة تتميء عند تعرضها للهواء الرطب. وبتفاعل الطبقة المتميئة منه مع غاز ثنائي اوكسيد الكاربون في الجو؛ تتكون طبقة من كاربونات الصوديوم Na2CO3 لا تذوب في محلول NaOH المركز في المنطقة المتميئة. لذلك تشكل قشرة جافة على سطح حبيبات هيدروكسيد الصوديوم
CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O
وهيدروكسيد الصوديوم قاعدة كثيرة الذوبان في الماء تستعمل في مجالات صناعية عديدة منها صناعة الصابون والمنظفات وفي صناعات الانسجة والورق وكمادة اولية في تحضير العديد من المركبات المستعملة في الصناعة
1- يتفاعل مع جميع الاحماض الضعيفة والقوية


NaOH + HCl NaCl + H2O

NaOH + H2CO3 Na2CO3 + 2H2O
2- يتفاعل مع غاز CO2 :
NaOH + CO2 Na2 CO3 + H2O
3- مع الاكاسيد:
Al2O3 + 2NaOH 2 NaAlO2 +H2O

4- يتفاعل مع الأملاح لبعض الفلزات عدا الفلزات القلوية معطياً هيدروكسيدات هذه الفلزات
FeCl3 + NaOH Fe(OH) 3 + 3NaCl
ثانيا: كبريتات الصوديوم :

توجد في مياه البحار والمياه المعدنية وتحضر صناعيا كالتالي :

2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl

وتكون هذه الكبريتات بلورات مائية تأخذ الصيغة Na2SO4 . 10H2O
وتستخدم في تخزين الطاقة الشمسية كما يستخدم هذا الملح كملين لمعالجة الامساك

ثالثا : نترات الصوديوم : NaNO3 :

يمكن الحصول على نترات الصوديوم بإحلال فلز الصوديوم محل الهيدروجين

Na2 CO3 + 2HNO3 2 NaNO3 + CO2+H2O

Electronic Structure
SYMBOL
ELEMENT

(He) 2S2

Be
Berylium

(Ne) 3S2

Mg
Magnesim

(Ar) 4S2

Ca
Calcium

(Kr) 5S2

Sr
Strontium


(Xe) 6S2
Ba
Barium

(Rn) 7S2

Ra
Radium

التركيب الإلكتروني :

جميع عناصر الزمرة الثانية تحتوي على إلكترونين في المدار الفرعي (S)
وهي عناصر ثنائية التكافؤ عالية النشاط الفلزي ، أقل قاعدية من عناصر المجموعة IA .
يختلف عنصر البريليوم عن باقي العناصر في المجموعة وتوجد علاقة قطرية من حيث تشابه مع الألمنيوم في الزمرة الثالثة .

الخواص العامة :

1- أن لمعادن الزمرة IIA درجة انصهار أعلى مما لمعادن الزمرة IAو سبب ذلك أن الشحنة النووية الفعالة التي تؤثر على إلكترونات التكافؤ في معادن الزمرة IIA أعلى من مقابلتها في الزمرة IA . مما يؤدي إلى صغر حجم الذرة في المعادن القلوية الترابية بالمقارنة مع المعادن القلوية والآخر حجم الذرة والزيادة في الكتلة يؤديان إلى زيادة في كثافة عناصر الزمرة IIA .
2- تشترك عناصر الزمرة IIA مع عناصر الزمرة IA مباشر في ظاهرة انبعاث الألوان عند تعرضها للهب بنزن فيستخدم كشف اللهب للتعرف عليها ، فالكالسيوم ذو اللون أحمر قرمزي والسترونتيوم يعطي اللهب اللون الأحمر القرمزي والباريوم اصفر مخضر .
3- يستدل من قيم الجهد القياسي أن تأكسدها سهل جدا مما يعني أنها عوامل مختزلة ممتازة أي أن عملية نزع إلكترونين من المعادن القلوية الترابية أصعب من نزع الإلكترون واحد من المعادن القلوية IA .
4- حجم أيونات الزمرة IIA أصغر من حجم أيونات الزمرة IA ولذا فإن طاقة الاماهة لها أعلى من مقابلها في عناصر الزمرة IA .
5- لوحظ أن البريليوم والماغنسيوم يحميان نفسيهما من التفاعل المستمر مع الماء بتكوين طبقة من الأوكسيد غير الذائب وأكسيد البريليوم لا يذوب في الأحماض .
البريليوم يسلك سلوكاً خاصا لحجمه الصغير جدا الذي يؤهله لتشكيل روابط تساهمية واضحة ويشكل معقدات بعدد تناسقي 4 .
وخلاصة القول أنه إذا كانت أنصاف الأقطار صغيرة فإن العناصر تكون قليلة الكهربائية الموجبة وتعطي روابط تساهمية وتشكل معقدات وأملاحاً مائية .
6- تعرف هذه العناصر بالعناصر القلوية الترابية وقد سميت بهذا الاسم لتمتع أكاسيدها بصفات قلوية عند ذوبانها في الماء .
مركبات العناصر القلوية :
1- الهيدريدات :
تتشكل نتيجة تفاعل مباشر بين العنصر والهيدروجين فتعطي MH2 ماعدا عنصر البيريليوم وتكون هذه الهيدريدات أيونية صرفة (حيث يكون الهيدروجين فيها ذا شحنة سالبة) وهي تتفاعل بشدة مع الماء .
M + H2 MH2
ولكن يكون هيدريدا تساهميا عند أختزال كلوريد البيريليوم بواسطة محلول ايثري للمركب ليثيوم المنيوم هايدريد
2BeCl2 + LiAlH4 2BeH2 + LiCl + AlCl3
2-الأكاسيد :
تتشكل الأكاسيد من كاربونات هذه العناصر بالتفكك الحراري .
MCO3 MO + CO2
وتتراوح درجة حرارة التفكك ما بين 900 ْم – 1400 ْم .
3-الهيدروكسيدات :
تتشكل من التفاعل المباشر بين أكاسيدها MO والماء وهي هيدروكسيدات قوية الانحلال .
CaO + H2O Ca(OH)2
4-كربيدات الفلزات :
تتشكل نتيجة فعل أوكسيد الفلز مع الكاربون عند درجة حرارة عالية .
MO + 3C MC2 + CO -
5- الكاربونات MCO3 :
توجد بشكل واسع في الطبيعة وخاصة كاربونات الكالسيوم وتتفكك بالتسخين الى الاوكسيد المرافق وتحرر غاز ثنائي اوكسيد الكاربون. تكون الكاربونات غير ذائبة في الماء لكنها تذوب في حامض الكاربونيك وبذلك تكون كاربونات حامضية (HCO3) والتي تتحول بالتسخين الى الكاربونات .
M(HCO3)2 MCO3 + CO2 + H2O


الماغنسيوم : Mg المجموعة ( II A):
وجودة في الطبيعة :
من العناصر المتوفرة بنسبة عالية في القشرة الأرضية حيث يحتل المرتبة الثامنة في العناصر الأكثر وفرة في الطبيعة
ومن أهم خاماتة الدولوميت((CaCO3.MgCO3والكارناليت(MgCl2.KCl.6H2O) وتحتل أيونات Mg المرتبة الثالثة في الأملاح الذائبة في ماء البحر ويوجد في مركز جزئ الكلوروفيل للنباتات
الصفات الكيمايئة للماغنيسيوم :
تحضيره : يستخرج الماغنسيوم من الدلوميت Ca CO3.Mg CO3 بتسخينه من خلال عملية التكليس Calcining وهي تؤدي لتحلل الكربونات إلى الاكاسيد. ثم يخلط مزيج الاكاسيد بكميات كبيرة من الماء حيث يحول الماء الاكاسيد الى هيدروكسيدات
CaCO3.MgCO3 ∆ CaO.MgO + 2CO2
MgO + H2O Mg(OH)2
Mg(OH)2 + HCl MgCl2 + H2O
والخطوة الثانية هي فصل Mg(OH)2 بالترشيح ثم انحلاله بحامض الهيدروكلوريك لتحويله الى كلوريد ثم يتم صهر كلوريد الماغنسيوم وتحليلة كهريبا إلى معدن الماغنسيوم وغاز الكلور .

خواصة :

1- يستخدم المغنسيوم مع الألمنيوم لتكوين سبيكة تستعمل لصنع هياكل الطائرات و سلالم الألمنيوم كما يستخدم في مصابيح الوميض لأغراض التصوير حيث ينتج عن إحداث حرارة عالية وضوء ذو شدة عالية .
2Mg + O 2MgO
(2) تفاعل المغنسيوم بسهولة مع النتروجين مكوناً نتريد المغنسيومMg3N2
3Mg + N2 Mg3 N2
(3) يتفاعل مع الكبريت لتكوين كبريتيد المغنسيوم
Mg + S MgS
(4) يتفاعل مع الهالوجينات مكونا هاليد المغنسيوم .
Mg + Cl2 Mg Cl2
5- معظم مركبات المغنسيوم مركبات أيونية إلا انه يكون مركبات عضوية عديدة تكون فيها الرابطة بين المغنسيوم والجزئ العضوي تساهمية وتسمى هذه المركبات العضوية بمركبات المغنسيوم العضوية مثل ٍC2H5MgBr & Mg(C2H5) 2 والمركباتRMgX تسمي متفاعلات كرينيارد ولها دور كبير في تحضير المركبات العضوية .


6- يحضر أكسيد الماغنسيوم MgO عند تسخين كربونات الماغنسيوم MgCO3 ويستخدم في صناعة الورق ودواء ضد الحموضة الزائدة في المعدة ويتفاعل مع الماء مكوناً هيدروكسيد الماغنسيوم Mg(OH)2 الذي يستخدم مليناً للجهاز الهضمي .
(7) تستخدم كبريتات الماغنسيوم(الملح المر) MgSO4 .7H2O في صناعة الاقمشة وجعلها مقاومة للحرائق وتستخدم دواء للامساك وزيادة خصوبة التربة.
الكالسيوم Ca
لا يوجد فلز الكالسيوم بصورة حرة في الطبيعة لشدة فعاليته ويوجد متحداً مع غيره من العناصر على شكل كاربونات مثل المرمر وحجر الكلس (CaCO3) وعلى شكل كبريتات مثل الجبس(CaSO4.2H2O) او على شكل فوسفات مثل فوسفات الكالسيوم او على شكل سليكات. ويستخلص الفلز بالتحليل الكهربائي لمنصهر كلوريد وفلوريد الكالسيوم.
حيث يتم الحصول على الكالسيوم بعملية الأختزال الحراري وذلك عن طريق تحويل حجر الكلس ذو النقاوة العالية الى أوكسيد الكالسيوم الذي يختزل بواسطة الألمنيوم .
6CaO + 2Al 3Ca + Ca3Al2O6

كبريتات الكالسيوم :

توجد بشكل جبس CaSO4.2H2O حيث يرتبط مع كبريتات الكالسيوم الصلبة جزيئين من الماء يسمى ماء التبلور وعندما يفقد ماء التبلور بالتسخين جزئياً يتحول الجبس الى جبس باريس CaSO4)2 .H2O )والتفاعل انعكاسي اي عندما تلتقط عجينة باريس الماء تتجمد وتتحول الى الجبس مع تمدد في الحجم . وتستعمل عجينة باريس(جبس باريس) في التجبير وفي صنع التماثيل وكذلك في البناء.
2(CaSO4 .2H2O) (CaSO4)2 .H2O + 3H2O
(CaSO4)2 .H2O + 3H2O 2(CaSO4 .2H2O)

اولاً :الزمرة الثالثه IIIA :

التركيب الالكترونى :
إن الدقة الشديدة في البنية الإلكترونية لعناصر هذه الزمرة تظهر بوجود عنصرين خاصين هما البورون (B) والألمنيوم (Al) ينتهيان بالتركيب الإلكتروني ns2np1 وجود عائلة ثانوية تنتهي بالتركيب ns2 np1 كما يتضح من الجدول التالي :
Coordn No
Oxidn state
Electranic Configuration

Element

3,4
III
{He} 2s2 2p1
B
Boron

3,4,6

(I) III
{Ne} 3s2 , 3p1
AI
Aluminum

3 ,(4),6

I III
3d10 4s2 , 4p1
Ga
Gallium

3,(4),6

I III
4d10 5s2 ,5p1
In
Indium


3 6
I III
4f14 5 d10 6s2 ,6p1
Tl
Thallium

الخواص العامة :

وجودها في الطبيعة :
يوجد البورون في القشرة الأرضية على شكل بوراكس Na2B4O7.10H2O بينما الألمنيوم على شكل البوكسيت Al2O3.H2O وكذلك على شكل صخور سيليكات الألمنيوم بينما يوجد كل من الجاليوم Ga و الانديوم In والثاليوم Tl على شكل آثار قليلة في خامات كبرتيد الخارصين آو الرصاص .

الخواص الفيزيائية والكيميائية :

1- عناصر الزمرة الثالـثــة لها عدد التأكسد (+3) وهي جميعها مركبات تساهمية نظرا لصغر حجمها الأيوني ولشحنتها العالية وارتفاع قيم طاقات التأين الثلاثة الأولى .

2- أيونات فلزات هذه الزمرة المائية تحاط بعدد 6 جزيئات من الماء وهي مرتبطة بقوة لتشكل تركيب ثماني السطوح Octahedral
وعند الاماهة hydrolysis يتم تأين بروتون ويعطي محلولا حمضيا :
(H2O)5MOH2 [(H2O)5MOH] + H+

تدرج أنصاف الاقطار الذرية التساهمية :

أنصاف الأقطار التساهمية لهذه العناصر لا تزيد بشكل منتظم من البورون B الى الثاليوم Tl وذلك عند النزول داخل الزمرة كما في الزمرة الأولى والثانية وذلك لسبب احتواء التركيب الداخلي لهذه العناصر على عشره الكترونات في d وكما هو معلوم فان قوة الحجب F< d < p< s وهذا يعنى عندما يكون لدينا التركيب d10 فان قوة الحجب تتناقص ويتوقع طاقات تأين عالية كما يتوقع وكذلك فان احتواء F على 14 إلكترون وهى ذات قوة حجب ضعيفة يؤثر على الحجم وطاقات التأين للثاليوم .

الفلزات : الالمنيوم والجاليوم والانديوم والثاليوم :
لونها أبيض والالمنيوم يعتبر أكثر استقراراً في الهواء الجوي لأنه يكون طبقه من الأوكسيد والتي تحمي الفلز من أي هجوم . الجاليوم والانديوم مستقرين في الهواء الجوي ولا يتأثران إلا بالأوكسجين الحر و الثاليوم اقل فاعلية أو قابليه للتفاعل ولكن تأكسده ظاهرياً بالهواء الجوي .
البورونB511 .
للبورون نظيران هما B510ونسبته 18.8% و B511 ونسيته81.2 % لأحد هذين النظيرين فتره كبيره على الاستيلاء على النيترونات الصادرة عن انشطار اليورانيوم فعندما يصل النيترونات الحرارية لانوية البورون نجدها تمتص فوراً ونتيجة لهذا نلاحظ نتيجتين :
1- يعتبر البورون معوقاً للصناعة النوويه
2- يعتبر B510 مهما جدا لانة يستخدم في حماية الاشخاص الذين يعملون في الصناعة النووية فهو يدخل في الصناعة التى تضع فيها الألبسة الواقية


طرق تحضير البورون :
من الصعوبة ان يحضر البورون بالحالة النقية وذلك بسبب ارتفاع درجة انصهاره(2250C)وبسبب الطبيعة التآكلية لسائله ونحصل علية بسلسلة من التفاعلات علي النحو التالي :
1/ نعالج معادن البورون بمحلول كاربونات الصوديوم المغلي ثم الترشيح
2/ يتفاعل البوراكس مع محلول حامض الكبريتيك ليعطي حامض البوريك H3 BO3
Na 2B4 O7 .H2O + H2SO4 Na2SO4 + 4H3 BO3 + 5H2O

3/ نحصل علي أوكسيد البورون B2 O3 بنزع الماء بالحرارة
2H3 BO3 B2 O3 + 3H2 O
4/ يختزل أوكسيد البورون بواسطة المغنيسيوم
B2 O3 + 3Mg 2B + 3MgO
5/ يعتبر أيضا كلوريد البورون من الأملاح الممتازة للحصول علي البورون
2BCl3 + 3H 2 2B + 6HCl

مركبات البورون الهيدروجينية :

البورانات :Boranes :
يمكن الحصول علي هيدريدات البورون (بورانات ) من تأثير الماء في وسط حامضي على بروميد الماغنيسيوم Mg2B2 فنحصل علي ثنائي بوران B2H6 وهي مركبات غازية في السلاسل الخفيفة وسائلة أو صلبة في السلاسل الثقيلة وهي تتفاعل مع O2 وتحترق لتعطي الهيدروجين
B2H6 + 6H2O 2H3BO4 + 6H2
يحضر الدايبورين من تفاعل حامض الكبريتيك مع بوروهايدريد الصوديوم حسب المعادلة
2NaBH4 + H2SO4 B2H6 + Na2SO4 + 2H2
ويتفاعل الدايبورين مع الماء وهاليدات الهيدروجين والهايلوجينات حسب المعادلات الاتية:-
B2H6 + 6H2O 2H3BO3 + 6H2
B2H6 + HCl B2H5Cl + H2
B2H6 + 6Cl2 2BCl3 + 6HCl
مركبات البورون الفلزية :
مثل بوروهيدريد الليثيوم Li (BH4)
بوروهيدريد الألومنيوم Al(BH4)3
مركبات البورون الأوكسجينية :
وهي من اهم مركبات البورون وتشكل تقريبا كل اشكال هذا العنصر الموجودة في الطبيعة
1- اوكسيد البورون B2O3 ينتج عندما يسخن البورون في الهواء
4B + 3O2 2B2O3
يذوب اوكسيد البورون في الماء ليعطي حامض البوريك وبذلك فانه ذوصفة حامضية
2- حامض أورثوبوريك : H3BO3
يحضر من أضافة حامض الهيدروكلوريك الى محلول ملح البوراكس فيتحرر الحامض الضعيف من ملحه على شكل بلورات بيضاء كما في المعادلة الاتية:-
Na2B4O7.H2O + 2HCl 4H3BO3 + 2NaCl + 5H2O
3- حامض ميتابوريك HBO2
4- حامض البوريك : H2B4O7
البورازول B3N3H6
يشكل البورازول سائل عديم اللون ذات رائحة عطرية يشبه البنزين العطري من حيث الخواص الفيزيائية او التركيبية


ويحضر حسب المعادلات الاتية:-
3BCl3 + 3NH4Cl B3N3H3Cl3 + 9HCl
2B3N3H3Cl3 + 6LiBH4 2B3N3H6
الألمنيوم Al
هو من أكثر العناصر الفلزية شيوعا في القشرة الأرضية له بلورات مكعبة ممركزة الأوجه له قابلية لتشكيل محاليل صلبة وهو اصغر قليلا من العناصر الانتقالية .ومركباته متنوعة منها:-

أ/ البوكسايت : وهو خليط من أوكسيد الألومنيوم المائي Al2O3.H2O وأكسيد الحديد المائي Fe2O3.H2O بالإضافة إلى بعض الشوائب كأوكسيد التيتانيوم والفاناديوم والجاليوم
ب/ الكريوليت : ويتكون من فلوروالومينات الصوديوم Na3AlF6
ج/ الكولين : الذي يكون علي شكل كاولينت 2SiO2.Al2O3.2H2O ويعد البوكسايت المعدن الرئيسي لعنصر الألمنيوم .

تحضير الالمنيوم تعدينيا :

بالتحليل الكهربائي لمركبات الألمنيوم حيث يوضع فلوريد الكالسيوم CaF2 مع الكريوليت Na3AlF6 لخفض درجة انصهار الكريوليت إلى 977م فتذوب الألوميناAl2O3 في وعاء التحليل المحتوي علي أعمدة الكاربون مغموسة في الكريوليت .
Al2O3 2Al+3 + 3O--
2Al +3 + 6e 2Al
3O-- + 6e 3/2O2
-------------------------------------
Al2O 3/2 O2 + 2Al
يجمع مصهور الألمنيوم من الاسفل أما الأوكسجين فينطلق علي القطب الموجب
خواص الألمنيوم الكيميائية :
1/ إتحاده بالاوكسجين : حرارة 2Al + 3/2O2 Al2O3 +

2/ تفاعله مع الاحماض :
2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2
2Al + 6H2SO4 Al2(SO4)3 + 6H2O +3 SO2


3/ تفاعله مع الماء : لايتاثر الألمنيوم بالماء البارد أو الساخن .

4/ تأثير القلويات : Al + NaOH + H2O NaAlO2 + 3/2 H2 Al + KOH + H2O KAlO2 + 3/2 H2

مركبات الألمنيوم :

1- هيدريدات الألمنيوم والالكيلات :تمتلك هيدريدات الالمنيوم الصيغة AlH3 حيث توجد عدة طرق لتحضيرها وابسطها هي حسب المعادلات الاتية
AlCl3 + 3LiH ether AlH3 + 3LiCl
AlCl3 + LiH AlLiH4 + 3LiCl
2- هاليدات الألمنيوم :
3Cl2 + 2Al 2AlCl3 + حرارة

3- كبريتيد الألمنيوم :

2Al + 3S Al2S3
Al2S3 + 3H2O 3H2S + Al2O3

4- نتريد الألمنيوم :

Al2O3 + 3 C + N2 1700 2AlN + 3CO -
5- كبريتات الألمنيوم :
وهي مركبات لا لون لها تذوب جيدا بالماء وتتبلور جزئية كبريتات الألمنيوم مع 18 جزيئة ماء .
Al2 (SO4)3. 18H2O
وهناك أملاحا مضاعفة
(NH4) 2 Al2 (SO4) 4. 12H2O


البنية الإلكترونية لعناصر الزمرة / يلاحظ ما يلي :
وجود عنصرين خاصين هما الكاربون و السيليكون ينتهيان بالتركيب الالكتروني np2 , ns2
C6 : 1s2,2s2.2p2
Si14 : 1s2,2s2,2p6,3s2,3p4

وجود عائلة رئيسية تنتهي ذراتها بالتركيب الإلكتروني : np2 , ns2

Ge32 : 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6 , 4s2 , 3d10 , 4p2

Sn50: [Kr]36 : 4d10 , 5s2 , 5p2
Pb82 : [ Xe ]54 4f14,6s2,5d10,6p2

الروابط في الزمرة الرابعة :

تتمتع عناصر الزمرة الرابعة بكهربائية سالبة ضعيفة إذ تحتوي في طبقتها الإلكترونية الخارجية أربعة إلكترونات تشترك بأربع اواصر تساهمية هذه الاواصر الأربع التساهمية هي المسؤولة عن وجود مركبات الهاليدات MX4 ومركبات الاكاسيد MO2 والهيدروكسيدات M(OH)4 وكذلك تعد المسئولة عن تشكيل سلاسل أو حلقات متجانسة أو مختلطة .
تدرج الخواص العامة في الزمرة الرابعة :
إن الكهربائية السالبة الضعيفة للكاربون والسيليكون والتي تمتد لتشمل أيضا الغازين النادرين تقل تدريجياً كلما كبر نصف القطر الذري للعناصر أي كلما:-
كبر العدد الذري والكاربون يعطي روابط تساهمية فقط وبهذا يتميز عن باقي عناصر مجموعته .
يتميز كل من العناصر B , Be , Li عن بقية عناصر مجموعتها وهكذا نجد أن الانتقال من أعلى الزمرة إلى أسفلها يظهر أن الكاربون والسيليكون لافلزان في حين نجد أن الجرمانيوم شبه فلز والرصاص والقصدير فلزان .
نظرً لأن الكاربون يتمتع بخواص فريدة عن أقرانه ويتمتع بنصف قطر صغير، لذا سوف ندرس الكاربون دراسة تفصيلية ، وكذلك السيليكون .

الكـاربــون C612

وجوده : يوجد الكربون في الطبيعة حراً إذ يكون متبلور وغير متبلور ويختلف شكله البلوري باختلاف الفئة التي يتبلور فيها ويكون على أشكال عده منها الماس والجرافيت (الفحم الحجري) والهيدروكربونات الطبيعية (كالبترول) .
للكربون عدة نظائر منها:-
C612 ونسبة وجوده (98.89%)
C613 ونسبة وجوده (1%) وله برم نووي يجعله ذات اهمية في معرفة تركيب وتاصر الكاربون في مركباته باستخدام الرنين النووي المغناطيسي (NMR)
C614 الذي يتكون نتيجة للتفاعل النووي الكائن بين ذرات النتروجين ونيوترونات الأشعة الكونية

7N14 + 0n1 → 6C14 +1H1

اشكال الكاربون:
التآصل :- هو وجود العنصر الواحد في اكثر من صورة , بحيث تختلف هذه الصورة عن بعضها في الخواص الفيزيائية ولكنها تتشابهه في الخواص الكيميائية
الـمـاس:
كل ذرة كربون C مرتبطة بأربع ذرات كربون مجاورة بروابط أربعة قصيرة تساهمية محققة بذلك
8 إلكترونات حول ذرة الكربون المركزية وبذلك تكون ذات تهجين Sp3 وهو مكعب ضعيف النشاط الكيميائي لا ينقل التيار الكهربائي وذو معامل انكسار كبير وذو قسـاوة ومتـانـة ويسـتـخـدم في صقل المعادن ويمكن تحويله إلى جرافيت بالتسخين لدرجة 2000Cْ .
الجـرافـيـت:
يتبلور على هيئة بلورات سداسية منتظمة ولكل ذرة كاربون ثلاثة ذرات متجاورة واقعة في مستو واحد وهذه الاواصر التساهمية تكون هجينية من نوع SP2 وترتبط المستويات فيما بينها بروابط فاندرفالس وهذا يفسر ضعف الارتباط بين طبقات الذرات الكاربونية في الجـرافـيـت ويعد موصلا للتيار الكهربائي بسبب تكوين الكترون التكافؤ الرابع لأواصر(∏ ) والذي لا يدخل في تكوين الاواصر الهجينة SP2مما يؤدي الى نقل التيار الكهربائي ويسـتـخـدم في صناعة أقلام الرصاص وله قدرة عالية على التوصيل .

الصفات الكيميائية للكاربون:

تفاعله مع الهواء
CO C + 1/2O2
الخاصية الاختزالية
C + O2 CO2
مع بخار الماء.
C + H2O CO + H2
مع حامض الكبريتيك :
C + 2 H2SO4 CO2 + 2SO2 + 2H2O
مع حامض النيتريك :
C + 4HNO3 CO2 + 4NO2 + 2H2O
أكاسيد الكربون:
ثاني أوكسيد الكربون CO2
CO2 : } o = c – o ( o = c = o ( o - c = o {
يعتبر مهما في عملية البناء الضوئي حيث يدخل في تكوين الكلوكوز وانتاج الاوكسجين ولذلك ينصح بزرع احزمة خضراء حول المدن لكي يقلل من تلوث غاز ثنائي اوكسيد الكاربون
6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2
تحضير CO2:
يحضر في المختبر من تفاعل حامض الهيدروكلوريك المخفف مع كاربونات الكالسيوم كما في المعادلة الاتية :-
CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2

C + O2 CO2
أو من التفكك الحراري للحجر الجيري
CO2 + 2KOH K2CO3 +H2O
K2CO3 CO2 + K2O
CaCO3 CO2 ↑ + CaO
حامض الكاربونيك :
يحضر حامض الكاربونيك بأمرار تيار من الماء في غاز CO2 وذلك حسب المعادلة الاتية :-
H2CO3 CO2 + H2O
أول أوكسيد الكربونCO
غاز عديم اللون والرائحة والاصرة الثلاثية هي اصرة سكما واحدة واصرتان باي . وهو يحضر بحرق الكاربون في كمية محدودة من الهواء او بانتزاع الماء من حامض الفورميك باستخدام حامض الكبريتيك المركز. وهو غاز سام جدا بسبب سرعة ارتباطه بالدم تفوق سرعة ارتباط الدم بالاوكسجين بمقدار 120 مرة .
غاز CO يشتعل في الهواء وتنطلق كمية كبيرة من الحرارة وبالتي فانه يعتبر وقودا مهما
2CO + O2 2CO2 + 135Kcal


الغاز المائي (Water Gas) وهو خليط من H2 وCO وغاز الفحم وهو خليط من COوH2وCH4
وغازات اخرى تعتبر وقود صناعية مهمة وكذلك تعتبر عوامل مختزلة قوية .
C + H2O CO + H2

واول اوكسيد الكاربون يتميز بفعاليته الكيميائية فهو مادة مختزلة يختزل Fe2O3و MnO2 في درجات الحرارة العالية الى الفلز كما يختزل البلاديوم من محاليل املاحه الثنائية
pdCl2 + CO + H2O pd + CO2 + 2HCl

ولهذا التفاعل اهمية كبيرة في الكيمياء التحليلية للكشف عن CO , كما يرتبط CO مع ذرات الفلزات الأنتقالية مشكلا كاربونيلات الفلزات مثل Ni(CO)4وFe(CO)5 يكون CO من اقوى المواد سمية للانسان ويعزى ذلك الى ارتباطه بالهيموغلوبين والذي هو اكثر ثباتا من اوكسي هيموغلوبين وبذلك يمنع حمل الاوكسجين من الرئتين الى الجسم عن طريق الفم .

السيليكون Si

للسيليكون شبكة ذات روابط تساهمية باتجاهات الفراغ الثلاثة كبنية الماس و لذرة السيليكون أربع ذرات متجاورة من Si كثافته قليلة جداً له بنية إلكترونية :
1s2 ,2s2 , 2p6 , 3s2 ,3p2

وبهذا نحصل على مشتقات ذات درجة أكسدة تبلغ (4+) وتدعى هذه المشتقات بمشتقات رباعية الرابطة التساهمية وأحيانا نحصل على مشتقات ذات درجة أكسدة (2+).
وجوده : السيليكون النقي يوجد على شكل مادة بلورية داكنة لامعة ويتبلور حسب النمط المكعبي ويتشابه تركيبه مع الماس . كما يتميز بضعف نشاطه الكيميائي الا انه يتحد مع كثير من العناصر في درجات الحرارة المرتفعة
ينتشر السليكون انتشارا واسعا في الطبيعة حيث تبلغ نسبة 26 % ويوجد كذلك على شكل سليكات أو السيليكا SiO2 (الرمل).
وللسليكا خواص أهمها
1- غير فعالة، لا تتفاعل عند تعرضها للكلور أو البروم أو الهيدروجين ومعظم الحوامض.
تتفاعل مع حامض الهيدروفلوريك والقواعد -2
SiO2 + 6HF H2SiF6 + 2H2O
سداسي فلوريد السايلان
SiO2 + 2NaOH Na2SiO3 + H2O
3- لها القابلية على التفاعل مع الاكاسيد أو الكاربونات الفلزية بالتسخين الشديد، حيث تتكون مركبات تعرف بالسليكات.


4- إضافة الحوامض الى محاليل سليكات الفلزات القلوية يعطي السيليكا المائية، التي يمكن تجفيفها الى مسحوق غير بلوري يسمى جل السليكا ( (Silica Gel) حيث يستعمل بصورة رئيسية كعامل
مجفف وذلك لمساحته السطحية الكبيرة وقابليته العالية لامتصاص الماء.

السليكات Silicates

تنتشر السليكات بصورة واسعة في الطبيعة، وتكون مع الأوكسجين حوالي 74 % من القشرة الأرضية ويظهران كسليكات للعناصر ذات الوفرة على سطح الكرة الأرضية مثل سليكات الكالسيوم ( CaSiO3 ) وسليكات الصوديوم ( Na2SiO3 ). اللتان تحضران من تفاعل اوكسيد أو كاربونات الفلز مع السليكا بالتسخين الشديد، كما في المعادلتين:-

CaO + SiO2 CaSiO3

Na2CO3 + SiO2 Na2SiO3 + CO2
إن أكثر أنواع السليكات شيوعا واستعمالا هي سليكات الصوديوم القابلة للذوبان في الماء والتي محلولها المائي المركز يدعى (ماء الزجاج) الذي يستخدم في مجالات صناعية مختلفة مثل حماية بعض الأقمشة والورق من الحرائق، واستعماله كمادة لاصقة رخيصة، وكذلك استعماله في البناء
بخلطه مع السمنت لتقوية الأخير .
طرق تحضير السيلكون :
اختزال ثاني اكسيد السيليكون بوسطة كربيد الكالسيوم .
3SiO2 + 2CaC2 3Si + 2CaO + 4CO

اختزال ثاني أكسيد السيلكون بواسطة الألومنيوم.

3SiO2 + 4Al 3Si + 2Ai2O3
او من خلال التفكك الحراري للسيلان SiH4
SiH4 500C Si + 2H2
الصفات الكيميائية :
يعتمد تنشيط فعالية السيلكون الكيميائية على مقدار تجزئته وهو يعطي مركبات ثابتة مع العديد من العناصر وعموماً تكون التفاعلات ماصة للحرارة وذلك للتغلب على الروابط التساهمية بين ذرات السيلكون .
1- يتفاعل مع الفلور عند الحرارة العادية ويعطى السيلان SiF4 :
Si + 2F2 SiF4


2- يتفاعل مع الأكسجين والتفاعل طارد للحرارة Si + O2 ( SiO2 + 196K.Cal 3- يتفاعل مع المركبات الاكسجينيه كالماء وغاز ثاني اكسيد الكربون وأكاسيد الفلزات

Si + 2KOH + H2O K2SiO3 + 2H ↑

Si + 2MgO SiO2 + 2Mg

مشتقات السيلكون :

يتفاعل السيليكون مع الهيدروجين مكونا مركبات تدعى بالسيلانات صيغتها العامة SinH(2n+2) حيث يكون فيها لكل ذرة سيليكون شكل رباعي السطوح , تكون السيلانات SiH4و Si2H6 على شكل غازات في حين ان Si3H8 و Si4H10على شكل سوائل وتحضر بتفاعل هاليدات السيليكون مع هيدريد الليثيوم الالمنيوم
SiCl4 + LiAlH4 SiH4 + LiCl + AlCl3
وهي اقل ثباتا من الالكانات CnH2n+2 نظرا لان طاقة الآصرة Si-H اصغر من طاقة الاصرة C-H ولكن السيلانات انشط كيميائيا وتتفاعل مع الهالوجينات محدثة انفجارا ومع هاليدات الهيدروجين (باستثناء فلوريد الهيدروجين) بوجود هاليدات الالمنيوم مشكلة هاليدات السيلانات
SiH4 + HCl Al2Cl6 SiH3Cl + H2

مركبات السليكون مع الهيدروجين

(هيدريدات السليكون)
وهي مركبات تتكون من السليكون والهيدروجين، منها SiH4 ويحضر هذا المركب من تفاعل سليسيد المغنيسيوم Mg2Si مع الحوامض المعدنية كحامض الهيدروكلوريك وفق المعادلة الاتية:
Mg2Si + 4HCl SiH4 + 2MgCl2
والهدريدات مركبات فعالة جدا، فمثلا يشتعل ( SiH4 ) تلقائيا في الهواء لتكوين ثنائي اوكسيد السليكون والماء وفق المعادلة الكيميائية الاتية:
SiH4 + 2O2 SiO2 + 2H2O
هاليدات السيلكون : Si X4
فلوريد السيلكون : SiF4
CaF2 + 2H2SO4 + SiO2 ( SiF4 ( + 2CaSO4 + 2H2O


كلوريد السيلكون : SiO2 + CCI4 600c SiCl4 + CO2

السيليكات : (SiO4)-4 هرم رباعي تحتل ذرات الأكسجين رؤوسه وذرة السيلكون تحتل مركزه
o-

Si

o- o-
o-
استخدامات السيلكون ومركباته :
1-يستخدم السيليكون العنصري في الصناعة الإلكترونية لصناعة الدوائر المتكاملة وفي الخلايا الشمسية وفي صناعة التعدين كصناعة الفولاذ وكذلك في صناعة الألمنيوم للحصول على سبائك.
2-ثاني أكسيد السيلكون ( الكريستوباليت ) لتغطيه الأفران الصناعية لصعوبة انصهاره وإذا كان في الحالة البلورية يستخدم في صناعة زجاج المختبرات
3- السيلكات : تستخدم في صناعة الاسمنت وفي صناعة الزجاج والسيراميك
4 - وفي صناعة المواد السليكونية العضوية ذات الاهمية التجارية الكبيرة ومنها الزيوت والبلاستيكات
عناصر القطاع P : الزمرة الخامسة V A
Coordination no.
Oxidan State
Electronic structure
Element

(1) , (2) , (3)

1,2,3,4,5
-3 , -2 , -1 , 0
[ He ] 2s2,2p3
Nitrogen N


3,4,5,6
3.5
[Ne] 3s2 , 3p3
Phosphorous P

3,4,(5),6

3.5
[Ar] 3d10, 4s2,4p3
Arsenic As

3,4,(5),6

3.5
[Kr] 4d10 , 5s2, 5p3
Amtimony Sb

3 , 6

3.5
[Xe] 4f14, 5d10,6s2,6p3
Bismuth Bi

التركيب الالكتروني وارقام التأكسد :

تحتوي عناصر الزمرة الخامسة على خمسة إلكترونات بالغلاف الآخير ولذا فإن رقم تأكسدها هو 5 تجاه الأكسجين ويكون باستخدام كل الإلكترونات الخمس بالغلاف الأخير لتكوين الروابط وحيث أن ميل زوج الإلكترونات الموجود في المدار الفرعي (S) يبقى ساكنا ( خاملا INERT) وهو ما يسمى (التأثير الخمولي للأزواج) ( EFFECT THE INERT PAIR) يزداد بزيادة
الوزن الذري لذا فإن إلكترونات المدار الفرعي (P) هي غالبا ما تستخدم للاواصر ولذا يتوقع دائما رقم التأكسد (+3 ) .
التكافؤ 3 ,5 يبدو واضحا مع الهالوجينات والكبريت (S) وتبقى الهيدريدات ثلاثية
الصفة الفلزية واللافلزية :
1- تتدرج صفات عناصر هذه الزمرة من صفة لافلزية لعنصري النتروجين والفسفور الى صفة فلزية لعنصر البزموث بينما يكون كل من عنصري الزرنيخ والانتيمون اشباه فلزات.
هذه الصفات تبدو واضحة من خلال مظهر وتركيب هذه العناصر وكذلك ميلها لتكوين أيونات موجبة وخواص أكاسيدها ، لذا فإن الاكاسيد العادية للنيتروجين والفسفور تعتبر حامضية قوية بينما الزرنيخ As والأنتيمون Sb تعتبر امفوتيرية والبزموت Bi هو أكثر قاعديه .
-2يكون النتروجين غاز بينما تكون باقي عناصر هذه الزمرة بحالة صلبة في الظروف الاعتيادية.
3- ان الوصول الى الغاز النبيل بواسطة فقدان الكترونات التكافؤ يبدو مستحيلا ويعزى ذلك الى عدم وجود اي ايون لعناصر هذه الزمرة يحمل شحنة موجبة خماسية ومع ذلك فأن من الممكن ان تفقد العناصر الثقيلة مثل SbوBi (بسبب صفاتها الفلزية) الكتروناتها التكافؤيةp)) لتكوين ايونات ثلاثية الشحنة الموجبة .


يظهر النيتروجين مدىً واسعاً من أرقام التأكسد :
(-3) : في الامونيا NH3 (-2) : في الهيدرازين N2H4
(1-) في هيدروكسيل أمين NH2OH : (0)في النتروجين N2
(+1) في أوكسيد النيتروزN2O و(+2) في أوكسيد النتريك, NO
(+3) في حامض النيروز HNO2 و(+4) , في ثاني أكسيد النيتروجين NO2
(+5) في حامض النتريك HNO3 .

يشكل النتروجين حوالي 78 % من حجم الغلاف الجوي وهو عنصر غير فعال تقريبا في الظروف الاعتيادية لذلك فقد أطلق عليه قديما اسم الازوت والتي تعني باللغة اللاتينية (عديم الحياة).
لغاز النتروجين استعمالات واسعة منها:-
1 - يستعمل لإنتاج الامونيا صناعيا لأهميتها في مجال إنتاج الأسمدة وفي إنتاج حامض النتريك .
2 - يستعمل في عمليات تبريد المنتجات الغذائية وذلك بعملية التجميد بالغمر في الغاز المسال.
3 - يستعمل النتروجين المسال في الصناعات النفطية وذلك لإحداث زيادة في ضغط الآبار المنتجة للنفط لجعل النفط يتدفق منها.
4 - يستعمل كجو خامل في خزانات المواد القابلة للانفجار.

1- التحضير في المختبر : يتم تحضيره من تفكك نتريت الامونيوم
NaNO2 + NH4Cl H2O NaCl + NH4NO2
NH4NO2 H2O N2 + 2H2O
-2 تحضيره صناعياً
يحضر غاز النتروجين صناعيا وبكميات تجارية كبيرة بعملية التقطير التجزيئي للهواء المسال الخالي من ثنائي اوكسيد الكاربون، حيث يتقطر النتروجين أولا تاركاً الاوكسجين، وذلك لكون درجة غليانه ( -198oC ) أوطأ من درجة غليان الاوكسجين( -183oC )، يحتوي غاز النتروجين الذي يتم الحصول عليه بهذه الطريقة على كميات ضئيلة من الاوكسجين والتي يمكن التخلص منها بإمرار الغاز فوق برادة النحاس الساخنة والتي تتفاعل مع الاوكسجين لتكون .CuO

مـركبات النيتروجيـن :

أولاً :الامونيا (النشادر) :
هو احد المركبات المهمة للنتروجين والهيدروجين. ينتج في الطبيعة من تحلل أجسام الحيوانات و النباتات بعد موتها, كما و توجد الامونيا في التربة على هيئة املاح الامونيوم.
يحضر غاز الامونيا مختبريا
بتسخين ملح كلوريد الامونيوم بلطف مع هيدروكسيد الكالسيوم وحسب المعادلة الاتية:
2NH4Cl + Ca (OH)2 2NH3 + 2H2O + CaCl2


تكون الامونيا الهيدرازين بطريقة راشغ (Raschig) كما في المعادلات الاتية :-
NH3 + NaOCl NH2Cl + NaOH
NH2Cl + NH3 + NaOH NH2-NH2 + NaCl + H2O

يحضر النشادر في الصناعة بطريقة هابر :

وذلك من عنصري النيتروجين والهيدروجين في وجود عوامل حفازة هي الحديد والمولبيدنيوم وتحت ضغط 200 ض . جو في درجة حرارة 500 Oم .
N2 + 3H2 2NH3

ثانياً : حامض النتريك

يعتبر حامض النتريك من أهم الحوامض الاوكسجينية للنتروجين وهو ذو صيغة جزيئية. HNO3
مختبريا : بتسخين نترات البوتاسيومKNO3 وحامض الكبريتيك المركز ويستقبل الحامض مبرداً في حوض به ماء ويجب ألا تزيد درجة الحرارة عن 100 م .
KNO3 + H2SO4 KHSO4 + HNO3
تحضير الحامض صناعياً
يمكن تحضيره صناعياً بكميات تجارية بطريقة اوستولد والتي يتم فيها أكسدة الامونيا بالهواء بوجود البلاتين كعامل مساعد

يعتبر هذا العنصر من المكونات الأساسية في الكائنات الحية حيث يوجد في الخلايا العصبية و العظام و ساتيوبلازم الخلايا.
تحتوي خامات الفسفور على نسب عالية من عنصر الفسفور ولذلك فهي تمثل المصدر الأساسي لإنتاجه بكميات تجارية وبنقاوة عالية لذلك لا توجد حاجة لتحضيره مختبرياً.
تتضمن الطريقة المعتادة لإنتاج الفسفور تسخين خام فوسفات الكالسيوم Ca3(PO4)2 الممزوج مع الرملSiO2 والكاربون C في فرن كهربائي لدرجات حرارية عالية وبمعزل عن الهواء كما في المعادلة الآتية:
2Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C 1500ioC 6 CaSiO3 + 10 CO + P4
انواع الفسفور
الفوسفور الغازي والفوسفور السائل والفسفور الصلب
الفوسفور الصلب :
أ- الفوسفور الأبيض ب- الفوسفور الأحمر ج- الفوسفور الأسود
الخواص الكيميائية للفوسفور الأبيض :
أ- يشتعل بشكل تلقائي في الهواء وعند درجة حرارة الغرفة الاعتيادية نتيجة لتأكسده بكمية كافية من الاوكسجين مكونا خماسي أوكسيد الفسفور ( P2O5 ) وحسب المعادلة الاتية:
P4 + 5 O2 2 P2O5
وتحت ظروف أخرى )بكميات محددة من الاوكسجين (يتأكسد الفسفور الأبيض ليكون ثلاثي اوكسيد الفسفور P2O3 كما في المعادلة الاتية:
P4 + 3 O2 2 P2O3
ب- يختزل الماء عند درجة 250م ويعطي هيدروجين
2P + 8 H2O 2H3PO4 + 5H2
ج- مع حامض الكبريتيك وحامض النتريك :
2P + 5H2SO4 2H3PO4 + 5SO2 +H2O
P + 5HNO3 H3PO4 + 5NO2 +H2O


تفاعل الفوسفور مع الهالوجينات :
2P + 3Cl2 2PCl3
PCl3 + Cl2 PCl5
المركبات الهيدروجينية للفوسفور :
هيدريد الفوسفور (الفوسفين) : PH3
غاز لا لون له – ذو رائحة فوقية – وهو سام جداً ويتفكك بالحرارة ويتمتع بخواص اختزالية واضحة أكثر من الأمونيا وهذا ناتج من أن الفسفور هو نفسه عامل مختزل ويحضر من تفكك بعض فوسفيدات المعادن بالماء او بالحوامض كما في المعادلات الاتية :-
Ca3P2 + 6H2O 2 PH3 + 3Ca(OH)2
2AlP + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 2PH3
يحترق الفوسفين في الهواء عند 150C حسب المعادلة :-
PH3 + 2O2 H3PO4
الأحماض الأوكسجينية للفوسفور :
للفوسفور سلسلتان من الأحماض الأوكسجينية : الفوسفوريك و الفوسفوروز .
في أحماض الفوسفوريك : تكون حالة التأكسد للفوسفور(+5) وهذه المركبات لها خواص مؤكسدة
في أحماض الفوسفوروز : تكون حالة التأكسد للفسفور (+3)هذه الأحماض لها خواص اختزالية وفي جميع هذه الأحماض يكون الفوسفور ذو روابط تناسقية رباعية ( 4Coordinate ) وشكله هرم رباعي الأوجه مركزه الفوسفور .
أ-حامض الفوسفوريك Phosphoric Acid H3PO4 : ( الأورثوفسفوريك )
أن أبسط الأحماض الفوسفورية هو حامض الأورثوفسفوريك H3PO4 يحضر من صخور الفوسفات
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 2 H3PO4 + 3CaSO4
* حامض الهيبوفوسفوريك : H4P2O6 يحتوي على فوسفور برقم تأكسد ( +4 ) وذرة أكسجين أقل من حامض البيروفوسفوريك H4P2O7
( ب ) أحماض الفوسفوروز : H3PO3
هي أقل انتشارا ومعرفة وكلها تحتوي على الفوسفور في حالة التأكسد الثلاثية ( +(3



Coordination No.
Oxide State
Electronic Configuration
Element

1 2 (3) (4)

-2 (-1)
[He]2s2 , 2p4
Oxygen O

2 . 6 . 4

-2 , (2) 4.6
[Ne] 3s2 , 3p4
Sulphur S

2 . 4 6

-2 2 . 4.6
[Ar] 3d10, 4s2 ,4p4
Selenium Se

6
2.4.6
[Kr] 4d10 ,5s2 ,5p4
Tellurium Te


2.4
[Xe] 4f14,5d10,6s2,6p4
Polonium Po

التركيب الإلكتروني وحالات التأكسد :

إن عناصر الزمرة السادسة تحمل التركيب الإلكتروني:ns2np4 تميل للوصول إلى تركيب أقرب غاز خامل بالحصول على إلكترونين مكونة الأيونM2- آو مشاركة إلكترونين مكونة اصرتين تساهميتين .
تتدرج خواص هذه العناصر بازدياد اعدادها الذرية حيث يعد الاوكسجين والكبريت من اللافلزات، بينما يمتلك كل من السلينيوم والتلوريوم صفات اشبه بالفلزات اما البولونيوم فله صفات فلزية تامة.

تحضير الأوكسجين:

1- من التحلل الحراري لأوكسيد الزئبق
2- من التحلل الكهربائي للماء
3- من التحلل الحراري لكلورات البوتاسيومKClO3 بوجود ثاني أوكسيد المنجنيز كعامل مساعد كما في المعادلة الاتية :-
2KClO3 2KCl + 3O2

الأوزون O3

يتكون الاوزون بصورة طبيعية بتأثير الاشعة الفوق البنفسجية على غاز الاوكسجين الموجود في طبقات الجو العليا .
في البداية يتم كسر الاصرة التساهمية في جزيئة الاوكسجين بفعل طاقة الاشعة الفوق البنفسجية ويصبح الاوكسجين في صورة ذرية :-
O2 uv O. + O.
ثم ترتبط ذرة الاوكسجين مع جزيئة الاوكسجين مكونة جزيئة الاوزون :
O2 + O. uv O3
الا ان جزيئة الاوزون تمتص كمية من الاشعة الفوق البنفسجية ويتفكك الى ذرات وجزيئات من الاوكسجين
O3 uv O2 + O.
ويبقى هنالك توازن وتعادل بين عملية تكوين الاوزون وعملية تفككه وبالتالي يظل تركيزه ثابتا في طبقات الجو العليا مالم تتدخل عوامل خارجية .
نتيجة هذا التفكك نحصل على الأوكسجين الذري الفعال الذي له قدره كبيرة على الأكسدة
Hg + O3 HgO + O2
ويؤكسد حامض الهيدروكلوريك ويحرر الكلور :
2HCl + O3 Cl2 + H2O +O2
ويؤثر في الماء الأكسجيني :
H2O2 + O3 H2O + 2O2
الكبريت S1632
يوجد الكبريت حراً في الطبيعة في أماكن الإندفاعات البركانية أو على شكل مركبات أو من تفكك بعض الكبريتات . أهم مركبات الكبريت هي البيريت FeS والجالينا PbS والجبس CaSO4.2H2O وكبريتيد الزئبق HgS وكبريتيد الأنتيمون Sb2S3
استخراج الكبريت
تأكسد غازات كبريتيد الهيدروجين بأوكسيد الحديديك الثلاثي :
Fe2O3 + 3H2S 2FeS + S + 3H2O
اختزال ثاني أوكسيد الكبريت بواسطة الكاربون عند درجة حرارة 1000 م ،ويكون التفاعل ذاتياً وطارد للحرارة .
SO2 + C S + CO2
تحضير الكبريت مختبرياً
يمكن تحضير الكبريت مختبرياً من إضافة حامض الهيدروكلوريك المركز إلى محلول ثايوكبريتات الصوديوم Na2S2O3 بدرجة ( -10C ). يترسب الكبريت ويجمع بالترشيح حسب معادلة التفاعل
2HCl + Na2S2O3 S↓ + SO2 + 2NaCl + H2O
الخواص الكيميائية للكبريت :
1- التفاعل مع اللافلزات: يحترق الكبريت بسهولة في الهواء بلهب أزرق متحداً مع الأوكسجين الجوي مع توليد كمية كبيرة من الحرارة كما في التفاعل الاتي
S + O2 SO2
2- يتفاعل الكبريت مع الكاربون ليعطي سائل ثنائي كبريتيد الكاربون CS2
2S + C Δ CS2
3- صفته الإختزالية التفاعل مع الحوامض المركزة والمؤكسدة: لا يتأثر الكبريت بالحوامض المخففة في حين يتأكسد بالأحماض المركزة القوية مثل حامض الكبريتيك الساخن محرراً أكاسيد لافلزية:
2H2SO4 + S 3SO2 + 2H2O
ومع حامض النتريك المركز الساخن محرراً اوكسيد اللافلز
6HNO3 + S H2SO4 + 2H2O + 6NO2
4- يتفاعل الكبريت المغلي مع بخار الماء
3 S + 2 H2O 2 H2S + SO2
5- يشكل كبريتيد الفلز وثيوكبريتات الفلزعند تفاعله مع الهايدروكسيدات
4S + 6KOH K2S2O3 + 2K2S +3H2O
استعمالات الكبريت :
1- يستخدم في الصناعة حيث يدخل في صناعة الثقاب والبارود والألعاب النارية لسهولة اشتعاله
2- يستخدم في الزراعة لمعادلة قلوية التربة وبعض أنواع الأسمدة وفي مبيدات الفطريات والحشرات
3- يدخل في صناعة المتفجرات وفي تحضير حامض الكبريتيك
4- يستخدم لعلاج بعض الأمراض الجلدية كما يستخدم زهر الكبريت في علاج اضطرابات الهضم.


مشتقات الكبريت الهيدروجينية:
كبريتيد الهيدروجين H2S :
غاز عديم اللون ذو رائحة كريهة نفاذة كرائحة البيض الفاسد و يتكون في الطبيعة بثلاث طرائق هي: 1- تحلل المواد العضوية
2- من المياه الجوفية المحتوية على المواد الكبريتية
3- من النشاط الحيوي للبكتريا التي تستخدم الحديد والمنغنيز كجزء من غذائها.
وهوغاز أثقل من الهواء وهو عامل مختزل
H2S + 1/2 O2 S + H2O
تحضيره :
من تفاعل الحوامض المخففة مثل حامض الكبريتيك مع كبريتيدات الفلزات مثل كبريتيد الحديد( II ) وفق المعادلة الآتية:
FeS + 2H2SO4 H2S + FeSO4
عند إمرار غاز كبريتيد الهيدروجين في محاليل الأيونات الفلزية مثل محلول كبريتات النحاس، نلاحظ تكوين راسب اسود هو كبريتيد النحاس وفق المعادلة الآتية:
H2S + CuSO4 H2 SO4 + CuS↓

حامض الكبريتيك H2SO4 :

وهو سائل زيتي القوام غير ملون وهو معرض بالهواء وكثافته عالية يتفاعل مع القلويات والفلزات معطيا الكبريتات الحمضية ويعطي مع الفلزات الهيدروجين ويقوم بسلفنة المركبات العضوية
تحضير حامض الكبريتيك صناعياً:
يحضر حامض الكبريتيك بطريقة التلامس والتي يمكن تلخيصها بتفاعل الكبريت مع الاوكسجين لتكوين ثنائي اوكسيد الكبريت
S + O2 SO2
وعند إدخال غاز ثنائي أوكسيد الكبريت إلى برج التلامس الذي يحتوي على عامل مساعد للحصول على ثلاثي أوكسيد الكبريت وفقاً للتفاعل الآتي:
2SO2 + O2 2SO3
ثلاثي اوكسيد الكبريت هواء ثنائي اوكسيد الكبريت يتم بعدها اذابة SO3 في الماء للحصول على الحامض:
SO3 + H2O H2SO4


يسلك حامض الكبريتيك كعامل مجفف حيث يمتلك ميلا شديدا لانتزاع الماء من المركبات العضوية ونلاحظ ذلك عند غمر مقدار ملعقة من سكر القصب في وعاء بحامض الكبريتيك المركز، سنلاحظ بروز مادة كاربونية سوداء من الوعاء نتيجة تفحم السكر حسب المعادلة الاتية:
C12H22O11 H2SO4 12C + 11H2O
استعمالات حامض الكبريتيك
ينتج حامض الكبريتيك سنوياً بكميات كبيرة تفوق أي مادة كيميائية أخرى. ويستعمل الحامض لاغراض متعددة اهمها:
-1في تحضير الحوامض الاخرى، كحامض النتريك والهيدروكلوريك بسبب درجة غليانه العالية.
-2 في تجفيف المواد، لاسيما الغازات التي لاتتفاعل معه بسبب ميله الشديد للاتحاد بالماء.
-3في تنقية البترول، وازالة الشوائب عنه.
4- في صناعة المتفجرات كنترات الكليسيرين ونترات السيليلوز.
-5 في اذابة الصدأ الذي يكسو الادوات الحديدية قبل طلائها بالخارصين.
-6في صناعة البطاريات وفي الطلاء الكهربائي بسبب نقل محاليله للتيار الكهربائي.
-7في صناعة الاسمدة الكيميائية مثل كبريتات الامونيوم والاسمدة الفوسفاتية.

OXIDATON STATES

ELECTRONIC CONFIGURATION
ELEMENT

-1
[He] 2s2,2p5
Fluorine F

-1,+1,+3,+4,+5,+6,+7

[Ne] 3s2,3p5
Chlorine Cl


-1,+1,+3,+4,+5,+6
[Ar] 3d10,4s2,4p5
Bromine Br

-1,+1,+3,+5,+7

[Kr] 4d10,5s2,5p5
Iodine I

[Xe] 4f14,5d10,6s2,6p5

Astatine As

التركيب الإلكتروني وحالات التأكسد :

إن الهالوجينات لها جميعاً خواص داخل المجموعة فكل العناصر لها سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي وهي بالتالي إما تكتسب إلكترون فتتحول إلى الأيون (-X) أو تكون مرتبطة تساهميا لاستكمال تركيبها الإلكتروني . الفلور دائما أحادي وحيث أنه أكثر الهالوجينات كهروسالبية فإنه يحمل عدد تأكسد (-1) بينما تتراوح أرقام التأكسد من العناصر الأخرى من +7,+5,+3,+1 وحالات التأكسد العالية تلك تكمن في عملية فك التزاوج وبالتالي تنتقل الإلكترونات من الاوربتالات s,p الممتلئة إلى اوربيتال d الخالية .
الفلـــــــور F2
خواصه الكيميائية :
F2 + H2 2HF + 64 K.Cal.

3F2 + S SF6

F2 + H2O 2HF + O
O + O O2
حامض الهايدروفلوريك HF :
سائل شديد التطاير تبلغ درجة غليانه 19.5 م فهو سائل في درجة حرارة المختبر ويؤثر في الزجاج لذا يحفظ في أوان نحاسية أو حديدية.
تحضيره :
CaF2 + H2SO4 2HF + CaSO4
خواصه :
2Na + 2HF 2NaF + H2
SiO2 + 4HF SiF4 + 2H2O
الكلور Cl2
غاز أخضر اللون له رائحة مخرشة وهو سام جدا وقد عزله لأول مره الكيميائي شيل 1774م ، نتيجة تأثير حامض الهيدروكلوريك على ثاني أوكسيد المنجنيز MnO2 الا أنه يحضر حاليا من التحليل الكهربائي لمحلول مركز من كلوريد الصوديوم .
تحضيره مختبريا:


4HCl

MnCl2 +Cl2 +2H2O

MnO2

صناعيا : التحليل الكهربائي لكلوريد الصوديوم

مع أشباه الفلزات : يعطي كلوريد السلفورايل
SO2 + Cl2 SO2Cl2
مع حامض الهايدروبروميك
2HBr + Cl2 Br2 + 2HCl
مع كبريتيد الهيدروجين:
H2S + Cl2 S + 2HCl
مع القلويات:
NaCl + NaOCl + H2O 2 2NaOH + Cl

مع الأحماض :

H2SO3 + Cl2 + H2O 2HCl + H2SO4


حامض الهايدروكلوريك HCl :
تحضـــــيره مختبريا:
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4

NaCl + NaHSO4 HCl + Na2SO4

تحضـــــيره صناعيا :
أ-من اتحاد عنصري Cl2 ,H2 مباشرة في الظلام وفي وجود البلاتين

H2 + Cl2 2HCl

ب- من اكاسيد الكبريت :

4NaCl + 2SO2 + 2H2O + O2 2Na2SO4 + 4HCl

البـــــروم Br2
هو سائل عند درجة الحرارة العادية ، اما لونه فبني محمر وهو سام جداً ويذوب في الكلوروفورم وثاني كبريتيد الكربون والكحول وحمض الأستيك .
تحضيره مختبريا:

MnO2 + 4HBr MnBr4 + 2H2O

MnBr4 MnBr2 + Br2

تحضـــــيره صناعيا :

2NaBr + Cl2 Br2 + 2NaCl
خواصـــــه :
مؤكسد قوي في الوسط المائي
Br2 + H2O HBr + HOBr
حامض الهايدروبروميك HBr :
H2 + Br2 2HBr
تحضيره :
2NaBr + H2SO4 Na2SO4 + 2HBr


هو عنصر صلب عند درجة الحرارة العادية ولونه أسود مزرق ويستخدم اليود كمعقم (صبغة اليود) ومركباته اليودوفورم كما يستخدم في التصوير ويذوب في محلول يوديد البوتاسيومKI .
تحضيره مختبريا:
H2O2 + I- H2O + IO-

IO- + I- + 2H+ H2O + I2

تحضيره صناعيا
2 NaI + Cl2 2NaCl + I2

هذه العناصر هي عناصر غازية خاملة كيميائيا وقد أطلقت عليها أسماء خاصة تدل على أصولها أو ظروف اكتشافها : الهيليوم يعني مكون الشمس ويشير النيون إلى غاز الحديد والأرجون يعني الخامل والكريبتون يعني المختفي والزينون يعني الغريب والرادون يعني المشع .

Radius

Electronic configuration
Sym
Element

1.25

1S2
He
Helium

1.42

1S2,2S2,2P6
Ne
Neon


1.65
1S2,2S2,2P6 ,3S2 ,3P6
Ar
Argon

1.97

1S2,2S2,2P6 ,3S2 ,3P6
Kr
Krypton

2.18

KR),5S2,6P6 ,4S2 ,4P6)
Xe
Xenon

-
Xe),6S2, P6)
Rn
Radon

*تنتهي هذه العناصر عدا الهليوم بالتركيب الإلكتروني ns2 , np6 وتكون مجموعة متجانسة جدا من حيث خمولها وعدم فاعليتها الكيميائية فهي تقريباً لا تقيم روابط كيميائية .
* أن طاقة التأين تتناقص بازدياد العدد الذري (Z) لهذه العناصر وهذا ناتج من تأثير الحاجز الإلكتروني المتزايد بين النواة وإلكترونات الطبقة الخارجية مما يؤدي إلى ضعف ارتباط هذه الإلكترونات بالنواة فيسهل نزعها ولكن بصفة عامة نجد أن طاقة التأين تكون مرتفعة في هذه العناصر وبقية عناصر الجدول الدوري ويعود هذا إلى عدم ثبات الأيون الموجب الذي يتكون وبما أن الطبقة الخارجية لهذه العناصر مكتملة فإنه لا يتشكل الأيون السالب .


الخواص الفيزيائية للعناصر الخاملة :
جميع هذه العناصر غازية أحادية الذرة لها درجات غليان وانصهار متقاربة جدا ومنخفضة تؤدي زيادة بسيطة من الحرارة إلى انتقال هذه العناصر من الحالة الصلبة إلى الحالة السائلة ومن ثم إلى الحالة الغازية

حتى الحرب العالمية الثانية كان الهيليوم يستخدم في المناطيد الهوائية نظراً لخفته ولعدم اتحاده بالعناصر أو المركبات الأخرى وحاليا يستخدم في اللحام في جو خامل . يستخدم الهيليوم أيضاً في الإعلانات التجارية فهو يعطي اللون الزهري الفاتح

يستخدم هذا الغاز في الإعلانات حيث أنبوب التفريغ المحتوي على غاز النيون برتقاليا محمرا .

يوجد بكميات لا بأس بها في الهواء الجوي ويستخدم لتحقيق جو خامل في المصابيح المتوهجة ووجود بخار الزئبق في انبوب التفريغ فإنه يؤدي إلى لون أزرق مخضر .

وهما من العناصر قليلة التطاير لذلك يمكن فصلها بسهولة بالتقطير التجزيئي ، وتستخدم هذه الغازات في المصابيح والإعلانات التجارية فالكربتون يعطي ضوءاً أبيض ناصع أما الزينون فيعطي لوناً أزرق مخضراً .

الخواص الكيميائية للعناصر الخاملة :

الظاهرة المهمة في الكيمياء هي ظهور بعض المركبات لغازات النادرة التي كانت تعد لفترة طويلة خاملة كيميائية أهمها مع الفلور .
مركبات الزينون :للزينون مركبات منها المركب (Xe( PtF6 والمركب 2(Xe( PtF6 وهي نتج من تفاعل فلوريد البلاتين مع الزينون .
مركبات الكريبتون :استطاع العلماء تحضير المركب KrF4 تحت التفريغ الكهربي عند درجة حرارة الهواء السائل وهو مركب صلب أبيض يتسامى عند 30 ْ .

يحضر فلوريد الرادون باتحاد الرادون الغاز المشع مع الفلور عند درجة حرارة 400ْم وهو ثابت قليل التطاير وهو من المركبات الأيونية .

استخدامات الغازات النادرة:

يستخدم الأرجون صناعيا كجو خامل تجرى فيه المعالجات الحرارية للفلزات ( انصهار - تحضير الخلائط –تكسير الغازات –تنقية- لحام) كما أن القوس الكهربي يعمل في جو من الأرجون كما يستخدم الأرجون أيضا كغاز تملأ به المصابيح المتوهجة عوضا عن النتروجين .
تستخدم الخواص الطيفية للغازات النادرة في المصابيح الضوئية ففي الأنابيب المفرغة تحت ضغط يبلغ بضعة مليمترات وذات جهد عال نجد أن الغازات النادرة تعطي تألقا ذا ألوان مختلفة حسب نوع الغاز فالأرجوان وبخار الزئبق يعطيان لونا ازرق تحضر الهليوم يعطي لوتا زهريا آما النيون فيعطي لونا برتقاليا محمرا والكربيتون يعطي لونا ازرق شاحبا والزينون يعطي اللون الأزرق المخضر.


هذا والله ولي التوفيق

فهرس الموضوعات

الموضوعات
رقم الصفحة

وصف محتويات المقرر.

تقسيم العناصر في الجدول الدوري الحديث .
*المجموعات
*الدورات
* القطاعات
الخواص العامة والدورية للعناصر الرئيسية.
الهيدروجين
عناصر القطاع s
المجموعة الأولى IA
المجموعة الثانيةIIA
الدراسة التفصيلية لبعض عناصر القطاعS:
الصوديوم Na
الماغنسيوم Mg
عناصر القطاع p :
المجموعة الثالثة IIIA:
المجموعة الرابعة IVA:
المجموعة الخامسة VA :
المجموعة السادسة VIA :
المجموعة السابعة VIIA:
مجموعة الغازات الخاملة أو النادرة


HYPER13PAGE HYPER15

الكيمياء اللاعضوية (s-& p-block elements) م.م شيماء عادل محمد

s - block

f - BLOCK

عناصر القطاع ( S ) S-BLOCK ELEMENT

ثانياً : الزمرة الثانية -IIA (الفلزات القلوية الترابية)

عناصرالقطاع (P) (الزمرة III A- VIIA)

عناصر القطاع P : الزمرة الرابعة IVA

أولاً: النيتروجينN2

500 C


Cat

500 C

CONC

ثانيا : الفوسفور P1531

عناصر القطاع P– الزمرة السادسة

الأوكسجين O168

MnO2

200 C

عناصر القطاع P : الزمرة السابعة VII
الهالوجينات

H2SO4

اليــــــــــود I2

المجموعة الثامنة VIII: مجموعة الغازات الخاملة أو النادرة

الهليوم He :

ا لنيون Ne :

الأرجون Ar :

الكربتون والزينون Kr ,Xe Xe :

الرادون Rn :