ملخص الوحدة السادسة: الدورية في خصائص العناصر لمادة الكيمياء للصف الحادي عشر الفصل الدراسي الثاني المنهج العماني

نقدم لكم ملخص الوحدة السادسة: الدورية في خصائص العناصر لمادة الكيمياء للصف الحادي عشر الفصل الدراسي الثاني المنهج العماني

مقدمة: الجدول الدوري وتاريخ اكتشاف العناصر

تعدّ الدورية من أهم المفاهيم في الكيمياء، وتعني تكرار تدرج الأنماط في الخصائص الفيزيائية والكيميائية للعناصر عبر الدورات في الجدول الدوري. وقد استغرق اكتشاف العناصر الكيميائية آلاف السنين؛ إذ كانت الفلزات الأولى كالنحاس والذهب موجودة في الطبيعة. وتشير الأدلة إلى أن النحاس استُخرج في الشرق الأوسط وأفريقيا منذ أكثر من 7000 عام، فيما استُخرج الرصاص منذ أكثر من 6000 عام، والحديد في مصر قبل أكثر من 5000 عام.

في عام 1869م قام الكيميائي الروسي ديمتري مندليف بترتيب العناصر المعروفة حينئذٍ في الجدول الدوري وفقًا لكتلها الذرية، واضعًا العناصر ذات الخصائص المتشابهة في أعمدة رأسية. وقد ترك فراغات للعناصر غير المكتشفة، ومن ذلك فراغ أسفل السيليكون الذي ملأه الجيرمانيوم عام 1886م بخصائص توافقت تمامًا مع توقعات مندليف. أما الجدول الدوري الحديث فيرتب العناصر وفق أعدادها الذرية، ويحتوي على 18 عمودًا رأسيًا (مجموعات) و7 صفوف أفقية (دورات).

تُدرس في هذه الوحدة أنماط الخصائص عبر الدورة الثالثة (من الصوديوم Na إلى الأرغون Ar)، وهي أنماط تتكرر عبر دورات أخرى.

1-6: الدورية في الخصائص الفيزيائية

أنصاف الأقطار الذرية

يُقاس حجم الذرة بنصف قطرها الذري، ويُحدَّد نصف القطر التساهمي بقياس المسافة بين نواتَي ذرتين مرتبطتين تساهميًا ثم قسمتها على 2. وهناك أيضًا نصف القطر الفلزي ونصف قطر فان دير فال للغازات النبيلة.

الأنماط عبر الدورة الثالثة:

• تتناقص قيمة نصف القطر الذري من اليسار إلى اليمين عبر الدورة (من Na: 0.157 nm إلى Cl: 0.099 nm).
• السبب: بزيادة عدد البروتونات عبر الدورة تزداد الشحنة النووية الموجبة، مما يجذب إلكترونات مستوى الطاقة الخارجي بقوة أكبر نحو النواة، فيقل نصف القطر. الإلكترون الإضافي في كل عنصر يشغل مستوى الطاقة الرئيسي نفسه، لذا يبقى تأثير الحجب ثابتًا تقريبًا.

أنصاف الأقطار الأيونية

تكوّن ذرات العناصر الفلزية كاتيونات (+) كـ Na⁺، بينما تكوّن الذرات اللافلزية أنيونات (−) كـ Cl⁻. وعند مقارنة أنصاف أقطار الأيونات عبر الدورة الثالثة يُلاحظ:

• الكاتيونات (Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺) أصغر من الذرة المحايدة؛ لأن فقدان الإلكترونات يزيد من نسبة البروتونات إلى الإلكترونات فتزيد قوة الجذب وينقص الحجم.
• الأنيونات (P³⁻, S²⁻, Cl⁻) أكبر من الذرة المحايدة؛ لأن اكتساب الإلكترونات يزيد التنافر الإلكتروني ويُوسّع السحابة الإلكترونية.
• بين Na⁺ وAl³⁺ يتناقص نصف القطر مع ازدياد الشحنة الموجبة، ثم يقفز إلى قيمة أكبر عند بداية الأنيونات.

درجات الانصهار

تتدرج درجات انصهار عناصر الدورة الثالثة بنمط محدد:

• الفلزات (Na, Mg, Al): ترتفع درجات الانصهار من Na إلى Al، لأن قوة الرابطة الفلزية تزداد مع زيادة الإلكترونات الحرة والشحنة الأيونية الموجبة.
• Si: يمتلك أعلى درجة انصهار (1410 °C) لأنه يُكوّن بنية عملاقة تساهمية حيث كل ذرة مرتبطة بأربع ذرات أخرى بروابط تساهمية قوية.
• اللافلزات (P, S, Cl, Ar): درجات انصهار منخفضة جدًا، لأنها مركبات جزيئية بسيطة تترابط بقوى فان دير فال ضعيفة.

التوصيل الكهربائي

• Na, Mg, Al: موصلات جيدة للكهرباء في الحالة الصلبة والسائلة بسبب الإلكترونات الحرة المتحركة في الشبكة الفلزية.
• Si: شبه موصل، يوصل الكهرباء بدرجة أقل لأن عدد الإلكترونات الحرة محدود.
• P, S, Cl, Ar: عوازل لا توصل الكهرباء في أي حالة فيزيائية.

2-6: الخصائص الكيميائية لعناصر الدورة الثالثة

تفاعلات العناصر مع الأكسجين

تتفاعل معظم عناصر الدورة الثالثة مع الأكسجين لتكوين أكاسيد:

العنصر	المعادلة	الملاحظات
Na	2Na(s) + ½O₂(g) → Na₂O(s)	يحترق بلهب أصفر
Mg	2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s)	يحترق بلهب أبيض مبهر
Al	4Al(s) + 3O₂(g) → 2Al₂O₃(s)	يحترق ببطء نسبيًا
Si	Si(s) + O₂(g) → SiO₂(s)	يحترق ببطء، طبقة واقية
P	P₄(s) + 5O₂(g) → P₄O₁₀(s)	يحترق بلهب أبيض
S	S(s) + O₂(g) → SO₂(g)	يحترق بلهب أزرق

تفاعلات العناصر مع الكلور

تتفاعل عناصر الدورة الثالثة مع الكلور لتكوين كلوريدات:

• Na + ½Cl₂ → NaCl (رابطة أيونية)
• Mg + Cl₂ → MgCl₂ (رابطة أيونية)
• Al + 3/2 Cl₂ → AlCl₃ (تساهمي)
• Si + 2Cl₂ → SiCl₄ (تساهمي)
• P₄ + 10Cl₂ → 4PCl₅ (تساهمي)

تفاعلات Na وMg مع الماء

• الصوديوم مع الماء: 2Na(s) + 2H₂O(l) → 2NaOH(aq) + H₂(g) — تفاعل عنيف جدًا، ينتج محلول قلوي (pH > 7).
• الماغنيسيوم مع الماء البارد: يتفاعل ببطء شديد لتكوين Mg(OH)₂ وH₂.
• الماغنيسيوم مع بخار الماء: Mg(s) + H₂O(g) → MgO(s) + H₂(g) — تفاعل أسرع بكثير.

3-6 و4-6: الخصائص الحمضية-القاعدية للأكاسيد والكلوريدات

سلوك الأكاسيد مع الماء

تُكوّن الأكاسيد الفلزية محاليل قلوية، بينما تُكوّن الأكاسيد اللافلزية محاليل حمضية:

• Na₂O + H₂O → 2NaOH — قاعدة قوية، pH ≈ 13-14
• MgO + H₂O → Mg(OH)₂ — قاعدة ضعيفة، pH ≈ 9-10 (ذوبان محدود)
• Al₂O₃: لا يذوب في الماء بسهولة
• SiO₂: لا يذوب في الماء
• P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄ — حمض، pH ≈ 1
• SO₂ + H₂O → H₂SO₃ — حمض ضعيف
• SO₃ + H₂O → H₂SO₄ — حمض قوي جدًا، pH ≈ 1

الاتجاه العام: ينتقل سلوك الأكاسيد من قاعدي (يسار الدورة) إلى حمضي (يمين الدورة).

الأكاسيد المتذبذبة (المترددة)

تتصف أكاسيد معينة بالتذبذب (Amphoteric)، وهي تتفاعل مع الأحماض والقواعد معًا:

• Al₂O₃: يتفاعل مع الحمض: Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O ويتفاعل مع القاعدة: Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2NaAl(OH)₄
• Al(OH)₃ كذلك يُظهر سلوكًا متذبذبًا.

سلوك الكلوريدات مع الماء

• NaCl: يذوب في الماء محدثًا محلولًا متعادلًا (pH = 7)، لأنه ملح من حمض قوي وقاعدة قوية.
• MgCl₂: يذوب محدثًا محلولًا حمضيًا قليلًا (pH ≈ 6)، بسبب التميّه الجزئي.
• AlCl₃: يذوب محدثًا محلولًا حمضيًا (pH ≈ 3) نتيجة التميّه القوي: Al³⁺ + 6H₂O → [Al(H₂O)₆]³⁺ ثم يتحلل مائيًا بخطوات.
• SiCl₄: يتحلل مائيًا بشدة: SiCl₄ + 4H₂O → Si(OH)₄ + 4HCl، محلول حمضي.
• PCl₅: يتحلل مائيًا بعنف: PCl₅ + 4H₂O → H₃PO₄ + 5HCl، محلول حمضي قوي.

تفسير الأنماط: تمتلك الكلوريدات الأيونية (NaCl, MgCl₂) روابط أيونية، وعند ذوبانها لا تنتج أيونات H⁺ أو OH⁻ فتكون درجة pH محايدة أو قريبة منها. أما الكلوريدات التساهمية فتتحلل مائيًا منتجةً أحماض الهيدروكلوريك وجزيئات حمضية أخرى.

5-6 و6-6: الاستنتاج من الخصائص والتنبؤ

يمكن من خلال دراسة الدورية التنبؤ بخصائص عنصر مجهول بناءً على موضعه في الجدول الدوري. فالعناصر المتشابهة خصائصها تقع في المجموعة نفسها. كما يمكن استنتاج نوع الرابطة الكيميائية في أكسيد أو كلوريد عنصر ما من سلوكه الكيميائي والفيزيائي.

قواعد عامة:

• درجة انصهار مرتفعة جدًا + عدم التوصيل الكهربائي في أي حالة = بنية عملاقة تساهمية (مثل SiO₂)
• ذوبان في الماء مع pH قلوي = أكسيد فلزي ذو رابطة أيونية
• تحلل مائي عنيف مع محلول حمضي = كلوريد تساهمي