الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر

مقدمة الدرس

بعد دراستك لهذا الباب ينبغي أن تكون قادرًا على أن←تصف الجدول الدوري الحديث؛

وتستنتج نوع العنصر وخواصه من موقعه؛

وتفسر سبب نقص نصف قطر الذرة كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين في الدورة؛

وتحدد أسماء فئات الجدول الدوري ومواقعها؛

وتربط بين التركيب الإلكتروني للعنصر ورقم مجموعته؛
وتعرّف نصف قطر الذرة وجهد التأين والميل الإلكتروني والسالبية الكهربية وتقارن بين الأخيرين؛
وتحدد موقع كل من الفلزات واللافلزات وأشباه الفلزات؛
وتستنتج العلاقة بين نصف القطر وكل من جهد التأين والميل الإلكتروني؛
وتفسر العلاقة بين العدد الذري وكل من الصفة القاعدية والصفة الحامضية للأكاسيد؛

وتحسب عدد تأكسد الذرة في مركب؛

وتتعرف تفاعلات الأكسدة والاختزال؛

وتعبر عنها بطريقة نصفي التفاعل.
دروس هذا الباب:

الجدول الدوري الحديث وفئاته
نصف قطر الذرة
جهد التأين والميل الإلكتروني والسالبية الكهربية
الخاصية الفلزية واللافلزية والخواص الحامضية والقاعدية
أعداد التأكسد
تفاعلات الأكسدة والاختزال وموازنة المعادلات الأيونية

🌳 شجرة المفاهيم

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر

├── الدرس الأول←الجدول الدوري الحديث وفئاته

│ ├── 1-1 أساس الترتيب

│ ├── 1-2 وصف الجدول الدوري

│ ├── 1-3 فئات الجدول الدوري الحديث

│ ├── 1-4 أنواع العناصر

│ └── 1-5 استخدام التوزيع الإلكتروني لتعيين الموقع
نصف قطر الذرة

│ ├── 2-1 التعريف

│ ├── 2-2 التدرج في الدورات (من اليسار إلى اليمين)

│ ├── 2-3 التدرج في المجموعات (لأسفل)

│ └── 2-4 نصف قطر الأيون مقارنةً بنصف قطر الذرة

├── الدرس الثالث←جهد التأين والميل الإلكتروني والسالبية الكهربية

│ ├── 3-1 جهد التأين (طاقة التأين)

│ ├── 3-2 الميل الإلكتروني

│ ├── 3-3 السالبية الكهربية

│ ├── 3-4 المقارنة بين الميل الإلكتروني والسالبية الكهربية

│ └── 3-5 ملخص تدرج الخواص (للعناصر الممثلة)

├── الدرس الرابع←الخاصية الفلزية واللافلزية والخواص الحامضية والقاعدية

│ ├── 4-1 الفلزات واللافلزات وأشباه الفلزات

│ ├── 4-2 تدرج الخاصية الفلزية واللافلزية

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
│ ├── 4-3 الأكاسيد	الحامضية والقاعدية والمترددة والمتعادلة	الحامضيةوالقاعديةوالمترددةوالمتعادلة
•	│ └── 4-4 الخواص الحامضية والقاعدية في الجدول الدوري	الخواصالحامضيةوالقاعديةالجدول
├── الدرس الخامس	أعداد التأكسد	أعدادالتأكسد

│ ├── 5-1 المفهوم

│ ├── 5-2 المركبات الأيونية

│ ├── 5-3 المركبات التساهمية

│ ├── 5-4 قواعد حساب أعداد التأكسد

│ └── 5-5 أمثلة محلولة

└── الدرس السادس←تفاعلات الأكسدة والاختزال

├── 6-1 التعريفات

├── 6-2 سلوك العامل حسب عدد تأكسد الذرة المركزية

├── 6-3 تعرف تفاعلات الأكسدة والاختزال بأعداد التأكسد
├── 6-4 المعادلة الأيونية والأيون المتفرج ونصفا التفاعل
├── 6-5 موازنة المعادلات الأيونية لتفاعلات الأكسدة والاختزال (طريقة نصفي التفاعل)

├── 6-6 أنواع خاصة من تفاعلات الأكسدة والاختزال

└── 6-7 الخلاصة

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 1 / 30

1-1 أساس الترتيب

مع تطور التقدم المعرفي لبنية الذرة تم اكتشاف المستويات الحقيقية للطاقة في الذرة وهي المستويات الفرعية (تحت مستويات الطاقة)، وبالتوصل إلى مبدأ البناء التصاعدي أمكن ترتيب العناصر بحيث يزيد كل عنصر عن العنصر الذي يسبقه بإلكترون واحد.
ولذلك يقوم الجدول الدوري الحديث على أساسين:

ترتيب العناصر ترتيبًا تصاعديًا حسب أعدادها الذرية.
ترتيب العناصر تبعًا لمبدأ البناء التصاعدي.

وترتيب امتلاء المستويات الفرعية يتفق مع ترتيب العناصر في الدورات كما يلي:

الدورة	المستويات الفرعية التي تمتلئ (بالترتيب التصاعدي للطاقة)	عدد العناصر
1	1s	2
2	2s < 2p	8
3	3s < 3p	8
4	4s < 3d < 4p	18
5	5s < 4d < 5p	18
6	6s < 4f < 5d < 6p	32
7	7s < 5f < 6d < 7p	32 (حتى ما اكتُشف منها)

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 2 / 30

1-2 وصف الجدول الدوري

يتكون الجدول الدوري من 18 مجموعة رأسية وسبع دورات أفقية.
ترتَّب العناصر ترتيبًا تصاعديًا حسب الزيادة في العدد الذري، ويزيد كل عنصر عن العنصر الذي يسبقه في نفس الدورة بإلكترون واحد.
تبدأ كل دورة بملء مستوى طاقة جديد بإلكترون واحد، ويتتابع ملء المستويات الفرعية التي في نفس الدورة حتى نصل إلى العنصر الأخير وهو الغاز النبيل (الخامل).
في المجموعات الرأسية تتشابه عناصر المجموعة الواحدة في التركيب الإلكتروني لمستوى الطاقة الأخير، فيما عدا عدد الكم الرئيسي (n).
رقم الدورة = رقم مستوى الطاقة الخارجي (أكبر قيمة لـ n) للعنصر.
التوزيع الإلكتروني لأول 30 عنصرًا:

Z	العنصر	التوزيع
1–2	H ، He	1s¹ ، 1s²
3–10	Li … Ne	[He] 2s¹ … 2s² 2p⁶
11–18	Na … Ar	[Ne] 3s¹ … 3s² 3p⁶
19	K	[Ar] 4s¹
20	Ca	[Ar] 4s²
21	Sc	[Ar] 4s² 3d¹
22	Ti	[Ar] 4s² 3d²
23	V	[Ar] 4s² 3d³
24	Cr	[Ar] 4s¹ 3d⁵
25	Mn	[Ar] 4s² 3d⁵
26	Fe	[Ar] 4s² 3d⁶
27	Co	[Ar] 4s² 3d⁷
28	Ni	[Ar] 4s² 3d⁸
29	Cu	[Ar] 4s¹ 3d¹⁰
30	Zn	[Ar] 4s² 3d¹⁰

(الكروم والنحاس حالتان شاذتان لأن المستوى الفرعي d نصف الممتلئ (d⁵) أو تام الامتلاء (d¹⁰) شديد الاستقرار.)

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 3 / 30

1-3 فئات الجدول الدوري الحديث

يُقسَّم الجدول إلى أربع مناطق رئيسية أو فئات (Blocks) سُمّيت باسم المستوى الفرعي الذي يستقبل الإلكترون الأخير:
1) عناصر الفئة s تشغل المنطقة اليسرى من الجدول، وتحتوي على العناصر التي تقع إلكتروناتها الخارجية في المستوى الفرعي s ، وهي عناصر المجموعة 1A وتركيبها الإلكتروني (ns¹) والمجموعة 2A وتركيبها (ns²) ، حيث n هو رقم مستوى الطاقة الأخير ورقم الدورة في نفس الوقت.

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
2) عناصر الفئة p	تشغل المنطقة اليمنى من الجدول وتحتوي على العناصر التي تقع إلكتروناتها الخارجية في المستوى الفرعي p وهي عناصر المجموعات 3A و4A و5A و6A و7A والمجموعة الصفرية (الغازات النبيلة)	تشغلالمنطقةاليمنىالجدول
•	وتركيب عناصر الفئة p هو (ns² np¹) في المجموعة 3A و(ns² np²) في المجموعة 4A … ثم يتتابع امتلاء المستوى الفرعي p حتى يتشبع في المجموعة الصفرية ويصبح (ns² np⁶). (الهيليوم 1s².)	وتركيبعناصرالفئةالمجموعة
3) عناصر الفئة d	تشغل المنطقة الوسطى من الجدول وتحتوي على العناصر التي يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي d بالإلكترونات وحيث إنه يتسع لعشرة إلكترونات فإنها تتكون من عشرة أعمدة رأسية: سبعة منها تخص المجموعات (B) وثلاثة أعمدة تخص عناصر المجموعة الثامنة	تشغلالمنطقةالوسطىالجدول

4) عناصر الفئة f←تُفصل أسفل الجدول الدوري حتى لا يصبح عريضًا جدًا، ويتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي f الذي يتسع لـ 14 إلكترونًا، وتتكون من سلسلتين:

سلسلة اللانثانيدات (Lanthanides)يمتلئ فيها المستوى 4f وعددها 14 عنصرًا، والتركيب الإلكتروني الخارجي لهذه العناصر هو (6s²).

سلسلة الأكتينيدات (Actinides)يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي 5f وهي أربعة عشر عنصرًا، وجميعها عناصر مشعة وأنويتها غير مستقرة.

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 4 / 30

1-4 أنواع العناصر

يمكن تمييز عناصر الجدول الدوري الحديث إلى أربعة أنواع:

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
العناصر النبيلة (Noble elements)	هي عناصر الصف الرأسي الأخير من الفئة p (المجموعة الصفرية 18) وتركيبها الإلكتروني الخارجي np⁶ (ما عدا الهيليوم 1s²). تتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة الفرعية للدورة بالإلكترونات لذا فهي عناصر مستقرة تمامًا وتكوّن مركبات بغاية الصعوبة	الصفالرأسيالأخيرالفئة
العناصر الممثلة (Representative elements)	هي عناصر الفئة s وعناصر الفئة p ما عدا عناصر المجموعة الصفرية وتتميز بامتلاء جميع مستويات الطاقة بالإلكترونات ما عدا مستوى الطاقة الأخير. وتميل إلى الوصول إلى التركيب (ns² np⁶) لمستوياتها الخارجية بفقد أو اكتساب إلكترونات أو بالمشاركة	الفئةوعناصرالمجموعةالصفرية
العناصر الانتقالية الرئيسية (Main transition elements)	هي عناصر الفئة d التي يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي d	الفئةيتتابعفيهاامتلاء
العناصر الانتقالية الداخلية (Inner transition elements)	هي عناصر الفئة f التي يتتابع فيها امتلاء المستوى الفرعي f	الفئةيتتابعفيهاامتلاء

تحتوي الدورة السادسة على الأنواع الأربعة كلها (الرادون غاز نبيل في الدورة السادسة؛

Cs و Ba عنصران ممثلان؛

من Hf إلى Hg عناصر الفئة d؛

واللانثانيدات)، فهي تضم أربعة أنواع من العناصر.

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 5 / 30

1-5 استخدام التوزيع الإلكتروني لتعيين الموقع

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
الدورة	= رقم مستوى الطاقة الخارجي (أكبر n)	مستوىالطاقةالخارجيأكبر
مجموعة عناصر الفئتين s و p	(المجموعات A) = عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي. أمثلة: 1A ← ns¹ 2A ← ns² 3A ← ns² np¹ … 7A ← ns² np⁵. وعدد إلكترونات التكافؤ يساوي رقم المجموعة دائمًا	المجموعاتالإلكتروناتالمستوىالخارجي
مجموعة عناصر الفئة d	= عدد الإلكترونات في (n−1)d مضافًا إليها ns : Sc (3) المجموعة 3B Ti (4) 4B V (5) 5B Cr (6) 6B Mn (7) 7B Fe و Co و Ni (8 و9 و10) المجموعة VIII Cu (11) المجموعة 1B Zn (12) المجموعة 2B	الإلكتروناتمضافإليهاالمجموعة
الفئة	هي المستوى الفرعي الذي يستقبل الإلكترون الأخير	المستوىالفرعييستقبلالإلكترون

✍️ أمثلة محلولة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	مثال	كلمات مفتاحية
مثال محلول (1-1).	عيّن موقع ₁₇Cl : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵	—	موقع₁₇Cl
•	مستوى الطاقة الخارجي n = 3 ← الدورة الثالثة	—	مستوىالطاقةالخارجيالدورة
•	والتركيب الخارجي ns² np⁵ ← المجموعة 7A (الهالوجينات) الفئة p عنصر م	لافلزي	والتركيبالخارجيالمجموعةالهالوجينات
مثال محلول (1-2).		(من الفلزات القلوية الأرضية)	موقع₂₀Caالدورةالرابعة
مثال محلول (1-3).	عيّن موقع ₂₆Fe : [Ar] 4s² 3d⁶ ← الدورة الرابعة الفئة d (عنصر انتقالي رئيسي) المجموعة الثامنة VIII (8 إلكترونات: 2 + 6)	—	موقع₂₆Feالدورةالرابعة
مثال محلول (1-4).	عنصر توزيعه [Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p⁴	—	عنصرتوزيعه4d¹⁰
•	الدورة الخامسة (n = 5) الفئة p المجموعة 6A (ns² np⁴) عنصر ممثل	—	الدورةالخامسةالفئةالمجموعة
•	وهو التيلوريوم ₅₂Te (36 + 2 + 10 + 4 = 52) .	—	التيلوريوم52Te
مثال محلول (1-5).	عنصر في الدورة السادسة والمجموعة 1A. تركيبه الخارجي 6s¹ وعدده الذري 55 (السيزيوم) من الفئة s	—	عنصرالدورةالسادسةوالمجموعة
مثال محلول (1-6): مطابقة العناصر بأنواعها (على نمط تمارين الباب).	₈₆Rn : [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁶ — غاز نبيل من الفئة p	—	₈₆Rn4f¹⁴5d¹⁰نبيل
₅₅Cs	6s¹ — عنصر م	من الفئة s	عنصرممثلالفئة
₂₃V	4s² 3d³ — عنصر انتقالي من الدورة الرابعة	—	عنصرانتقاليالدورةالرابعة
₆₄Gd	4f⁷ 5d¹ 6s² — من اللانثانيدات (انتقالي داخلي)	—	اللانثانيداتانتقاليداخلي
₇₆Os	4f¹⁴ 5d⁶ 6s² — عنصر انتقالي رئيسي من الدورة السادسة	—	4f¹⁴عنصرانتقاليرئيسي

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 6 / 30

الدرس الثاني: نصف قطر الذرة

بعد دراسة ترتيب العناصر في الجدول الدوري الحديث ومعرفة العلاقة بين التركيب الإلكتروني للعنصر وموضعه في الجدول، نستعرض تدرج الخواص الفيزيائية والكيميائية في الدورات الأفقية وفي المجموعات الرأسية وعلاقتها بالتركيب الإلكتروني.
وسنركز على العناصر الممثلة (عناصر الفئتين s و p) ونترك دراسة تدرج خواص العناصر الانتقالية لمجال آخر.

أظهرت النظرية الموجية أنه لا يمكن تحديد موقع الإلكترون حول النواة بالضبط، لذا يكون من الخطأ أن نُعرّف نصف قطر الذرة بأنه المسافة من النواة إلى أبعد إلكترون.
وبدلًا من ذلك:
نصف قطر الذرة (نصف القطر التساهمي) هو نصف المسافة بين مركزي نواتي ذرتين متماثلتين مرتبطتين في جزيء ثنائي الذرة.

ويُقاس بوحدة البيكومتر (pm) حيث
1 pm = 10^-12 m

.
أما في البلورات الأيونية (مثل بلورة كلوريد الصوديوم) التي تتكون من أيونات موجبة (كاتيونات) وسالبة (أنيونات) فيُعبَّر عن حجم الأيون بـ نصف قطر الأيون الذي يتوقف على عدد الإلكترونات المفقودة أو المكتسبة.
مثال في جزيء Cl₂ المسافة بين النواتين 198 pm ، فيكون نصف قطر ذرة الكلور =

198 ÷ 2 = 99 pm

.
أنصاف الأقطار التساهمية للعناصر الممثلة (pm):

1A	2A	3A	4A	5A	6A	7A
H 37
Li 152	Be 113	B 88	C 77	N 70	O 66	F 64
Na 186	Mg 160	Al 143	Si 117	P 110	S 104	Cl 99
K 227	Ca 197	Ga 122	Ge 122	As 121	Se 117	Br 114
Rb 247	Sr 215	In 163	Sn 140	Sb 141	Te 143	I 133
Cs 265	Ba 217	Tl 170	Pb 175	Bi 155	Po 167	At 140

2-2 التدرج في الدورات (من اليسار إلى اليمين)

تقل قيم أنصاف أقطار الذرات كلما اتجهنا ناحية اليمين من المجموعة 1A إلى المجموعة 7A ، ويرجع ذلك إلى زيادة شحنة النواة الفعالة (Z_eff) تدريجيًا.

شحنة النواة الفعالة هي شحنة النواة الفعلية التي يتأثر بها إلكترون ما في ذرة ما، وتكون دائمًا أقل من شحنة النواة (عدد البروتونات) نتيجة حجب الإلكترونات الداخلية (إلكترونات القلب core electrons) بالمدارات المكتملة جزءًا من تلك الشحنة عن الإلكترون موضع الدراسة.
في الدورة الواحدة يزداد عدد البروتونات بمقدار واحد مع كل عنصر بينما تُضاف الإلكترونات إلى نفس مستوى الطاقة الرئيسي، فلا يتغير الحجب كثيرًا. فتزداد Z_eff ويزداد جذب إلكترونات التكافؤ مما يؤدي إلى تقلص نصف قطر الذرة.
أي أن أكبر الذرات حجمًا في الدورة الواحدة هي ذرات عناصر المجموعة 1A ، وأصغرها حجمًا ذرات عناصر المجموعة 7A (الهالوجينات).
مثال الدورة الثالثة: Na (186) > Mg (160) > Al (143) > Si (117) > P (110) > S (104) > Cl (99) pm.

2-3 التدرج في المجموعات (لأسفل)

يزداد نصف القطر الذري بزيادة العدد الذري كلما اتجهنا رأسيًا إلى أسفل في نفس المجموعة
ويرجع ذلك إلى:

زيادة عدد مستويات الطاقة في الذرة؛
مستويات الطاقة الممتلئة تعمل على حجب تأثير النواة على الإلكترونات الخارجية؛
زيادة التنافر بين الإلكترونات وبعضها.

مثال←المجموعة 1A : Li 152 < Na 186 < K 227 < Rb 247 < Cs 265 pm.

الذرة أو الأيون	Na	Na⁺	Fe	Fe²⁺	Fe³⁺	Cl	Cl⁻
نصف القطر (pm)	186	102	126	78	64.5	99	181
عدد البروتونات	11	11	26	26	26	17	17
عدد الإلكترونات	11	10	26	24	23	17	18

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
الأيون الموجب للفلز أصغر من ذرته	(Na⁺ < Na Fe²⁺ < Fe). عدد البروتونات لم يتغير ولكن عدد الإلكترونات قل فتزداد شحنة النواة الفعالة بالنسبة لكل إلكترون (وفي الصوديوم يُفقد إلكترون 3s أي المستوى الخارجي كله). وكلما زادت شحنة الأيون الموجب قل نصف قطره (Fe³⁺ < Fe²⁺ < Fe) لزيادة عدد البروتونات عن عدد الإلكترونات	البروتوناتيتغيرولكنالإلكترونات
الأيون السالب للافلز أكبر من ذرته	(Cl⁻ > Cl). عدد البروتونات ثابت لكن الإلكترونات زادت فيزداد التنافر بين الإلكترونات ويقل جذب النواة لكل إلكترون (كما في لعبة شد الحبل: القوة نفسها موزعة على عدد أكبر)	البروتوناتثابتالإلكتروناتزادت

✍️ أمثلة محلولة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
مثال محلول (2-1).	رتب تنازليًا في نصف القطر: Mg S. كلها في الدورة الثالثة: Na (186) > Mg (160) > S (104) > Cl (99)	تنازليالقطركلهاالدورة
مثال محلول (2-2).	أيهما أكبر: Br أم Br⁻ ؟ Br⁻ لأن به إلكترونًا أكثر مع بقاء البروتونات (35) كما هي	أيهماأكبرإلكترونأكثر
مثال محلول (2-3).	قارن بين الأيونات S²⁻ و Cl⁻ و K⁺ و Ca²⁺ (كلها بها 18 إلكترونًا) وعدد بروتوناتها 16 و17 و19 و20	قارنالأيوناتكلهاإلكترون
•	كلما زاد عدد البروتونات جذبت نفس العدد من الإلكترونات بقوة أكبر فيكون ترتيب نصف القطر: S²⁻ > Cl⁻ > K⁺ > Ca²⁺	كلماالبروتوناتجذبتالعدد
مثال محلول (2-4): سؤال من نمط الشكل.	في الجدول: العنصر X في الدورة 2 المجموعة 1A	الجدولالعنصرالدورةالمجموعة

والعنصر A في الدورة 3 المجموعة 1A ؛

والعنصر B في الدورة 3 المجموعة 7A.
A > X (غلاف إضافي) ؛
A > B (يقل نصف القطر عبر الدورة).

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 7 / 30

3-1 جهد التأين (طاقة التأين)

عندما تكتسب الذرة مقدارًا من الطاقة فإن إلكتروناتها تُثار وتنتقل إلى مستويات طاقة أعلى.
أما إذا كانت كمية الطاقة كبيرة نسبيًا فإنها تطرد أضعف الإلكترونات ارتباطًا بنواة الذرة وتصبح الذرة أيونًا موجبًا.
جهد التأين (طاقة التأين) هو مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل مول إلكترون من مول من الذرات المفردة وهي في الحالة الغازية.
وحيث إنه من الممكن إزالة إلكترون أو اثنين أو أكثر من الذرة فهناك جهد التأين الأول والثاني والثالث … إلخ:

جهد التأين الأولM(g) → M⁺(g) + e⁻ (يتكوّن أيون يحمل شحنة موجبة واحدة).

جهد التأين الثانيM⁺(g) → M²⁺(g) + e⁻ (يتكوّن أيون يحمل شحنتين موجبتين)، وهكذا.

الوحدةkJ/mol ، وكلها عمليات ماصة للحرارة (ΔH موجبة).

قيم جهد التأين الأول (kJ/mol) لبعض العناصر H 1312 ؛
Li 520 ، Be 900 ، B 801 ، C 1086 ، N 1402 ، O 1314 ، F 1681 ، Ne 2081 ؛
Na 496 ، Mg 738 ، Al 578 ، Si 787 ، P 1012 ، S 1000 ، Cl 1251 ، Ar 1521 ؛

K 419 ؛

Cs 376.
التدرج في الدورات:

تزداد قيم جهد التأين كلما اتجهنا ناحية اليمين، بسبب زيادة شحنة النواة الفعالة وكذلك نقص نصف قطر الذرة، مما يؤدي إلى زيادة قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ فتحتاج إلى طاقة كبيرة لفصلها عن الذرة.
أي أن جهد التأين يتناسب عكسيًا مع نصف قطر الذرة.
(وتحدث شذوذات طفيفة عند المجموعتين 3A و6A بسبب استقرار المستويات الفرعية الممتلئة ونصف الممتلئة، مثل N > O.)
التدرج في المجموعات يقل جهد التأين رأسيًا في المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذري، لأنه بزيادة عدد الأغلفة الإلكترونية يزداد نصف قطر الذرة، وبالتالي تقل قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ فتقل الطاقة اللازمة لإزالتها.
جهد التأين الأول للغازات النبيلة في المجموعة الصفرية مرتفع لاستقرار نظامها الإلكتروني، إذ يصعب إزاحة إلكترون من مستوى طاقة مكتمل.

جهود التأين المتتالية.

يزداد جهد التأين الثاني عن جهد التأين الأول لزيادة شحنة النواة الفعالة (يُنتزع الإلكترون من أيون موجب).
ويزداد جهد التأين الثالث لعناصر المجموعة 2A زيادة كبيرة جدًا إذ يتسبب ذلك في كسر مستوى طاقة مكتمل بالإلكترونات.
ويوضح ذلك جهود تأين الماغنسيوم:

Mg(g) → Mg+(g) + e– Δ H = +737 kJ/mol

Mg+(g) → Mg2+(g) + e– Δ H = +1450 kJ/mol

Mg2+(g) → Mg3+(g) + e– Δ H = +7730 kJ/mol (قفزة كبيرة مفاجئة←الإلكترون من المستوى 2p⁶ المستقر)

✍️ أمثلة محلولة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
مثال محلول (3-1).	عنصر قيم جهود تأينه المتتالية 496 و4562 و6910 kJ/mol	عنصرجهودتأينهالمتتالية
•	ما مجموعته؟	مجموعته
•	القفزة الكبيرة بعد القيمة الأولى تدل على وجود إلكترون تكافؤ واحد فهو من المجموعة 1A (الصوديوم)	القفزةالكبيرةالقيمةالأولى
مثال محلول (3-2).	أيهما جهد تأينه الأول أكبر: Cl أم Na ؟ Cl لأنه في الجهة اليمنى من نفس الدورة (نصف قطر أصغر وشحنة نواة فعالة أكبر)	أيهماتأينهالأولأكبر
مثال محلول (3-3).	أيهما جهد تأينه أصغر: Rb أم K ؟ Rb لأنه أسفل في المجموعة (نصف قطر أكبر)	أيهماتأينهأصغرلأنه
مثال محلول (3-4): الطاقة اللازمة لتأين عينة.	الطاقة اللازمة لانتزاع إلكترون واحد من كل ذرة في 0.5 mol من ذرات الماغنسيوم الغازية =	لانتزاعإلكترونواحدذرات

0.5 × 737 = 368.5 kJ

.

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 8 / 30

3-2 الميل الإلكتروني

رأينا أن فقد مول من الذرات الغازية لمول من الإلكترونات يكون مصحوبًا بامتصاص كمية من الطاقة.
أما عند اكتساب مول من الذرات الغازية لمول من الإلكترونات فقد تنطلق أو تُمتص كمية من الطاقة، وهي ما تُعرف بالميل الإلكتروني.
الميل الإلكتروني هو مقدار التغير الحادث في الطاقة عندما يكتسب المول من الذرات المفردة الغازية مولًا من الإلكترونات.
مثال:

Br(g) + e– → Br–(g) Δ H = -325 kJ/mol

(تنطلق طاقة فالإشارة سالبة).
قيم الميل الإلكتروني (kJ/mol) لعناصر الفئتين s و p :

Li −59.6	Be >0	B −26.7	C −122	N +7	O −141	F −328	Ne +29
Na −52.9	Mg >0	Al −42.5	Si −134	P −72.0	S −200	Cl −349	Ar +35
K −48.4	Ca −2.4	Ga −28.9	Ge −119	As −78.2	Se −195	Br −325	Kr +39
Rb −46.9	Sr −5.0	In −28.9	Sn −107	Sb −103	Te −190	I −295	Xe +41
Cs −45.5	Ba −14	Tl −19.2	Pb −35.2	Bi −91.3	Po −183.3	At −270	Rn +41

ملاحظات على قيم الميل الإلكتروني:

عدم الانتظام في تدرج قيم الميل الإلكتروني في الدورات والمجموعات، عكس ما هو حادث في تدرج نصف القطر وجهد التأين.
أعلى قيم للطاقة المنطلقة تكون لعناصر مجموعة الهالوجينات (7A) لأن التركيب الإلكتروني لأنيوناتها هو نفس التركيب الإلكتروني لأقرب غاز نبيل إليها.
قيم الميل الإلكتروني الموجبة لعنصري البريليوم والماغنسيوم تدل على امتصاص طاقة عند اكتسابهما الإلكترونات، لأن الإلكترون المضاف يحتل المستوى الفرعي p الأعلى في الطاقة من المستوى الفرعي s المكتمل.
الامتلاء النصفي للمستوى الفرعي 2p في ذرة النيتروجين يمنحها استقرارًا. وعند اكتساب إلكترون يقل هذا الاستقرار نتيجة ازدواج هذا الإلكترون مع أحد إلكترونات 2p ، ولهذا تكون قيمة الميل الإلكتروني للنيتروجين موجبة.
قيم الميل الإلكتروني للغازات النبيلة موجبة بسبب استقرار تركيبها الإلكتروني.

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 9 / 30

3-3 السالبية الكهربية

السالبية الكهربية←للذرة هي قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية.

ويُعبَّر عنها بقيم نسبية تدل زيادتها على زيادة القدرة النسبية للذرة على جذب إلكترونات الرابطة.
أمثلة (مقياس بولنج) F 4.0 ، O 3.5 ، N 3.0 ، Cl 3.2 ، C 2.5 ، H 2.1 ، Na 0.9 ، Cs 0.7.

التدرج تزداد السالبية الكهربية في الدورات بزيادة العدد الذري ونقص نصف قطر الذرة، وتقل في المجموعات بزيادة العدد الذري.
ويعتبر الفلور أعلى العناصر المعروفة في السالبية الكهربية.
والفرق في السالبية الكهربية بين عنصرين له دور أساسي في تحديد نوع الترابط بينهما (كما سنرى في الباب الرابع).

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 10 / 30

3-4 المقارنة بين الميل الإلكتروني والسالبية الكهربية

يجب ألا نخلط بين السالبية الكهربية والميل الإلكتروني:

وجه المقارنة	الميل الإلكتروني	السالبية الكهربية
المعنى	التغير في الطاقة عند اكتساب ذرة غازية مفردة لإلكترون	قدرة الذرة المرتبطة على جذب إلكترونات الرابطة
حالة الذرة	ذرة مفردة في حالتها العنصرية	ذرة مرتبطة مع غيرها
طريقة التعبير	طاقة (kJ/mol)	قيمة نسبية بدون وحدة
انتظام التدرج	غير منتظم	منتظم

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 11 / 30

3-5 ملخص تدرج الخواص (للعناصر الممثلة)

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
عبر الدورة (من اليسار إلى اليمين)	نصف قطر الذرة ↓ جهد التأين ↑ السالبية الكهربية ↑	الذرةالتأينالسالبيةالكهربية
لأسفل في المجموعة	نصف قطر الذرة ↑ جهد التأين ↓ السالبية الكهربية ↓	الذرةالتأينالسالبيةالكهربية
•	وعليه فأعلى جهد تأين وسالبية كهربية في أعلى يمين الجدول (F ويكون الهيليوم الأعلى في جهد التأين) وأكبر الذرات حجمًا في أسفل اليسار (Cs)	وعليهفأعلىتأينوسالبية

✍️ أمثلة محلولة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
مثال محلول (3-5).	رتب F و Cl و Br و I تصاعديًا في السالبية الكهربية: I < Br < Cl < F	تصاعديالسالبيةالكهربية
مثال محلول (3-6).	لماذا الميل الإلكتروني للنيتروجين موجب بينما هو سالب للكربون؟	لماذاالميلالإلكترونيللنيتروجين
•	الكربون (2p²) يستطيع إضافة إلكترون في أوربيتال 2p فارغ ليصل إلى التركيب المستقر 2p³	الكربونيستطيعإضافةإلكترون
•	أما النيتروجين (2p³ نصف ممتلئ) فلا يستطيع الإضافة إلا بالازدواج وهذا يكلّف طاقة	النيتروجينممتلئيستطيعالإضافة
مثال محلول (3-7): سؤال من نمط الشكل.	عنصر D في المجموعة 1A الدورة 3 و F في المجموعة 7A الدورة 3 و X في المجموعة 1A الدورة 2	عنصرالمجموعةالدورة
جهد التأين	F > D و X > D
والترتيب التصاعدي لجهد التأين	D < X < F

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 12 / 30

4-1 الفلزات واللافلزات وأشباه الفلزات

كان العالم برزيليوس أول من قسّم العناصر إلى قسمين رئيسيين هما الفلزات واللافلزات في أوائل القرن التاسع عشر، وكان ذلك بالطبع قبل معرفة أي معلومات عن بنية الذرة.
ورغم قدم هذا التقسيم إلا أنه ما زال مستخدمًا، رغم أنه لا يوجد حد فاصل حاد بينهما.
وبتطور مفهومنا للتركيب الإلكتروني نميز بين الفلزات واللافلزات كما يلي:
الفلزات (Metals)

مجموعة العناصر التي يمتلئ غلاف تكافؤها بأقل من نصف سعته بالإلكترونات غالبًا.
تفقد إلكترونات غلاف التكافؤ لتصل إلى تركيب الغاز الخامل الذي هو غاية التفاعل الكيميائي، وتصبح أيونات موجبة؛ لذا توصف الفلزات بأنها عناصر كهروموجبة.
يُعزى توصيلها للكهرباء إلى سهولة انتقال إلكترونات تكافؤها القليلة من مكان ما في الفلز إلى مكان آخر.
تتميز بكبر نصف قطر ذراتها مما يؤدي إلى صغر جهد تأينها.

اللافلزات (Nonmetals)

مجموعة العناصر التي يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته بالإلكترونات غالبًا.
تكتسب عددًا قليلًا من الإلكترونات لتصل إلى تركيب الغاز الخامل وتصبح أيونات سالبة؛ لذا توصف اللافلزات بأنها عناصر كهروسالبة.
يُعزى عدم توصيلها للكهرباء إلى شدة ارتباط إلكترونات تكافؤها بالنواة، لذا يصعب انتقال هذه الإلكترونات، وتكون اللافلزات عازلة للكهرباء.
يؤدي صغر أنصاف أقطار اللافلزات إلى كبر قيمة جهد تأينها.

أشباه الفلزات (Metalloids) مجموعة من العناصر (مثل B و Si و Ge و As و Sb و Te و At) تقع على خط قطري بين الفلزات واللافلزات.
وتتميز بأن لها مظهر الفلزات ومعظم خواص اللافلزات، وأن سالبيتها الكهربية متوسطة بين الفلزات واللافلزات، وتوصيلها الكهربي أقل من الفلزات ولكنه أكبر كثيرًا من اللافلزات.
وتُستخدم في صناعة أجزاء من الأجهزة الإلكترونية كالترانزستورات بصفتها أشباه موصلات (Semiconductors).
موقعها في الجدول جميع الفلزات تقع يسار أشباه الفلزات ، أما اللافلزات فتقع يمين أشباه الفلزات.

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 13 / 30

4-2 تدرج الخاصية الفلزية واللافلزية

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
في الدورات الأفقية	كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين نجد أن المجموعة الأولى تحتوي على أقوى الفلزات ثم تبدأ الخاصية الفلزية تقل بالتدريج بزيادة العدد الذري حتى نصل إلى أشباه الفلزات ثم تبدأ الخاصية اللافلزية تزداد إلى أن تنتهي بالمجموعة 7A التي تحتوي على أقوى اللافلزات	كلمااتجهنااليساراليمين
في المجموعات الرأسية	تزداد الخاصية الفلزية بزيادة العدد الذري كلما اتجهنا إلى أسفل	تزدادالخاصيةالفلزيةبزيادة
•	نستنتج من ذلك أن أقوى الفلزات تقع في أسفل يسار الجدول الدوري (فالسيزيوم أقوى العناصر من ناحية الخاصية الفلزية) وتقع أقوى اللافلزات في أعلى يمين الجدول (فالفلور أقوى العناصر لافلزية)	نستنتجأقوىالفلزاتأسفل
مثال محلول (4-1).	صنّف Si و Cl و Ca و Ge و K. الفلزات: K و Ca اللافلز: Cl أشباه الفلزات: Si و Ge	الفلزاتاللافلزأشباه

مثال محلول (4-2). لماذا Al فلز بينما Cl لافلز؟
Al (3 إلكترونات تكافؤ ونصف قطر كبير وجهد تأين صغير) يفقد الإلكترونات؛
أما Cl (7 إلكترونات تكافؤ ونصف قطر صغير وميل إلكتروني كبير) فيكتسب إلكترونًا.

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 14 / 30

4-3 الأكاسيد: الحامضية والقاعدية والمترددة والمتعادلة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
أكاسيد اللافلزات	عند ذوبانها في الماء تعطي أحماضًا وتُسمّى عادةً الأكاسيد الحامضية وتتفاعل مع القلويات منتجة ملحًا وماء: CO₂(g) + H₂O(l) → H₂CO₃(aq) (حمض الكربونيك) SO₃(g) + H₂O(l) → H₂SO₄(aq) (حمض الكبريتيك) CO₂(g) + 2NaOH(aq) → Na₂CO₃(aq) + H₂O(l)	ذوبانهاالماءتعطيأحماض
أكاسيد الفلزات	تُسمّى عادةً أكاسيد قاعدية وبعضها قابل للذوبان في الماء والبعض الآخر لا يذوب. وتُسمّى الأكاسيد القاعدية القابلة للذوبان في الماء الأكاسيد القلوية لأنها تكوّن قلويات. وتتفاعل مع الأحماض منتجة ملحًا وماء: Na₂O(s) + H₂O(l) → 2NaOH(aq) K₂O(s) + H₂O(l) → 2KOH(aq) Na₂O(s) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H₂O(l) MgO(s) + H₂SO₄(aq) → MgSO₄(aq) + H₂O(l)	عادةقاعديةوبعضهاقابل
الأكاسيد المترددة (Amphoteric oxides)	مثل أكسيد الألومنيوم Al₂O₃ وأكسيد الخارصين ZnO وأكسيد الأنتيمون Sb₂O₃ وأكسيد القصدير SnO وهي تتفاعل تارة كأكاسيد قاعدية وتارة أخرى كأكاسيد حامضية: Al₂O₃(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl₃(aq) + 3H₂O(l) Al₂O₃(s) + 2NaOH(aq) → 2NaAlO₂(s) + H₂O(l) (ألومينات الصوديوم) ZnO(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂O(l) ZnO(s) + 2NaOH(aq) → Na₂ZnO₂(aq) + H₂O(l) (خارصينات الصوديوم)	أكسيدالألومنيومAl₂O₃وأكسيد
الأكاسيد المتعادلة (Neutral oxides)	مثل أول أكسيد الكربون CO وأكسيد النيتريك NO وأكسيد النيتروز N₂O وهي أكاسيد لا تتفاعل مع الأحماض أو القلويات ولا تذوب بسهولة في الماء	أكسيدالكربونوأكسيدالنيتريك

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 15 / 30

4-4 الخواص الحامضية والقاعدية في الجدول الدوري

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
في الدورات الأفقية	كلما زاد العدد الذري للعنصر تقل الصفة القاعدية للأكسيد بينما تزداد الصفة الحامضية. الدورة الثالثة: Na₂O (قاعدي قوي) MgO (قاعدي) Al₂O₃ (متردد) SiO₂ (حامضي ضعيف) P₄O₁₀ (حامضي) SO₃ (حامضي قوي) Cl₂O₇ (حامضي قوي جدًا). P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄ Cl₂O₇ + H₂O → 2HClO₄	كلماالعددالذريللعنصر
في المجموعات الرأسية	لو أخذنا عناصر المجموعة الأولى مثالًا نجد أن الخاصية القاعدية تزداد رأسيًا كلما زاد العدد الذري (أي كلما اتجهنا لأسفل): LiOH < NaOH < KOH < RbOH < CsOH	أخذناعناصرالمجموعةالأولى
•	وعند تتبع الخاصية الحامضية في المركبات الهيدروجينية لعناصر المجموعة 7A نجد أنه بزيادة نصف قطر ذرة العنصر يقل جذب ذرة الهيدروجين فيسهل تأينها أي تزداد الصفة الحامضية: HF < HCl < HBr < HI	وعندتتبعالخاصيةالحامضية

مثال محلول (4-3).←وضّح بمعادلات موزونة أن أكسيد الصوديوم قاعدي وأن ثالث أكسيد الكبريت حامضي.

Na₂O + 2HCl → 2NaCl + H₂O ؛

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
•	SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O	2NaOHNa₂SO₄
مثال محلول (4-4).	وضّح أن أكسيد القصدير II متردد. SnO + 2HCl → SnCl₂ + H₂O SnO + 2NaOH → Na₂SnO₂ + H₂O	أكسيدالقصديرمتردد2HCl
مثال محلول (4-5).	صنّف الأكاسيد CaO و SO₂ و ZnO و NO و Li₂O. CaO قاعدي SO₂ حامضي ZnO متردد NO متعادل Li₂O قاعدي	الأكاسيدLi₂Oقاعديحامضي
مثال محلول (4-6).	أيهما أقوى حامضيةً في الماء: HI أم HF ؟ HI لأن الرابطة H–I أطول وأضعف	أيهماأقوىحامضيةالماء

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 16 / 30

الدرس الخامس: أعداد التأكسد

5-1 المفهوم

استُخدم قديمًا قبل التعرف على طبيعة الروابط الكيميائية مفهوم التكافؤ للتعبير عن قدرة الذرة على الارتباط بعدد معين من الذرات الأخرى.
أما الآن فيُستخدم مفهوم عدد التأكسد كبديل أفضل للتكافؤ.
عدد التأكسد هو عدد يمثل الشحنة الكهربية (الموجبة أو السالبة) التي تبدو على الأيون أو الذرة في المركب، سواء كان أيونيًا أو تساهميًا.

5-2 المركبات الأيونية

يكون عدد تأكسد الأيون أو المجموعة الذرية في المركب الأيوني مساويًا لمقدار شحنتها وبنفس الإشارة: K⁺Br⁻ (K +1 ، Br −1) ، Na⁺Cl⁻ ، Mg²⁺O²⁻ ، Ca²⁺CO₃²⁻ ، Cu²⁺SO₄²⁻.

رغم أن جزيء المركب التساهمي لا يتكون من أيونات موجبة وسالبة، إلا أن ذراته تحمل شحنات توضح الإزاحة الإلكترونية الحادثة في الرابطة؛
فالذرة الأكثر سالبية كهربية تحمل شحنة سالبة والذرة الأقل سالبية كهربية تحمل شحنة موجبة.
وهناك حالتان:

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	مثال	كلمات مفتاحية
في الجزيئات متماثلة الذرات	مثل Cl₂ و H₂ و O₂ و N₂ و S₈ و P₄ و O₃ تكون الإزاحة الإلكترونية في الروابط بين الذرات متساوية لأن ذرات أي جزيء لعنصر واحد متساوية في السالبية الكهربية وبالتالي يكون عدد تأكسد أي ذرة في هذا الجزيء يساوي صفرًا	—	تكونالإزاحةالإلكترونيةالروابط
عندما يتكون الجزيء من ذرتين مختلفتين	في السالبية الكهربية تُحسب الإلكترونات المشتركة مع الذرة الأكثر سالبية كهربية	HCl : H (+1) و Cl (−1) H₂O : H (+1) و O (−2) CO₂ : C (+4) و O (−2)	السالبيةالكهربيةالإلكتروناتالمشتركة

مجموع أعداد التأكسد لذرات المركب المتعادل = صفر ؛ وفي الأيون المركب يساوي شحنة الأيون.
عدد تأكسد عناصر المجموعة 1A في مركباتها دائمًا +1 ، والمجموعة 2A +2 ، والمجموعة 3A +3 ، وعدد تأكسد الفلور دائمًا −1 ؛ لذا نبدأ بكتابة أعداد تأكسدها أولًا ثم نكمل حساب أعداد تأكسد بقية العناصر.
فوق الأكاسيد (مثل H₂O₂ و Na₂O₂) فيكون −1 ؛ وفي سوبر أكسيد البوتاسيوم KO₂ يكون −½ ؛ وفي ثاني فلوريد الأكسجين OF₂ يكون +2.
عدد تأكسد الهيدروجين في معظم مركباته +1 ، عدا هيدريدات الفلزات النشيطة مثل NaH و CaH₂ و AlH₃ وهي مركبات أيونية تحتوي على أيون الهيدريد H⁻ فيكون عدد تأكسد الهيدروجين فيها −1 (فإذا صُهر هيدريد الصوديوم وحُلل كهربيًا يتصاعد الهيدروجين عند المصعد).
التأكسد يخص ذرة واحدة أو أيونًا واحدًا فقط في الجزيء؛ وبعض المركبات مثل NH₄NO₂ يكون لذرتي النيتروجين فيها عددا تأكسد مختلفان (N في NH₄⁺ هو −3 وفي NO₂⁻ هو +3).
أعلى حالة تأكسد لأي عنصر ممثل لا تتعدى رقم مجموعته (حسب الترقيم 1A ، 2A ، …).
NO₃⁻ (−1) ، CO₃²⁻ (−2) ، SO₄²⁻ (−2) ، NH₄⁺ (+1).

توضيحات←Na₂O : Na +1 ، O −2. Na₂O₂ : O −1. KO₂ : K +1 ، O −½. CaH₂ : Ca +2 ، H −1. AlH₃ : Al +3 ، H −1.

5-5 أمثلة محلولة

✍️ أمثلة محلولة

مثال محلول (5-1).←عدد تأكسد Cr في K₂Cr₂O₇ :

2(+1) + 2x + 7(-2) = 0

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
•	← 2x = 12 ← x = +6
مثال محلول (5-2).	Mn في KMnO₄ : + 1 + x + 4(-2) = 0 ← x = +7	KMnO₄
Mn في MnO₂	x − 4 = 0 ← +4
Mn في MnCl₂	x − 2 = 0 ← +2
مثال محلول (5-3).	S في H₂SO₄ : 2 + x – 8 = 0 ← +6	H₂SO₄
S في Na₂S₂O₃	2 + 2x – 6 = 0 ← x = +2
S في SO₃²⁻	x − 6 = −2 ← +4
S في H₂S	2 + x = 0 ← −2
مثال محلول (5-4).	N في NH₄⁺ : x + 4 = +1 ← −3
N في NO₃⁻	x − 6 = −1 ← +5
N في HNO₂	1 + x – 4 = 0 ← +3
N في N₂O	2x − 2 = 0 ← +1
N في NO₂	x − 4 = 0 ← +4
N في N₂H₄	2x + 4 = 0 ← −2
مثال محلول (5-5).	Cl في NaClO : + 1 + x – 2 = 0 ← +1	NaClO
في KClO₃	+ 1 + x – 6 = 0 ← +5
في HClO₄	1 + x – 8 = 0 ← +7
مثال محلول (5-6).	C في CH₄ : x + 4 = 0 ← −4
في CH₃OH	x + 3 – 2 + 1 = 0 ← −2
في HCOOH	2 + x – 4 = 0 ← +2
في CO
في CO₂
مثال محلول (5-7).	O في H₂O₂ : 2(+1) + 2x = 0 ← −1	H₂O₂
في OF₂	x + 2(-1) = 0 ← +2
في KO₂	+1 + 2x = 0 ← −½
مثال محلول (5-8): العدد المتوسط.	Fe في Fe₃O₄ : 3x − 8 = 0 ← x = +8 / 3 (متوسط ذرتين Fe³⁺ وذرة Fe²⁺)	Fe₃O₄ذرتينوذرة
مثال محلول (5-9): من رقم المجموعة.	أعلى عدد تأكسد للكلور (7A) هو +7	أعلىتأكسدللكلور

وللنيتروجين (5A) هو +5 ؛

وللكبريت (6A) هو +6.
وأقل عدد تأكسد = (رقم المجموعة − 8) Cl ← −1 ، N ← −3 ، S ← −2.

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 17 / 30

6-1 التعريفات

يُستفاد من أعداد التأكسد في معرفة نوع التغير الحادث للعنصر أثناء التفاعل الكيميائي في تفاعلات الأكسدة والاختزال:

الأكسدةعملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة في الشحنة الموجبة (زيادة عدد التأكسد).

الاختزالعملية اكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص في الشحنة الموجبة (نقص عدد التأكسد).

العامل المختزلهو المتفاعل الذي يفقد الإلكترونات (يتأكسد) ، والعامل المؤكسد هو المتفاعل الذي يكتسب هذه الإلكترونات (يُختزل).

تحدث الأكسدة والاختزال دائمًا معًا؛

فعدد الإلكترونات التي يفقدها العامل المختزل يساوي عدد الإلكترونات التي يكتسبها العامل المؤكسد.
والتفاعل الذي لا تتغير فيه أعداد التأكسد ليس من تفاعلات الأكسدة والاختزال (مثل التعادل NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O ، والترسيب AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃ ، و CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂).

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 18 / 30

6-2 سلوك العامل حسب عدد تأكسد الذرة المركزية

عندما يكون عدد تأكسد الذرة المركزية في المركب أكبر ما يمكن فإنه يقوم بدور العامل المؤكسد فقط: K₂Cr₂O₇ (Cr +6) ، HNO₃ (N +5) ، H₂SO₄ (S +6) ، KMnO₄ (Mn +7).
وعندما يكون عدد تأكسدها أقل ما يمكن فإنه يقوم بدور العامل المختزل فقط: NH₃ (N −3) ، CH₄ (C −4) ، H₂S (S −2) ، H₂.
وفي الحالات التي تكون فيها حالة التأكسد متوسطة فيمكن للمركب القيام بدور العامل المؤكسد أو العامل المختزل حسب التفاعل: HNO₂ (N +3) ، SO₂ (S +4) ، H₂O₂ (O −1).

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 19 / 30

6-3 تعرف تفاعلات الأكسدة والاختزال بأعداد التأكسد

✍️ أمثلة محلولة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
مثال محلول (6-1).	Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu	CuSO₄ZnSO₄
Zn	0 ← +2 (أكسدة	أكسدة
•	Zn هو العامل المختزل)	العاملالمختزل
Cu	+2 ← 0 (اختزال	اختزال
•	CuSO₄ أو Cu²⁺ هو العامل المؤكسد)	CuSO₄العاملالمؤكسد
مثال محلول (6-2).	CuO + H₂ → Cu + H₂O . Cu : +2 ← 0 (يُختزل CuO عامل مؤكسد). H : 0 ← +1 (يتأكسد H₂ عامل مختزل)	ختزلعاملمؤكسديتأكسد
مثال محلول (6-3).	Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂ . Fe : +3 ← 0 اختزال (Fe₂O₃ عامل مؤكسد) C : +2 ← +4 أكسدة (CO عامل مختزل)	Fe₂O₃3CO₂اختزالعامل
مثال محلول (6-4): تفاعل ليس أكسدة واختزال.	CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂ : Ca (+2) و C (+4) و O (−2) و H (+1) و Cl (−1) في الطرفين	CaCO₃2HClCaCl₂الطرفين
لا شيء يتغير	ليس تفاعل أكسدة واختزال	تفاعلأكسدةواختزال
مثال محلول (6-5): أكسدة أم اختزال؟	NO₂ ← N₂O₄ : N (+4) ← (+4) لا هذا ولا ذاك	N₂O₄
Cr₂O₇²⁻ ← Cr₂O₃	Cr +6 ← +3 اختزال	اختزال
MnO₄⁻ ← MnO₂	Mn +7 ← +4 اختزال	اختزال
ClO₃⁻ ← ClO₄⁻	Cl +5 ← +7 أكسدة	أكسدة
FeCl₂ ← FeCl₃	Fe +2 ← +3 أكسدة	أكسدة
O₂ ← O₃	لا تغير في عدد التأكسد (ليس أكسدة واختزالًا)	تغيرالتأكسدأكسدةواختزال

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 20 / 30

6-4 المعادلة الأيونية والأيون المتفرج ونصفا التفاعل

في تفاعل الأكسدة والاختزال 2NaI(aq) + Cl₂(g) → 2NaCl(aq) + I₂(s) يكون كل من NaCl و NaI في صورة أيونات، ولذلك يمكن كتابة المعادلة في صورة أخرى تُعرف بالمعادلة الأيونية الكلية:
2Na⁺ + 2I⁻ + Cl₂ → 2Na⁺ + 2Cl⁻ + I₂

ويوصف أيون Na⁺ في هذا التفاعل بالأيون المتفرج لعدم اشتراكه بشكل فعلي في التفاعل الحادث (عدم حدوث تغير في عدد تأكسده في طرفي المعادلة).
وعند حذف الأيون المتفرج من المعادلة الأيونية الكلية تصبح لدينا المعادلة الأيونية النهائية وهي التي تحتوي على الذرات أو الأيونات أو الجزيئات التي حدث لها تغير في أعداد تأكسدها:
2I⁻ + Cl₂ → 2Cl⁻ + I₂

ويلاحظ في هذا التفاعل أن أيونات اليوديد السالبة تحولت إلى جزيء يود متعادل (زيادة في عدد التأكسد من −1 إلى 0 ، أكسدة) ، وأن جزيئات الكلور المتعادلة تحولت إلى أيونات الكلوريد (نقص في عدد التأكسد من 0 إلى −1 ، اختزال).
ويمكن فصل المعادلة الأيونية النهائية إلى معادلتين تمثل كل منهما أحد التفاعلين.
ولتحقيق قانون حفظ الشحنات نضيف الإلكترونات المفقودة والمكتسبة:

معادلة نصف تفاعل الأكسدة2I⁻ → I₂ + 2e⁻

معادلة نصف تفاعل الاختزالCl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻

✍️ أمثلة محلولة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
مثال محلول (6-6): فلز مع كبريتات النحاس.	Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)	CuSO₄ZnSO₄
الأيونية الكلية	Zn + Cu²⁺ + SO₄²⁻ → Zn²⁺ + SO₄²⁻ + Cu	SO₄²
•	الأيون المتفرج SO₄²⁻	الأيونالمتفرجSO₄²
النهائية	Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
نصفا التفاعل	Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (أكسدة)	أكسدة
•	Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (اختزال)	اختزال
مثال محلول (6-7): الصوديوم مع الماء.	2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂	2H₂O2NaOH
الأيونية	2Na + 2H₂O → 2Na⁺ + 2OH⁻ + H₂	2H₂O
الأكسدة	Na → Na⁺ + e⁻ (×2)
الاختزال	2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻	2H₂O

Na هو العامل المختزل ؛

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
•	والماء (H +1) هو العامل المؤكسد	والماءالعاملالمؤكسد
مثال محلول (6-8): الكالسيوم مع الماء.	Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂	2H₂O
النهائية	Ca + 2H₂O → Ca²⁺ + 2OH⁻ + H₂	2H₂O
الأكسدة	Ca → Ca²⁺ + 2e⁻
الاختزال	2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻	2H₂O

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 21 / 30

6-5 موازنة المعادلات الأيونية لتفاعلات الأكسدة والاختزال (طريقة نصفي التفاعل)

تتم عملية الموازنة باتباع الخطوات التالية:

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
الخطوة 1	فصل تفاعلي الأكسدة والاختزال	تفاعليالأكسدةوالاختزال
الخطوة 2	موازنة الذرات والأيونات في طرفي كل معادلة	موازنةالذراتوالأيوناتطرفي
الخطوة 3	تحقيق قانون حفظ الشحنة بإضافة الإلكترونات المفقودة والمكتسبة	تحقيققانونالشحنةبإضافة
الخطوة 4	مساواة أعداد الإلكترونات المفقودة والمكتسبة في معادلتي الأكسدة والاختزال (بالضرب في أعداد مناسبة)	مساواةأعدادالإلكتروناتالمفقودة
الخطوة 5	جمع معادلتي الأكسدة والاختزال (تحذف الإلكترونات)	معادلتيالأكسدةوالاختزالتحذف

✍️ أمثلة محلولة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
مثال محلول (6-9): نمط مثال الكتاب.	Cr(s) + H⁺(aq) → Cr³⁺(aq) + H₂(g)
الأكسدة	Cr → Cr³⁺ + 3e⁻
الاختزال	2H⁺ + 2e⁻ → H₂
نضرب الأولى في 2 والثانية في 3	2Cr → 2Cr³⁺ + 6e⁻	2Cr³
•	6H⁺ + 6e⁻ → 3H₂
بالجمع	2Cr + 6H⁺ → 2Cr³⁺ + 3H₂	2Cr³
فحص الشحنة	الطرف الأيسر +6 والأيمن +6 ✓	الطرفالأيسروالأيمن
مثال محلول (6-10).	Al + Ni²⁺ → Al³⁺ + Ni
الأكسدة	Al → Al³⁺ + 3e⁻ (×2)
الاختزال	Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni (×3)
بالجمع	2Al + 3Ni²⁺ → 2Al³⁺ + 3Ni	3Ni²2Al³
الشحنة	+6 = +6 ✓
مثال محلول (6-11).	Zn + Fe³⁺ → Zn²⁺ + Fe²⁺
الأكسدة	Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
الاختزال	Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ (×2)
بالجمع	Zn + 2Fe³⁺ → Zn²⁺ + 2Fe²⁺	2Fe³2Fe²
الشحنة	+6 = +2 + 4 ✓
مثال محلول (6-12).	Br⁻ + Cl₂ → Cl⁻ + Br₂ : 2Br⁻ → Br₂ + 2e⁻ Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ . بالجمع: 2Br⁻ + Cl₂ → Br₂ + 2Cl⁻	بالجمع
مثال محلول (6-13): الموازنة باستخدام أعداد التأكسد.	Sn²⁺ + Fe³⁺ → Sn⁴⁺ + Fe²⁺
•	يزداد عدد تأكسد Sn بمقدار 2 ويقل عدد تأكسد Fe بمقدار 1	يزدادتأكسدبمقدارويقل
فيلزم أيونان Fe³⁺ لكل أيون Sn²⁺	Sn²⁺ + 2Fe³⁺ → Sn⁴⁺ + 2Fe²⁺	2Fe³2Fe²
مجموع الشحنة	+8 = +8 ✓

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 22 / 30

6-6 أنواع خاصة من تفاعلات الأكسدة والاختزال

تفاعلات عدم التناسب (Disproportionation Reactions)←نوع من تفاعلات الأكسدة والاختزال تحدث فيه عملية أكسدة وعملية اختزال لأيون واحد (أو ذرة واحدة) في أحد المتفاعلات، فيتأكسد ويُختزل في الوقت نفسه.

H₂O₂ → 2H₂O + O₂الأكسجين في H₂O₂ عدد تأكسده −1 ؛ يصبح −2 في H₂O (اختزال) و 0 في O₂ (أكسدة).

Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂OCl من 0 إلى −1 ومن 0 إلى +1.

تفاعلات التناسب المشترك (Comproportionation Reactions)تحدث لمركبين أو أيونين يتضمنان عنصرًا مشتركًا في حالتي تأكسد مختلفتين لتكوين ناتج واحد له حالة تأكسد وسطى.

H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂OS (−2) يتأكسد و S (+4) يُختزل ويعطيان S (0).

I⁻ + IO₃⁻ + 6H⁺ → 3I₂ + 3H₂Oاليود (−1) واليود (+5) يعطيان اليود (0). (فحص: ذرات I = 6 ، O = 3 ، H = 6 ؛ الشحنة 0 في الطرفين ✓.)

✍️ أمثلة محلولة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
مثال محلول (6-14).	حدد الأكسدة والاختزال والعامل المؤكسد والعامل المختزل في MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O	الأكسدةوالاختزالوالعاملالمؤكسد
Mn	+4 ← +2 اختزال MnO₂ عامل مؤكسد	اختزالMnO₂عاملمؤكسد
Cl	−1 ← 0 أكسدة HCl عامل مختزل (اثنان فقط من أربعة أيونات Cl⁻ يتغير عدد تأكسدهما)	أكسدةعاملمختزلاثنان
مثال محلول (6-15).	SO₂ + Cl₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HCl : S : +4 ← +6 يتأكسد (SO₂ عامل مختزل) Cl : 0 ← −1 يُختزل (Cl₂ عامل مؤكسد)	2H₂OH₂SO₄2HClيتأكسد
مثال محلول (6-16).	أي التفاعلات التالية ليس أكسدة واختزال: (أ) 2Mg + O₂ → 2MgO (ب) NaOH + HCl → NaCl + H₂O (ج) H₂ + Cl₂ → 2HCl ؟	التفاعلاتالتاليةأكسدةواختزال

الإجابة (ب) فقط؛

فالتفاعلان (أ) و(ج) أكسدة واختزال.

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 23 / 30

6-7 الخلاصة

زيادة عدد التأكسد ← أكسدة (فقد إلكترونات) ← عامل مختزل.
نقص عدد التأكسد ← اختزال (اكتساب إلكترونات) ← عامل مؤكسد.
تُوزن معادلات الأكسدة والاختزال بحيث تتساوى الإلكترونات المفقودة والمكتسبة وتُحفظ الشحنة.

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 24 / 30

الجزء 25

📖

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 25 / 30

📌 قاموس المفاهيم والمصطلحات العلمية الدقيقة:

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
الجدول الدوري الحديث (Modern Periodic Table)	ترتيب طبيعي للعناصر تصاعدياً وفق أعدادها الذرية وطريقة ملء مستويات الطاقة الفرعية بالإلكترونات (مبدأ البناء التصاعدي) ويتكون من 7 دورات أفقية و 18 مجموعة رأسية مقسمة إلى 4 فئات: s	ترتيبطبيعيللعناصرتصاعديا
نصف القطر الذري (Atomic Radius)	نصف المسافة بين مركزي ذرتين متماثلتين في جزيء ثنائي الذرة تساهمي ويقل نصف القطر في الدورة الواحدة بزيادة العدد الذري لزيادة الشحنة النووية الفعالة (Z_eff) ويزداد في المجموعة بزيادة عدد مستويات الطاقة الرئيسية	المسافةمركزيذرتينمتماثلتين
طاقة التأين (Ionization Energy)	مقدار الطاقة اللازمة لفصل أقل الإلكترونات ارتباطاً بالذرة المفردة الغازية وهي في حالتها المستقرة وتتدرج عكسياً مع نصف القطر الذري	مقدارالطاقةاللازمةلفصل

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
السالبية الكهربية (Electronegativity)	قدرة الذرة في الجزيء التساهمي على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية نحوها ويعتبر الفلور (F) أعلى عناصر الجدول الدوري في السالبية الكهربية (قيمته 4.0)	قدرةالذرةالجزيءالتساهمي
الميل الإلكتروني (Electron Affinity)	مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة الغازية المفردة المستقرة إلكتروناً لتتحول إلى أيون سالب	مقدارالطاقةالمنطلقةعندما

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 26 / 30

⚖️ القوانين والعلاقات الرياضية والفيزيائية الحاكمة:

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
الشحنة النووية الفعالة	Z_eff = Z_actual – S (حيث S شحنة الحجب لإلكترونات المستويات الداخلية)	actualالحجبلإلكتروناتالمستويات
تدرج نصف القطر	يقل في الدورة من اليسار لليمين (←) \| يزداد في المجموعة من أعلى لأسفل (↓)	الدورةاليسارلليمينيزداد
تدرج طاقة التأين والسالبية	تزداد في الدورة من اليسار لليمين (→) \| تقل في المجموعة من أعلى لأسفل (↑)	تزدادالدورةاليسارلليمين
أكاسيد قاعدية	تتفاعل مع الأحماض لتعطي ملحاً وماء (Na₂O MgO)	تتفاعلالأحماضلتعطيملحا
أكاسيد حامضية	تتفاعل مع القلويات لتعطي ملحاً وماء (CO₂ SO₃ P₂O₅)	تتفاعلالقلوياتلتعطيملحا
أكاسيد مترددة (Amphoteric)	تتفاعل كقواعد مع الأحماض وتتفاعل كأحماض مع القواعد (Al₂O₃ ZnO Sb₂O₃ SnO)	تتفاعلكقواعدالأحماضوتتفاعل

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 27 / 30

🔍 الشرح المستفيض والتعليلات العلمية المعتمدة (“علل”):

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
علل: يقل نصف القطر الذري في الدورة الواحدة من اليسار إلى اليمين؟	لزيادة الشحنة الموجبة للنواة (الشحنة النووية الفعالة Z_eff) مع بقاء عدد مستويات الطاقة ثابتاً مما يزيد من قوة جذب النواة لإلكترونات التكافؤ الخارجية فيتقلص حجم الذرة	لزيادةالشحنةالموجبةللنواة
علل	طاقة التأين الثانية للماغنسيوم (Mg₁₂) أعلى من طاقته الأولى بينما طاقة التأين الثانية للصوديوم (Na₁₁) هائلة جداً؟ لأن طاقة التأين الثانية للصوديوم تتطلب كسر مستوى طاقة رئيسي تام الامتلاء ومستقر جداً بالغاز الخامل (النيون) بينما الماغنسيوم ينتج عن تأينه الثاني الوصول للاستقرار والغاز الخامل	طاقةالتأينالثانيةللماغنسيوم
علل: يعتبر أكسيد الألومنيوم Al₂O₃ أكسيداً متردداً؟	لأنه يتفاعل مع الأحماض القوية كأكسيد قاعدي ليعطي ملح الألومنيوم والماء ويتفاعل مع القواعد القوية كأكسيد حامضي ليعطي ميتا ألومينات الصوديوم والماء	لأنهيتفاعلالأحماضالقوية

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 28 / 30

📊 تدرج الخواص الدورية الرئيسية في الجدول الدوري:

الخاصية الدورية	التغير عبر الدورة (من اليسار لليمين)	التغير عبر المجموعة (من أعلى لأسفل)	السبب العلمي الحاكم
نصف القطر الذري	يتناقص تدريجياً (يقل)	يتزايد تدريجياً (يزداد)	زيادة Z_eff في الدورة / زيادة المستويات في المجموعة
جهد التأين	يتزايد تدريجياً (يزداد)	يتناقص تدريجياً (يقل)	صغر نصف القطر وقوة جذب النواة في الدورة
السالبية الكهربية	تتزايد تدريجياً (تزداد)	تتناقص تدريجياً (تقل)	تقارب النواة من إلكترونات الرابطة بصغر الحجم
الصفة الفلزية	تقل تدريجياً وتظهر اللافلزية	تزداد الصفة الفلزية	سهولة فقد الإلكترونات بزيادة نصف القطر في المجموعة

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 29 / 30

💡 كبسولة الفنيات وتريكات الامتحانات والأسئلة الوزارية 2026/2027:

أعلى العناصر سالبية الفلور (F) > الأكسجين (O) > النيتروجين (N) > الكلور (Cl).
أكبر الذرات حجماً في الجدول الدوري هو السيزيوم (Cs) وأقلها حجماً هو الفلور (F).

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر · 30 / 30

المناهج الدراسية

الصف الثاني الثانوي

الكيمياء

الفيزياء

الرياضيات البحتة

الرياضيات التطبيقية

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر

وتستنتج نوع العنصر وخواصه من موقعه؛

وتحدد أسماء فئات الجدول الدوري ومواقعها؛

وتحسب عدد تأكسد الذرة في مركب؛

وتتعرف تفاعلات الأكسدة والاختزال؛

🌳 شجرة المفاهيم

الباب الثالث — الجدول الدوري وتصنيف العناصر

│ ├── 1-1 أساس الترتيب

│ ├── 1-2 وصف الجدول الدوري

│ ├── 1-3 فئات الجدول الدوري الحديث

│ ├── 1-4 أنواع العناصر

│ ├── 2-1 التعريف

│ ├── 2-3 التدرج في المجموعات (لأسفل)

│ └── 2-4 نصف قطر الأيون مقارنةً بنصف قطر الذرة

│ ├── 3-1 جهد التأين (طاقة التأين)

│ ├── 3-2 الميل الإلكتروني

│ ├── 3-3 السالبية الكهربية

│ └── 3-5 ملخص تدرج الخواص (للعناصر الممثلة)

│ ├── 4-1 الفلزات واللافلزات وأشباه الفلزات

│ ├── 4-2 تدرج الخاصية الفلزية واللافلزية

│ ├── 5-1 المفهوم

│ ├── 5-2 المركبات الأيونية

│ ├── 5-3 المركبات التساهمية

│ ├── 5-4 قواعد حساب أعداد التأكسد

│ └── 5-5 أمثلة محلولة

├── 6-1 التعريفات

├── 6-2 سلوك العامل حسب عدد تأكسد الذرة المركزية

├── 6-6 أنواع خاصة من تفاعلات الأكسدة والاختزال

└── 6-7 الخلاصة

Cs و Ba عنصران ممثلان؛

من Hf إلى Hg عناصر الفئة d؛

✍️ أمثلة محلولة

198 ÷ 2 = 99 pm

2-2 التدرج في الدورات (من اليسار إلى اليمين)

2-3 التدرج في المجموعات (لأسفل)

✍️ أمثلة محلولة

والعنصر A في الدورة 3 المجموعة 1A ؛

K 419 ؛

Mg(g) → Mg+(g) + e– Δ H = +737 kJ/mol

Mg+(g) → Mg2+(g) + e– Δ H = +1450 kJ/mol

✍️ أمثلة محلولة

0.5 × 737 = 368.5 kJ

Br(g) + e– → Br–(g) Δ H = -325 kJ/mol

✍️ أمثلة محلولة

Na₂O + 2HCl → 2NaCl + H₂O ؛

5-1 المفهوم

5-2 المركبات الأيونية

5-5 أمثلة محلولة

✍️ أمثلة محلولة

2(+1) + 2x + 7(-2) = 0

وللنيتروجين (5A) هو +5 ؛

تحدث الأكسدة والاختزال دائمًا معًا؛

✍️ أمثلة محلولة

✍️ أمثلة محلولة

Na هو العامل المختزل ؛

✍️ أمثلة محلولة

✍️ أمثلة محلولة

الإجابة (ب) فقط؛

أحسنت! أنهيت هذا الدرس